Дайте определение кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации

Диссоциация оснований. Согласно теории электролитической диссоциации, основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов – гидроксид-ионы OH  : NaOH  Na + + OH  ; Ca(OH)₂  CaOH + + OH  ; CaOH +  Ca 2+ + OH  .

Ступенчатость диссоциации обусловливает возможность образования основных и кислых (см. ниже) солей.

Диссоциация кислот. Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода H + . HCl  H + + Cl  ; HNO₃  H + + NO₃  ; H₂SO₄  H + + HSO₄  — ; HSO₄   H + + SO₄ 2  ; H₃PO₄  H + + H₂PO₄  ; H₂PO₄   H + + HPO₄ 2  ; HPO₄ 2   H + + PO₄ 3  .

Диссоциация амфотерных гидроксидов. Амфотерные гидроксиды дис-социируют в водном растворе как по типу кислоты, так и по типу основания. При их диссоциации одновременно образуются катионы H + и гидроксид-анионы OH  : H + + MeO  ⇄ MeOH ⇄ Me + + OH  .

К ним относятся гидроксиды цинка Zn(OH)₂, алюминия Al(OH)₃, хрома Cr(OH)₃, свинца Pb(OH)₂ и др.

1. Средние соли – это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Напри-мер, Na₂SO₄  2 Na + + SO₄ 2  ; Ca₃(PO)₄  3 Ca 2+ + 2 PO₄ 3  .

2.Кислые соли при растворении в воде образуют катион металла и сложный анион из атомов водорода и кислотного остатка: KHSO₃  K + + HSO₃  ( = 1).

Сложный анион диссоциирует частично: HSO₃  ⇄ H + + SO₃ 2  (  : Al(OH)₂Cl  Al(OH)₂ + + Cl  ( = 1).

Сложный катион диссоциирует частично: Al(OH)₂ + ⇄ AlOH 2+ + OH  ( 2+ ⇄ Al 3+ + OH  ( + + Al 3+ + 2 SO₄ 2  ;

Сложные соли диссоциируют на катион металла и анионы кислотных остатков. Например, ZnClNO₃  Zn 2+ + Cl  + NO₃  ;

ОВР-реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Окисление – это процесс отдачи электронов при этом происходит понижение степени окисления.

Восстановление – это процесс присоединения электронов, при этом происходит понижение степени окисления.

Реакции, в кот. ок-ль. и восст-ль предс. собой различные ве-ва наз. межмолеклярными. Если ок-ль и восс-ль атомы одной молекулы — внутримолекулярные.

Под степенью окисления (окислительным числом) понимают условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что в молекуле все связи ионные. Степень окисления указывает, сколько электронов оттянуто от атома (положительная степень окисления) или притянуто к нему от другого атома (отрицательная степень окисления). Мера удаления или приближения электронов к атому в степени окисления не отражена.Восстановители

а) Металлы как простые вещества: K 0 , Na 0 , Ca 0 , Al 0 и др.

б) Простые анионы неметаллов: S 2  , Cl  , J  , Br  , Se 2  и др.

в) Сложные анионы и молекулы, содержащие электроположитель-ные элементы в промежуточной степени окисления: S +4 O₃ 2  , N +3 O₂  , As +3 O₃ 3  , Cr +3 O₂  , [Fe +2 (CN)₆] 4  , C +2 O, N +2 O, S +4 O₂ и др.

г) Простые катионы в низшей степени окисления: Fe 2+ , Sn 2+ , Cr 3+ , Cu + , Mn 2+ , As 3+ и др.

д) Некоторые простые вещества:

е) Катод при электролизе.

а) Неметаллы как простые вещества с большой электроотрицательностью: F₂, O₂, Cl₂ и др.

б) Простые катионы в высокой степени окисления: Sn 4+ , Fe 3+ , Cu 2+ и др., а также H + .

г) Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметаллов в положительной степени окисления: H₂S +6 O₄, S +6 O₃, HOCl +1 , HCl +5 O₃,

д) Анод при электролизе.

В соединениях, когда атомы находятся в промежуточной степени окисления, последние могут проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства (окислительно-восстановительная двойствен-ность):

Применяют два метода составления уравнений реакций окисления-восстановления:

Дайте определение понятия «кислоты» с точки зрения теории электролитической диссоциации. И если захотите помогите с вопросами, отблагодарю

Если тебя не устраивает ответ или его нет, то попробуй воспользоваться поиском на сайте и найти похожие ответы по предмету Химия.

Определите число протонов, нейтронов и электронов в атоме азота с массовым числом 15.

Назовите химический элемент, расположенный в 4 периоде. Известно, что в атоме данного элемента на последнем энергетическом уровне находится 3 электрона.

Свойства кислот оснований и солей с точки зрения ТЭД (теории электролитической диссоциации). Амфотерность.

Основания. Название «основание» первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.

