Что общего у всех кислот

Химические свойства кислот, их классификация и реакции

Общие свойства кислот. Классификация

Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.

В первую очередь кислоты делятся на:

Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)

В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:

Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.

Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на

Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:

Химические свойства кислот

1. Диссоциация

При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

НРО 2- ₄ ↔ Н + + PО З- ₄ (третья ступень)

2. Разложение

Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.

Бескислородные на простые вещества

3. Реакция с металлами

Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.

Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника «Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.

Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»

Из всех правил есть исключения.

Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.

4. Реакции с основаниями

В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.

Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.

5. Реакции кислот с солями

Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.

6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами

В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Если в окислительных реакциях первую скрипку играет водород, то в восстановительных реакциях основная роль принадлежит анионному остатку. В результате реакций образуются свободные галогены.

Физические свойства кислот

При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H₃PO₄ или кремниевая H₂SiO₃.

Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.

Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.

Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.

Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.

Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.

Как же можно определить кислота в пробирке или нет?

В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.

Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.

Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.

Индикатор лакмус — красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус — синий,
Щёлочь здесь — не будь разиней,
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый
Но несмотря на это в кислотах он без цвета.

Источник

Урок №47. Кислоты. Состав. Классификация. Номенклатура. Получение кислот

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода: число атомов водорода (n) определяет основность кислот:

2. По составу:

а) Таблица кислородсодержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:

Кислотный остаток (А)

Соответствующий кислотный оксид

SO ₃ оксид серы ( VI )

HMnO ₄ марганцевая

MnO ₄ (I) перманганат

Mn ₂ O ₇ оксид марганца ( VII )

SO ₂ оксид серы ( IV )

PO ₄ (III) ортофосфат

P ₂ O ₅ оксид фосфора ( V )

N ₂ O ₃ оксид азота ( III )

CO ₂ оксид углерода ( IV )

SiO ₂ оксид кремния (IV)

С l ₂ O оксид хлора ( I)

С l ₂ O ₃ оксид хлора ( III)

НСlO ₃ хлорноватая

С l ₂ O ₅ оксид хлора ( V)

С l ₂ O ₇ оксид хлора ( VII)

б) Таблица бескислородных кислот

Кислотный остаток (А)

HCl соляная, хлороводородная

H ₂ S сероводородная

Физические свойства кислот

Способы получения кислот

HCl, HBr, HI, HF, H ₂ S

1. Прямое взаимодействие неметаллов

1. Кислотный оксид + вода = кислота

2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой

Источник

Кислоты. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н + (или Н₃О + ).

Получение кислот

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота.

кислотный оксид + вода = кислота

При этом оксид кремния (IV) с водой не реагирует:

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

Неметалл + водород = бескислородная кислота

H₂ 0 + Cl₂ 0 → 2 H + Cl —

3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих кислот. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.

Например: карбонат кальция CaCO₃ (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Химические свойства кислот

1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н + и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.

HCl → H + + Cl –

Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:

HCl + H₂O → H₃O + + Cl –

Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.

HSO₃ – ↔ H + + SO₃ 2–

2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.

С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.

нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

основный оксид + растворимая кислота = соль + вода

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.

С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода

5. Некоторые кислоты являются сильными восстановителями. Восстановителями являются кислоты, образованные неметаллами в минимальной или промежуточной степени окисления, которые могут повысить свою степень окисления (йодоводород HI, сернистая кислота H₂SO₃ и др.).

4H I — + 2 Cu +2 Cl₂ → 4HCl + 2 Cu + I + I₂ 0

6. Кислоты взаимодействуют с солями.

Кислота₁ + растворимая соль₁ = соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Ag + NO₃ — + H + Cl — → Ag + Cl — ↓ + H + NO₃ —

7. Кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей. Либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей.

кислая соль₁ + кислота₁ = средняя соль₂ + кислота₂/оксид + вода

KHCO₃ + HCl → KCl + CO₂ + H₂O

Ещё пример : гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.

Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.

Al (OH) Cl₂ + HCl → AlCl₃ + H₂O

8. Кислоты взаимодействуют с металлами.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.

