Именно он помогает переваривать пищу. В норме, кислоты в желудке 0,3%.
Этого достаточно, чтобы разрушить бритвенное лезвие. Нужно всего около недели. Эксперименты, конечно, проводили вне человеческого тела.
Опасный предмет повредил бы пищевод, не задержался бы в желудке в течение 7-ми дней.
Какие еще эксперименты ставили ученые и чем пополнили список свойств соляной кислоты, расскажем далее.
Свойства соляной кислоты
Формула соляной кислоты – это смесь воды и хлористого водорода. Соответственно, жидкость едкая, что и позволяет ей разрушать большинство веществ.
На вид реагент бесцветный. Выдает его запах. Он кислый, удушливый. Аромат резкий и, скорее, характеризуется, как вонь.
Если раствор соляной кислоты технический, в нем содержатся примеси двухатомного и . Они придают жидкости желтоватый оттенок.
В отличии, к примеру, от , масса соляной кислоты в растворе не может превышать 38%.
Это критическая точка, при которой вещество попросту испаряется. Улетучивается и хлороводород, и вода.
При этом, естественно, раствор дымится. Максимальная концентрация указана для 20-градусной температуры воздуха. Чем больше градусов, тем быстрее протекает испарение.
Плотность 38-процентной кислоты чуть превышает 1 грамм на кубический сантиметр.
То есть, даже концентрированное вещество весьма водянисто. Хлебнешь такую жидкость, получишь ожоги.
А вот слабый 0,4-процентный раствор можно выпить. Естественно, в небольших количествах. Разбавленная кислота почти не пахнет, а вкус у нее терпко-кислый.
Взаимодействие соляной кислоты с другими веществами, во многом, обосновано одноосновным составом реагента.
Это значит, что в формулу кислоты входит лишь один атом водорода. Значит, в воде реагент диссоциирует, то есть, растворяется, полностью.
Остальные вещества, как правило, растворяются уже в самой кислоте. Так, в ней распадаются все металлы, стоящие в периодической системе перед водородом.
Растворяясь в кислоте, они связываются с хлором. В итоге, получаются хлориды, то есть, .
Реакция с соляной кислотой состоится у большинства оксидов и гидроксидов металлов, а так же у их .
Главное, чтобы последние были получены от более слабых кислот. Соляная считается одной из самых сильных, ставится в один ряд с серной.
Из газов соляная кислота бурно реагирует с аммиаком. При этом, образуется хлорид аммония. Он кристаллизуется.
Частицы столь мелкие, а реакция столь активна, что хлорид устремляется вверх. Внешне это дым.
Белым является и продукт реакции с нитратом . Это взаимодействие относится к качественно определяющим соляную .
Итог реакции – творожистый осадок. Это хлорид . В отличие от хлорида аммония, он устремляется вниз, а не вверх.
Реакция с нитратом считается качественной, поскольку является специфической, не свойственной остальным однокомпонентным кислотам.
Они игнорируют благородные металлы, к коим относится и аргентум. Как помните, стоит в химическом ряду после водорода и, по идее, не должно взаимодействовать с растворенным в воде хлороводородом.
Добыча соляной кислоты
Выделяется соляная кислота не только в лабораторных условиях, но и природе. Человеческий организм – ее часть.
Но, соляная кислота в желудке уже обсуждалась. Однако, это не единственный природный источник, причем, в прямом смысле.
Реагент встречается в некоторых гейзерах и прочих выходах воды вулканического происхождения.
Что же касается отдельно хлороводорода, он входит в состав бишофита, сильвина, галита. Все это – минералы.
Под словом «галит» скрывается обычная соль, которую употребляют в пищу, то есть, хлорид натрия.
Сильвин – это хлорид , его по форме напоминают игральные кости. Бишофит – хлорид , в изобилии присутствует на землях Поволжья.
Для промышленного получения реагента подходят все перечисленные минералы.
Но, чаще всего используют хлорид натрия. Соляная кислота получается, когда на поваренную соль воздействуют концентрированной серной кислотой.