Примеры: NaOH — гидроксид натрия (едкий натр), KOH — гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)2 — гидроксид кальция (гашёная известь).

Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида — гидроксид — ионов ОН-.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

Основание -> Катион основания + Гидроксид — ион

NaOH Na + + OH —

Ba(OH)₂Ba 2+ + 2OH —

NH₃·H₂O NH₄ + + OH —

Кислоты. Кислоты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водных растворов тактх веществ, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида — катионов водорода Н+.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка

H₂SO₄2H + + SO₄ 2-

CH₃COOH H + = CH₃COO —

Соли. С точки зрения теории электролитической реакции соли — это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид:

Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

BaCl₂Ba2+ + 2Cl —

K₂CO₃K + + CO₃ 2-

Амфотерность — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

Амфотерность как химическое свойство вещества может проявляться по-разному:

1. В рамках теории электролитической диссоциации это способность вещества к электролитической диссоциации как по механизму кислот (с отщеплением ионов гидроксония, H + ), так и по механизму оснований (отщепление гидроксид-ионов, OH – ). Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфолитами. Если обозначить амфотерный электролит формулой XOH, то его диссоциацию можно описать схемой:

H + + XO − ⇄ XOH ⇄ X + + OH −

Например, кислотно-основные свойства азотистой кислоты определяются равновесными процессами диссоциации с образованием нитрит-аниона и нитрозильного катиона:

HNO₂ ⇄ NO + + OH − K_b ≈ 10 − 7

Идеальным амфолитом будет вода:

Также к числу идеальных амфолитов относят гидроксид галлия Ga(OH)₃, вторые и третьи константы диссоциации которого по кислотному и основному типам практически одинаковы.

2. В рамках протолитической теории Брёнстеда-Лоури проявление амфотерности рассматривается как способность протолита выступать донором и акцептором протона. Например, для воды амфотерность проявляется как автопротоли:

Амфолитами также будут вещества, имеющие в своём составе функциональные группы, способные быть донорами и акцепторами протонов. Например, к амфотерным органическим электролитам относятся белки, пептиды и аминокислоты. Так аминокислоты имеют в своём составе, по крайней мере, карбоксильную группу –COOH и аминогруппу –NH₂. В растворе эти группы подвергаются частичной ионизации:

H₂N — CH(R) — COOH + H₂O ⇄ [ H₃N — CH(R) — COOH ] + + OH −

Таким образом, молекула аминокислоты находится в двух равновесных формах, заряженной (цвиттер-ион) и незаряженной. В этих комбинациях R–COOH и R–NH₃ + являются потенциальными кислотами (донорами протонов, катионов), а R–COO– и R–NH₂ – сопряженными потенциальными основаниями (акцепторами протонов, катионов).

3. Амфотерность может проявляться как способность вещества к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями. Это характерно для оксидов, гидроксидов и комплексных соединений некоторых p-элементов и большинства d-элементов в промежуточных степенях окисления. Амфотерность в той или иной степени является общим свойством гидроксидов. Например, для соединений хрома (III) известны реакции:

Не соответствуют действительности традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может описано как реакции ионного обмена ионов среды с лигандами H₂O и OH – . Например, для Al(OH₃) ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

4. В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа. Например, для цинка: ZnCl₂, [Zn(H₂O)₄]SO₄ (катионные) и Na₂ZnO₂, Na₂(Zn(OH)₄) (анионные).

Окислительно-восстановительные реакции. Понятие «степень окисления». Типы окислительно-восстановительных реакций (привести примеры).

Окислительно-восстановительные реакции, также редокс— это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления и не более 2-х атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.[2]

Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.

При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степени окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель +e− ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель -e− ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле.

Представления о степени окисления элементов положены в основу и используются при классификации химических веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и их международных названий (номенклатуры). Но особенно широко оно применяется при изучении окислительно-восстановительных реакций.

Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность.

Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; Нарушение авторского права страницы

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

• а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;
• б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

Константы диссоциации некоторых сильных кислот в водных растворах при 25 °С

Константа диссоциации К

• в) способность изменять цвета индикаторов, в частности вызывать красную окраску лакмуса;
• г) кислый вкус.

При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т.д. C устранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т.е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

Из сравнения данных, приведенных в табл. 12 и 14, видно, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации H₂SO₄ — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале IO -4 —10“ 2 , иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

• а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;
• б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);
• в) своеобразным «мыльным» вкусом.

Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксид-ионов, очевидно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка

а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия:

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам, кроме гидроксида цинка, относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфотерный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

Таким образом, в растворе амфотерного электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.

Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологической химии; например, белки — амфотерные электролиты.

Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы H + . Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям:

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН

. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

Таким образом, теория электролитической диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима. В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

Изучение подобного рода реакций, а также реакций, протекающих в неводных средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теорий кислот и оснований принадлежит протонная теория, созданная в 1923 г.