К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H₂SO₄, фосфорная кислота H₃PO₄, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI.

Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

При взаимодействии минеральных кислот с металлами образуются соль и водород:

минеральная кислота + металл = соль + H₂↑

Fe + 2 H + Cl → Fe +2 Cl₂ + H₂ 0

Сероводородная кислота H₂S, угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и кремниевая H₂SiO₃ с металлами не взаимодействуют.

Кислоты-окислители (азотная кислота HNO₃ любой концентрации и серная концентрированная кислота H₂SO_4(конц)) при взаимодействии с металлами водород не образуют, т.к. окислителем выступает не водород, а азот или сера. Продукты восстановления азотной или серной кислот бывают различными. Определять их лучше по специальным правилам. Эти правила подробно разобраны в статье Окислительно-восстановительные реакции. Я настоятельно рекомендую выучить их наизусть.

9. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

Угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и азотистая HNO₂ кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:

Кремниевая H₂SiO₃, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:

Азотная кислота HNO₃ разлагается при нагревании или на свету:

Источник

Кислоты — классификация, свойства, получение и применение.

Кислотам дали такое название не просто так. Большинство из них имеют кислый вкус. С некоторыми из них знаком каждый из вас. Это, например, уксусная кислота, которая есть в каждом доме, аскорбиновая кислота (она же витамин C), лимонная кислота и т.д. Но не стоит все кислоты пробовать на вкус. Кислоты являются очень едкими веществами. Даже всем нам привычная и известная аскорбиновая кислота в большой концентрации будет вредна нашему организму. А от более сильных кислот — серной, соляной и даже уксусной — можно получить очень сильные ожоги, вплоть до летального исхода. Поэтому при работе с кислотами нужно быть осторожными, а также соблюдать технику безопасности.

Таблица названий некоторых кислот и их солей

Классификация кислот

Понятие «одноосновная кислота» произошло по причине того, что для нейтрализации одной молекулы одноосновной кислоты нам понадобится одна молекула основания. для двухосновной — соответственно две молекулы и т. д.

Свойства кислот

Изменение цвета индикаторов в кислой среде

Химические свойства кислот

H₂SO₄ + 2Na → Na₂SO₄ + H₂↑

Металлы, находящиеся в ряду активности после водорода, не вступают в реакцию с кислотой (кроме концентрированной серной кислоты).

Азотная и концентрированная серная кислоты проявляют свойства окислителей, и продукты реакций будут зависеть от концентрации, температуры и природы восстановителя.

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

H₂SO₄ + K₂CO₃ → K₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

3H₂SO₄ + 2K₃PO₄ → 3K₂SO₄ + H₃PO₄

Получение кислот

H₂O + SO₃ →H₂SO₄

H₂ + Cl₂ → 2HCl

3H₂SO₄ + 2K₃PO₄ → 3K₂SO₄ + H₃PO₄

Применение кислот

В настоящее время, минеральные и органические кислоты находят множество сфер применения.

Серная кислота (H₂SO₄), находит широкое применение в химической технологии, для производства лакокрасочных материалов, производстве минеральных удобрений, в пищевой промышленности (пищевая добавка Е513), в качестве электролита в производстве аккумуляторных батарей.

Раствор двухромовокислого калия в серной кислоте (хромовая смесь) используются в лабораториях для мытья химической посуды. Являясь сильным окислителем, хромка позволяет отмывать посуду от следов загрязнений органическими веществами. Так же, хромовая смесь используется в органическом синтезе.

Борная кислота (H₃BO₃) используется в медицине как антисептик, в качестве флюса при пайке металлов, как борсодержащее удобрение, в домашнем хозяйстве используется как средство от тараканов.

Широко известны в домашнем использовании при выпечке уксусная и лимонная кислоты. Также в быту их используют для удаления накипи.

Знакомая всем с детства аскорбиновая кислота, более известная в народе как витамин С, применяется при лечении простудных заболеваний.

