Тема урока "Кислоты"

Тема урока: Кислоты.

Цели урока:

• сформировать у учащихся представление о кислотах (составе, классификации, представителях);
• рассмотреть химические свойства кислот и принципиальные возможности образования кислот.

Реактивы и оборудование: НСl и H2SO4 (в растворе и концентрированная), лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый, пробирки, штатив, стеклянная палочка, кусочки цинка, магния, железа, меди, гидроксид натрия, гидроксид меди (II), карбонат натрия, оксид кальция; инструкция «Техника безопасности при работе с кислотами»; таблица «Изменение окраски индикаторов в зависимости от среды».

ХОД УРОКА

I. Организационный момент. Проверка домашнего задания

II. Вопросы повторения

• Что называют оксидами? Как их классифицируют?
• Какие вещества называют основаниями? Их классификация.
• Какие оксиды образуются при взаимодействии основных оксидов с водой?
• Какой кислотный оксид не взаимодействует с водой?

III. Изучение нового материала

Кислоты в природе. Кислоты широко распространены в природе. Из своего жизненного опыта вы знаете, что многие продукты питания обладают кислым вкусом. Кислый вкус придают им кислоты. Кислый вкус лимону придает лимонная кислота, яблоку – яблочная кислота, скисшему молоку – молочная кислота, щавелю – щавелевая кислота и т.д. Исключения: салициловая кислота – сладкая, никотиновая – горькая. Самая первая кислота, которую научился получать и использовать человек, – уксусная кислота.

Состав кислот. При изучении способов получения водорода вы уже познакомились с реакциями цинка с соляной и серной кислотами. Их формулы, соответственно НСl и H₂SO₄. Сходно реагируют с кислотами и другие металлы:

Перечислим ещё некоторые кислоты.

Азотная кислота – HNO₃
Азотистая кислота – HNO₂
Сернистая кислота – H2SO₃
Сероводородная кислота – H₂S
Угольная кислота –  H₂СO₃
Кремниевая кислота – H₂SiO₃
Ортофосфорная кислота – H₃РO₄
Бромоводородная кислота – HBr
Фтороводородная кислота – HF

Обратите внимание, что все кислоты обязательно содержат водород, который на формуле записывается на первом месте. Вся остальная часть формулы называется кислотным остатком. Рассматривая формулы этих кислот, можно сделать следующий вывод о составе кислот:

Из рассмотренных выше уравнений видно, что:

• кислотные остатки в химических реакциях обычно сохраняются и переходят из одних соединений в другие;
• валентность кислотных остатков определяется числом атомов водорода, способных замещаться атомами металлов.

Классификация кислот. По составу кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные, а по числу содержащихся в них атомов водорода. способных замещаться на атомы металлов, – одноосновные, двухосновные. трехосновные.

Физические свойства кислот. Многие кислоты, например, серная, азотная, соляная, – это бесцветные жидкости. Известны также твердые кислоты: ортофосфорная, метафосфорная, борная. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая кислота. Растворы кислот имеют кислый вкус.

Химические свойства. Рассмотрим наиболее характерные общие свойства водных растворов кислот.

1. Действие кислот на растворы индикаторов

Немного из истории

Однажды английский химик Роберт Бойль, изучая свойства соляной кислоты, закупленной в Германии у И. Глаубера, случайно пролил её. Кислота попала на сине-фиолетовые лепестки фиалок. Спустя некоторое время лепестки стали ярко-красными. Это явление удивило Р. Бойля, и он тут же провел серию опытов с разными кислотами и цветами разных растений. Оказалось, что и васильки, и роза, и цветки некоторых других растений изменяли свою окраску при действии кислот.
Особенно интересным оказался фиолетовый настой лакмусового лишайника. В растворах кислот он становился красным, а в растворах щелочей – синим.
После некоторых раздумий такие вещества Р. Бойль назвал индикаторами, что в переводе с латинского означало «указатели». Эти вещества затем стали использовать многие химики в своих опытах для распознавания кислот и оснований.
Индикаторы помогли Р. Бойлю открыть новую кислоту. Сжигая фосфор и растворяя образовавшийся белый продукт в воде, он получил неизвестную химикам кислоту. По исходному веществу он назвал её фосфорной.
К индикаторам относятся, например, лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин и некоторые другие.
Растворы кислот окрашивают

• лакмус в красный цвет,
• метилоранж – в розовый,
• фенолфталеин – бесцветный.

2. Характерным свойством кислот является их взаимодействие с металлами

В четыре пробирки нальем немного раствора соляной кислоты. В первую поместим кусочек магния Mg, во вторую – кусочек цинка Zn, в третью – кусочек железа, в четвертую – кусочек меди Cu.

Медь не реагирует с кислотами, особенно быстро реагирует с кислотами магний, несколько медленнее – цинк, еще медленнее – железо. Общим во всех этих реакциях является выделение водорода и образование соли.
При составлении уравнений реакций следует руководствоваться рядом активности металлов Н.Н. Бекетова. В этом ряду все металлы, стоящие до водорода, способны вытеснять его из кислот. исключением является азотная кислота HNO₃.

3. Кислоты реагируют с основными оксидами

Общим в этих уравнениях является растворение оксида в кислоте и образование соли и воды.

4.  Кислоты реагируют с основаниями

5. Кислоты реагируют с солями

6. При нагревании некоторые кислоты разлагаются. Как правило, образуются кислотный оксид и вода.

H₂SiO₃ ––> H₂O + SiO₂

Отметим принципиальные возможности образования кислот.
Бескислородные кислоты – это соединения двух элементов, один из которых водород, а другой – неметалл. Они могут быть получены непосредственно при взаимодействии простых веществ в определенных условиях, например:

H₂ + Cl₂ ––> 2HCl
H₂ + S ––> H₂S

Кислородсодержащие кислоты получаются при взаимодействии с водой оксидов неметаллов или оксидов металлов с высокой валентностью. Например:

H₂O + SO₃ ––> H₂SO₄
3H₂O + P₂O₅ ––> 2H₃PO₄
Mn₂O₇ + H₂O ––> 2HMnO₄

Приложение 1.

Правила ТБ при работе с кислотами:

1. Необходимо наливать в пробирку количество кислоты, которое указано в инструкции.

2. Заполнять пробирку можно только на 1/3 объема.

3. Взбалтывать вещества следует, слегка покачивая пробиркой, при этом не закрывать её отверстие пальцем.

4. При разбавлении концентрированной серной кислоты выделяется большое количество теплоты. Поэтому смешивать концентрированную кислоту с водой следует с большой осторожностью: надо вливать серную кислоту в воду, а не наоборот. Если вливать воду в серную кислоту, то часть воды за счет выделения теплоты может нагреться до кипения. Кислота начнет разбрызгиваться и может попасть на кожу и глаза.

Запомни:
Сначала – вода,
Затем – кислота –
Иначе случится беда!

5. Концентрированная серная кислота вызывает ожоги. Поэтому попавшую на кожу или ткань кислоту необходимо тотчас стряхнуть, смыть большим количеством воды, а затем раствором питьевой соды и вновь смыть водой.