"КИСЛОТЫ, ОСНОВАНИЯ. СВОЙСТВА, СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ, РЕАКЦИИ" АЗОВА

"КИСЛОТЫ, ОСНОВАНИЯ.
СВОЙСТВА, СПОСОБЫ
ПОЛУЧЕНИЯ, РЕАКЦИИ"
ГОУ СОШ № 1253
АЗОВА
НАТАЛИЯ
ЛЬВОВНА
Москва 2008
1. КИСЛОТЫ
2. ОСНОВАНИЯ
1. ПРАВИЛА БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ РАБОТЕ С
КИСЛОТАМИ
2. КЛАССИФИКАЦИЯ КИСЛОТ
3. НОМЕНКЛАТУРА
4. СВОЙСТВА КИСЛОТ
5. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ КИСЛОТ
6. СЕРНАЯ КИСЛОТА
7. АЗОТНАЯ КИСЛОТА
8. КИСЛОТЫ В ОРГАНИЗМАХ ЖИВОТНЫХ
9. КИЛОТЫ В ПРИРОДЕ
10. КИСЛОТЫ В РАСТЕНИЯХ
1.
2.
3.
4.
5.
КЛАССИФИКАЦИЯ ОСНОВАНИЙ
СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ
ПОЛУЧЕНИЕ ОСНОВАНИЙ
ПРИМЕНЕНИЕ ОСНОВАНИЙ
ПРОИСХОЖДЕНИЕ ЩЕЛОЧЕЙ
3. ИСПОЛЬЗОВАННАЯ
ЛИТЕРАТУРА
кислоты
Кислоты – электролиты,
диссоциирующие с образованием
катионов водорода и аниона
кислотного остатка.
ПРАВИЛА БЕЗОПАСНОСТИ
ПРИ РАБОТЕ С КИСЛОТАМИ
Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в
воду, а не наоборот!
КЛАССИФИКАЦИЯ КИСЛОТ
1. По происхождению
Органические
муравьиная – HCOOH
Неорганические
(минеральные)
серная – H2SO4
уксусная – CH3COOH
соляная – HCl
щавелевая – HOOC-COOH
КЛАССИФИКАЦИЯ КИСЛОТ
2. По агрегатному состоянию
Твёрдые
Жидкие
ортофосфорная - H3PO4 серная - H2SO4
кремниевая – H2SiO3
азотная - HNO3
Газообразные
соляная – HCl
йодоводородная - HI
КЛАССИФИКАЦИЯ КИСЛОТ
3. По содержанию элемента кислорода
Бескислородные
Кислородосодержащие
соляная – HCl
азотная - HNO3
плавиковая - HF
серная – H2SO4
КЛАССИФИКАЦИЯ КИСЛОТ
4. По основности
Одноосновные
Двухосновные
плавиковая - HF
серная - H2SO4
Многоосновные
ортофосфорная - H3PO4
КЛАССИФИКАЦИЯ КИСЛОТ
5. По силе
Сильные
Слабые
соляная - HCl
плавиковая - HF
йодоводородная - HI
угольная - H2CO3
(и большинство
органических кислот)
НОМЕНКЛАТУРА
Название
кислоты
Название соли
+7
Э-ная
хлорная
Пер-Э-ат
перхлорат
+6
Э-ная
серная
Э-ат
сульфат
+5
Э-новатая
хлорноватая
Э-ат
хлорат
+4
Э-нистая
сернистая
Э-ит
сульфит
+3
Э-истая
хлористая
Э-ит
хлорит
+1
Э-новатистая
хлорноватистая
Гипо-Э-ит
гипохлорит
Степень окисления
0
_
_
_
-1
Э-оводородная
хлороводородная
Э-ид
хлорид
-2
Э-оводородная
сероводородная
Э-ид
сульфид
Э – название элемента
_
СВОЙСТВА КИСЛОТ
1. Изменение окраски индикаторов
НАЗВАНИЕ
ИНДИКАТОРА
МЕТИЛОРАНЖ
ФИОЛЕТОВЫЙ ЛАКМУС
ЦВЕТ
ИНДИКАТОРА
КРАСНЫЙ
КРАСНЫЙ
СВОЙСТВА КИСЛОТ
2. Взаимодействие с металлами
КИСЛОТА(разбавленная)+МЕТАЛЛ=СОЛЬ+Н↑
(кроме азотной кислоты и слабых
кислот)
Mg + 2HCl (разбавленная) = MgCl2 + Н2 ↑
ПРАВИЛА ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ
КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ
Металлы, расположенные в ряду напряжений левее водорода, взаимодействуют с
кислотами с образованием газообразного водорода; металлы, расположенные в
ряду напряжений правее водорода, с кислотами не взаимодействуют.