Азотная кислота (HNO₃) находит применение при производстве взрывчатых веществ, при производстве минеральных азотсодержащих удобрений (аммиачная, калиевая селитра), в производстве лекарственных средств (нитроглицерин).

Источник

Презентация по химии «Кислоты. Общие свойства кислот»

Онлайн-конференция

«Современная профориентация педагогов
и родителей, перспективы рынка труда
и особенности личности подростка»

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Описание презентации по отдельным слайдам:

Урок-путешествие «Знакомство с кислотами. Общие свойства кислот» 8 класс Автор: Хазова Галина Юрьевна, учитель химии МОУ СОШ № 11 г. Жуковского МО

Цель и задачи путешествия

Формулы кислот Серная кислота H2SO4 Соляная кислота HCI Азотная кислота HNO3 Фосфорная кислота H3PO4 Сероводородная кислота H2S Плавиковая кислота HF Угольная кислота H2CO3 Кремниевая кислота H2SiO3

Вывод Общее в составе кислот – наличие ионов Н+, они и обуславливают общие свойства.

Классификация кислот Кислоты Кислород содержащие Бескислородные H2SO4 HNO3 H3PO4 H2CO3 H2SiO3 HCI H2S HF

Классификация кислот кислоты одноосновные двухосновные многоосновные HCI HNO3 H2CO3 H2SiO3 H3PO4

Характеристика кислот H2SO4 HCI

Остановка «Информационная» Первая известная человечеству кислота – уксусная CH3COOH. Люди выращивали виноград, готовили вино, при прокисании вина получался уксус. Слово «кислота» произошло от латинского названия уксуса.

Природные кислоты Углекислый газ воздуха, растворяясь в дождевой воде превращается в угольную кислоту. Н2О+СО2=Н2СО3

Природные кислоты Во время грозы образуются оксиды азота, растворяясь в дождевой воде они дают азотную кислоту. При извержении вулканов и работе химических заводов выделяются оксиды серы, участвующие в образовании серной кислоты.

Кислотные дожди Разрушают почвы Угнетают развитие растений Разрушают здания, скульптуры. Необходимо на химических производствах принимать меры по очистке выбрасываемых газов.

Пищевые кислоты Яблочная Щавелевая Молочная Лимонная Аскорбиновая Ацетил- салициловая Олеиновая

Кислоты в организме человека В желудочном соке – соляная кислота. В обмене веществ участвуют янтарная, уксусная, молочная кислоты и т.д.

Мать всех кислот Н2SO4 Серная кислота Впервые синтезирована в X веке. С помощью серной кислоты можно получить все остальные кислоты.

Остановка «Дегустационная» Аскорбиновая кислота Вывод: большинство кислот кислые на вкус.

ПТБ – правила техники безопасности Растворение серной кислоты в воде Действие серной кислоты на дерево и бумагу Вывод: работать с кислотами надо очень осторожно, в специальной одежде и защитных очках.

Первая помощь При попадании кислоты на кожу: промыть большим количеством воды и 5% раствором соды. Хранение: в недоступном для маленьких детей месте, лучше в пластиковой посуде. Не хранить в пищевой посуде

Сравнение свойств минеральных и органических кислот Налить в пробирку 1 мл раствора индикатора, добавить 2-3 капли сока щавеля, яблока, клюквы или лимона, отметить наблюдения.

Вывод Минеральные и органические кислоты проявляют общие свойства, обусловленные общностью их строения

Проверочный тест 1. Слово, возникающее при ассоциации с лимоном. 2. Вещества, изменяющие окраску в присутствии кислот. 3. Вещество, которое по правилам ТБ, нужно приливать к воде при растворении, а не наоборот? 4. Бескислородная кислота, входящая в состав желудочного сока. 5. Вещество, которое разлагается, когда мы открываем бутылку с лимонадом. 6. Кислородсодержащая нерастворимая кислота. 7. Основность азотной кислоты.

