Підручники з Хімії / Хімія 8 клас / Григорович Хімія 8 клас. 2021

§31. Хімічні властивості лугів і нерозчинних гідроксидів

2.Запишіть назви основ: LiOH, Mg(OH)2, Ni(OH)2, RbOH. Складіть формули солей, що утворені цими основами в разі їх взаємодії із сульфатною кислотою, та запишіть їхні назви.

3.Складіть рівняння реакцій нейтралізації розчину барій гідроксиду хлоридною, сульфатною, нітратною та ортофосфатною кислотами. За таблицею розчинності визначте, у яких випадках утворюється осад.

4.Складіть рівняння реакцій нейтралізації наведених основ хлоридною кислотою: калій гідроксид, ферум(II) гідроксид, ферум(III) гідроксид, магній гідроксид, цинк гідроксид.

5.Складіть рівняння реакцій нейтралізації, у результаті яких утворюються солі: K2SO4, Mg(NO3)2, ZnSO4, CaСl2, Al(NO3)3.

6.Складіть рівняння реакцій добування натрій карбонату, калій силікату, кальцій сульфіту взаємодією кислотних оксидів із лугами.

7.Які із солей реагують із калій гідроксидом: натрій карбонат, купрум(II) сульфат, алюміній нітрат, барій карбонат? Складіть відповідні рівняння реакцій.

8.Складіть рівняння розкладання гідроксидів: Феруму(III), Мангану(II), Меркурію(II), Купруму(І).

9.Гідроксиди Феруму(II), Магнію, Цинку, Кальцію під час нагрівання розкладаються на відповідний оксид і воду. Складіть рівняння реакцій.

10.Обчисліть масу натрій карбонату, що утворюється після пропускання вуглекислого газу об’ємом 31,36 л (н. у.) крізь розчин натрій гідроксиду.

11.Обчисліть масу ферум(III) оксиду, необхідного для добування ферум(III) нітрату масою 36,3 г.

12.Обчисліть масу алюміній гідроксиду, необхідного для добування алюміній оксиду масою 35,7 г.

13.Обчислить масу солі, що утворюється внаслідок взаємодії натрій гідроксиду масою 80 г із розчином хлоридної кислоти.

14.До розчину барій гідроксиду, що містить 8,55 г лугу, додали достатню кількість ферум(ІІ) хлориду. Обчисліть масу осаду.

15.Обчисліть масу ортофосфатної кислоти, необхідної для нейтралізації розчину, що містить 153,9 г барій гідроксиду.

16.Обчислить об’єм кисню (н. у.), необхідний для спалювання вугілля масою 12 г. Яка маса кальцій гідроксиду знадобиться, щоб поглинути весь оксид, що утворився?

17.Розчин калій гідроксиду масою 280 г із масовою часткою лугу 4 % нейтралізували сульфатною кислотою. Обчисліть масу утвореної солі.

18.Крізь розчин калій гідроксиду, що містить 8,4 г лугу, пропустили сульфур(IV) оксид до повної нейтралізації лугу. Обчисліть масу солі

вутвореному розчині.

19*. Знайдіть у додаткових джерелах інформації приклади використання гідроксидів для поліпшення властивостей ґрунтів та води. Який уплив на навколишнє середовище матимуть випадки безконтрольного потрапляння лугів до ґрунтів або водоймищ?

171

§ 32. Кислоти: фізичні властивості, поширеність та застосування

Пригадайте:

•як за формулою відрізнити кислоти від сполук інших класів (за § 26);

•властивості твердих речовин із молекулярними кристалічними ґратками (за § 21).

Фізичні властивості кислот

Оксигеновмісні кислоти — речовини молекулярної будови. Це зумовлює їхні певні фізичні властивості: кислоти являють собою рідини або легкоплавкі тверді речовини. Так, найпоширеніші кислоти — сульфатна H2SO4 та нітратна HNO3 — за звичайних умов є рідинами, ортофосфатна H3PO4, боратна H3BO3, силікатна H2SiO3 — тверді речовини.

Безоксигенові кислоти — флуоридна HF, хлоридна HCl, бромідна HBr, йодидна HI та сульфідна H2S — це водні розчини газів, що мають таку саму формулу, що й відповідні кислоти.