Реакционная способность металлов в ряду активности увеличивается.
К Na Mg Al Zn Fe Co Ni Sn Pb H2 Cu Ag Hg Pt Au
Кислота + металл
→
соль + Н2↑
Кислота + металл ≠
Например:
Mg + 2HCl = MgCl2 + Н2↑
(разбавленная)
HCl + Hg ≠
(разбавленная)
СВОЙСТВА КИСЛОТ
3. Взаимодействие с основными
оксидами (оксидами металлов)
Оксиды металлов взаимодействуют с кислотами независимо от
положения металла в ряду напряжений.
Основный оксид + кислота = соль + вода
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Fe2O3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2O
СВОЙСТВА КИСЛОТ
4. Взаимодействие с основаниями
(реакция нейтрализации)
КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ = СОЛЬ + ВОДА
HCl + NaOH = NaCl + H2O + Q
2HNO3 + Ca(ОН)2 = Ca(NO3)2 + H2O
СВОЙСТВА КИСЛОТ
5. Взаимодействие с солями
КИСЛОТА1 + СОЛЬ1 = КИСЛОТА2↑↓+ СОЛЬ2↓
2HCl + Na2CO3 = H2CO3 + 2NaCl
CO2 ↑
H2O
H2SO4 + K2SO3 = Н2SO3 + K2SO4
SO2 ↑
H2O
HCl + Na2SiO3 = H2SiO3↓ + NaCl
2H3PO4 + 3FeCl2 =6HCl + Fe3(PO4)2
СВОЙСТВА КИСЛОТ
6. Электролитическая диссоциация кислот
Двух и болеосновные кислоты диссоциируют
ступенчато.
+
-
HCl → H + Cl
+
-
+
2-
+
3-
H3PO4 → H + H2PO4 → 2H + HPO4 → 3H + PO4
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
КИСЛОТ
1.
СОЛЬ + СИЛЬНАЯ КИСЛОТА
FeS + 2HCl = H2S ↑ + FeCl2
BaBr2 + H2SO4 = 2HBr + BaSO4↓
2.
СОЛЬ + НЕЛЕТУЧАЯ КИСЛОТА = СОЛЬ +
ЛЕТУЧАЯ КИСЛОТА
NaCl + H2SO4 = HCl ↑ + NaHSO4
СЕРНАЯ КИСЛОТА
СВОЙСТВА
Горячая кислота, особенно концентрированная, обладает окислительными
свойствами. Она окисляет металлы и неметаллы.
C+2H2SO4= 2H2O+CO2(г.)+2SO2(г.)
Она взаимодействует с такими металлами, как медь, серебро и ртуть.
При этом на поверхности металла идут два процесса: окисление металла
и растворение окисной пленки. Например:
CuO+H2SO4= CuSO4+H2
Концентрированная и разбавленная серная кислота взаимодействует с
металлами по-разному:
H2SO4(концентрированная)+ малоактивный металл = соль +H2O + SO2
2H2SO4+ Cu = CuSO4 + 2H2O + SO2
H2SO4 (концентрированная) + среднеактивный металл = соль +H2O+ S
4H2SO4+ 3Zn = 3ZnSO4+ 4H2O + S
H2SO4 (концентрированная) + активный металл = соль +H2O + H2S
5H2SO4+ 4Ba = 4BaSO4 + 4H2O + H2S
СЕРНАЯ КИСЛОТА
ПОЛУЧЕНИЕ
1 Стадия
2 Стадия
Обжиг пирита.
Окисление оксида серы(IV)
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2 = 2SO3
t = 800°C
Окисление серы.
S + O2 = SO2
3 Стадия
Окисление сероводорода.
Растворение в воде.
