отнести к кислотам можно

Отнести к кислотам можно

H 2 SO 3 сернистая

H 2 S сероводородная

H 2 SiO 3 кремниевая

H 3 PO 4 фосфорная

** Термин «одноосновная кислота» возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется «одно основание», т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

HCl + KOH = KCl + H 2 O

Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже «два основания», а трехосновная – «три основания»:

H 2 SO 4 + 2 NaOH = Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

Рассмотрим важнейшие химические свойства кислот.

Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот. Об индикаторах мы более подробно расскажем в следующем параграфе на примере их реакций с основаниями.

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

H 2 SiO 3 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + 2H 2 O

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, медь, ртуть и некоторые другие металлы с выделением водорода с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов (табл. 8-3). Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Табл. 8-3. Ряд активности металлов.

Металлы, которые вытесняют водород из кислот

Металлы, которые не вытесняют водород из кислот

K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H)

¬ самые активные металлы

самые неактивные металлы ®

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).

С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части табл. 8-3.

В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице 8-4 в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз.

Таблица 8-4. Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

H 3 PO 4 фосфорная

H 2 SO 3 сернистая

H 2 S сероводородная

H 2 SiO 3 кремниевая

Cu + 4 HNO 3 (конц.) =Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

3 Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO + 4 H 2 O

8 K + 5 H 2 SO 4 ( конц.) = 4 K 2 SO 4 + H 2 S + 4 H 2 O

3 Zn + 4 H 2 SO 4 (конц.) = 3 ZnSO 4 + S + 4 H 2 O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными ) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой.

Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.

** 8.13. Напишите формулы водородных соединений пяти элементов главной подгруппы VI группы. Все они в той или иной мере являются кислотами. Исходя из закономерностей Периодической таблицы, расположите эти кислоты в ряд от самой слабой до самой сильной кислоты.

Источник

Чем отличаются кислоты от щелочей

Кислоты и щёлочи отличают по показателям pH (шкала pH). Ниже Вы видите картинку – это специальная шкала, на которой имеются числа от 0 и до 14. Нулём обозначают самые сильные кислоты, а четырнадцатью – самую сильную щёлочь. Но какая же середина между этими числами? Может быть 5, может быть 7, а может быть 10? Серединой принято считать число 7 (нейтральное положение). То есть числа до 7 это все кислоты, а больше 7 это щёлочи.

Именно для этой шкалы разработаны специальные индикаторы — лакмусы. Это обычная полоска, которая реагирует на среду. В кислотной среде она окрашивается в красный цвет, а в щелочной среде – в синий цвет. Она необходима не только в химии, но и в быту.

Например, если у Вас есть аквариум, то немаловажную роль играет кислотность воды. От неё зависит вся жизнь аквариума. К примеру, показатель кислотности воды для аквариумных рыбок колеблется от 5 до 9 рН. Если будет больше или меньше, то рыбка будет чувствовать себя не комфортно, а может и вовсе умереть. Всё тоже самое и с растениями для аквариумов…

Кислоты

Кислоты — это соединения, содержащие водород и образующие ионы водорода (Н+) при растворении в воде. Ионы — это частицы с электрическим зарядом (см. статью «Химические связи»). Именно ионы придают кислотам их свойства, но существовать они могут только в растворе. Следовательно, свойства кислот проявляются исключительно в растворах. Молекула серной кислоты (H2SO4) состоит из атомов водорода, серы и кислорода. В состав соляной кислоты (НСl) входят водород и хлор. Кислота считается сильной, если большинство ее молекул распадаются в ра­створе, выделяя ионы водорода. Соляная, серная, азотная кислоты относятся к сильным. На контейнерах с сильными кислотами ставятся принятые во всем мире символы, означающие «опасно» и «высокая активность»Сила кислоты измеряется числом рН — водородным показателем. Сильные кислоты очень агрессивны; попав на поверхность пред­мета или на кожу, они прожигают её. На контейнерах с сильными кислотами ставятся принятые во всем мире символы, означающие «опасно» и «высокая активность».