Согласно протонной теории, кислотой является донор протона, т.е. частица (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода — протон, а основанием — акцептор протона, т.е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Соотношение между кислотой и основанием определяется схемой:

Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, ион НСО4 является основанием, сопряженным кислоте H₂SO₄.

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

Например, в реакции

ион Cl — — основание, сопряженное кислоте НС1, а ион NH₄ — кислота, сопряженная основанию NH₃.

Существенным в протонной теории является то положение, что вещество проявляет себя как кислота или как основание в зависимости от того, с каким другим веществом оно вступает в реакцию. Важнейшим фактором при этом является энергия связи вещества с протоном. Так, в ряду NH₃-H₂O-HF эта энергия максимальна для NH₃ и минимальна для HF. Поэтому в смеси с NH₃ вода функционирует как кислота, а в смеси с HF — как основание:

С точки зрения теории электролитической диссоциации

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода.

НА Н + + А –

К общим свойствам кислот относят:

а) способность реагировать с основаниями с образованием солей и воды;

б) способность реагировать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикатора (например, вызывать красное окрашивание лакмуса);

Основания – это электролиты, диссоциирующие в растворе с образованием гидроксид-ионов:

КОН К + + ОН –

Общие свойства оснований:

а) способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей и воды;

б) способность изменять цвет индикатора иначе, чем их изменяют кислоты (например, лакмус – синий);

Амфотерные гидроксиды способны диссоциировать в растворах в зависимости от условий, как с образованием иона водорода, так и с образованием гидроксид-ионов:

Н + + ЭО – ЭОН Э + + ОН –

Соли – электролиты, которые диссоциируют с образованием катиона, отличного от иона водорода, (например, металла) и аниона, отличного от гидроксид-иона (кислотные остатки)

После Аррениуса было показано, что определение кислот, солей и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств веществ.

Так, например, в рамки приведенных определений не укладываются соли NH₄Cl и хлорид фениламмония C₆H₅NH₃Cl, основание NH₃ и др.

Протонные кислоты.Электролитическая диссоциация явилась основой успешного развития теории растворов и изучения процессов, протекающих в них. В этом заключается ее большое значение в химии. Однако эта теория не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, например, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы NН₄ + и Сl – ), то в жидком аммиаке он проявляет свойства кислоты, – растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте. Эти факты не согласуются с теорией электролитической диссоциации. Их объясняет протолитическая теория кислот и оснований, предложенная в 1923 г. независимо датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури. Согласно этой теории кислотами являются вещества, молекулы или ионы, отщепляющие при данной реакции протоны (доноры протонов). Основаниями являются вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы протонов). Как те, так и другие получили общее название протолитов.

Реакция отщепления протона изображается уравнением:

основание + Н + кислота

Кислота и основание такого процесса называется сопряженными. Это кислотно-основная пара. Например, ион H₃О + – кислота, сопряженная основанию H₂O, а хлорид-ион Cl – –основание, сопряженное кислоте HCl.

Свободные протоны в растворах самостоятельно не существуют. Они переходят от кислоты к какому-либо основанию. Поэтому в растворе всегда протекают два процесса:

кислота1 основание1 + Н +

основание2 + Н + кислота2

и равновесие между ними изображают уравнением:

кислота1 + основание2 основание1 + кислота2

Например, в реакции

HCl + NH₃NH₄ + + Cl –

Ион Cl – – основание, сопряженное кислоте HCl, а ион NH₄ + — кислота, сопряженная основанию NH₃.

Протолитическая теория расширила круг кислот и оснований по сравнению с представлениями теории электролитической диссоциации: ими могут быть и ионы. Одно и то же вещество в зависимости от того, с чем оно реагирует, может быть или кислотой, или основанием. Теория вскрыла относительность понятий о кислотах и основаниях и показала, что продукты их взаимодействия следует рассматривать как новые кислоты и основания. Протолитическая теория является современной и более общей теорией кислот и оснований.

Кислоты Льюиса.Еще более общее определение кислот и оснований предложил Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона.В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.Например, фторид алюминия АlF₃ – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

AlF₃+ :NH₃[AlF₃]:[NH₃]

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса.Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями.