Сульфітна Н2SO3 і карбонатна Н2СO3 кислоти є продуктами взаємодії сульфур(ІV) оксиду SO2 і карбон(ІV) оксиду CO2 з водою, тому добре розчинні у воді. Більшість неорганічних кислот добре розчинні у воді. У лабораторіях зазвичай використовують саме розбавлені розчини кислот, а не чисті кислоти. Винятком є силікатна кислота H2SiО3 — вона нерозчинна у воді.

У розбавлених розчинах кислоти зазвичай не мають запаху, але розчини деяких кислот зі значною концентрацією мають характерний запах. Усі концентровані розчини безоксигенових кислот мають запах відповідних газів унаслідок їхньої леткості.

Усі кислоти кислі на смак, завдяки чому й отримали таку назву.

• Слово «оцет» походить від грецького слова оксос, що означає «кислий». Оцет використовують уже понад три тисячі років, і в давні часи він був єдиною відомою харчовою кислотою, тому його назву ототожнювали з уявленням про саму кислу сутність. Тож стародавнім грекам було б сьогодні дивно почути наш термін «оцтова кислота», що буквально означає «кисла кислота».

•У Середні віки — в алхімічний період розвитку хімії — одним з основних способів дослідження нових речовин був органолептичний метод. Науковець мав самостійно дослідити запах та смак речовин, більшість із яких, зокрема кислоти, були отруйними або їдкими. Щоб зменшити ризик отруєння, алхіміки куштували нові речовини кінчиком язика. Через деякий час кінчик язика відмирав, і язик алхіміків часто ставав схожим на роздвоєний язик змії, через що інші люди дуже їх боялись.

172

§32. Кислоти: фізичні властивості, поширеність та застосування

•У ХІХ столітті з’явилися так звані «макальні сірники» — майже звичайні сірники, які загорялися не від тертя, а в разі вмочування їх у концентровану сульфатну кислоту. Разом із цими сірниками продавали склянки з кислотою. Але, певна річ, користуватися ними було вкрай незручно та небезпечно.

•Під дією хлоридної кислоти гине більшість бактерій, що потрапили у шлунок. Таку саму дію на мікроорганізми чинить й оцтова кислота. Саме тому

їїрозчин часто використовують для консервування продуктів харчування.

Висновки

1.Більшість кислот — це безбарвні тверді або рідкі речовини. Безокси-

генові кислоти — це розчини відповідних газів у воді. На практиці зазвичай використовують не чисті кислоти, а їхні розбавлені розчини.

2.Кислоти — дуже поширені в природі речовини. Багато неорганічних кислот міститься у воді Світового океану та в дощовій воді, куди вони потрапляють із повітря внаслідок вулканічної діяльності та грози. Органічні кислоти містяться в овочах, фруктах та тваринних організмах.

3.Неорганічні кислоти — дуже важливі для промисловості речовини. Найбільше використовують сульфатну, нітратну, хлоридну та ортофосфатну кислоти.

Контрольні запитання

1.Опишіть фізичні властивості кислот.

2.Які кислоти є розчинами газоподібних речовин у воді?

3. Чи використовують у лабораторній практиці чисті кислоти?

4.Чи можна відрізнити кислоти від інших речовин за запахом? кольором? смаком? Наведіть приклади.

5.Опишіть поширеність неорганічних та органічних кислот у природі.

6.Опишіть застосування кислот у промисловості та побуті.

7.Чому під час заготівки овочів на зиму використовують як консервант розчин оцтової, щавлевої або лимонної кислоти?

Завдання для засвоєння матеріалу

1.Складіть формули кислот, із яких утворені солі: K2CO3, Na3PO4, Fe(NO3)3, K2SiО3.

2.Як ви вважаєте, формула якої сполуки «зайва» в переліку: Н2CO3, KОН, Н2SО3, Н2SО4, HCl? До якого класу неорганічних сполук вона належить?

3.Обчисліть відносну густину гідроген хлориду: а) за воднем; б) пові-

трям; в) гелієм.

4.Обчисліть, у якому зразку міститься більше атомів Оксигену: а) 3,7 моль Н2SО4 чи 100 г CaO; б) 78,4 л CO2 чи 4,2 моль NaOH.