Такие кислоты, как лимонная или уксусная, т.е. произведенные живыми организмами, называются органическими. Кислоты широко применяются в хими­ческой и медицинской промышленности, в производстве продуктов питания и синтетических волокон. Виноградный уксус содержит слабую кислоту, называемую уксусной. В помидорах есть органическая салициловая кислота. В цветных пятнах на коже морских улиток содержится кислота с неприятным вкусом, отпугивающая хищников. Для всех кислот характерно сходное по­ведение в химических реакциях. Напри­мер, при реакциях кислот с основаниями образуется нейтральное соединение — соль и вода. Реакции кислот с большинством металлов дают соль и водород. Реагируя с карбонатами, кислоты дают соль, углекислый газ и воду. Известный кули­нарам пекарный порошок содержит гид­рокарбонат натрия и винную кислоту. Когда в муку, содержащую пекарный порошок, добавляют воду, кислота и карбонат порошка вступают в реакцию, углекислый газ начинает выделятся в виде пузырьков, и это помогает тесту подниматься.

рН и индикаторы

Сила кислот и оснований определяет­ся числом рН. Это мера концентрации ионов водорода в растворе. Число рН изменяется от 0 до 14. Чем меньше рН, тем выше концентрация водо­родных ионов. Раствор, рН которого меньше 7, — кис­лота. Апельсиновый сок имеет рН 4, значит, это кислота. Вещества с рН = 7 нейтральны, а вещества с рН больше 7 — основания или щелочи. рН кислоты или щелочи можно определить с помощью индикатора. Индикатор — это вещество, меняющее цвет при контакте с кислотой или щелочью. Так лакмус краснеет в кислоте и синеет в щелочи. Кислота окрашивает синюю лакмусовую бумажку в красные цвет, а красная лакмусовая бумажка в щелочи становится синей или фиолетовой. Лакмус получают из примитивных растений, называемых лишайниками. Другие растения, например, гортензия и краснокочанная капуста, также являются природными индикаторами.

Так называемый универсальный индикатор – это смесь нескольких красок. Он меняет цвет в зависимости от pH вещества. Он становится красным, оранжевым или желтым в кислотах, зеленым или желтым в нейтральных растворах и синим или фиолетовым в щелочах.

Серная кислота

Серная кислота играет важную роль в промышленности, прежде всего в производстве удобрений на основе суперфосфатов и сульфата аммония. Она также ис­пользуется в производстве синтетических волокон, красителей, пластмасс, лекарств, взрывчатых веществ, моющих средств, автомобильных аккумуляторов. Когда-то серную кислоту называли минеральной кислотой, так как ее получали из серы — вещества, встречающегося в земной коре в виде минерала. Серная кислота очень активна и агрессивна. При растворении в воде она выделяет много тепла, поэтому ее нужно вливать в воду, но не наоборот — тог­да кислота растворится, а вода по­глотит тепло. Она — мощный окислитель, т.е. при реакциях окисления она отдает кислород другим веществам. Серная кислота также является осушителем, т.е. забирает воду, связанную с другим веществом. Когда сахар (C12H22O11) растворяется в концентрированной серной кислоте, кислота забирает у сахара воду, и от сахара остается пенящаяся масса черного угля.

Кислоты в почве

Цветы гортензии на кислотной по­чве синие, а на щелочной — розовыеКислотность почвы зависит от характера образовавших ее пород и от растущих на ней растений. На меловых и известняковых по­родах почва обычно щелочная, а на лугах, в песчаных и лесистых районах она более кислая. Кислотность также повышают кислотные дожди. Для земледелия лучше всего подходят нейтральные или слабокислые почвы, рН которых от 6,5 до 7. Разлагаясь, мертвые листья образуют органическую гуминовую кислоту и повышают кислотность почвы. Там, где почвы чересчур кислотные, в них добавляют измельченный известняк или гашеную известь (гидроксид кальция), т.е. основания, которые нейтрализуют кислоты почвы. Такие растения, как рододендроны и азалии хорошо растут на кислотных почвах. Цветы гортензии на кислотной почве синие, а на щелочной — розовые. Гортензия – природный индикатор. На кислотных почвах её цветы синие, а на щелочных розовые.

В настоящее время в химии принята теория Брёнстеда — Лоури и Льюиса, которая определяет кислоты и основания. В соответствии с этой теорией, кислоты — это вещества, способные отщеплять протон, а основания — отдавать электронную пару OH−. Можно сказать, что под основаниями понимают соединения, которые при диссоциации в воде образуют только анионы вида OH−. Если совсем просто, то щелочами называют соединения, состоящие из металла и гидроксид-иона OH−.

