Страница 56 - гдз по химии 8 класс учебник Журин

Каков состав кислот?

Кислоты — это сложные вещества, которые с точки зрения теории электролитической диссоциации представляют собой электролиты, при диссоциации которых в водном растворе в качестве катионов образуются только ионы водорода ($H^+$). Общий состав кислот можно описать как соединение атомов водорода и кислотного остатка.

Общая формула кислот выглядит так: $H_nAc$, где:

• $H$ — символ химического элемента водорода.
• $Ac$ — кислотный остаток (от англ. acid radical).
• $n$ — индекс, показывающий число атомов водорода в молекуле кислоты. Это число также называют основностью кислоты.

Таким образом, любая кислота состоит из двух ключевых компонентов:

1. Атомы водорода

Это неотъемлемая часть любой кислоты. Именно эти атомы водорода определяют специфические свойства кислот (кислый вкус, изменение цвета индикаторов, реакции с металлами, основаниями и основными оксидами). В ходе химических реакций они могут замещаться на атомы металлов с образованием солей. По количеству атомов водорода, способных к замещению, кислоты делятся на:

• Одноосновные (содержат один атом H): соляная кислота $HCl$, азотная кислота $HNO_3$.
• Двухосновные (содержат два атома H): серная кислота $H_2SO_4$, сероводородная кислота $H_2S$.
• Трехосновные (содержат три атома H): ортофосфорная кислота $H_3PO_4$.

2. Кислотный остаток

Это атом или группа атомов, соединенная с водородом. Валентность кислотного остатка всегда равна основности кислоты (числу атомов водорода в ее молекуле). По составу кислотного остатка кислоты классифицируют на две большие группы:

• Бескислородные кислоты. В их кислотном остатке отсутствуют атомы кислорода. Он состоит только из атома неметалла.
  Примеры: $HCl$ (кислотный остаток – $Cl$), $H_2S$ (кислотный остаток – $S$), $HBr$ (кислотный остаток – $Br$).
• Кислородсодержащие кислоты (оксокислоты). Их кислотный остаток включает в себя атомы кислорода, связанные с центральным кислотообразующим атомом (обычно неметаллом).
  Примеры: $H_2SO_4$ (кислотный остаток – $SO_4$), $HNO_3$ (кислотный остаток – $NO_3$), $H_3PO_4$ (кислотный остаток – $PO_4$).

Ответ:
Состав кислот включает один или несколько атомов водорода ($H$), которые стоят на первом месте в химической формуле, и кислотный остаток ($Ac$). Кислотный остаток, в свою очередь, состоит из атомов одного или нескольких неметаллов и может содержать (кислородсодержащие кислоты, например, $H_2SO_4$) или не содержать (бескислородные кислоты, например, $HCl$) атомы кислорода.

Как изменяется окраска индикаторов в растворах кислот?

Индикаторы – это химические вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от кислотности среды ($pH$). В растворах кислот среда является кислой ($pH < 7$) из-за повышенной концентрации ионов водорода $H^+$, что и приводит к изменению окраски индикаторов.

• Лакмус

  В нейтральной среде лакмус имеет фиолетовый цвет. При попадании в кислую среду он изменяет свой цвет на красный.

  Ответ: становится красным.

• Метиловый оранжевый (метилоранж)

  Этот индикатор имеет оранжевый цвет в нейтральной среде. В растворах кислот его окраска меняется на красную или розовую.

  Ответ: становится красным (розовым).

• Фенолфталеин

  Фенолфталеин в кислой и нейтральной среде является бесцветным. Он меняет свою окраску на малиновую только в щелочной среде, поэтому в растворах кислот его цвет не изменяется.

  Ответ: не изменяет окраску (остается бесцветным).

• Универсальный индикатор

  Это смесь нескольких индикаторов, которая позволяет определять значение $pH$ в широком диапазоне. В кислой среде универсальный индикатор изменяет цвет от желтого (в слабокислых растворах) до оранжевого и ярко-красного (в сильнокислых растворах).

  Ответ: приобретает окраску от желтой до красной в зависимости от концентрации кислоты.

Таким образом, большинство распространенных индикаторов в кислой среде приобретают цвета из "теплой" части спектра (красный, оранжевый, желтый).

