лабораторной работы № 03

Методические указания по проведению

Дисциплина: Химия

Тема: Испытание растворов кислот индикаторами. Взаимодействие металлов с

кислотами. Взаимодействие кислот с оксидами металлов. Взаимодействие

кислот с основаниями. Взаимодействие кислот с солями.

Продолжительность: 2 часа

Для специальностей: технического профиля

Действие растворов кислот на индикаторы.

Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет.

В растворах некоторых солей (таких как хлорид натрия, сульфат калия, нитрат кальция) среда нейтральная - как в чистой воде. Но очень многие соли не просто растворяются в воде, а реагируют нею примерно так же, как это происходит со слабыми кислотами или основаниями. При этом среда становится кислотной (например, в растворах таких солей как хлорид алюминия, сульфат цинка) или щелочной (в случае растворов сульфида калия, карбоната натрия, фторида натрия). Это явление называется гидролизом.

Примечание. Индикатор фенолфталеин можно купить в аптеке, его продают как слабительное средство (пурген).

В качестве индикаторов можно использовать соки растений, их плодов и цветов. Далее в таблице приведена их окраска в натуральном виде и в кислотной и щелочной средах.

Растение	Окраска
обычная	в кислотной среде	в щелочной среде
	Гортензия	Бледно-фиолетовая	Розовая	Желтая
Фуксия	Фиолетовая	Kрасная	Оранжево-желтая
Ноготки	Оранжевая	Оранжевая	Оранжевая
Роза	Розовая	Розовая	Желтая
Настурция	Оранжевая	Оранжево-красная	Желтая
	Ежевика	Черная	Kрасная	Зеленая
Черная смородина	Темно-красная	Kрасная	Зеленая
Черника	Темно-красная	Kроваво-красная	Изумрудно- зеленая
Земляника	Kрасная	Kрасная	Зеленовато- желтая

Было предпринято много попыток дать определение кислоты, которое бы позволяло раз и навсегда относить данное вещество к классу кислот. Наиболее успешной оказалась такая попытка (1923) датского физикохимика Й.Н.Брёнстеда:

Кислоты – это вещества, отдающие в реакциях ионы водорода.

Кислоты - это сложные химические вещества, которые содержат атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов и образовавать соли.
Кислоты различаются по основности: Основность определяется количеством атомов водорода, входящим в их состав. По числу отщепляющихся ионов водорода кислоты бывают одноосновные, двухосновные и трехосновные.

Классификация кислот по числу атомов водорода

Кислоты разделяют также на кислородосодержащие и не содержащие кислород.

Например, соляная - HCl - не содержит атомов кислорода, а H₂СO₃ - угольная - содержит 3 атома кислрода и является кислородосодержащей.

Классификация кислот по составу

Взаимодействие кислот с металлами. Как мы видим из предыдущего примера, для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части табл. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H⁺.

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).

С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части табл.

В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз.

Классификация кислот на сильные и слабые кислоты

H₂SO₄ +Zn = ZnSO₄ + H₂ - образуется соль и выделяется водород;
В зависимости от концентрации самой кислоты получаются различные продукты химической реакции.
Например, 2H₂SO₄ + Cu = CuSO₄ + SO₂ +2H₂O - в этом случае серная кислота - концентрированная.

Разбавленная - на медь (Cu) никак не действует.

** Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N⁺⁵, а не H⁺, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты, в молекуле которой сера S⁺⁶ также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:

Cu + 4 HNO₃(конц.) =Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

3 Cu + 8HNO₃(разб.) = 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

8 K + 5 H₂SO₄(конц.) = 4 K₂SO₄ + H₂S + 4 H₂O

3 Zn + 4 H₂SO₄(конц.) = 3 ZnSO₄ + S + 4 H₂O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой.

Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.

Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду.

Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.

Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO₄, которую смывают водой вместе с остатками кислоты.

Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

Взаимодействие кислот с солями: Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок.

2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + CO₂­ + H₂O 2H⁺ + CO₃^2– = CO₂­ + H₂O

СaCl₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2HCl Сa²⁺ + SO₄^2-  = CaSO₄

Основные соли при действии кислот переходят в средние:

FeOHCl + HCl =  FeCl₂ + H₂O.

Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли:

Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄.

Входной контроль:

Отвечаем на вопросы:

1. Какой цвет имеет раствор кислоты в присутствии индикатора (лакмус, метиловый оранжевый).

2. Какая кислота содержится в желудке человека и потому используется в медицине?

3. Какие кислоты вы знаете в быту?

Ход выполнения работы:

Опыт №1

Испытание растворов кислот индикаторами. Взаимодействие металлов с кислотами.

Взаимодействие кислот с оксидами металлов.

Оборудование и реактивы: лабораторный штатив с лапкой, штатив с пробирками, индикаторы, соляная кислота (HCL), цинк (Zn), оксид магния (MgО).

В первую пробирку наливаем соляную кислоту, добавляем 1-2 капли раствора лакмуса.

Наблюдаем за тем, что происходит.

Во вторую пробирку наливаем соляную кислоту, кладём кусочек цинка.

Наблюдаем за тем, что происходит. Записываем уравнение реакции.

HCL + Zn =…

В третью пробирку наливаем соляную кислоту, насыпаем небольшое количество оксида магния и перемешиваем.

Наблюдаем за тем, что происходит. Записываем уравнение реакции.

HCL + MgО = …

Опыт№2

Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации). Взаимодействие кислот с солями.

Оборудование и реактивы: лабораторный штатив с лапкой, штатив с пробирками, соляная кислота (HCL), гидроксид натрия (NaOH), нитрат серебра (АgNО₃), индикаторы.

В первую пробирку наливаем соляную кислоту, добавляем несколько капель фенолфталеина. С помощью пипетки к раствору малинового цвета добавляем по каплям 1 мл раствора гидроксида натрия. Наблюдаем за тем, что происходит. Записываем уравнение реакции.

HCL + NaOH = …

Во вторую пробирку наливаем соляную кислоту, добавляем 1 мл раствора нитрата серебра (АgNО₃). Наблюдаем за тем, что происходит. Записываем уравнение реакции.

HCL + АgNО₃ = …

Выходной контроль:

Выполняем задание:

Составляем химические формулы кислот, соответствующие следующим оксидам:

N₂O₃ СО₂ Р₂О₅ SiO₂ SO₂ NO СО SO₃

Содержание отчёта:

Сделайте общий вывод в соответствии с целями, поставленными перед вами в этой работе.

Список литературы:

1. О.С. Габриелян, И.Г. Остроумова «Химия» [текст]: - учебник для профессий и специальностей Технического профиля. Москва, Издательский дом «Академия», 2012 г.

2. Габриелян О.С. Химия в тестах, задачах, упражнениях: учеб. пособие для студ. сред. проф. учебных заведений / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова – М., 2006.

3. Габриелян О.С. Практикум по общей, неорганической и органической химии: учеб. пособие для студ. сред. проф. учеб. заведений / Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Дорофеева Н.М. – М., 2007.

4. Ерохин Ю.М. Химия: учебник для средне профессиональных учебных заведений, 4-е изд. М.: Издательский Центр Академия, 2004-384 с.

5. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия: органическая химия: учебник для 10 кл. ОУ, 8-е изд. М. Просвещение, 2001, 160 с.

6. www.twirpx.com - Учебные материалы.

7. www.amgpgu.ru - Лекционный курс.

8. www.uchportal.ru – Учительский портал.

9. https://o5-5.ru – 5 и 5 Учебный материал.