К щелочам принято относить гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. Все щелочи — это основания, но не наоборот, нельзя считать определения «основание» и «щелочь» синонимами.
Правильное химическое название щелочей — гидроксид (гидроокись), например, гидроокись натрия, гидроксид калия. Часто употребляются также названия, которые сложились исторически. Ввиду того, что щелочи разрушают материалы органического происхождения — кожу, ткани, бумагу, древесину, их называют едкими: например, едкий натр, едкий барий. Однако понятием «едкие щелочи» химики определяют гидроксиды щелочных металлов — лития, натрия, калия, рубидия, цезия.

Свойства щелочей

Щелочи — твердые вещества белого цвета; гигроскопичные, водорастворимые. Растворение в воде сопровождается активным выделением тепла. Вступают в реакции с кислотами, образуя соль и воду. Эта реакция нейтрализации является важнейшей из всех свойств щелочей. Кроме этого, гидроксиды реагируют с кислотными оксидами (образующими кислородосодержащие кислоты), с переходными металлами и их оксидами, с растворами солей.

Гидроксиды щелочных металлов растворяются в метиловом и этиловом спиртах, способны выдерживать температуры до +1000 °С (за исключением гидроксида лития).

Гидроксид натрия (едкий натр) используется в чистящих жидкостях, а также (как и гидроксид калия) для производства мыла. Мыло — это соль, образующаяся при реакции щелочей с кислотами растительных жиров. Жало осы выпускает щелочь, которую можно нейтрализовать кислотой, например уксусом.

Щелочи — активные химические реагенты, поглощающие из воздуха не только водяные пары, но и молекулы углекислого и сернистого газа, сероводорода, диоксида азота. Поэтому хранить гидроксиды следует в герметичной таре или, например, доступ воздуха в сосуд со щелочью организовать через хлоркальциевую трубку. В противном случае хим.реактив после хранения на воздухе будет загрязнен карбонатами, сульфатами, сульфидами, нитратами и нитритами.

Если сравнивать щелочи по химической активности, то она увеличивается при движении по столбцу таблицы Менделеева сверху вниз.

Концентрированные щелочи разрушают стекло, а расплавы щелочей — даже фарфор и платину, поэтому растворы щелочей не рекомендуется хранить в сосудах с пришлифованными стеклянными пробками и кранами, так как пробки и краны может заклинить. Хранят щелочи, обычно, в полиэтиленовых емкостях.

Именно щелочи, а не кислоты, вызывают более сильные ожоги, так как их сложнее смыть с кожи и они проникают глубоко в ткань. Смывать щелочь надо неконцентрированным раствором уксусной кислоты. Работать с ними необходимо в средствах защиты. Щелочной ожог требует немедленного обращения к врачу!

Применение щелочей
— В качестве электролитов.
— Для производства удобрений.
— В медицине, химических, косметических производствах.
— В рыбоводстве для стерилизации прудов.

Едкий натр. Самая популярная и востребованная в мире щелочь. Применяется для омыления жиров в производстве косметических и моющих средств, для изготовления масел в процессе нефтепереработки, в качестве катализатора и реактива в химических реакциях; в пищепроме.

Едкое кали. Применяется для производства мыла, калийных удобрений, электролитов для батареек и аккумуляторов, синтетического каучука. Также — в качестве пищевой добавки; для профессиональной очистки изделий из нержавеющей стали.

Гидроксид алюминия. Востребован в медицине как отличный адсорбент, антацид, обволакивающее средство; ингредиент вакцин в фармацевтике. Кроме этого, вещество применяется в очистных сооружениях и в процессах получения чистого алюминия.

Гидроокись кальция. Популярная щелочь с очень широким спектром применения, которую в быту знают под названием «гашеная известь». Используется для дезинфекции, смягчения воды, в производстве удобрений, едкого натра, «хлорки», строительных материалов. Применяется для защиты деревьев и деревянных сооружений от вредителей и огня; в пищепроме как пищевая добавка и реактив при производстве сахара.

Гидроокись лития. Востребованное соединение в химпроме как сырье; в стекольной, керамической, Фиксаналырадиотехнической индустрии; для производства смазочных материалов, электролитов; для поглощения вредных газов.

Гидроокись бария. Применяется в химпроме как катализатор, а также в пищепроме для очистки жиров, сахара.

