Основные классы веществ с точки зрения тэд

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

При диссоциации любой кислоты образуются иокы 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. С 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.

Сравнивая данные, приведенные в табл. 12 и 14, можно заметить, 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 — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале , 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, то ясно, 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 амфо-терный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

Таким образом, в растворе амфотериого 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 ионоз, 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 . 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 . 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 ноны. 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 основании. 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 иеводиых средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теории кислот и оснований принадлежит протонная теория, выдвинутая в 1923 г.

Согласно протонной теории, кислотой является донор протона, т. е. частниа (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода — прогон, 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, является основанием, сопряженным кислоте .

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

Например, в реакции

ион — основание, сопряженное кислоте , а ион — кислота, сопряженная основанию .

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 эта энергия максимальна для и минимальна для HF. Поэтому в смеси с вода функционирует как кислота, а в смеси с HF — как основание:

В качестве растворителя чаще всего применяют воду, поэтому рассмотрение кислот, оснований и солей ограничим только водными растворами, для которых целиком сохраняют справедливость определения кислот и оснований, вытекающего из теории электролитической диссоциации Аррениуса.

Кислота — электролит, диссоциирующий в водных растворах с образованием катионов гидроксония и не образующий никаких других положительно заряженных ионов

Основание — электролит, при электролитической диссоциации которого образуются отрицательно заряженные ионы гидроксила и не образуется никаких других отрицательно заряженных ионов

Взаимодействие кислот и оснований в водных растворах есть соединение ионов гидроксония и гидроксила по уравнению:

Позднее появившиеся теории Бренстеда, Льюиса, Усановича и другие учитывают более общие свойства кислот и оснований. В основе их представлений лежит тот факт, что реакция кислоты и основания в эквивалентных количествах приводит к исчезновению кислотных свойств кислоты и щелочных свойств основания.

Продуктами взаимодействия кислот с основаниями являются соли — электролиты, для которых не характерно образование в растворе ионов гидроксония и гидроксила, а образуются ионы, отличные от Н₃О + и ОН — .

Принадлежность гидроксида к кислотам или основаниям определяется характером его электролитической диссоциации в водном растворе. Например, формулы гидроксидов бора и кальция сходны. Однако В(ОН)₃ в водном растворе диссоциирует по типу кислоты

а гидроксид кальция диссоциирует как основание

Некоторые гидроксиды способны в зависимости от условий проявлять свойства и кислот и оснований и называются амфотерными. Например, гидроксид цинка в водных растворах взаимодействует со щелочами, как кислота, а с кислотами, как основание:

Оксиды, из которых получаются амфотерные гидроксиды, также обладают амфотерными свойствами, т. е. способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями:

В большинстве случаев металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, способны растворяться в кислотах и основаниях (так, металлический цинк растворим и кислотах и основаниях). Кислоты бывают одноосновными и многоосновными, а основания — одно- и многокислотными. Одноосновными и однокислотными называют такие электролиты, при электролитической диссоциации одной молекулы которых образуется не более 1 иона гидроксония или гидроксила (НС1, КОН и т. п.).

При электролитической диссоциации одной молекулы многокислотных оснований или многоосновных кислот может образоваться несколько ионов гидроксила или гидроксония, например Н₃ВО₃, Н₂СО₃, Са(ОН)₂, А1(ОН)₃. Ступенчатый характер процесса электролитической диссоциации и различие констант диссоциации по отдельным стадиям приводит к их последовательному взаимодействию с основаниями или кислотами:

Соли, полученные в результате неполного замещения ионов Н+ в кислотах на катионы металла (например, NaHCO₃), называются кислыми солями. При неполном замещении ионов ОН- в основаниях на анионы кислот (например, CuOHCl) получаются основные соли. Присутствие ионов Н+ в кислых солях и ионов ОН- в основных вызывает при соответствующих условиях проявление кислотных свойств у первых из них и основных — у вторых. Например, NaHCO₃ по отношению к NaOH играет роль кислоты