Какие вещества образуются при взаимодействии растворов кислот с металлами?

Продукты взаимодействия растворов кислот с металлами зависят от двух основных факторов: активности металла и типа кислоты (является ли она кислотой-окислителем).

В общем виде можно выделить два основных сценария взаимодействия.

К этому типу относятся большинство кислот, например, соляная ($HCl$), разбавленная серная ($H_2SO_4$), фосфорная ($H_3PO_4$), уксусная ($CH_3COOH$) и другие. В реакциях с металлами окислителем в них выступает катион водорода $H^+$.

Реакция протекает, если металл стоит в электрохимическом ряду напряжений (ряду активности) левее водорода (например, $Mg, Al, Zn, Fe, Pb$). Металлы, стоящие правее водорода (например, $Cu, Ag, Hg, Au$), с такими кислотами не реагируют.

В результате реакции замещения образуются два вещества: соль и газообразный водород ($H_2$).

Общая схема реакции: Металл (активный) + Кислота (раствор) $\rightarrow$ Соль + Водород

Примеры:

• Взаимодействие цинка с соляной кислотой:
  $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2 \uparrow$
  (Образуются хлорид цинка и водород)
• Взаимодействие железа с разбавленной серной кислотой:
  $Fe + H_2SO_4 \text{(разб.)} \rightarrow FeSO_4 + H_2 \uparrow$
  (Образуются сульфат железа(II) и водород)

Ответ: при взаимодействии металлов, стоящих в ряду активности до водорода, с растворами неокисляющих кислот образуются соль соответствующего металла и водород.

К этому типу относятся азотная кислота ($HNO_3$) любой концентрации и концентрированная серная кислота ($H_2SO_4$). В этих реакциях окислителем является не водород, а центральный атом кислотного остатка (азот в степени окисления $+5$ или сера в степени окисления $+6$).

Эти кислоты реагируют с большинством металлов, в том числе и с теми, что стоят в ряду активности после водорода (кроме самых неактивных, как золото и платина). Важной особенностью является то, что водород ($H_2$) в таких реакциях практически никогда не выделяется.

Состав продуктов очень сложен и зависит от активности металла и концентрации кислоты. В общем случае образуются соль, вода и продукт восстановления кислоты.

Примеры с азотной кислотой ($HNO_3$):

• С концентрированной кислотой обычно выделяется бурый газ — диоксид азота ($NO_2$):
  $Cu + 4HNO_3 \text{(конц.)} \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 \uparrow + 2H_2O$
• С разбавленной кислотой — бесцветный газ, буреющий на воздухе, — оксид азота(II) ($NO$):
  $3Cu + 8HNO_3 \text{(разб.)} \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO \uparrow + 4H_2O$
• С очень разбавленной кислотой и активными металлами могут образовываться оксид азота(I) ($N_2O$), азот ($N_2$) или нитрат аммония ($NH_4NO_3$):
  $4Zn + 10HNO_3 \text{(очень разб.)} \rightarrow 4Zn(NO_3)_2 + NH_4NO_3 + 3H_2O$

Примеры с концентрированной серной кислотой ($H_2SO_4$):

• Обычно выделяется газ с резким запахом — диоксид серы ($SO_2$):
  $Cu + 2H_2SO_4 \text{(конц.)} \rightarrow CuSO_4 + SO_2 \uparrow + 2H_2O$
• С активными металлами могут образовываться также сера ($S$) или сероводород ($H_2S$):
  $3Zn + 4H_2SO_4 \text{(конц.)} \rightarrow 3ZnSO_4 + S \downarrow + 4H_2O$

Некоторые металлы, такие как железо ($Fe$), алюминий ($Al$) и хром ($Cr$), пассивируются холодными концентрированными азотной и серной кислотами, то есть покрываются защитной оксидной плёнкой, которая прекращает реакцию.

Ответ: при взаимодействии металлов с кислотами-окислителями (азотной кислотой любой концентрации и концентрированной серной кислотой) образуются соль, вода и различные продукты восстановления кислоты (например, $NO_2, NO, N_2O, SO_2, S, H_2S$). Водород в этих реакциях не выделяется.