• Кислоты и щелочи неспособны мирно сосуществовать даже одну секунду, находясь в соприкосновении. Перемешавшись, они мгновенно начинают бурное взаимодействие. Химическая реакция с ними сопровождается шипением и разогревом и длится до тех пор, пока эти ярые антагонисты не уничтожат друг друга.
• Кислотам свойственно образовывать кислую среду, а щелочам – щелочную.
• Химики отличают щелочь от кислоты по ее поведению с лакмусовой бумажкой или фенолфталеином.

Источник

Краткий конспект подготовки к ЗНО по химии №10 Кислоты

Подготовка к ВНО. Химия.
Конспект 10. Кислоты

Общая характеристика кислот

Название кислоты	Формула кислоты	Кислотный остаток	Название солей
Фтороводородная (плавиковая)			Фторид
Хлороводородная (соляная)			Хлорид
Бромоводородная			Бромид
Угольная		=	Карбонат
Кремниевая		=	Силикат
Азотная			Нитрат
Ортофосфорная			Ортофосфат
Серная	=	Сульфат
Сернистая		=	Сульфит
Сероводородная		=	Сульфид

Одним из представителей органических кислот является уксусная кислота .

Слово «кислота» по значению связано со словом «кислый», так как имеют общий корень. Отсюда следует, что растворы всех кислот имеют кислый вкус.
Несмотря на это, не следует пробовать на вкус никакие растворы кислот, так как некоторые из них относятся к едким и ядовитым растворам.

Природные источники кислот.

В природе встречается много кислот: лимонная кислота в лимонах, яблочная кислота – в яблоках, щавелевая кислота – в листьях щавеля.
Муравьи защищаются от врагов, выбрасывая едкие капельки муравьиной кислоты. (Она же содержится в пчелином яде и жгучих волосках крапивы.)
При прокисании виноградного сока получается всем известная уксусная кислота (уксус), а при прокисании молока – молочная кислота, та же самая молочная кислота получается при квашении капусты.

Кислоты делят на несколько групп. К каждой группе принадлежат кислоты, сходные по определенным признакам.
1. Существуют бескислородные и кислородсодержащие кислоты. Название этих групп указывает на наличие или отсутствие в молекуле кислоты атомов кислорода.

2. Другой признак классификации кислот – количество атомов водорода в кислоте. Соответствующую характеристику кислоты называют основностью. Существуют одно-, двух-, трехосновные кислоты.
3. Приведем еще один признак классификации кислот, как электролитов по степени электролитической диссоциации. Кислота – это электролит, водный раствор которого содержит катионы водорода и анионы кислотного остатка. Если электролит диссоциирует практически нацело – это сильный электролит. Электролит, степень диссоциации которого мала, это слабый электролит.
Классификация по степени электролитической диссоциации.

Признак классификации
Степень электролитической диссоциации	Сильные кислоты
	Слабые кислоты

Физические свойства кислот

Агрегатное состояние.

При обычных условиях кислоты могут быть твердыми веществами(ортофосфорная , кремниевая ) и жидкостями (в чистом виде жидкостью будет серная кислота ).
Такие газы как хлороводород , бромоводород , сероводород , в водных растворах образуют соответствующие кислоты.
Цвет.
Водные растворы соляной, азотной, серной, ортофосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водные растворы хромовой кислоты имеют желтую окраску, марганцевой кислоты – малиновую.
Запах.
Некоторые кислоты имеют запах. Например, кислоты: .
Растворением в воде сероводорода получают сероводородную кислоту .Тухлые яйца пахнут сероводородом. К особым свойствам этой кислоты относится то, что она не очень едкая и очень ядовита.

Растворимость, летучесть и стабильность некоторых кислот.

Физические свойства	Группы кислот	Пример
Растворимость	Растворимые
	Нерастворимые
Летучесть	Летучие
	Нелетучие
Стабильность	Стабильные
	Нестабильные

Серная, соляная, уксусная кислоты могут вызывать сильные ожоги, разрушать ткани. Поэтому при работе с кислотами необходимо соблюдать меры предосторожности.
Если кислота попала на одежду или на поверхность тела, то её необходимо очень быстро смыть большим количеством проточной воды или нейтрализовать нашатырным спиртом.
Если кислота попала на деревянную, металлическую или на другие поверхности, то ее нейтрализуют известью, мелом или содой. Кислоты необходимо хранить в хорошо укупоренной посуде в недоступном месте для детей, и обязательно на таре должна быть бирка с названием кислоты.
Серная кислота является более сильной кислотой, чем соляная. Концентрированная серная кислота обугливает сахар, дерево, хлопок, шерсть и вызывает очень глубокие ожоги кожи.