Дата добавления: 2016-12-03 ; просмотров: 818 | Нарушение авторских прав

ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ И СОЛИ В ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Читайте также:

1. A-аминокислоты. Пептиды
2. I. МЕХАНИКА И ЭЛЕМЕНТЫ СПЕЦИАЛЬНОЙ ТЕОРИИ ОТНОСИТЕЛЬНОСТИ
3. I. МЕХАНИКА И ЭЛЕМЕНТЫ СПЕЦИАЛЬНОЙ ТЕОРИИ ОТНОСИТЕЛЬНОСТИ
4. III. Методы исследования в области теории исторической науки
5. N В этом случае образуется больше ксантина и, следовательно, мочевой кислоты
6. N Оценивается базальная и стимулированная секреция соляной кислоты (стимулируют пантагастрином)
7. А. Изучение конкурентоспособности производителя исходя из теории равновесия
8. А. Теории трансакционного спроса на деньги.
9. Австрийская школа экономической теории
10. Аксиоматический способ построения теории
11. АКСИОМЫ ТЕОРИИ ВЕРОЯТНОСТЕЙ
12. Альтернативные (современные) теории мировой торговли

Основания. Название «основания» первоначально было отнесено к веще­ствам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям при­надлежат гидроксиды многих металлов.

Водные растворы таких оснований, как NаОН, КОН и Ва(ОН)₂, обла­дают сильнощелочными свойствами, поэтому эти вещества и некоторые дру­гие называют щелочами.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с обра­зованием анионов одного вида — гидроксид-ионов ОН — .

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

NаОН « Na + + OH — ; Ва(ОН)₂ « Ba 2+ + 2OH — ; NH₃·H₂O « NH₄ + + OH — .

Гидроксиды металлов типа NаОН и Ва(ОН)₂, представляющие собой ионные кристаллы, являются сильными электролитами, а гидрат аммиака (ковалентное соединение) — это слабое основание.

Некоторые из щелочей аналогично диссоциируют и при плавлении, например КОН.

Большинство же основных гидроксидов разлагаются при нагревании на оксиды и воду еще до плавления.

Основания — гидроксиды металлов — могут быть получены при взаимо­действии неблагородных металлов с водой или основных оксидов с водой: 2Nа + 2Н₂О = 2 NаОН + Н₂, СаО + Н₂О = Са(ОН)₂.

Оксиды металлов, которые подобным путем образуют основания, раньше называли основными ангидридами.

Типичные свойства оснований по Аррениусу связаны с тем, что они поставляют в водный раствор гидроксид-ионы ОН — . На этом основано об­наружение щелочей с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор — лакмус окрашивается растворами щелочей в си­ний цвет.

Кислоты. Кислоты исторически получили такое название из-за кислого вкуса водных растворов таких веществ, как хлороводород или уксусная кислота.

С точки зрения теории электролитической диссоциации

кислоты — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образова­нием катионов одного вида — катионов водорода Н + ,

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

Таким образом, характеристической составной частью всех кислот яв­ляется водород, способный диссоциировать в водный раствор.

кислота — это водородсодержащее соединение, водород которого может быть замещен на металл с образованием соли: Мg + Н₂SO₄ = МgSO₄ + Н₂

Следует различать кислородсодержащие кислоты и бескислородные кислоты.

Все кислоты являются потенциальными электролитами в водном рас­творе. Под воздействием полярных моле­кул воды они отщепляют катионы водорода, которые мгновенно гидратируются водой и образуют катионы оксония Н₃О + , так как простые катионы водорода Н + , являющиеся по существу индивидуальными протонами р + , не способны к существованию в водном растворе. Среди кислот есть как сильные электролиты (Н₂SО₄, НМО₃, НС1), так и слабые (Н₂СO₃, Н₂S).

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой: СО₂ + Н₂О = Н₃СО₃; SО₃ + Н₂О = Н₂SО₄.

Ранее такие оксиды неметаллов называли кислотными ангидридами. Мно­гим неметаллам, ввиду многообразия их степеней окисления, отве­чает несколько кислородсодержащих кислот. Для хлора известны: НСlO₄ — хлорная кислота, НСlO₂ — хлористая кислота, НС1О₃ — хлорноватая кислота, НСlO — хлорноватистая кислота.

Металлы, которые проявляют несколько степеней окисления, также мо­гут образовывать кислотные оксиды и кислоты.

Многоосновные кислоты, содержащие в молекулах по два или несколько атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, обычно являются слабыми электролитами и диссоциируют ступенчато, причем каждая сле­дующая стадия протекает в значительно меньшей степени, чем предыдущая: Н₃PO₄ « н + + н₂РО₄ —

Типичные свойства кислот по Аррениусу связаны с тем, что они постав­ляют в водный раствор катионы водорода Н + (Н₃О + ). На этом основано об­наружение кислот с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор — лакмус окрашивается растворами кислот в крас­ный цвет.

Соли. С точки зрения теории электролитической диссоциации соли — это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с обра­зованием катионов основания и анионов кислотного остатка: BaС1₂ = Ba 2+ + 2С1.