Суть метода сводится к растворению газообразного хлороводорода в воде. На этом основаны еще два подхода.
Первый – синтетический. Водород сжигают в хлоре. Второй – абгазный, то есть, попутный.
Используется хлороводород, попутно получаемый при работе с органическими соединениями, то есть, углеводородами.
Абгазный хлороводород образуется при дегидрохлорировании и хлорировании органики.
Вещество, так же, синтезируется при пиролизе хлорорганических отходов. Пиролизом химики именуют разложение углеводородов в условиях дефицита кислорода.
Попутным сырье для соляной кислоты бывает и при работе с неорганическими веществами, к примеру, хлоридами металлов.
Тот же сильвин, к примеру, идет на производство калиевых удобрений. Магний тоже нужен растениям.
Поэтому, без дела не остается и бишофит. В итоге, производят не только подкормки, но и соляную кислоту.
Абгазный метод вытесняет остальные способы получения соляной кислоты. На «побочную» индустрию приходятся 90% производимого реагента. Узнаем, зачем его изготовляют, где применяют.
Применение соляной кислоты
Соляная кислота используется металлургами. Реагент нужен для декапирования металлов.
Так называют процесс удаления окалин, ржавчины, окислов и просто грязи. Соответственно, кислоту применяют и частные мастера, работая, к примеру, с винтажными вещами, в коих есть металлические детали.
Реагент растворит их поверхность. От проблемного слоя не останется и следа. Но, вернемся к металлургии.
В этой отрасли кислоту начинают применять для извлечения из руд редких металлов.
Старые методы основаны на использовании их оксидов. Но, не все из них легки в обработке.
Поэтому, окислы стали переводить в хлориды, а после, восстанавливать. Сейчас, так получают, к примеру, и .
Раз соляная кислота содержится в желудочном соке, а раствор малой концентрации можно выпить, значит, реагент можно применять и в пищевой промышленности.
Увидели на упаковке продукта добавку Е507? Знайте, это соляная кислота. Она придает ту самую кислинку и терпкость некоторым пирожным, колбасам.
Но, наиболее часто пищевой эмульгатор добавляют во фруктозу, желатин и лимонную кислоту.
Е507 нужна не только для вкуса, но и в качестве регулятора кислотности, то есть Ph продукта.
Соляная кислота может применяться в медицине. Слабый раствор соляной кислоты прописывают пациентам с пониженной кислотность желудка.
Она не менее опасна, чем повышенная. В частности, увеличивается вероятность рака желудка.
Организм недополучает полезные элементы, даже, если человек принимает витамины и правильно питается.
Дело в том, что для адекватного, полноценного всасывания полезных веществ, нужна стандартная кислотность.
Последнее применение реагента очевидно. Из кислоты получают хлор. Достаточно выпарить раствор.
Хлор идет на очищение питьевой воды, отбеливание тканей, обеззараживание, производство пластикатов и .
Получается, будучи активной и агрессивной, соляная кислота необходима человечеству. Есть спрос, — есть предложение. Узнаем цену вопроса.
Цена соляной кислоты
Цена продукта зависит от вида. Техническая кислота дешевле, очищенная – дороже. За литр первой просят 20-40 рублей.
Стоимость зависит от концентрации. За литр очищенного реагента дают примерно на 20 рублей дороже.
Ценник зависит и от тары, фасовки, формы продажи. Приобретение кислоты в пластиковых канистрах по 25-40 литров выгоднее.
В медицинской же сфере, в рознице, вещество предлагают в стеклянных .
За 50 миллилитров отдашь 100-160 рублей. Это самая дорогостоящая соляная кислота.
Купить раствор хлороводорода в литровой таре тоже не дешево. Фасовка рассчитана на частного потребителя, поэтому, за бутыль просят около 400-500 рублей.
Техническая кислота в рознице встречается реже, стоит примерно на 100 рублей дешевле. Основной же – оптовый.
Закупаются крупные предприятия. Именно для них актуальны цены, обозначенные в начале главы. В розницу гиганты не торгуют.
Соответственно, стоимость вещества в небольших магазинах – отражение «аппетитов» владельцев лавок.