CuOHCl по отношению к НС1 играет роль основания

Многие свойства растворов электролитов определяются взаимодействием ионов. Так как при этом не требуется разрушения связей в молекулах сложных веществ, то реакция между ионами должна протекать легче, чем между молекулами. Направление процессов определяется энергетическими изменениями. Процесс самопроизвольно идет только в том случае, когда в системе уменьшается свободная энергия. Например, к понижению свободной энергии приводит образование слабодиссоциирующих веществ. Таким образом, реакции в растворах электролитов будут всегда направлены в сторону образования наиболее слабого электролита, в форме которого удаляется часть ионов. Суть процесса любой реакции нейтрализации состоит в образовании слабого электролита H₂O и выражается сокращенным ионным уравнением:

CH₃COOK + HCl = KCl + CH₃COOH

становится возможным потому, что при этом образуется слабая уксусная кислота

Реакции самопроизвольно протекают не только в тех случаях, когда образуются слабые электролиты, но и когда продукты реакции представляют собой труднорастворимые соединения.

идет самопроизвольно в сторону образования осадка сульфата бария

Энергия гидратации молекул газообразных веществ значительно ниже энергии гидратации ионов. Поэтому, если в результате столкновения ионов образуется газ, сумма энергий теплового движения и гидратации понижается. Свободная энергия системы падает. При действии серной кислоты на хлорид калия выделяется газообразный хлористый водород. Реакция смещается слева направо:

из-за взаимодействия ионов Н + и Cl —

Если в результате реакции обмена образуются комплексные ионы, то их энергия гидратации ниже суммарной энергии гидратации простых ионов. Донорно-акцепторные и ковалентные связи комплексного иона отличаются высокой прочностью. Поэтому свободная энергия ионов в комплексе ниже, чем до объединения. Например,

или в ионной форме:

Fe 3+ + 3Cl — + 6K + + 6CN — = 3K + + 3Cl — + 3K + + [Fe(CN)₆] 3-

18.Характеристики кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.

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  ;

19. Окислительно-восстановительные реакции (овр). Степень окисления атомов Основные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методами электронного и электронно-ионного баланса.

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:

Урок «Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации»

Сабақ: «Химиялық негіздемелердің электролитикалық диссоциациясының теориясының көзқарасы»

Урок «Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации»

Цель урока: углубление, систематизация и обобщение знаний учащихся об основаниях как о самостоятельном классе неорганических соединений и их химических свойствах в свете теории электролитической диссоциации.

Задачи урока: дать понятие об основаниях как классе электролитов, изучить классификацию оснований, их номенклатуру, научить записывать уравнения диссоциации оснований, изучить общие химические свойства оснований в свете ионных представлений;

Учащийся будет знать: понятие «основания» с точки зрения ТЭД, классификацию оснований; уметь: давать названия, составлять уравнения диссоциации и характеризовать химические свойства оснований.

Средства обучения: таблица растворимости, мультимедийные

1. Актуализация знаний учащихся об основаниях, их классификации.

Беседа по следующим вопросам:

— Какие химические соединения называют основания?

— На какие группы делят основания по растворимости в воде?

— Как называют растворимые основания?

— Все ли основания являются электролитами?

Рассматривают классификацию оснований по растворимости (растворимые и нерастворимые), степени диссоциации (сильные слабые) и кислотности (однокислотные, двухкислотные, трехкислотные).

