Параграф 6 Химия 9 класс Габриелян | Конспект

🧪 Химические свойства кислот как электролитов

🧪 Химические свойства кислот как электролитов

Все кислоты имеют кислый вкус, однако в лаборатории проверка на вкус запрещена по технике безопасности.

• Кислотный вкус обусловлен присутствием ионов Н+ (катионов водорода).

• Данный вкус характерен для пищевых кислот: лимонной, яблочной, аскорбиновой.

• Кислоты изменяют окраску индикаторов.

• Лакмус, универсальный индикатор, метилоранж окрашиваются в красный цвет в присутствии кислоты.

• Фенолфталеин в кислой среде остается бесцветным.

• Реакция кислот с основаниями называется нейтрализация.

• Кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды.

• Уравнение нейтрализации: H+ + OH- -> H2O.

• Данная реакция — частный случай обменных реакций.

• Пример нейтрализации: 2NaOH + H2SO4 -> Na2SO4 + 2H2O.

• Уравнения реакции можно записать в молекулярном виде (полное описание веществ).

• Уравнения реакции можно записать в ионном виде (с учетом распада сильных электролитов на ионы).

• Кислоты взаимодействуют с оксидами металлов с образованием соли и воды.

• Пример реакции с оксидом: CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O.

• Данная реакция подтверждается изменением цвета раствора и выделением газа в зависимости от реактивов.

• Кислоты взаимодействуют с металлами.

• Сильные кислоты, такие как серная и соляная, реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, с выделением газа H2.

• Пример реакции с металлом: Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H2.

• В этом случае ионы H+ восстанавливаются до молекулярного водорода.

• Правило Бертолле: реакция между растворами электролитов возможна, если образуется осадок, газ или слабый электролит (например, вода).

• Реакции с выделением газа сопровождаются разложением анионов кислоты на газообразные продукты.

• Пример выделения газа: 2H+ + CO3 2- -> H2O + CO2.

• Реакции с выпадением осадка предсказываются с помощью таблицы растворимости.

• Пример выпадения осадка: Ba2+ + SO4 2- -> BaSO4.

• Ионные уравнения записываются в сокращённой форме, где участвуют только ионы, непосредственно взаимодействующие друг с другом.

💎 База параграфа

• 🧪 Формулы и реакции:

  • H+ + OH- -> H2O — сокращенное ионное уравнение нейтрализации.

  • 2NaOH + H2SO4 -> Na2SO4 + 2H2O — молекулярное уравнение нейтрализации.

  • CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O — взаимодействие кислоты с оксидом металла.

  • Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H2 — взаимодействие с металлом до водорода.

  • 2H+ + CO3 2- -> H2O + CO2 — качественная реакция с выделением газа.

  • Ba2+ + SO4 2- -> BaSO4 — качественная реакция с выпадением осадка.

• ⚗️ Опыты и наблюдения:

  • Лакмус и метилоранж + кислота — появление красного цвета.

  • Фенолфталеин + кислота — отсутствие изменений (раствор бесцветный).

  • Взаимодействие с оксидом меди (II) — изменение цвета раствора.

  • Взаимодействие цинка с кислотой — бурное выделение пузырьков газа водорода.

• 📖 Определения:

  • Нейтрализация — взаимодействие кислоты с основанием с образованием соли и воды.

  • Правило Бертолле — условия протекания реакций обмена (образование газа, осадка или воды).

  • Ионные уравнения — запись реакции, отражающая реальное состояние ионов в растворе.

📝 Подведем итоги

• Химические свойства кислот определяются катионами водорода H+, которые придают растворам характерный вкус и окрашивают индикаторы (лакмус, метилоранж) в красный цвет.

• Главным свойством является нейтрализация — реакция с основаниями, приводящая к получению соли и воды.

• Кислоты активно вступают в реакции с оксидами металлов и самими металлами (стоящими в ряду активности до водорода), выделяя H2.

• Возможность реакций в растворах электролитов диктуется правилом Бертолле: обязательным образованием газа, осадка или малодиссоциирующего вещества (воды).