Кстати, об аппетите. Если кислотность в желудке повышена, пища переваривается быстрее, чаще хочется есть.
Это приводит к худобе, гастриту и язвам. Люди же с пониженной кислотностью склонны к зашлакованности, ведь пища долго «бродит» в желудке, плохо усваивается.
Это отражается на коже, как правило, в виде акне и точек. Есть такая проблема?
Задумайтесь не о дорогой косметике, а о проверке желудочно-кишечного тракта.
Приблизительные растворы. В большинстве случаев в лаборатории приходится пользоваться соляной, серной и азотной кислотами. Кислоты имеются в продаже в виде концентрированных растворов, процентное содержание которых определяют по их плотности.
Кислоты, применяемые в лаборатории, бывают технические и чистые. Технические кислоты содержат примеси, а потому при аналитических работах не употребляются.
Концентрированная соляная кислота на воздухе дымит , поэтому работать с ней нужно в вытяжном шкафу. Наиболее концентрированная соляная кислота имеет плотность 1,2 г/см3 и содержит 39,11%" хлористого водорода.
Разбавление кислоты проводят по расчету, описайному выше.
Пример. Нужно приготовить 1 л 5%-ного раствора соляной кислоты, пользуясь раствором ее с плотностью 1,19 г/см3. По справочнику узнаем, что 5%,-ный раствор нмеет плотность 1,024 г/см3; следовательно, 1 л ее будет весить 1,024*1000 = 1024 г. В этом количестве должно содержаться чистого хлористого водорода:
Кислота с плотностью 1,19 г/см3 содержит 37,23% HCl (находим также по справочнику). Чтобы узнать, сколько следует взять этой кислоты, составляют пропорцию:
или 137,5/1,19 = 115,5 кислоты с плотностью 1,19 г/см3, Отмерив 116 мл раствора кислоты, доводят объем его до 1 л.
Так же разбавляют серную кислоту. При разбавлении ее следует помнить, что нужно приливать кислотук воде~, а не наоборот. При разбавлении происходит сильное разогревание, и если приливать воду к кислоте, то возможно разбрызгивание ее, что опасно, так как серная кислота вызывает тяжелые ожоги. Если кислота попала на одежду или обувь, следует быстро обмыть облитое место большим количеством воды, а затем нейтрализовать кислоту углекислым натрием или раствором аммиака. При попадании на кожу рук или лица нужно сразу же обмыть это место большим количеством воды.
Особой осторожности требует обращение с олеумом, представляющим моногидрат серной кислоты, насыщенный серным ангидридом SO3. По содержанию последнего олеум бывает нескольких концентраций.
Следует помнить, что при небольшом охлаждении олеум закристаллизовывается и в жидком состоянии находится только при комнатной температуре. На воздухе он дымит с выделением SO3, который образует пары серной кислоты при взаимодействии с влагой воздуха.
Большие трудности вызывает переливание олеума из крупной тары в мелкую. Эту операцию следует проводить или под тягой, или на воздухе, но там, где образующаяся серная кислота и SO3 не могут оказать какого-либо вредного действия на людей и окружающие предметы.
Если олеум затвердел, его следует вначале нагреть, поместив тару с ним в теплое помещение. Когда олеум расплавится и превратится в маслянистую жидкость, его нужно вынести на воздух и там переливать в более мелкую посуду, пользуясь для этого способом передавлива-ния при помощи воздуха (сухого) или инертного газа (азота).
При смешивании с водой азотной кислоты также происходит разогревание (не такое, правда, сильное, как в случае серной кислоты), и поэтому меры предосторожности должны применяться и при работе с ней.
В лабораторной практике находят применение твердые органические кислоты. Обращение с ними много проще и удобнее, чем с жидкими. В этом случае следует заботиться лишь о том, чтобы кислоты не загрязнялись чем-либо посторонним. При необходимости твердые органические кислоты очищают перекристаллизацией (см, гл. 15 «Кристаллизация»),
Точные растворы. Точные растворы кислот готовят так же, как и приблизительные, с той только разницей, что вначале стремятся получить раствор несколько большей концентрации, чтобы после можно было его точно, по расчету, разбавить. Для точных растворов берут только химически чистые препараты.