Дата добавления: 2014-01-07 ; Просмотров: 1666 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Дать определение кислотам с точки зрения теории электролитической диссоциации. Написать уравнения диссоциации следующих веществ: H3PO4; HCL; H2SO4; NaNO3; NH4OH; BaBr2 и укажите класс соединений. дам 20 баллов

Ответ оставил Гуру

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода (H?) и анионы кислотного остатка

H?PO? (кислота, ортофосфорная) = 3H? + PO.
HCL (соляная кислота) = H? + Cl?
H?SO?(серная кислота) = 2H? + SO4??
NaNO?(соль, нитрат натрия) = Na? + NO??
NH?OH(основание, гидроксид аммония) = NH?? + OH?
BaBr?(соль, бромид бария) = Ba?? + 2Br?

Если тебя не устраивает ответ или его нет, то попробуй воспользоваться поиском на сайте и найти похожие ответы по предмету Химия.

« Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации

за привлеченного слушателя на курсы профессиональной переподготовки

Скуба Зоя Митрофановна, учитель химии, МКОУ ООШ с. Куликовка Кантемировского района Воронежской области

Содержание — Естественные науки

Представлена разработка урока по теме « Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации » в 8 классе по учебнику О.С.Габриеляна . Разработка предназначена для учителей химии. Данная методическая разработка предполагает активное участие в учебном процессе всех учащихся и является частью системной работы по использованию активных методов обучения, как средства формирования общекультурных компетенций В данной разработке я старалась совместить разные виды работы с учащимися для предотвращения умственной усталости обучающихся и лучшего усвоения нового материала: работа с теоретическим материалом, решение различных видов заданий , лабораторная работа , исследовательская работа, решение тестов, работа в группах .

Тема урока: « Химические свойства кислот с позиции теории

Расширить и углубить представления учащихся о химических свойствах кислот. Сформировать понятие о кислотах как классе электролитов, рассмотреть их классификацию и общие свойства в свете ионных представлений.

Воспитывать ответственное отношение к учебному труду, коллективизм.

Развивать навыки постановки химического эксперимента, наблюдений, формулирования выводов.

1. Образовательная: изучить химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации.

2. Развивающие (формирование и развитие образовательных компетенций):

а) учебно-познавательных: развитие навыков самостоятельной познавательной деятельности; умения ставить познавательную задачу , умения добывать знания, выделять главное, обобщать, делать выводы, проводить самопроверку и самооценку;

б) коммуникативных : навыков работы в паре, взаимодействия с другими людьми, умения ответить на поставленный вопрос;

в) информационных: проводить материальное и знаковое моделирование, выделять существенные признаки химических реакций, извлекать необходимую информацию из проводимого эксперимента; оформлять и представлять результаты своей работы.

3. Воспитательные: воспитывать сознательное отношение к учебному труду, чувство ответственности, развивать интерес к знаниям.

4. Здоровъесберегающие: правила безопасного обращения с веществами.

Планируемые результаты обучения

В результате изучения данного материала учащиеся должны : Знать:

а) определение понятий – электролиты, неэлектролиты, электролитическая диссоциация, кислоты;

б) химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации.

Уметь (владеть способами познавательной деятельности):

а) составлять уравнения электролитической диссоциации кислот, оснований, солей;

б) уравнения реакций ионного обмена;

в) проводить реакции ионного обмена, подтверждающие химические свойства кислот, соблюдая правила безопасного обращения с реактивами и выявлять признаки наблюдаемых химических реакций;

г) пользоваться таблицей растворимости.

Оформление доски На доске (слева) записаны этапы урока.

«Воспоминание о лете».

На доске (центральной части) записаны число и тема урока.На доске (справа) — «Химический цветок » (на лепестках цветка написать формулы веществ: А u, Zn, CuO, CO 2, NaOH, KCl, Na 2 SiO 3, и слова: фенолфталеин, лакмус; при помощи магнитов прикрепить на доску в виде цветка; в центре которого формула серной кислоты). В начале урока «Химический цветок» не виден.

Подготовка к уроку . Оборудование и реактивы:

Слайды по теме: «Кислоты», .

Карточки с формулами кислот для «химической разминки».

На столах учащихся: Инструкционные карты, листы самопроверки к лабораторному опыту.

I. Мотивация . Дорогие ребята, уважаемые гости, здравствуйте! Вы любите фрукты (слайд №1)?

Какой вкус у фруктов?

Чем объясняется кислый вкус фруктов и других продуктов?

Слайд № 1

Овощи и фрукты содержат органические кислоты: лимонную, яблочную, щавелевую, фумаровую, аскорбиновую и др. Они играют определённую роль в пищеварении, а, следовательно, в нашей жизни. Мы же сегодня поговорим о неорганических кислотах, которые очень важны для человека, так как он использует их в своей практической деятельности, несмотря на то, что с большинством кислот надо обращаться крайне осторожно. Назову некоторые продукты и материалы, при производстве которых используются кислоты: красители, лаки, эмали, минеральные удобрения, инсектициды, пластмассы, волокна, искусственная кожа, каучуки, резина, лекарственные вещества, маргарин, ароматические вещества, пищевые добавки, средства косметики, парфюмерии и многое другое.