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
oleum
SO3 + H2O = H2SO4
H2SO4
3
2
1
1-печь для
обжига в
«кипящем слое»
Печной
газ
2-циклон
вода
3-электрофильтр
воздух
огарок
пыль
пыль
4-сушильная
башня
4
8
5
Серная
Кислота
(конц)
6
7
газ
Серная
кислота
98%-ная
5-теплообменик
6-подогретый газ
7-Контактный
аппарат
Серная Кислота
(разб)
олеум
8-поглотительна
башня
СЕРНАЯ КИСЛОТА
СОРТА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ
• Кислота серная аккумуляторная
• Кислота серная техническая
• Кислота серная улучшенная
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
СВОЙСТВА
1.
Разлагается на свету и при нагревании
4HNO3 –t°,hn 2H2O + 4NO2 + O2
2.
Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет
(при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая
реакция")
3.
При взаимодействии с металлами никогда
не выделяется водород
металл + HNO3  соль азотной кислоты + вода +
газ
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С
МЕТАЛЛАМИ
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
концентрированная
Fe, Al, Cr, Au, Pt
пассивирует
(без нагревания)
с тяжелыми
металлами
NO2
разбавленная
со щелочными и
щел.зем. металлами
N2O
с тяжелыми
металлами
NO
со щелочными
и щел.зем. металлами,
а также Sn и Fe
NH3 (NH4NO3)
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
4. С неметаллами:
Азотная кислота превращается в NO (или
NO2); неметаллы окисляются до
соответствующих кислот:
S + 6HNO3(конц)  H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
B + 3HNO3  H3BO3 + 3NO2
3P + 5HNO3 + 2H2O  5NO + 3H3PO4
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
ПОЛУЧЕНИЕ
1 Стадия
2 Стадия
Окисление азота
Окисление аммиака
4NH3 + 5O2 = 4NО + 6H2O + 907 кДж
2NО + O2 = 2NO2
3 Стадия
Растворение оксида азота(IV)
в воде
4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3
КИСЛОТЫ В ОРГАНИЗМАХ
ЖИВОТНЫХ
1.Муравей при укусе впрыскивает в ранку яд,
содержащий муравьиную кислоту
2.Голожаберные моллюски в порядке
самообороны выстреливают парами серной
кислоты.
КИЛОТЫ В ПРИРОДЕ
Углекислый газ при растворении
дает раствор слабой угольной
кислоты
Азотная кислота может находиться в
дождевой воде после грозы
Сернистый газ, образовавшийся при
извержении вулканов и сгорании
топлива, окисляясь на воздухе и
взаимодействуя с парами воды, дает
серную кислоту
КИСЛОТЫ В РАСТЕНИЯХ
Лишайники
выделяют кислоты,
называемые
лишайниковыми,
которые разрушают
горные породы
В мухоморах в
качестве токсина
содержится
иботеновая
кислота
основания
Основания – электролиты,
диссоциирующие с образованием катиона
металла и анионом гидроксогруппы.
КЛАССИФИКАЦИЯ ОСНОВАНИЙ
1. По кислотности
Однокислотные
Гидроксид калия
железа(III)
КОН
Двукислотные
Многокислотные
Гидроксид кальция
Са(ОН)2
Гидроксид
Fe(OH)3
КЛАССИФИКАЦИЯ ОСНОВАНИЙ
2. По растворимости
Растворимые в воде
основания (щелочи).
Нерастворимые в воде
основания.
Гидроксид калия –
КОН
Гидроксид железа(III) –
Fe(OH)3
Гидроксид кальция –
Са(ОН)2
Гидроксид меди(II) – Сu(OH
Сu(OH)2
КЛАССИФИКАЦИЯ ОСНОВАНИЙ
3. По силе
Сильные(щелочи)
Гидроксид калия –
КОН
Гидроксид кальция –
Са(ОН)2
Слабые
Гидроксид железа(III) –
Fe(OH)3
Гидроксид меди(II) – Сu(OH)2
Сu(OH)2
СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ
СВОЙСТВА
ЩЕЛОЧИ
НЕРАСТВОРИМЫЕ
ОСНОВАНИЯ
ИЗМЕНЕНИЕ ОКРАСКИ
ИНДИКАТОРОВ
ФЕНОЛФТЕЛЕИН
МЕТИЛОРАНЖ
ФИОЛЕТОВЫЙ
ЛАКМУС
КРАСНЫЙ
ЖЕЛТЫЙ
СИНИЙ
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ
КИСЛОТАМИ
С
КОН + НNO3 = КNO3 + Н2O
HCl + NaOH = NaCl + H2O + Q
2HNO3 + Ca(ОН)2 = Ca(NO3)2 + H2O
3Ba(ОН)2 + 2H3PO4 = Ba3(PO4)2 + 6H2O
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ
КИСЛОТНЫМИ
ОКСИДАМИ
С
P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O
N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O
РАЗЛОЖЕНИЕ ПРИ
НАГРЕВАНИИ
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ
С СОЛЯМИ
(РАСТВОРИМЫМИ)
_
СuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KCl
ZnI2 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + 2NaI
_
Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O
2CuOH + H2SO4 = Cu2SO4 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O
Pb(OH)2 + H2S = PbS + 2H2O
_
Zn(OH)2 = ZnO + H2O
Pb(OH)2 = PbO + H2O
_
СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ
Электролитическая диссоциация
растворимых оснований
-
+
NaOH → Na + OH
2+
-
Ca(OH)2 → Ca + 2OH
ПОЛУЧЕНИЕ ОСНОВАНИЙ
1. Получение щелочей.