Нужное количество концентрированных кислот обычно берут по объему, вычисленному на основании плотности.
Пример. Нужно приготовить 0,1 и. раствор H2SO4. Это значит, что в I л раствора должно содержаться:
Кислота с плотностью 1,84 г\смг содержит 95,6% H2SO4 н для приготовления 1 л 0,1 н. раствора нужно взять следующее количество (х) ее (в г):
Соответствующий объем кислоты составит:
Отмерив из бюретки точно 2,8 мл кислоты, разбавляют ее до 1 л в мерной колбе и затем титруют раствором щелочи п устанавливают нормальность полученного раствора. Если раствор получится более концентрированный), к нему добавляют из бюретки рассчитанное количество воды. Например, при титровании установлено, что 1 мл 6,1 н. раствора H2SO4 содержит не 0,0049 г H2SO4, а 0,0051 г. Для вычисления количества воды, которое необходимо для приготовления точно 0,1 н. раствора, составляем пропорцию:
Расчет показывает, что этот объем равен 1041 мл раствор нужно добавить 1041 - 1000 = 41 мл воды. Следует еще учесть то количество раствора, которое взято для титрования. Пусть взято 20 мл, что составляет 20/1000 = 0,02 от имеющегося объема. Следовательно, воды нужно добавить не 41 мл, а меньше: 41 - (41*0,02) = = 41 -0,8 = 40,2 мл.
* Для отмеривания кислоты пользуются тщательно высушенной бюреткой с притертым краном. .
Исправленный раствор следует снова проверить на содержание вещества, взятого для растворения. Точные растворы соляной кислоты готовят также ионообменным способом, исходя из точной рассчитанной навески хлористого натрия. Рассчитанную и отвешенную на аналитических весах навеску растворяют в дистиллированной или деминерализованной воде, полученный раствор пропускают через хроматографическую колонку, наполненную катионитом в Н-форме. Раствор, вытекающий из колонки, будет содержать эквивалентное количество HCl.
Как правило, точные (или титрованные) растворы следует сохранять в плотно закрытых колбах, В пробку сосуда обязательно нужно вставлять хлоркальциевую трубку, заполненную в случае раствора щелочи натронной известью или аскаритом, а в случае кислоты - хлористым кальцием или просто ватой.
Для проверки нормальности кислот часто применяют прокаленный углекислый натрий Na2COs. Однако он обладает гигроскопичностью и поэтому не полностью удовлетворяет требованиям аналитиков. Значительно удобнее пользоваться для этих целей кислым углекислым калием KHCO3, высушенным в эксикаторе над CaCl2.
При титровании полезно пользоваться «свидетелем», для приготовления которого в дистиллированную или деминерализованную воду добавляют одну каплю кислоты (если титруют щелочь) или щелочи (если титруют кислоту) и столько капель индикаторного раствора, сколько добавлено в титруемый раствор.
Приготовление эмпирических, по определяемому веществу, и стандартных растворов, кислот проводят по расчету с применением формул, приведенных для этих и описанных выше случаев.
Инструкция
Возьмите пробирку, в которой предположительно находится соляная кислота (HCl). Добавьте в эту емкость немного раствора нитрата серебра (AgNO3). Действуйте осторожно и не допускайте попадания на кожу. Нитрат серебра может оставить на коже черные следы, избавиться от которых удастся только через несколько дней, а попадание на кожу соляной кислоты может вызвать сильнейшие ожоги.
Следите за тем, что будет происходить с полученным раствором. Если цвет и консистенция содержимого пробирки останутся неизменными, это будет означать, что вещества не вступили в реакцию. В этом случае можно будет с уверенностью заключить, что проверяемое вещество не являлось .