5.Масова частка сульфатної кислоти в розчині становить 4,9 %. Обчисліть кількість речовини цієї кислоти в такому розчині масою 200 г.

175

§ 33. Хімічні властивості кислот

Пригадайте:

•для визначення розчинності речовин у воді використовують таблицю розчинності;

•як виявляють луги в розчині (за § 31);

•принцип кислотно-оснóвних взаємодій (за § 28);

•умови, за яких відбуваються реакції обміну (за § 31).

Виявлення кислот

Як і луги, кислоти можна виявити за допомогою індикаторів. Забарвлення індикаторів за наявності та відсутності кислот у розчині наведені в таблиці 10.

Таблиця 10. Забарвлення індикаторів за наявності та відсутності кислот

Взаємодія кислот із речовинами оснóвної природи

Ви вже вивчили реакції основних оксидів та основ із кислотами. Між ними відбуваються реакції обміну, у яких утворюються сіль та вода:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

2HCl + K2O = 2KCl + H2O

Амфотерні оксиди та амфотерні гідроксиди у взаємодії з кислотами виявляють властивості основних речовин, тобто реагують, як звичайні основні оксиди та гідроксиди:

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

176

§ 33. Хімічні властивості кислот

Взаємодія кислот із солями

Кислоти можуть вступати в реакцію із солями (як розчинними у воді, так і нерозчинними). Між кислотою та сіллю відбувається реакція обміну, отже, продуктами реакції мають бути також сіль і кислота.

Взаємодія між сіллю й кислотою відбувається, якщо реакція відповідає умовам перебігу реакцій обміну:

•кислота або сіль, що утворюється, випадає в осад:

сіль(1) + кислота(1) → нерозчинна сіль(2)↓ + кислота(2)

або

сіль(1) + кислота(1) → сіль(2) + нерозчинна кислота(2)↓

Наприклад, під час взаємодії барій хлориду із сульфатною кислотою утворюється білий осад нерозчинної солі — барій сульфату:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

Серед відомих вам кислот нерозчинною є силікатна кислота, вона утворюється під час реакції розчинних силікатів із кислотами:

Na2SiО3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3↓

•виділення газоподібної речовини, що можливо, якщо утворена кислота нестійка або летка:

сіль(1) + кислота(1) → сіль(2) + нестійка або летка кислота(2)↑

Під час взаємодії карбонатів або сульфітів із кислотами утворюються нестійкі кислоти (карбонатна й сульфітна), які відразу розкладаються:

Н2CO3 = CO2↑ + Н2О

H2SO3 = SO2↑ + Н2О

Тому такі солі активно реагують із кислотами. Наприклад, у разі дії на порошок кальцій карбонату (вапняк, крейда, мармур) хлоридної кислоти рідина ніби закипає, оскільки утворена карбонатна кислота моментально розкладається і при цьому виділяється багато вуглекислого газу (мал. 33.1, с. 178):

Н2О

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2CO3

CO2↑ або CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O

177

ТЕМА 4. Основні класи неорганічних сполук

Деякі кислоти є леткими й погано розчиняються у воді, як, наприклад, сульфідна кислота H2S. У разі дії хлоридної кислоти на ферум(II) сульфід реакція відбувається завдяки виділенню з розчину гідроген сульфіду (сірководню) — газу із запахом тухлих яєць:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑

Варто пам’ятати, що реакції кислот із солями не завжди відбуваються, навіть якщо формально реакція відповідає умовам перебігу реакцій обміну. Так, якщо змішати розчини ферум(II) хлориду й сульфідної кислоти, то реакція не відбуватиметься, хоча в результаті має утворитися осад:

FeCl2 + H2S ≠ FeS↓ + 2HCl

Справа полягає в силі кислот. Кислоти поділяють на сильні та слабкі. Сильними кислотами є H2SO4, HNO3, HCl, HBr та HI. Інші кислоти, що наведені в таблиці 7 на с. 138, є слабкими. Отже, хлоридна кислота є сильною, а сульфідна — слабкою. Взаємодія ферум(II) хлориду із сульфідною кислотою не може відбуватися, тому що слабка кислота не може витиснути сильну із солі. А сильна кислота може витиснути слабку із солі:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑

Отже, усі сильні кислоти здатні взаємодіяти із солями всіх слабких кислот. Хоча багато слабких кислот розчинні у воді, сильні кислоти здатні витиснути їх навіть у тому випадку, якщо всі продукти реакції розчинні у воді. Наприклад, сульфатна кислота може витиснути ортофосфатну з нерозчинних ортофосфатів:

Mg3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3MgSO4 + 2H3PO4

178

властивості кислот

а

Мал. 33.2. Розбавлення кислоти водою: а — неправильно, б — правильно

Безпека під час роботи з кислотами

Кислоти — їдкі речовини. У разі потрапляння на шкіру або слизові оболонки кислоти можуть спричинити хімічні опіки, а в разі концентрованої сульфатної кислоти — навіть обвуглювання шкіри. Якщо кислота потрапить на одяг, можуть з’явитися дірки. Тому з кислотами, особливо концентрованими, слід поводитися дуже обережно. Працювати з ними бажано в гумових рукавичках. Якщо кислота випадково потрапила на шкіру або одяг, її слід негайно змити великою кількістю води, а залишки нейтралізувати розбавленим розчином соди.

Під час розчинення концентрованих кислот у воді виділяється велика кількість теплоти. Якщо наливати воду в склянку з концентрованою кислотою, то вода збирається на поверхні (густина концентрованих кислот більша за густину води) і під впливом теплоти може закипіти та почати розбризкуватися разом із кислотою. Тому, розбавляючи концентровані кислоти, обов’язково слід наливати кислоту в склянку з водою, а не навпаки (мал. 33.2).

ДОМАШНІЙ ЕКСПЕРИМЕНТ

Дія на сік буряка лимонного соку, розчину харчової соди, мильного розчину

Вам потрібні: каструля, буряк, ніж, лійка, фільтрувальний папір або фільтр для кавоварки, лимонний сік, оцет, харчова сода, пральний порошок та розчин мила.

безпеки:

використовуйте невеликі кількості речовин;

•остерігайтеся потрапляння кислих речовин на шкіру, в очі; у разі потрапляння речовину слід змити великою кількістю води;

•пам’ятайте, що гарячі та холодні предмети однакові на вигляд, користуйтеся захисними рукавичками.

179

ТЕМА 4. Основні класи неорганічних сполук

а б в

Мал. 33.3. Приготування індикатора з буряка: а — подрібнення буряка;

б— кип’ятіння буряка у воді; в — фільтрування відвару

Удеяких рослинах є речовини, котрі можна використовувати як індикатори. Для початку слід добути розчин індикатору з буряка. Це можна зробити в різні способи: вичавити сік із буряка за допомогою соковижималки або приготувати відвар із буряка. Щоб зробити відвар, наріжте невеликий буряк тонкими скибочками або соломкою. Помістіть його в окріп (приблизно 0,5 л), щоб відвар вийшов досить концентрованим. Дайте покипіти декілька хвилин, після цього остудіть та відфільтруйте відвар від залишків буряка з використанням паперового фільтра або фільтра для кавоварки (мал. 33.3).

Приготуйте шість склянок і налийте в кожну по 50 мл води.

Упершу склянку додайте столову ложку оцту, у другу — сік одного лимона, у третю насипте половину чайної ложки соди, у четверту — стільки ж прального порошку, у п’ятій склянці розчиніть невеликий шматочок мила, а в шостій залиште чисту воду для порівняння. Можна також заготовити склянку з розсолом від маринованих огірків або помідорів, із соком квашеної капусти, свіжим та кислим молоком.

До кожної склянки прилийте невеликий об’єм (5–10 крапель) соку або відвару буряка. Як змінюється забарвлення?

Запишіть свої спостереження в зошит. Зробіть висновки: 1) як змінюється забарвлення соку (відвару); 2) у яких склянках містилися кислоти, а в яких — луги;

3) чи можна сік (відвар) буряка використовувати як індикатор. Цей експеримент можна повторити, узявши замість буряка червону капусту, чорницю, пелюстки фіалок, бузку, барвінку, ірисів або інших яскраво забарвлених квітів, а також звичайну зеленку

(розчин «Брильянтового зеленого» з домашньої аптечки).

180