Характерные химические свойства кислот. 11 кл .

1. Характерные химические свойства кислот. 11 кл. Выполнила ученица 11 кл. Демина Н. Руководитель: Ершова М.К. учитель химии МОУ «Ивановская СОШ» Куркинского района Тульской области. 2012 г.

2. Классификации кислот Физические свойства кислот Химические свойства кислот

3. Классификация кислот HF HCl HBr HI H2S HNO3 H2SO4 H2SiO3 H2CO3 H3PO4

4. Классификация кислот HCl HNO3 H2S H2SO4 H3PO4

5. Классификация кислот HNO3 H2SO4 H2S H2CO3 H2SiO3

6. Классификация кислот HCl H2SO4 H3PO4 H2SO3 H2SiO3 H2CO3

7. Окраска растворов кислот • Не имеют окраски: растворы HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4иряд других. • Окрашенные растворы: HMnO4 H2CrO4

8. Агрегатное состояние • жидкости - (HNO3, H2SO4, HClO4и др.) • растворы газов в воде-(HCl, H2S, H2CO3 , H2SO3 ) • твердые вещества – ( H3PO4,H3BO3,HIO4 )

9. Химические свойства кислот • Действие кислот на индикаторы лакмус метилоранж фенолфталеин

10. Взаимодействие кислот с основаниями H2SO4 + Mg(OН)2 = MgSO4 + 2H2O.

11. Взаимодействие кислот с основными оксидами 2HCl + CuO = CuCl2 + H2O.

12. Взаимодействие кислот с амфотернымигидрооксидами При этом могут быть получены средние, кислые или основные соли, например: 2HCl + Be(OH)2 = BeCl2 + 2H2O, H3PO4 (изб.) + Zn(OH)2 = ZnHPO4 + 2H2O, HCl + Al(OH)3 (изб.) = Al(OH)2Cl + H2O.

13. Взаимодействие кислот с амфотерными оксидами H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O.

14. Взаимодействие кислот с солями . Реакции протекают в растворах и только в том случае, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая и летучая кислота, например: • HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3 • 2HNO3 + Na2СО3 = 2NaNO3 + H2О + CO2 • 2HBr + K2SiO3 = 2KBr + H2SiO3 ,

15. Взаимодействие кислот с металлами . Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2

16. Kонцентрированная H2SO4 с большинством металлов взаимодействует только при нагревании, образуя соль, воду и SO2, например: Cu + 2H2SO4 (конц.) CuSO4 + SO2 + 2H2O Щелочные и щелочно-земельные металлы, а также Mg и Zn в зависимости от условий могут восстанавливать H2SO4 (конц.) не только до SO2, но и до S или H2S, например:

17. Kонцентрированная HNO3 со щелочными и щелочноземельными металлами образует соль, воду и N2O. • 4Ba + 10HNO3 (конц.) = 4Ba(NO3)2 + N2O +5H2O С другими металлами – соль, воду и NO2, например: • Ag + 2HNO3 (конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O • С Fe, Co, Ni, Cr и Al HNO3 (конц.) взаимодействует только при нагревании, т.к. при обычных условиях эти металлы азотной кислотой пассивируются – становятся химически стойкими.

18. Разбавленная HNO3 со щелочными и щелочноземельными металлами образует соль, воду и NH3, который с избытком азотной кислоты превращается в NH4NO3, например: 4Ca + 10HNO3 (разб.) = 4Сa(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O. С остальными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, HNO3 (разб.) образует соль, воду и в основном NO, но может в зависимости от условий давать и N2O, и N2, и NH3/NH4NO3 (чем больше разбавлена кислота, тем ниже с.о. атома азота в выделяющемся газообразном продукте) 3Zn + 8HNO3 (разб.) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O, 4Zn + 10HNO3 (разб.) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O, 5Zn + 12HNO3 (разб.) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O, 4Zn + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O. С малоактивными металлами, стоящими в ряду напряжений после Н2, HNO3 (разб.) образует соль, воду и NO, например: 3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Сu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

19. Реакции разложения кислот Почти все кислоты разлагаются при нагревании. Если при разложении не происходит окислительно-восстановительных процессов, то продуктами являются вода и кислотный оксид (или кислота с меньшим содержанием H2O), например: H2CO3= CO2 + H2O, H2SO3= SO2 + H2O, H2SiO3= SiO2 + H2O Если разложение – окислительно-восстановительный процесс, то продукты разнообразны, например: 4HNO3= 4NO2 + O2 + 2H2O, 3HNO2= HNO3 + 2NO + H2O, 2HNO2= NO2 + NO + H2O, 4H3PO3= 3H3PO4 + PH3.

20. Взаимодействие кислот с неметаллами С неметаллами взаимодействуют только кислоты, обладающие сильными окислительными (HNO3, H2SO4 (конц.)) или восстановительными (H2S, HГ (Г – галоген)) свойствами. При действии кислоты-окислителя на неметалл последний окисляется до соответствующей кислоты (или до ее ангидрида), а кислота-окислитель восстанавливается до газообразного оксида: Н2SO4 (конц.) – до SO2, HNO3 (конц.) – до NO2, HNO3 (разб.) – до NO. Например: S + 2HNO3 (разб.) = H2SO4 + 2NO , S + 6HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O, S + 2H2SO4 (конц.) = 3SO2 + 2H2O, C + 2H2SO4 (конц.) = 2SO2 + CO2 + 2H2O, C + 4HNO3 (конц.) = 4NO2 + CO2 + 2H2O, 3P + 5HNO3 (разб.) + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO , P + 5HNO3 (конц.) = HPO3 + 5NO2 + 2H2O. При действии кислоты-восстановителя на неметалл последний восстанавливается до соответствующей бескислородной кислоты, а кислота-восстановитель обычно окисляется до неметалла, ее образующего. Возможны и другие продукты реакции, например: H2S + Г2 = 2НГ + S (кроме F2), H2SO3 + Г2 + H2O = 2НГ + H2SO4 (кроме F2), 2H2S (водн.) + O2 = 2H2O + 2S , 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2 (горение), Более активные галогены вытесняют менее активные из кислот HГ (исключение: F2 реагирует с водой, а не с кислотой). Например: 2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2

21. Возможны только ОВР между кислотами, обладающими окислительными свойствами (HNO3, H2SO4 (конц.)), и кислотами, обладающими восстановительными свойствами (H2S, HI, HBr, HCl) или окислительно-восстановительной двойственностью (H2SO3, HNO2, HClO3). Продукты реакций различны. Например: H2SO4 (конц.) + 2HBr = Br2 + SO2 + 2H2O, H2SO4 (конц.) + 8HI = 4I2 + H2S + 4H2O, H2SO4 (конц.) + H2S = S + SO2 + 2H2O, 3H2SO4 (конц.) + H2S = 4SO2 + 4H2O, H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O, 2HNO3 (конц.) + H2S = S + 2NO2 + 2H2O, 2HNO3 (конц.) + SO2 = H2SO4 + 2NO2 , 6HNO3 (конц.) + HI = HIO3 + 6NO2 + 3H2O, 2HNO3 (конц.) + 6HCl = 3Cl2 + 2NO + 4H2O.

22. Спасибо за внимание!