Если же в пробирке появится белый осадок, по консистенции напоминающий творог или свернувшееся молоко, это будет свидетельствовать о том, что вещества вступили в реакцию. Видимым результатом этой реакции стало образование хлорида серебра (AgCl). Именно наличие этого белого творожистого осадка будет являться прямым доказательством того, что первоначально в вашей пробирке действительно находилась соляная, а не -либо другая кислота.
Отлейте в отдельную емкость немного исследуемой жидкости и капните чуть-чуть раствора ляписа. При этом мгновенно выпадет «творожистый» белый осадок нерастворимого хлорида серебра. То есть хлорид-ион в составе молекулы вещества точно есть. Но, может быть, это все-таки не , а раствор какой-то хлорсодержащей соли? Например, хлорида натрия?
Вспомните еще одно свойство кислот. Сильные кислоты (а к их числу, безусловно, относится и соляная) могут вытеснять слабые кислоты из их . Поместите в колбу или лабораторный стакан немного порошка соды – Na2CO3 и потихоньку приливайте исследуемую жидкость. Если сразу же раздастся шипение и порошок буквально «вскипит» - никаких сомнений уже не останется - это соляная кислота.
Почему? Потому что такая реакция: 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2CO3. Образовалась угольная кислота, которая настолько слаба, что мгновенно разлагается на воду и углекислый газ. Вот его-то пузырьки и вызвали это «бурление и шипение».
1,2679;
Г крнт 51,4°С, p крит 8,258 МПа, d крит
0,42 г/см 3 ;
-92,31 кДж/ , D
H пл 1,9924 кДж/ (-114,22°С),
D
H исп 16,1421 кДж/ (-8,05°С);186,79
Дж/(моль·К); (Па): 133,32·10 -6 (-200,7°С), 2,775·10 3
(-130,15°С), 10,0·10 4 (-85,1 °С), 74,0·10 4
(-40°С), 24,95 · 10 5 (О °С), 76,9 · 10 5 (50 °С);
ур-ние температурной зависимости lgp(кПа) = -905,53/Т+
1,75lgT- -500,77·10 -5 T+3,78229 (160-260 К); коэф.
0,00787; g
23 мН/см (-155°С); r
0,29·10 7 Ом·м (-85°С),
0,59·10 7 (-114,22°С). См. также табл. 1.
Р-римость НС1 в
при 25 °С и 0,1 МПа (мол. %): в пентане-0,47, гексане-1,12, гептане-1,47,
октане-1,63. Р-римость НС1 в алкил- и арилгалогенидах невелика, напр. 0,07 /
для С 4 Н 9 С1. Р-римость в интервале от -20 до 60° С
уменьшается в ряду дихлорэтан-три-хлорэтан-тетрахлорэтан-трихлорэтилен. Р-римость
при 10°С в ряде составляет примерно 1 / , в эфирах
карбоновых к-т 0,6 / , в карбо-новых к-тах 0,2 / . В
образуются устойчивые R 2 O · НСl. Р-римость НС1 в
подчиняется и составляет для КСl 2,51·10 -4
(800°С), 1,75·10 -4 / (900°С), для NaCl 1,90·10 -4
/ (900 °С).
Соляная к-та.
НСl в воде-сильно экзо-термич. процесс, для бесконечно разб. водного р-ра D
H 0
НСl -69,9 кДж/ , Сl -
-
167,080 кДж/ ; НС1 в полностью ионизирован. Р-римость НС1 в зависит
от т-ры (табл. 2) и парциального НС1 в газовой смеси. Плотность соляной разл. и h
при 20 °С представлены в табл. 3 и 4. С повышением
т-ры h
соляной понижается, напр.: для 23,05%-ной соляной при 25 °С h
1364мПа·с, при 35 °С 1,170 мПа·с.соляной , содержащей h
на 1 НС1, составляет [кДж/(кг·К)]:
3,136 (п = 10), 3,580 (п = 20), 3,902 (п =50), 4,036 (n
= 100), 4,061 (п = 200).