Домашнее задание § 11 Выучить формулы кислот

Путешествие окончено. Спасибо за внимание

Курс повышения квалификации

Дистанционное обучение как современный формат преподавания

Курс повышения квалификации

Современные педтехнологии в деятельности учителя

Курс профессиональной переподготовки

Методическая работа в онлайн-образовании

Ищем педагогов в команду «Инфоурок»

Знакомство с кислотами. Общие свойства кислот. 8-й класс

Хазова Галина Юрьевна, учитель химии

Тип урока: формирование новых знаний.

Технология: урок с мультимедийной поддержкой.

Цель урока: вызвать интерес к изучаемой теме, мотивировать учебную деятельность обучающихся.

Задачи урока:

Оборудование:

ПК, проектор, использование мультимедиа презентации Power Point. Набор реактивов: концентрированная серная кислота, лучины, лист бумаги. Очки защитные, резиновые перчатки, набор индикаторов, растворы кислот. Лимон, яблоки, кефир, бутылка с уксусом, аспирин, ягоды клюквы, лабораторная посуда.

Ход урока

2. Объяснение нового материала.

Сегодня мы с вами отправимся в путешествие (слайд 2). У каждого путешествия есть цель: отдохнуть, узнать что-то интересное, собрать информацию. Давайте определим цель нашего путешествия, каковы наши задачи (слайд 3). Для этого рассмотрим следующие продукты: лимон, кефир, щавель, зеленое яблоко, уксус, клюкву. Как вы думаете, что общего у этих продуктов? Правильно, кислый вкус. Это значит, что в них содержаться кислоты. В лимоне и клюкве – лимонная, в яблоке – яблочная, в щавеле – щавелевая, в кефире – молочная. Так вот, сегодня мы будем знакомиться с этими веществами и изучать их свойства.

Что такое кислоты? Давайте посмотрим формулы неорганических кислот и попробуем дать определение этому понятию (слайды 4,5). Читаем все вместе формулы кислот, ищем общие признаки, делаем вывод.

Классификация кислот: кислородсодержащие и бескислородные, одно-, двух- и многоосновные (слайды 6,7). Можно добавить еще растворимые и нерастворимые, твердые вещества и жидкости.

Дадим характеристику некоторым кислотам. Например, серная – двухосновная, кислородсодержащая, растворимая в воде жидкость (слайд 8). Ученики дают характеристику соляной кислоте.

Теперь назовите бескислородную, двухосновную кислоту,

В ходе нашего путешествия мы сделаем несколько остановок. Первая остановка называется «Информационная» (слайд 9). Здесь мы получим историческую справку о кислотах.

Уксусная кислота самая первая из кислот известных человеку. Слово «кислота» происходит от латинского названия уксуса acetum. Издревле люди выращивали виноград, давили виноградный сок, делали вино. При прокисании вина получается уксус.

С кислотами мы сталкиваемся ежедневно (слайд10). В воздухе есть углекислый газ, он растворяется в природной воде, образуя угольную кислоту.

Во время грозы (слайд 11) воздух горит вокруг плазменного шнура молнии, образуются оксиды азота. Они, растворяясь в воде, дают азотную кислоту. При извержении вулкана в атмосферу выбрасываются оксиды серы, образующие серную кислоту.

Все эти кислоты выпадают на землю в виде кислотных дождей (слайд 12). Мы знаем, сколько вреда наносят такие дожди:

Известно много пищевых кислот: (слайд 13) яблочная, щавелевая, молочная, лимонная, винная. Овощи и фрукты содержат аскорбиновую кислоту – витамин С. А при простуде и высокой температуре мы принимаем ацетилсалициловую кислоту – аспирин.

В организме человека также встречаются кислоты (слайд 14). Из курса анатомии и физиологии человека вы знаете о кислотной среде в желудке. Среда создается соляной кислотой. Без нее не работают желудочные ферменты. В процессе обмена веществ участвуют пировиноградная, янтарная, уксусная, молочная и другие кислоты. При длительной мышечной работе в мышцах накапливается молочная кислота. Она действует на нервные окончания, вызывая болевые ощущения, хорошо вам знакомые.