А) Щелочи могут быть получены
путем взаимодействия с водой
оксидов
щелочных
и
щелочноземельных металлов.
ВаО + 2H2O = Ва(OH)2
К2О + H2O = 2КОН
Б) Другим способом получения
щелочей
в
лаборатории
является
растворение
металлов(щелочных
или
щелочноземельных) в воде.
2К +2H2O = 2КОН + H2
В) Электролиз водных растворов
солей.
2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2
2. Получение нерастворимых
оснований.
Для
получения
нерастворимого основания к
соли необходимо по каплям
приливать раствор щелочи до
образования осадка. Раствор
соли,
образовавшийся
одновременно
с
осадком
нерастворимого
основания,
следует слить, а полученный
гидроксид использовать для
химических реакций. Например,
для
получения
гидроксида
меди(II) надо взять раствор
любой соли меди и раствор
любой щелочи:
CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2 + 2KCl
Cu(NO3)2 + 2NaOH = Cu(OH)2 +
2NaNO3
ПРИМЕНЕНИЕ ОСНОВАНИЙ
Аккумуляторы
Химическая
промышленность
Очистка нефти
ОСНОВАНИЯ
Сельское
хозяйство Строительство
Текстильная
промышленность
Производство
мыла
ПРОИСХОЖДЕНИЕ
ЩЕЛОЧЕЙ
Слово ,,щелочь” происходит от слова ,,щелок”. Так
называли мылкий раствор, образующийся при варке
золы.
Щелочами в старину называли вещества, растворы
которых мылки на ощупь. Щелочи (первоначально к ним
относили также соли угольной кислоты – соду и поташ)
использовались в мыловарении, производстве стекла,
при окраске тканей. Позже научились производить
едкие щелочи – гидроксиды щелочных металлов. В 1643
г. Я. Б. ван Гельмонт описал ,,насыщение” щелочей
кислотами с образованием солей. В современной записи
это реакция нейтрализации, например:
KOH + HCl = KCl + H2O
Теперь вещества, состоящие из атома металла и одной или
нескольких гидроксогрупп, называют основаниями. А
термин ,,щелочь” закрепился за основаниями,
растворимыми в воде, - гидроксидами щелочных и
щелочноземельных металлов.
Использованная литература
•
•
•
•
•
•
•
•
Немчанинова Г.Л. " Путешествие по шестой группе"; М.,
"Просвещение", 1976
Фримантл М. "Химия в действии т.2; " М., "Мир", 1998
Аликберова Л.Ю. " Занимательная химия; " М., "АСТ-пресс", 2002
Кузнецова Н.Е. Титова Н.М. Гара Н.Н. Жегин А.Ю. "Химия 8", М,
"Вентана-Граф", 2003
Кузьменко Н.Е. Еремин В.В. Попков В.А. "Начала химии" М, "Экзамен"
2005
Балезин С.А, Разумовский Г.С. Филько А.И. " Практикум по
неорганической химии" "Советская наука" М. 1955.
Савельев А.Е. "Химия Основные понятия и законы химии, химические
реакции.8-9" М.. "Дрофа" 2003.
Володин В.А. "Энциклопедия для детей. Химия." М. "Аванта+" 2000.
СПАСИБО
ЗА
ВНИМАНИЕ!