НСl образует с (табл. 5). В системе HCl-вода существует три эвтектич. точки: - 74,7 °С
(23,0% по массе НСl); -73,0°С (26,5% НСl); -87,5°С (24,8% НС1, метастабильная
фаза). Известны НСl·nН 2 О, где n =
8, 6 (т. пл. -40 °С), 4, 3 (т. пл. -24,4°С), 2 (т. пл. -17,7°С)
и 1 (т. пл. -15,35°С). кристаллизуется из 10%-ной соляной при -20, из
15%-ной-при -30, из 20%-ной-при -60 и из 24%-ной-при -80°С. Р-римость галогенидов
с увеличением НСl в соляной падает, что используют для их
.
Химические свойства. Чистый
сухой НСl начинает диссоциировать выше 1500°С, химически пассивен. Мн. ,
С, S, P не взаимод. даже с жидким НСl. С ,
реагирует выше 650 °С, с Si, Ge и В-в присут. АlСl 3 ,
с переходных металлов-при 300 °С и выше. Окисляется О 2
и HNO 3 до Сl 2 , с SO 3 дает C1SO 3 H.
О р-циях с орг. соединениями см. .
С
оляная химически
весьма активна. Растворяет с выделением Н 2 все , имеющие отрицат.
,
со
мн. и образует , выделяет своб. к-ты из
таких , как , и др.
Получение.
В пром-сти
НСl получают след. способами-сульфатным, синтетич. и из абгазов (побочных )
ряда процессов. Первые два метода теряют свое значение. Так, в США в 1965 доля
абгазной соляной составляла 77,6% в общем объеме произ-ва, а в 1982-94%.
Произ-во соляной (реактивной,
полученной сульфатным способом, синтетич., абгазной) заключается в получении
НСl с послед. его . В зависимости от способа отвода теплоты
(достигает 72,8 кДж/) процессы разделяются на изотермич., адиабатич.
и комбинированные.
Сульфатный метод основан
на взаимод. NaCl с конц. H 2 SO 4 при 500-550 °С. Реакц.
содержат от 50-65% НСl (муфельные ) до 5% НСl (реактор с ).
Предложено заменить H 2 SO 4 смесью SO 2 и О 2
(т-ра процесса ок. 540 °С, кат.-Fе 2 О 3).
В основе прямого синтеза
НСl лежит цепная р-ция : Н 2
+ Сl 2 2НСl+184,7кДж
К р рассчитывается по ур-нию: lgK p
= 9554/T- 0,5331g T+ 2,42.
Р-ция инициируется светом,
влагой, твердыми пористыми ( , пористая Pt) и нек-рыми минер.
в-вами ( , ). Синтез, ведут с избытком Н 2 (5-10%) в камерах
сжигания, выполненных из стали, огнеупорного кирпича. Наиб.
совр. материал, предотвращающий загрязнение НСl,-графит, импрегнированный фе-ноло-формальд.
смолами. Для предотвращения взрывного характера смешивают непосредственно
в факеле пламени горелки. В верх. зоне камер сжигания устанавливают
для охлаждения реакц. до 150-160°С. Мощность совр. графитовых
достигает 65 т/сут (в пересчете на 35%-ную соляную ). В случае дефицита Н 2
применяют разл. модификации процесса; напр., пропускают смесь Сl 2
с водяным через слой пористого раскаленного :
2Сl 2 + 2Н 2 О
+ С :
4НСl + СО 2 + 288,9 кДж
Т-ра процесса (1000-1600
°С) зависит от типа и наличия в нем примесей, являющихся
(напр., Fe 2 O 3). Перспективно использование смеси СО с
:
СО + Н 2 О + Сl 2
:
2НСl + СО 2
Более 90% соляной в развитых
странах получают из абгаз-ного НСl, образующегося при и дегидрохло-рировании
орг. соединений, хлорорг. отходов, получении калийных
нехлорир. и др. Абгазы содержат разл. кол-ва НС1, инертные примеси
(N 2 , H 2 , СН 4), малорастворимые в орг.
в-ва ( , ), водорастворимые в-ва (уксусная к-та, ),
кислые примеси (Сl 2 , HF, О 2) и . Применение изотермич.