В начале учащиеся вспоминают, как изменяется окраска индикаторов в

среде,( опыт № 39) одновременно узнавая причину этого – наличие в растворе гидроксид-иона

Затем перечисляются химические свойства оснований:

Взаимодействие с кислотными оксидами

— уравнение реакций в молекулярном и ионном виде

2 NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

2 Na+ + 2OH — + CO2 = 2Na++ CO32-+ H2O

2. взаимодействие с кислотами (демонстрация опыта № 49)

NaOH + HCI = NaCI + H2O

Na+ + OH- + H++CI- = Na++ CI — + H2O

— уравнение реакции в молекулярном и ионном виде

3. Взаимодействие с солями. (демонстрация опыта № 000)

FeSO4 +2 KOH = Fe(OH)2↓ + K2SO4

Fe2+ +SO42- +2 K++ 2OH- = Fe(OH)2↓ +2K+ + SO42-

Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓

4. Разложение нерастворимых оснований при нагревании

(демонстрация опыта № 42)

Cu(OH)2 → CuO + H2O

2. Создание проблемной ситуации. Формулирую следующий вопрос: «Как вы думаете, почему для растворимых в воде оснований характерны одинаковые химические свойства?»

3. Решение учебной проблемы.

— Вспомните, в чем заключается сущность реакций ионного обмена.

— Что с точки зрения теории электролитической диссоциации отличает основания от других классов неорганических веществ?

Учащиеся вспоминают, что растворы щелочей содержат гидроксид-ион. Следовательно, ионы ОН — определяют общие химические свойства оснований. В подтверждение гипотезы предлагаю выполнить следующее задание: запишите уравнение диссоциации следующих оснований: NaOH, Ва(OH)2 .

Подведение итогов. Учащиеся выполняют небольшую самостоятельную работу на выявление уровня усвоения материала урока (Приложение 2).

Приложение 2. Тест по теме «Основания с точки зрения теории диссоциации»

Выберите правильный ответ.

1. Выберите из предложенных формул формулу щелочи:

А. K2SO4 Б. Cu(OH)2 В. H2CO3 Г. NaOH

2. Укажите формулу нерастворимого основания:

А. Al(OH)3 Б. LiOH В. Н2SO3 Г. Na2SO4

3. Вещество с формулой Cu(OH)2 называется:

А. Гидроксид меди Б. Гидроксид меди (II) В. Гидроксомедь

4. Формула гидроксида железа (III):

А. FeCl3 Б. Fe(OH)2 В. Fe2O3 Г. Fe(OH)3

5. Какая из перечисленных реакций практически осуществима?

А. KOH + HNO3 → Б. NaOH + K2SO4 → В. Na2O + KOH →

6. В раствор гидроксида бария прибавили несколько капель лакмуса, в результате чего индикатор приобрел окраску:

А. Красную Б. Желтую В. Синюю Г. Фиолетовую

Домашнее задание. Изучить § 7 выполнить письменно задание 2,7 стр 27.

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

за привлеченного слушателя на курсы профессиональной переподготовки

СРС № 1 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

ОКСИДЫ – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых является кислород со степенью окисления -2

Окислением простых веществ (металлов и неметаллов)

Окислением (горением) сложных веществ

Разложением нерастворимых оснований

Разложением кислот (угольная кислота, кремниевая кислота)

Взаимодействием оксидов металлов с другим металлом

Из оксидов с высшей или низшей степенями окисления

Нормальные , в которых есть только связи между кислородом и другим элементом (металлом или неметаллом): MgO ; SO ₃

Пероксиды (перекиси ), которые представляют собой смесь двух оксидов одного элемента в разных степенях окисления: Н ₂О ₂(Н — О — О — Н)

Кислотные или ангидриды , которые реагируют с водой, образуя соответствующие кислоты: SO ₃ (оксид серной кислоты) H ₂SO ₄CO ₂ (оксид угольной кислоты) H ₂CO ₃

Основные , которые реагируют с водой, образуя соответствующие основания:

Амфотерные, которые в зависимости от условий проявляют свойства и кислот и оснований: ZnO ; AI ₂O ₃

Безразличные ( несолеобразующие ), которые не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями. Солей не образуют: NO ; N ₂O ; CO

а) основные оксиды – твердые вещества разного цвета, с различной растворимостью в воде

б) кислотные оксиды – твердые или газообразные вещества с различной растворимостью в воде