Мы же поговорим о кислотах в узком аспекте, потому что тема нашего урока: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации» (слайд №2).

Слайд № 2

Великий Шекспир когда-то сказал: «От кислых яблок сразу скисну», я же пожелаю вам, себе самой и, прежде всего нашим гостям не скиснуть от наших ответов!

II. (1). Целеполагание .Определим цель и задачи урока.

Цель урока: расширить и углубить наши представления о кислотах, ведь они так важны для человека

Прочтём ещё раз тему урока и расшифруем каждое слово в этом непростом для «нехимического» взгляда предложении.

Что такое диссоциация?

Что такое электролиты?

На какие ионы распадаются кислоты в растворах?

Какое определение даёт эта теория кислотам? (Слайд №3.)

Слайд № 3

— Что значит «описать химические свойства кислот»?

Нам предстоит большая и серьёзная работа. Этапами сегодняшнего урока являются:

1. Целеполагание. 2. Химическая разминка. 3. Лабораторный опыт. 4. «Воспоминание о лете».

Понятны ли вам тема, цель и задачи урока? Тогда переходим к химической разминке.

III. Подготовка к восприятию нового материала Целеосуществление

2. Химическая разминка

а) Работа с карточками, словарная работа. Учитель показывает карточки с формулами кислот, солей, ионов – ученики называют вещества или ионы. Назовите, какие вы знаете? (оксиды, основания, кислоты, соли), вспомним их определение.

Задание: Представлены формулы веществ, написанные в три столбика. Предлагается в каждом столбике вычеркнуть формулу вещества, которое принадлежит к другому классу соединений.

б) Упражнение на синтез знаний (слайд №4).

Слайд № 4

Перед нами ряды формул или названий веществ, ответьте на вопрос.

— Как назвать их одним словом (психологи называют это «синтезом»)? (Кислоты, индикаторы, металлы, основные оксиды, основания, соли.)

— Какова логическая взаимосвязь указанных понятий с кислотами? (Кислоты взаимодействуют с ними, а именно: с индикаторами, металлами, основными оксидами, основаниями, солями.)

Задание: составить формулы разных кислот и дать названия:

Задание: найти лишнюю формулу и почему? (показываю карточки)

Задание: по таблице 10 стр. 157 назовите признаки классификации кислот.

Задание: дать характеристику 1 ряду — Н ₂ SО ₄ , 2 ряду — Н ₃ РО ₄ , 3 ряду – НСI, используя различные признаки классификации кислот.

Задание: написать электролитическую диссоциацию следующих кислот:

Н ₂ S, Н NО _3, Н ₂ SiО ₃ , что для этого необходимо знать ?

Учитель: Как определить, что при диссоциации образуется катион водорода? (действием индикатора)

Назовите окраску лакмуса, фенолфталеина, метилоранжа в кислотной среде

Учитель: Вспомните физические свойства Н ₂ SО ₄ (бесцветная жидкость, вязкая, не имеющая запаха, гидроскопична, обугливает древесину, кожу, ткани)

3. Химические свойства. . На доске прикрепляю карточки (зачитываю химические свойства)

Учитель: вспомнить слова М. Фарадея:

“Ни одна наука не нуждается в эксперименте в такой степени как химия. Ее основные законы, теории и выводы опираются на факты, поэтому постоянный контроль опытом необходим”. Поэтому опытным путем докажем химические свойства кислот, соблюдая технику безопасности. Сейчас нам предстоит проделать эти реакции и объяснить их с новой точки зрения – с позиции теории электролитической диссоциации.(На экране появляется слайд №5.)

Слайд № 5

IV. (3) . Лабораторный опыт № 3 Тема: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации».

Работа с инструкционной картой .Прочитайте тему лабораторного опыта, уясните цель.

Техника безопасности. А вы знаете, как обращаться с кислотами и другими реактивами? (Ученики проговаривают правила обращения с реактивами.) Будьте предельно осторожны, берегите глаза! Кому понятны техника безопасности, название опыта, цель и ход работы поднимите руки.В качестве напутствия я хотела бы привести слова Козьмы Пруткова: «Бросая в воду камешки, гляди на круги, ими образуемые, иначе такое бросание обратится пустою забавою…».

Сделайте выводы и найдите ответ на вопросы, изображенные на экране (слайд №5).

— Как объясняет ТЭД химические свойства кислот?

— Почему у кислот есть общие свойства? Это самый главный вопрос сегодняшнего урока.

Лабораторный опыт № 3. Тема: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации».

Цель: Мысленно проделать реакции, характерные для кислот на примере серной кислоты, сделать вывод о химических свойствах кислот, закрепить навыки безопасного обращения с реактивами.