целесообразно при низком содержании НС1 в абгазах (но при содержании
инертных примесей менее 40%). Наиб. перспективны пленочные , позволяющие
извлекать из исходного абгаза от 65 до 85% НСl.
Наиб. широко применяют
схемы адиабатич. . Абгазы вводят в ниж. часть , а (или
разбавленную соляную )-противотоком в верхнюю. Соляная нагревается до т-ры
благодаря теплоте НСl. Изменение т-ры и НСl
дано на рис. 1. Т-ра определяется т-рой к-ты соответствующей
(макс. т-ра-т. кип. азеотропной смеси-ок. 110°С).
На рис. 2 дана типовая
схема адиабатич. НСl из абгазов, образующихся при (напр.,
получение ). НСl поглощается в 1, а остатки малорастворимых
в орг. в-в отделяют от после в аппарате 2, доочищают в
хвостовой колонне 4 и сепараторах 3, 5 и получают товарную соляную .
Рис. 1. Схема распределения т-р (кривая 1) и
Урок в 8 классе по теме: Соляная кислота и её соли.
Цель : изучить химические свойства соляной кислоты, и рассмотреть области применения данной кислоты.
Задачи :
Образовательная - в процессе исследования изучить химические свойства соляной кислоты и познакомиться с качественной реакцией на хлорид ион.
Развивающая - развивать дальнейшие умения составлять уравнения химических реакций; учить сравнивать, обобщать, анализировать и делать выводы.
Воспитательная - развивать познавательную деятельность через эксперимент.
Тип урока : урок усвоения новых знаний.
Метод обучения : объяснительно-иллюстративный, проблемно-поисковый, практическая работа, использование ИКТ.
Организационные формы : беседа, практическая работа, сообщения учащихся.
О борудование и реактивы: периодическая система химических элементов, таблица растворимости, штатив с пробирками, соляная кислота, гидроксид натрия, нитрат серебра, медь, магний, алюминий, синий лакмус, метилоранж, фенолфталеин.
Приёмы активизации мыслительной деятельности учащихся:
Анализ учебной информации.
Раскрытие межпредметных связей между химией, физикой, биологией.
Выдвижение гипотез.
Анализ и составление обобщающих выводов.
Ход урока.
Вступительное слово учителя:
Тема нашего урока «Соляная кислота и её свойства». (слайд 1)
Девизом нашего урока будут слова Гёте:
« Просто знать - ещё не всё, знания нужно уметь использовать». (сл.2)
Вы должны будете показать, как умеете использовать свои знания в различных ситуациях. Сначала вспомним, что мы знаем о кислотах. Итак, первый вопрос:
Что такое кислота? (сложное вещество, состоящее из атомов водорода и кислотного остатка).
Сколько атомов водорода может быть в кислотах? Как их классифицируют по данному признаку? (одно-, двух-, трёхосновные). Приведите примеры.
Чем можно заместить водород? Что при этом получается? (металлами; соли).
Дайте определение солей. (Сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка).
Концентрированная соляная кислота (массовая доля хлороводорода составляет 37%) – это бесцветный раствор, сильно дымящий во влажном воздухе, с резким запахом вследствие выделения хлороводорода. (слайд.3 видео опыта "Свойства дымящей соляной кислоты")
Получение соляной кислоты:
1.В промышленности получают сжиганием водорода в хлоре и растворением продукта реакции в воде.
2.В лаборатории H 2 SO 4 +2 NaCl →2 HCl + Na 2 SO 4
Этот газ легко растворяется в воде: до 450 объемов хлороводорода - в одном объеме воды. В пробирке образуется соляная кислота – раствор хлороводорода в воде.
Химические свойства:
1) Изменение окраски индикатора (лакмус- красный)
2) Взаимодействует с металлами (если металл находится в ряду, составленном Н.Н.Бекетовым, до водорода, то выделяется водород и образуется соль.