в) амфотерные оксиды — твердые вещества разног цвета, практически не растворимые воде

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: ( запишите уравнениями реакций самостоятельно )

1) Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, получаются соль и вода:

2) Оксиды активных металлов взаимодействуют с водой с образованием щёлочи:

3) Реагируют с кислотными оксидами:

Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями, получаются соль и вода:

Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислоты:

Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие из их солей:

Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой с образованием соли:

1) Реагируют с кислотами, проявляя свойства оснований:

2) Реагируют с основаниями, проявляя свойства кислот:

ОСНОВАНИЯ – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними одного или нескольких гидроксид – ионов (ОН — )

С точки зрения теории электролитической диссоциации , основания – это электролиты, при диссоциации которых в растворах образуются катионы металлов и анионы гидроксид – ионов (ОН — )

Растворимые в воде основания (щелочи): LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH — очень хорошо растворяются в воде; B а( OH ) ₂ хорошо растворяется, Са(ОН) ₂ малорастворим

Амфотерные основания – особая группа, проявляют свойства слабых кислот и оснований: AI ( OH ) ₃ Be ( OH ) ₂ Zn ( OH ) ₂

Нерастворимые в воде основания : Cu ( OH ) ₂ Fe ( OH ) ₂ Zn ( OH ) ₂

По силе электролита ( ɑ — степень диссоциации, % — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул )

Сильные : NaOH KOH Ва( OH ) ₂ (>80); Са(ОН) ₂ LiOH Sr (ОН) ₂ (>20)

Очень слабые электролиты : нерастворимые в воде (

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ: ( запишите уравнениями реакций самостоятельно )

растворимых в воде оснований:

а) действие воды на щелочные и щелочноземельные металлы:

б) действие воды на оксиды щелочных и щелочноземельных металлов:

нерастворимых в воде оснований и амфотерных гидроксидов:

а) действие щелочей на растворимы соли:

Растворимые основания (щелочи) – твердые вещества, хорошо растворимые в воде

Нерастворимые основания – твердые вещества разного цвета, практически не растворимые в воде или малорастворимые

Амфотерные гидроксиды — твердые вещества разного цвета, практически не растворимые в воде или малорастворимые

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: ( запишите уравнениями реакций самостоятельно )

Растворимые основания (щелочи):

а) реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

б) реагируют с кислотными или амфотерными оксидами, образуя соль и воду:

в) реагируют с растворимыми солями, образуя нерастворимое основание:

г) реагируют с простыми веществами (металлами и неметалломи):

2) Нерастворимые основания :

а) реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

б) при нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду:

3) Амфотерные гидроксиды:

а) реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

б) реагируют с щелочами, образуя соль и воду:

в) при нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду:

Изменение цвета различных индикаторов

КИСЛОТАМИ называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотных остатков

С точки зрения теории электролитической диссоциации , кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в растворах образуются катионы водорода и анионы кислотных остатков

HI HCI HBr HF H ₂ S

По числу содержащихся в кислотах атомов водорода:

HNO ₃ HI HCI HBr HF

По силе электролита (степень диссоциации, %)

HNO ₃ HCI HBr (> 80 – 90)

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОТ: ( запишите уравнениями реакций самостоятельно )

Взаимодействие металлов с неметаллами:

Взаимодействие кислотных оксидов с водой:

Взаимодействие сильных кислот с солями более слабых кислот:

Кислоты – жидкие или твердые вещества, большинство хорошо растворяются в воде

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: ( запишите уравнениями реакций самостоятельно )

Реакции с металлами (кроме Р b ), которые стоят в электрохимичеком ряду напряжения до водорода:

а) для концентрированных HNO ₃ и H ₂ SO ₄ реакция идет иначе:

б) для разбавленной HNO ₃ и концентрированной H ₂ SO ₄ реакции с неметаллами:

2) Реакции с основными и амфотерными оксидами:

3) Реакции с растворимыми и нерастворимыми основаниями:

4) Реакции с солями, если образуется газ или осадок:

5) Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:

СОЛИ – сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков

Средними или нормальными солями называют соли, которые образуются при замещении атомами металлов всех атомов водорода в молекулах кислот: Na ₃ Р O ₄ Li ₂ SO ₄ K ₂ SiO ₃

С точки зрения теории электролитической диссоциации, средние соли – это электролиты,

в растворах и расплавах которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков,

например : фосфат калия — К ₃ Р O ₄ → 3К + + Р O ₄ 3-

Кислые соли – продукт неполного замещения атомов водорода в кислотах на атомы металлов

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислые соли – это электролиты, в растворах и расплавах которых образуются катионы металлов и водорода и анионы кислотных остатков, кислые соли диссоциируют ступенчато,

например : гидрокарбонат калия — 1 ступень: КНСО ₃ → К + + НСО ₃ — ;

2 ступень: НСО ₃ — → Н + + СО ₃ 2-

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотные остатки.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, основные соли – это электролиты, в растворах и расплавах которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков и гидроксогрупп. Основные соли часто мало растворимы и диссоциируют незначительно, их диссоциация происходит ступенчато:

гидроксохлорид магния — 1 ступень: MgOHCI → MgOH + + CI —

2 ступень: MgOH + → Mg 2+ + OH —

Двойные соли — ( фосфатдикалия – натрия ) К ₂ NaPO ₄ – продукт замещения атомов водорода в кислотах атомами различных металлов. Двойные соли диссоциируют как средние соли, только при их диссоциации образуются катионы двух металлов,

например: фосфат калия динатрия К Na ₂ PO ₄ → К + + 2 Na + + PO ₄ 3-

Твердые кристаллические вещества, различного цвета, с различной растворимостью в воде

Из металлов: ( запишите уравнениями реакций самостоятельно )

а) металл + неметалл: б) металл + кислота: в) металл + соль:

а) основной оксид + кислота: б) кислотный оксид + щелочь: в) основной оксид + кислотный оксид:

3) Реакций нейтрализации : основание + кислота:

4) Из солей : а) соль + соль: б) соль + щелочь: в) соль + кислота:

4. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА : ( запишите уравнениями реакций самостоятельно )

1) Две соли реагируют между собой, если образуется хотя бы одна нерастворимая соль

2) Растворимые соль реагируют со щелочами, если образуется нерастворимое основание

3) Соли реагируют с кислотами, если образуется газ или осадок

4) Растворимые соли реагируют с металлами в том случая, когда металл, входящий в состав соли имеет меньшую химическую активность (для этой рекции не используют щелочные и щелочно-земельные металлы, так как они реагируют с водой)

5) Некоторые соли при нагревании разлагаются

6) Соли летучих кислотных оксидов реагируют с нелетучими кислотными оксидами

Основные классы веществ с точки зрения тэд

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

в) своеобразным «мыльным» вкусом.

а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия;

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

Например, в реакции

ион — основание, сопряженное кислоте , а ион — кислота, сопряженная основанию .

Урок «Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации»

Сабақ: «Химиялық негіздемелердің электролитикалық диссоциациясының теориясының көзқарасы»

Урок «Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации»

Средства обучения: таблица растворимости, мультимедийные

1. Актуализация знаний учащихся об основаниях, их классификации.

Беседа по следующим вопросам:

— Какие химические соединения называют основания?

— На какие группы делят основания по растворимости в воде?

— Как называют растворимые основания?

— Все ли основания являются электролитами?