Ход работы. Опыт 1. Действие кислот на индикаторы

Раствор серной кислоты налейте в три ячейки. В первую ячейку добавьте раствор фиолетового лакмуса, во вторую — раствор метилоранжа, в третью – раствор фенолфталеина. Что вы будете наблюдать?

Задания Уровень 1. Вставьте пропущенные слова в предложении:

«Кислоты изменяют окраску индикаторов: фиолетового лакмуса

Уровень 2. Напишите уравнение диссоциации серной кислоты.

Опыт 2 Взаимодействие кислот с металлами

В четвёртой ячейке лежит магний, в пятой – медь.

Добавьте в эти ячейки раствор серной кислоты. Что вы наблюдаете? Сравните результаты.

Задания Уровень 1. Запишите уравнения практически осуществимых реакций в молекулярном и ионном видах.

М g + …. H 2 SO 4 > ………… + Н 2^

Вывод. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов до………………………………………………………………………. ….

Уровень 2. Запишите уравнения практически осуществимых реакций в молекулярном и ионном видах: а) магний + серная кислота >

б) медь + серная кислота >………..

Опыт 3 Взаимодействие кислот с основными оксидами

Задания . Уровень 1. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Не забудьте, что формулы оксидов пишутся в молекулярном виде).

С uО + H 2 SO 4 > ………….. + Н 2О

Вывод. Кислоты взаимодействуют с …………………….…………. ………. при этом получаются …………………… и …….….….………..……………………

Уровень 2. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Не забудьте, что оксиды — неэлектролиты).

Оксид меди ( II) + серная кислота >

Опыт 4 Взаимодействие кислот с основаниями . Если к гидроксиду меди ( II), добавить серную кислоту, перемешать стеклянной палочкой. Чтобы мы наблюдали?

Задания . Уровень 1. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Не забудьте, что нерастворимые основания не распадаются на ионы).

С u(ОН) 2 + H 2 SO 4 > …………… + Н 2О

Вывод. Кислоты взаимодействуют с …………………….. при этом получаются…………………………и ………………………..………….

Уровень 2. Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Не забудьте, что нерастворимые основания не распадаются на ионы).

Гидроксид меди ( II) + серная кислота >

Опыт 5. Взаимодействие кислот с солями

Уровень 1. Если взять налить несколько капель серной кислоты. Добавьте 2 -3 капли раствора хлорида бария. Чтобы мы наблюдали? Какое вещество выпало бы в осадок? Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах.

ВаС l 2 + H 2 SO 4 > ..…….… + ……..….

Вывод. Кислоты взаимодействуют с солями при условии, что образуется…………………. ……или выделяется ……………………

Уровень 2. Проведите реакцию раствора серной кислоты и раствора хлорида бария. Каков признак реакции? Запишите уравнение реакции между исходными веществами в молекулярном и ионном видах.

Общий вывод Ответьте на вопросы (устно):

1. Каковы общие свойства кислот?

2. Как объяснить тот факт, что кислоты имеют общие свойства?

Надеюсь, что вы нашли ответы на поставленные вопросы.

1. Каковы химические свойства кислот?

Кислоты взаимодействуют: а) с индикаторами;

б) с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений

до водорода, при этом образуется соль и выделяется водород.

«Взаимодействие магния с соляной кислотой», вы знаете , что выделившийся газ – водород.)

в) с основными оксидами с образованием соли и воды.

г) с основаниями с образованием соли и воды.

д) с солями более летучих или слабых кислот.

2. Почему кислоты обладают сходными свойствами?

Под действием каких ионов происходят все рассмотренные реакции? (Под действием ионов водорода. Кислоты обладают сходными свойствами потому, что в растворах кислот при их диссоциации всегда образуются катионы водорода.)

V. Закрепление 1 ) Изучение изменения цвета индикаторов в кислой среде . Составьте уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Сопоставьте результаты опыта каждой группы.

Вывод: в кислой среде лакмус становится красным, метиловый оранжевый — разовый, фенолфталеин — остается бесцветным. Эти изменения обусловлены наличием в растворе протонов водорода Н + .

2) Изучение отношения кислот к основаниям. )Составьте уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Сопоставьте результаты опыта каждой группы.

1. HCl + NaOH = NaCl + H ₂ O
2. H ₂ SO ₄ +2 NaO H = Na ₂ SO ₄ + 2 H ₂ O
3. HNO ₃ + NaOH = NaNO ₃ + H ₂ O
4. H ₃ PO ₄ + 3 NaOH = Na ₃ PO ₄ + 3 H ₂ O
Вывод: кислоты вступают с основаниями в реакции нейтрализации

3) Изучение отношения кислот к оксидам металлов.

Составьте уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Сопоставьте результаты опыта каждой группы.