Одна из самых опасных кислот – синильная (слайд 15). Ее первооткрыватель – шведский химик Карл Шееле – описал это соединение, его вкус, цвет, запах и другие свойства. Прожил он после этого только 4 года. И умер в возрасте 44 лет. Эта кислота содержится в природе в косточках слив, вишен, абрикос, персиков, горького миндаля, в растениях льна и некоторых кормовых культурах. Соли синильной кислоты называются цианиды.

Еще одна известная кислота – угольная (слайд 16). Ее первооткрыватель английский химик Джозеф Пристли. Он получил эту кислоту, растворяя углекислый газ в воде, и назвал ее: содовая вода. То есть любой газированный напиток содержит угольную кислоту.

Известная всем – муравьиная кислота (слайд 17). Эта кислота содержится в железах муравьев, и они впрыскивают ее в ранку при укусе. И крапива жалится тоже муравьиной кислотой. То есть все знают, что такое ожог муравьиной кислотой.

Все перечисленные кислоты можно получить, используя серную кислоту. Это очень сильная кислота, поэтому считается матерью всех кислот. (слайд 18)

Следующая остановка «Дегустационная» (слайд 19). Большинство кислот кислые на вкус, хотя встречаются и другие: салициловая – сладкая, никотиновая – горькая. Техника безопасности ничего не позволяет пробовать на вкус в кабинете химии, это грубейшее нарушение. Но сегодня я разрешаю вам определить вкус аскорбиновой кислоты – витамина С. Итак, набираемся здоровья и записываем очередной вывод о вкусе кислот.

Наш автобус отправляется дальше, но (слайд 20) красный свет светофора предупреждает нас о том, что следующая остановка «ПТБ – правила техники безопасности». Мы много раз сегодня говорили об осторожности. В чем же опасность и как себя вести? (слайд 21)

Демонстрация растворения концентрированной серной кислоты в воде, и ее действия на дерево и бумагу. Делаем вывод об осторожности и изучаем меры первой помощи при попадании кислоты на кожу: промывание большим количеством воды и 5% раствором соды. (слайд 22)

Следующая остановка «Экспериментальная». Наряду с общим вкусом, кислоты имеют еще ряд общих признаков и отличий. Заполняем верхнюю часть таблицы. (слайд 23)

А теперь последняя наша остановка «Индикаторная». (слайд 24)

Если бы Бойль не любил цветы, и не принес корзинку с фиалками в свою лабораторию, то неизвестно, когда и как открыли бы индикаторы. Вот так вроде бы бесполезное хобби помогло Бойлю в его профессии и его открытием пользуются химики всего мира.

И мы сейчас воспользуемся тоже. Проводим лабораторные опыты с метилоранжем, лакмусом и соляной и серной кислотами. Записываем вывод. (слайд 25)

Соляная и серная кислоты получены искусственным путем на химических заводах. Но мы уже знаем, что многие кислоты встречаются в природе, например, пищевые. Посмотрим, отличаются ли пищевые кислоты от минеральных (слайд 26). Проводим лабораторный опыт с лимонным и яблочным соками, оформляем таблицу до конца, делаем вывод об общности свойств минеральных и органических кислот. (слайд 27)

3. Проверочный тест (слайд 28)

1. Слово, возникающее при ассоциации с лимоном.

2. Вещества, изменяющие окраску в присутствии кислот.

3. Вещество, которое по правилам ТБ, нужно приливать к воде при растворении, а не наоборот?

4. Бескислородная кислота, входящая в состав желудочного сока.

5. Вещество, которое разлагается, когда мы открываем бутылку с лимонадом.

6. Кислородсодержащая нерастворимая кислота.

7. Основность азотной кислоты.

4. Домашнее задание: § 11, выучить формулы кислот. (слайд 29 )

5. Рефлексия.

Какое ваше настроение? Ваше отношение к уроку?

На столе лежит у каждого три смайлика с разным настроением, требуется выбрать и продемонстрировать.

6. Урок окончен. Всем спасибо! (слайд 30)

Источник