Конспект урока: Химические свойства кислот как электролитов

Вспомним, что такое кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Рассмотрим общие свойства кислот.

1. Кислый вкус

Все кислоты обладают кислым вкусом.

Конечно, пробовать их на вкус в кабинете химии запрещено, но вам хорошо знаком вкус аскорбиновой кислоты или яблочной и многих других.

Рисунок 1. Окраска индикаторов

2. Окраска индикаторов

 

Кислоты изменяют окраску лакмуса (на красный), метиловый оранжевый становится розовым, фенолфталеин остаётся бесцветным.

Рисунок 2. Взаимодействие с основаниями

3. Взаимодействие с основаниями

 

Кислоты реагируют с основаниями с образованием соли и воды.                                                                    

Решение

1. В начале запишем молекулярное уравнение этой реакции.
 

$\mathrm{Ba}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2 + {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4 = {\mathrm{BaSO}}_4\downarrow + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

2. Запись уравнения реакций с помощью формул или формульных единиц называют молекулярным уравнением.

3. Теперь запишем вещества в виде ионов, учитывая, что неэлектролиты не диссоциируют.

Ответ: ${\mathrm{Ba}}^{2+} + 2{\mathrm{OH}}^{-} + 2{\mathrm{H}}^{+} + {{\mathrm{SO}}_4}^{2-} = \mathrm{BaSO}4\downarrow + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Такое уравнение называется полное ионное уравнение. Помимо полного существует сокращённое ионное уравнение. Оно показывает между какими частицами происходит взаимодействие. В данном случае сокращённое ионное уравнение будет совпадать с полным.

Решение

1. В начале запишем молекулярное уравнение этой реакции.
 

$\mathrm{KOH} + \mathrm{HBr} = \mathrm{KBr} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

2. Теперь запишем вещества в виде ионов, учитывая, что неэлектролиты не диссоциируют.
 

 ${\mathrm{K}}^{+} + {\mathrm{OH}}^{-} + {\mathrm{H}}^{+} + {\mathrm{Br}}^{-} = {\mathrm{K}}^{+} + {\mathrm{Br}}^{-} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ 

3. Чтобы записать сокращённое ионное уравнение, нужно сократить одинаковые ионы в правой и левой части, они в реакции не участвуют. В нашем примере это ионы калия и брома. Поэтому сокращённое ионное уравнение будет выглядеть следующим образом:

Ответ: ${\mathrm{H}}^{+} + {\mathrm{OH}}^{-} = {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Взаимодействие кислот и оснований с образованием соли и воды называется реакцией нейтрализации. Это частный случай реакций обмена.

4. Взаимодействие с оксидами металлов

Продуктами таких реакций также являются соль и вода.

Для примера запишем уравнение реакции между оксидом железа (II) и соляной кислотой:
 

$\mathrm{FeO} + 2\mathrm{HCl} = {\mathrm{FeCl}}_2 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Сокращённое ионное уравнение:
 

$\mathrm{FeO} + {\mathrm{H}}^{+} = {\mathrm{Fe}}^{2+} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

5. Взаимодействие с металлами

При взаимодействии металлов и кислот образуются соль и водород.

Например, взаимодействие кальция и соляной кислоты:
 

$\mathrm{Ca} + \mathrm{HCl} = {\mathrm{CaCl}}_2 + {\mathrm{H}}_2\uparrow$,

${\mathrm{Ca}}^0 + {\mathrm{H}}^{+} = {\mathrm{Ca}}^{2+} + {\mathrm{H}}_2\uparrow$.

Важно отметить, что азотная и концентрированная серная кислоты по-особому взаимодействуют с металлами.

Не все металлы могут вытеснять водород из состава кислот. Эта способность зависит от активности металла, его положения в электрохимическом ряду напряжений металлов:

Рисунок 3. Ряд активности металлов

Слева направо активность металлов уменьшается.

Также важным критерием протекания реакций между водородом и кислотой является образование растворимой соли.

6. Взаимодействие с солями

Здесь нужно упомянуть правило, которое сформулировал французский химик К. Бертолле:

Реакция между растворами электролитов возможна только в том случае, если в результате реакции образуется газ, осадок или слабый электролит (например, вода).

Рисунок 4. Реакция между растворами электролитов

Рассмотрим взаимодействие азотной кислоты и силиката калия:
 

${\mathrm{K}}_2{\mathrm{SiO}}_3 + 2{\mathrm{HNO}}_3 ={\mathrm{H}}_2{\mathrm{SiO}}_3\downarrow + 2{\mathrm{KNO}}_3$,

$2{\mathrm{H}}^{+} + {{\mathrm{SiO}}_3}^{2-} = {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SiO}}_3\downarrow$.

 

В данной реакции происходит образование студенистого осадка кремниевой кислоты.

 

В качестве примера реакции, в которой образуется газ, можно взять реакцию между сульфитом натрия и соляной кислотой:
 

${\mathrm{Na}}_2{\mathrm{SO}}_3 + 2\mathrm{HCl} = 2\mathrm{NaCl} + {\mathrm{SO}}_2\uparrow + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$,

$2{\mathrm{H}}^{+} + {{\mathrm{SO}}_3}^{2-} = {\mathrm{SO}}_2\uparrow + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

 

Соляная кислота более сильная, чем сернистая в составе соли, поэтому она её вытесняет. А сернистая кислота настолько нестойкая, что практически сразу распадется на сернистый газ и воду.

Мы рассмотрели отношение кислот к индикаторам, изучили их четыре основные химические свойства: взаимодействие с основаниями, с оксидами, металлами и солями.