Кислоти

Кислоти – це складні речовини, молекули яких у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіонів водню (гідроґену) й аніонів кислотних залишків:

НCl ↔ H⁺ + Cl⁻

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄⁻

HSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄²⁻

Кислоти класифікують

1. за складом на

безкисневі	кисневмісні
HCl, HF, HI, H2S, HSCN	HNO3, H2SO4, H3PO4, HMnO4

2. за здатністю дисоціювати у водних розчинах на

сильні	середньої сили	слабкі
HCl, HI, HBr, H2SO4, HNO3, HClO4	H3PO4, H2SO3 (за першою константою)	H3BO3, H2CO3, HCN

Хімічні властивості:

1. Кислоти взаємодіють з основами (реакція нейтралізації) й амфотерними гідроксидами: H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O;

H₂SO₄ + Zn(OH)₂ → ZnSO₄ + 2H₂O.

2. Кислоти реагують з основними та амфотерними оксидами:

MgO + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O; Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O.

3. Кислоти реагують із солями з утворенням інших солей та кислот:

Pb(NO₃)₂ + 2HCl → PbCl₂↓ + 2HNO₃; FeS + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂S↑;

4. З металами кислоти реагують по-різному, в залежності від активності металу, хімічної природи кислоти та концентрації розчину кислоти.

Розведені кислоти, що не мають окисних властивостей реагують із активними металами, розташованими у ряду стандартних електродних потенціалів до водню з утворенням солі та газоподібного водню:Zn + H₂SO_4(розв.)= ZnSO₄ + H₂↑.

Метали, розташовані у ряду стандартних електродних потенціалів після водню (Cu, Ag та інші), не витісняють водень із кислот. Але ні один із металів не витісняє водень із азотної та концентрованих сірчаної та хлорної кислот.

Кислоти, що проявляють сильні окисні властивості (HNO₃, H₂SO₄, HClO₄) взаємодіють із великою кількістю металів з утворенням солі металу, води та продукту відновлення кислото-утворюючого елемента.

Солі.

Солі – це складні речовини, у молекулах яких катіони металів або амонію, чи комплексні катіони пов’язані з аніонами кислотних залишків.

Класифікація солей:

середні	кислі	основні	комплексні
NaCl, K2SO4	NaHCO3, Ca(HCO3)2	CaOHCl, AlOHSO4	K3[Fe(CN)6], [Cu(NH3)2]I

Хімічні властивості солей:

1. Солі взаємодіють із кислотами: FeS + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂S↑.

2. Солі взаємодіють із основами: MgCl₂ + 2NaOH → Mg(OH)₂↓ + 2NaCl.

Солі взаємодіють із металами, наприклад: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓.

Солі взаємодіють із солями: Na₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2NaCl.

Експериментальна частина

Дослід 1. Властивості оксидів металів

В одну пробірку вмістити кілька шматочків оксиду кальцію, в іншу – два мікрошпателі оксиду маґнію, в третю – два мікрошпателі купрум (ІІ) оксиду. У кожну пробірку додати приблизно до ¼ об’єму хлоридної кислоти (з С(HCl) = 2 моль/л), за потреби другу та третю пробірки підігріти на полум’ї газового пальника. Що спостерігається? Урівняти рівняння реакцій:

CaO + HCl → CaCl₂ + H₂O;

MgO + HCl → MgCl₂ + H₂O;

CuO + HCl → CuCl₂ + H₂O.

Дослід 2. Властивості гідроксидів (основних і амфотерних)

В чотири пробірки внести по 4 – 5 краплин розчинів (з С = 0,5 моль/л) у першу – маґній хлориду, в другу – алюміній сульфату, в третю – цинк сульфату, в четверту – нікол (ІІ) сульфату. У кожну пробірку додати приблизно по 1 – 2 краплини розчину NaOH (з С = 0,5 моль/л) до початку випадання осадів. Що спостерігається? Урівняти рівняння реакцій:

MgCl₂ + NaOH → Mg(ОН)₂ + NaCl;

Аl₂(SO₄)₃ + NaOH → Аl(ОН)₃ + Na₂SO₄;

ZnSO₄ + NaOH → Zn(ОН)₂ + Na₂SO₄;

NiSO₄ + NaOH → Ni(ОН)₂ + Na₂SO₄.

Визначити хімічний характер гідроксидів, що випали. Для цього кожен з одержаних осадів розподілити на 2 пробірки, в одну з яких додати 4 – 5 краплин розчину хлоридної кислоти (з С(HCl) = 2 моль/л), в іншу 6 – 8 краплини розчину NaOH (з С = 0,5 моль/л). Оформити результати досліду у вигляді таблиці

Назва гідроксиду	Формула гідроксиду	Хімічні властивості гідроксиду	Рівняння реакцій взаємодії гідроксиду з кислотою та луґом
Маґній гідроксид
Алюміній гідроксид
Цинк гідроксид
Нікол (ІІ) гідроксид

Дослід 3. Властивості кислот

А) Нейтралізація кислоти луґом.

Додати у порцелянову чашку чверть пробірки водного розчину хлоридної кислоти і по краплинах додавати до нього розчин луґу (NaOH), перемішуючи вміст чашки та перевіряючи реакцію рідини універсальним індикаторним папірцем. Описати спостереження.

Рівняння реакції: HCl + NaOH → NaCl + H₂O;

Б) Порівняння хімічної активності кислот

Заповнити одну пробірку на 1/3 її об’єму розчином HCl (з С(HCl) = 2 моль/л), а іншу – розчином оцтової кислоти (СН₃СООН) такої ж молярної концентрації. У кожну пробірку помістити по шматочку цинку. У якій із пробірок газ виділятиметься інтенсивніше? Зробити висновок про відносну силу кислот і урівняти рівняння реакцій: HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂↑

CH₃COOH + Zn → Zn(CH₃COO)₂ + H₂↑

Дослід 4. Властивості солей

А) Взаємодія солей між собою (одержання малорозчинних солей)

В чотири пробірки внести по 4 – 5 краплин розчинів: у першу – маґній хлориду, в другу – ферум (ІІ) сульфату, в третю – кадмій сульфату, в четверту – бісмут (ІІІ) нітрату. До перших двох пробірок додати по 1 – 2 краплини розчину Na₂СO₃, а до інших двох пробірок додати по 1 – 2 краплини розчину Na₂S до початку випадання осадів. Що спостерігається? Відзначити кольори осадів. Урівняти рівняння реакцій: MgCl₂ + Na₂СO₃ → MgСO₃ + NaCl;

FeSO₄ + Na₂СO₃ → FeСO₃ + Na₂SO₄;

CdSO₄ + Na₂S → CdS + Na₂SO₄;

Bi(NO₃)₃ + Na₂S → Bi₂S₃ + NaNO₃.

Б) Гідроліз солей

Заповнити дві пробірки на 1/3 їх об’єму водою. У першу додати кілька кристалів натрій карбонату (соди Na₂СO₃), а в іншу кілька кристалів купрум (ІІ) сульфату (мідного купоросу CuSO₄ ∙ 5Н₂О). Розчин кожної з пробірок перевірити на рН універсальними індикаторним папірцем. Відзначити кольори індикаторного папірця. Якою є реакція середовища у розчинах даних солей? Чому? Урівняти рівняння реакцій:

Na₂СO₃ + H₂O ↔ NaНСO₃ + NaOH

CuSO₄ + H₂O ↔ (CuOН)₂SO₄ + H₂SO₄