При приготовлении раствора серной кислоты необходимо следовать следующему правилу: Кислоту льют в воду тонкой струйкой по стенке стеклянной посуды, но не наоборот.

Химические свойства кислот

1. Действие на индикаторы.
Кислоты в водных растворах изменяют окраску индикаторов.
В кислой среде фиолетовый лакмус приобретает красную окраску. Метиловый оранжевый – красную, а фенолфталеиновый – бесцветный. Если в раствор кислоты добавим по несколько капель универсального индикатора, он также поменяет окраску на красную.
Окраска индикаторов в различных средах.

2. Реакция с металлами.

Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода. При этом получается соль и выделяется водород.

Металлы, расположенные в ряду активности металлов до водорода, вытесняют водород из кислот. Каждый предыдущий металл активнее, чем каждый последующий.
↑
Эта реакция относится к реакциям замещения.
Реакцию между простым и сложным веществами, в результате которой образуются новые простое и сложное вещества, называют реакцией замещения.
При реакциях азотной кислоты и концентрированной серной кислоты с металлами образуются соли, но водород не выделяется.

3. Реакция с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды.


Произошла реакция обмена: два сложных вещества обменялись своими составными частями.

4. Реагируют с основаниями.



Реакция нейтрализации – реакция между кислотой и основанием, в результате которой получается соль и вода.

5.Реакция с солями.

Реакции кислот с солями не всегда возможны.
А. Кислоты реагируют с растворами солей, если в результате реакции один из продуктов выпадает в осадок.
↓
↓
Б. Если кислота – продукт является летучей, происходит от газообразного соединения или разлагается с образованием газа.
(тв.) (конц.) ↑
Сокращение (тв.) означает «твердое вещество», а (конц.) – «концентрированный раствор».
В. Если кислота, которая вступает в реакцию, является сильной, а кислота, которая образуется, – слабой.
Пользуясь вытеснительным рядом кислот можно предсказать течение реакции. Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую.
Например,

↑,

но не будет происходить реакция между , потому что в слабее и не вытеснит её из соли этой кислоты.
Вытеснительный ряд кислот.

Взаимодействие кислот с солями также относится к реакциям обмена.

6. Термическое разложение кислородсодержащих кислот.
Кислородсодержащие кислоты при нагревании, а угольная кислота и сернистая в обычных условиях, разлагаются с образованием соответствующих кислотных оксидов и воды:

Химические свойства кислот можно обобщить таким образом:
А. Изменяют цвет индикаторов
Б. Реагируют с металлами
В. Реагируют с основными и амфотерными оксидами
Г. Реагируют с основаниями
Д. Реагируют с солями (более слабых и летучих кислот)
Е. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

В промышленности.

Наибольшее применение получили серная, соляная, азотная и ортофосфорная кислоты. Их получают на химических заводах в больших количествах.

Кислота	Область применения
	Производство других кислот, солей, удобрений, красителей, лекарств, очистка нефтепродуктов. Серную кислоту, за счет ее свойств поглощать большие количества воды, используют для осушения. Применяется для приготовления аккумуляторной кислоты.
	Производство солей, красок, лекарств.
	Производство удобрений, красителей, взрывчатых веществ.
	Производство удобрений, моющих средств.

Общие способы получения кислот

1. Бескислородные кислоты получают при растворении в воде газообразных соединений неметаллов с водородом. Так, например, соляная кислота получается в результате растворения газа хлороводорода в воде, сероводородная кислота получается в результате растворения газа сероводорода в воде.


2. Кислородсодержащие кислоты можно получить взаимодействием соответствующих кислотных оксидов с водой.


3. Получение кислот вытеснением из солей слабых кислот сильными, летучих нелетучими, растворимых – нерастворимыми. Например, сильная соляная кислота вытесняет слабую уксусную из растворов их солей.

(тв.) ↑

Тесты подготовки к ЗНО:

Online-тест подготовки к ЗНО по химии №12 «Кислоты»

Источник