Кислоты. Химические свойства кислот - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №1

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №2

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №3

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №4

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №5

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №6

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №7

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №8

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №9

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №10

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №11

Кислоты. Химические свойства кислот, слайд №12

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Кислоты. Химические свойства кислот. Доклад-сообщение содержит 12 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Кислоты Подготовили:Бисембаева Софья и Резникова Анна

Слайд 2

Описание слайда:

Кислота это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.

Слайд 3

Описание слайда:

Химические свойства кислот 1. Действие кислот на индикаторы Водные растворы кислот изменяют окраску индикаторов. В кислой среде фиолетовый лакмус, метилоранж и универсальный индикатор становится красным. Окраска некоторых индикаторов в различных средах

Слайд 4

Описание слайда:

2. Взаимодействие кислот с металлами Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду активности металлов левее водорода. В результате реакции образуется соль и выделяется водород.

Слайд 5

Описание слайда:

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. В результате реакции обмена образуется соль и вода. Например, при взаимодействии основного оксида калия с азотной кислотой образуется соль нитрат калия, а при взаимодействии амфотерного оксида алюминия с соляной кислотой образуется соль хлорид алюминия: K2O+2HNO3→2KNO3+H2O Al2O3+6HCl→2AlCl3+3H2O

Слайд 6

Описание слайда:

4. Взаимодействие кислот с основаниями и с амфотерными гидроксидами. Кислоты реагируют с основаниями и с амфотерными гидроксидами, образуя соль и воду. Так же, как в предыдущем примере, при взаимодействии гидроксида калия и гидроксида алюминия с кислотами образуются соответствующие соли: 4. Взаимодействие кислот с основаниями и с амфотерными гидроксидами. Кислоты реагируют с основаниями и с амфотерными гидроксидами, образуя соль и воду. Так же, как в предыдущем примере, при взаимодействии гидроксида калия и гидроксида алюминия с кислотами образуются соответствующие соли: KOH+HNO3→KNO3+H2O Al(OH)3+3HCl→AlCl3+3H2O Реакции обмена между кислотами и основаниями называют реакциями нейтрализации.

Слайд 7

Описание слайда:

5. Взаимодействие кислот с растворимыми солями. Реакции обмена между кислотами и солями возможны, если в результате образуется практически нерастворимое в воде вещество (выпадает осадок), или слабый кислота. 5. Взаимодействие кислот с растворимыми солями. Реакции обмена между кислотами и солями возможны, если в результате образуется практически нерастворимое в воде вещество (выпадает осадок), или слабый кислота. H2SO4+BaCl2→BaSO4↓+2HCl Na2SiO3+2HNO3→H2SiO3↓+2NaNO3

Слайд 8

Описание слайда:

Азотная кислота Это сильная кислота. Бесцветная, концентрированная азотная кислота на воздухе дымит. Очень быстро становится коричневого (бурого) цвета из-за реакции разложения: 4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2 По химическим свойствам азотная кислота — сильный окислитель. S + HNO3 = NO2 + SO2 + H2O окислитель N(+5) +1e(-) = N(+4) — восстановление восстановитель S(0) -4e(-) =S(+4) — окисление S +4 HNO3 = 4NO2 + SO2 + 2H2O

Слайд 9

Описание слайда:

Cвойства азотной кислоты Cвойства азотной кислоты Cвойства азотной кислоты могут быть разнообразными даже при реакциях с одним тем же веществом. Они напрямую зависят от концентрации азотной кислоты. Рассмотрим варианты химических реакций. - азотная кислота концентрированная: С металлами железом (Fe), хромом (Cr), алюминием (Al), золотом (Au), платиной (Pt), иридием (Ir), натрием (Na) - не взаимодействует по причине образования на их поверхности защитной плёнки, которая не позволяет дальше окисляться металлу. Со всеми остальными металлами при химической реакции выделяется бурый газ (NO2). Например, при химической реакции с медью (Cu): 4HNO3 конц. + Cu = Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O С неметаллами, например с фосфором: 5HNO3 конц. + P = H3PO4 + 5NO2 + H2O В зависимости от растворённого металла разложение соли при температуре происходит следующими образом: Любой металл (обозначен как Me) до магния (Mg): MeNO3 = MeNO2 + O2 Любой металл от магния (Mg) до меди (Cu): MeNO3 = MeO + NO2 + O2 Любой металл после меди (Cu): MeNO3 = Me + NO2 + O2

Слайд 10

Описание слайда:

- азотная кислота разбавленная: - азотная кислота разбавленная: При взаимодействии с щелочно-земельными металлами, а также цинком (Zn), железом (Fe), она окисляется до аммиака (NH3) или же до аммиачной селитры (NH4NO3). Например при реакции с магнием (Mg): 10HNO3 разбавл. + 4Zn = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Но может также и образовываться закись азота (N2O), например , при реакции с магнием (Mg): 10HNO3 разбавл. + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 3H2O С остальными металлами реагирует с образованием оксида азота (NO), например, растворяет серебро (Ag): 2HNO3 разбавл. + Ag = AgNO3 + NO + H2O Аналогично реагирует с неметаллами, например с серой: 2HNO3 разбавл. + S = H2SO4 + 2NO - окисление серы до образования серной кислоты и выделения газа оксида азот

Слайд 11

Описание слайда:

Серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха Серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха Свойства концентрированной серной кислоты Концентрированные растворы серной кислоты проявляют сильные окислительные свойства, обусловленные наличием в её молекулах атома серы в высшей степени окисления (+6). 1. Концентрированная H2SO4 взаимодействует с металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов правее водорода (медь, серебро, ртуть), с образованием сульфатов, воды и продуктов восстановления серы. Глубина восстановления серы зависит от восстановительных свойств металлов: активные металлы (натрий, калий, литий) восстанавливают серную кислоту до сероводорода, металлы, расположенные в ряду напряжений от алюминия до железа - до свободной серы, металлы с меньшей активностью - до сернистого газа.

Слайд 12

Описание слайда:

2. Концентрированные растворы серной кислоты не реагируют с золотом и платиной вследствие их малой активности. 2. Концентрированные растворы серной кислоты не реагируют с золотом и платиной вследствие их малой активности. 3. Без нагревания не происходят реакции с алюминием, хромом, железом вследствие пассивирования этих металлов: на поверхности этих металлов образуется защитная оксидная плёнка. Таким образом, продукт восстановления серной кислоты зависит от концентрации кислоты и активности металла