1.2 HCl + CaO = CaCl ₂ + H ₂ O
2. H ₂ SO ₄ + CaO = CaSO ₄ + H ₂ O
3.2 HNO ₃ + CaO = Ca ( NO ₃ ) ₂ + H ₂ O
4.2 H ₃ PO ₄ + 3 CaO = Ca ₃ ( PO ₄ ) ₂ + 3 H ₂ O
Вывод: Кислоты вступают в реакции с оксидами металлов, образуя соль и воду. Реакция определяется наличием протона водорода

4) Изучение отношения кислот к солям. Составьте уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Сопоставьте результаты опыта каждой группы.

1.2 HCl + Na ₂ CO ₃ = 2 NaCl + H ₂ O + CO ₂
2. H ₂ SO ₄ + Na ₂ CO ₃ = Na ₂ SO ₄ + H ₂ O + CO ₂
3.2 HNO ₃ + Na ₂ CO ₃ =2 NaNO ₃ + H ₂ O + CO ₂
4.2 H ₃ PO ₄ + 3 Na ₂ CO ₃ =2 Na ₃ PO ₄ + 3 H ₂ O + 3 CO ₂
Вывод: кислоты взаимодействуют с солями, образуя новую кислоту и новую соль. Реакции идут необратимо в случае образования газа или осадка

Изучение отношения кислот к металлам. Составьте уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Сопоставьте результаты опыта каждой группы.

1.2HCl + Zn = ZnCl ₂ + H ₂
HCl + Cu = реакция не идёт

4.2H ₃ PO ₄ + 3Zn = реакция не идёт ( образуется нерастворимая соль)
H ₃ PO ₄ + Cu = реакция не идёт (медь не активный металл)

Вывод : растворимые кислоты реагируют с металлами до Н (кроме H ₂ SO _4(к) , НNO _{3 (P),} HNO _3(к) ), образуя растворимую соль и водород

Затем зачитываю применение кислот в быту. Уксусная и лимонная кислота применяется для удаления пятен от ржавчины на хлопчатобумажных, льняных и шерстяных белых тканях. 1 чайная ложка на 1 стакан воды, подогреть до кипения и ткань с пятном несколько раз окунуть в раствор или пятно протереть раствором, а затем кислоту тщательно смыть водой, лучше с добавлением несколько капель нашатырного спирта – для нейтрализации кислоты.

4. Закрепление .Задание: составьте возможные уравнения реакций взаимодействия перечисленных веществ с раствором серной кислоты. Из букв, соответствующих правильным ответам, вы составите название одного из элементов четвертого периода таблицы Д.И. Менделеева. (калий)

Слайд № 1 4. «Воспоминания о лете .Химический цветок»

В нашей лаборатории расцвёл цветок необычайной красоты – на его лепестках – формулы веществ. Вспомним о лете. Летом вы, наверное, гадали на ромашке «любит – не любит», так и сегодня мы погадаем «взаимодействует – не взаимодействует» данное вещество с серной кислотой? (На лепестках формулы: Аu, Zn, CuO, CO 2, NaOH, KCl, Na 2SiO 3 и слова: фенолфталеин, лакмус). Отрываем ненужные лепестки, остаются: Zn, CuO, NaOH, Na 2SiO 3, лакмус.

— Расположите лепестки в логической последовательности (лакмус, Zn , CuO , NaOH , Na 2 SiO 3).

VI. Домашнее задание 1) Напишите уравнения реакций взаимодействия данных веществ ( Zn, CuO, NaOH, Na 2 SiO 3) с серной кислотой. Все уравнения составьте в молекулярном и ионном виде.

2) Подготовьтесь к презентации и защите проектов по теме «Что мы знаем о кислотах?».На следующем уроке будет презентация и защита проектов по теме: «Что мы знаем о кислотах?».

3)Индивидуальные домашние задания. Задание 1: из приведенных формул выпишите формулы кислот: HCl, NaOH, HNO ₃ , H ₂ SO ₄ , K ₂ O, H ₃ PO ₄ , H ₂ CO ₃ .Назовите выписанные кислоты.

Задание 2: Изучите таблицу 10 на стр. 157 учебника. По каким признакам классифицируют кислоты? Составьте на доске магнитные схемы классификации кислот по составу, по основности, по степени ЭД.

VII. Подведение итогов урока Подведём итог урока.

— Как вы считаете, достигли ли мы поставленной цели? .Благодарю вас за работу на уроке и хочу привести слова Д.И. Менделеева: «Сами трудясь, вы сделаете многое для себя и для близких, а если в труде успеха не будет, будет неудача, не беда – попробуйте ещё».

Мартыненко Б.В. Кислоты – основания. — М. Просвещение, 1989.

Савина Л.А. Я познаю мир. Химия. — М.: АСТ, 1998.

Шиленков Р.В. Тетрадь для учебной работы по химии. – Первое сентября. Химия. №3, 2005.

При создании слайдов была использована информация сети Интернет и электронной энциклопедии Кирилла и Мефодия «Уроки химии. 8 -9 класс».