Исключение HNO 3 (выделяются другие газы)
M g + 2 HCl → MgCl 2 + H 2 2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 Cu + HCl →
3) Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:
MgO + 2HCl → MgCl 2 + H 2 O ZnO + 2 HCl → ZnCl 2 + H 2 O
4) Взаимодействует с основаниями:
HCl + KOH → KCl + H 2 O 3HCl + Al(OH) 3 → AlCl 3 + 3H 2 O
5) Взаимодействует с солями (в соответствии с рядом кислот, каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую), образуется другая кислота и другая соль.
HNO 3
H 2 SO 4 , HCl, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3
────────────────────────
H 3 PO 4
CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2
6) Взаимодействует с нитратом серебра, выпадает осадок белого цвета, который не растворяется ни в воде, ни в кислотах.
HCl + AgNO 3 → AgCl↓ + HNO 3
Нитрат серебра является реактивом на соляную кислоту и её соли т.е. используется в качестве качественной реакции, для распознавания хлорид-ионов.
Практическая работа
7) Взаимодействует с окислителями (MnO 2 , KMO 4 , KClO 3 )
6HCl + KClO 3 = KCl + 3H 2 O + 3Cl 2
Вывод: во всех нами изученных реакциях получились хлориды- соли соляной кислоты.
Переходим к изучению солей соляной кислоты, которые называются хлориды.
Соли соляной кислоты- хлориды .
Получение:
1.Взаимодействием металлов с хлором.
2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3
2. Взаимодействие соляной кислоты с металлами.
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
3.Взаимодействие соляной кислоты с оксидами
CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O
4.Взаимодействие соляной кислоты с гидроксидами
Ba(OH) 2 + 2HCl → BaCl 2 + 2H 2 O
5.Взаимодействие соляной кислоты с некоторыми солями
Pb(NO 3 ) 2 + 2HCl → PbCl 2 ↓ + 2HNO 3
Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).
Применение соляной кислоты и ее солей:
Соляная кислота входит в состав желудочного сока и способствует перевариванию белковой пищи у человека и животных.
Хлороводород и соляная кислота используются для производства лекарств, красителей, растворителей, пластмасс.
Применение основных солей соляной кислоты:
KCl - удобрение, используется также в стекольной и химической промышленности.
HgCl 2 - сулема - яд, используется для дезинфекции в медицине, для протравливания семян в сельском хозяйстве.
NaCl - поваренная соль - сырье для производства соляной кислоты, гидроксида натрия, водорода, хлора, хлорной извести, соды. Применяется в кожевенной и мыловаренной промышленности, в кулинарии и консервировании.
ZnCl 2 - для пропитки древесины против гниения, в медицине, при паянии.
AgCl - применяется в черно-белой фотографии, так как обладает светочувствительностью - разлагается на свету с образованием свободного серебра: 2AgCl => 2Ag + Cl 2
Задания для повторения и закрепления
№1. Осуществите превращения по схеме:
HCl → Cl 2 → AlCl 3 → Al (OH ) 3 → Al 2 O 3 → AlCl 3 → Cl 2
№2. Даны вещества:
Zn , Cu , Al , MgO , SiO 2 , Fe 2 O 3 , NaOH , Al (OH ) 3 , Fe 2 (SO 4 ) 3 , CaCO 3 , Fe (NO 3 ) 3
Какие из указанных веществ будут реагировать с соляной кислотой. Составьте уравнения химических реакций
№3. Решите задачу:
Какое количество алюминия прореагирует с избытком соляной кислоты для получения 5,6 л водорода (н.у.)?
Д/З п. 49, задача 4-5 стр.169.
Рефлексия
Учитель (совместно с учащимися оценивает урок, принимает их предложения и пожелания).
Ребята, чему каждый из вас научился на сегодняшнем уроке?
Освоены ли вами понятия: «хлориды», «ингибитор», «качественная реакция»?
Были ли моменты непонимания?
Смогли ли мы их разрешить в ходе разговора?
Назовите самые удачные ответы ваших товарищей.
Что вам понравилось или не понравилось на уроке и почему?
Учащиеся отвечают на вопросы, оценивают полноту полученных знаний, производят самооценку своей работы. Выявляют наиболее интересные и полноценные ответы, обосновывают свою точку зрения.
Выявляется степень выполнения учебных целей.