В начале учащиеся вспоминают, как изменяется окраска индикаторов в

среде,( опыт № 39) одновременно узнавая причину этого – наличие в растворе гидроксид-иона

Затем перечисляются химические свойства оснований:

Взаимодействие с кислотными оксидами

— уравнение реакций в молекулярном и ионном виде

2 NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

2 Na+ + 2OH — + CO2 = 2Na++ CO32-+ H2O

2. взаимодействие с кислотами (демонстрация опыта № 49)

NaOH + HCI = NaCI + H2O

Na+ + OH- + H++CI- = Na++ CI — + H2O

— уравнение реакции в молекулярном и ионном виде

3. Взаимодействие с солями. (демонстрация опыта № 000)

FeSO4 +2 KOH = Fe(OH)2↓ + K2SO4

Fe2+ +SO42- +2 K++ 2OH- = Fe(OH)2↓ +2K+ + SO42-

Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓

4. Разложение нерастворимых оснований при нагревании

(демонстрация опыта № 42)

Cu(OH)2 → CuO + H2O

3. Решение учебной проблемы.

— Вспомните, в чем заключается сущность реакций ионного обмена.

Приложение 2. Тест по теме «Основания с точки зрения теории диссоциации»

Выберите правильный ответ.

1. Выберите из предложенных формул формулу щелочи:

А. K2SO4 Б. Cu(OH)2 В. H2CO3 Г. NaOH

2. Укажите формулу нерастворимого основания:

А. Al(OH)3 Б. LiOH В. Н2SO3 Г. Na2SO4

3. Вещество с формулой Cu(OH)2 называется:

А. Гидроксид меди Б. Гидроксид меди (II) В. Гидроксомедь

4. Формула гидроксида железа (III):

А. FeCl3 Б. Fe(OH)2 В. Fe2O3 Г. Fe(OH)3

5. Какая из перечисленных реакций практически осуществима?

А. KOH + HNO3 → Б. NaOH + K2SO4 → В. Na2O + KOH →

А. Красную Б. Желтую В. Синюю Г. Фиолетовую

Домашнее задание. Изучить § 7 выполнить письменно задание 2,7 стр 27.

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Классификация веществ

Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, сложные – из двух и более элементов. Простые вещества разделяются на металлы и неметаллы.

Металлы имеют характерный «металлический» блеск, обладают ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Сложные вещества делят на органические и неорганические (минеральные). Органическими принято называть соединения углерода, за исключением простейших соединений углерода (CO, CO₂, H₂CO₃, HCN и их солей и др.); все остальные вещества называются неорганическими.

Сложные неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по химическим свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные, или бинарные, соединения (оксиды, сульфиды, галогениды, нитриды, карбиды, гидриды) и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.

По химическим свойствам неорганические соединения подразделяются на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (Cr₂O₃, K₂O, CO₂ и т. д.). Кислород в оксидах всегда двухвалентен и имеет степень окисления, равную -2.

По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные: CO, NO, N₂O). Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей:

Образование основных оксидов характерно для металлов с невысокой степенью окисления (+1, +2).

Оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra) взаимодействуют с водой, образуя основания. Например:

Большая часть основных оксидов с водой не взаимодействует. Основания таких оксидов получают косвенным путем:

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. Например:

К кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов -SO₂, N₂O₅, SiO₂, CO₂ и др., а также оксиды металлов с высокой степенью окисления (+5,+6,+7, +8)-V₂O₅ , CrO₃ , Mn₂O₇ и др .

Ряд кислотных оксидов (SO₃ , SO₂ , N₂O_{3 ,} N₂O₅ , CO₂ и др.) при взаимодействии с водой образуют кислоты:

Соответствующие кислоты других кислотных оксидов (SiO₂ , TeO₂ , TeO₃ , MoO₃ , WO₃ , и др. ) получают косвенным путем. Например:

Один из способов получения кислотных оксидов – отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот.

Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. е. обладающие двойственными свойствами – свойствами основных и кислотных оксидов. Например:

Следует отметить, что в соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов (от металлов к неметаллам) закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности, кислотно-основная активность их оксидов. Так, в случае высших оксидов элементов 3 периода в ряду: Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇ — по мере уменьшения степени полярности связи Э-О (уменьшается DЭО; уменьшается отрицательный эффективный заряд атома кислорода) ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов: Na₂O, MgO — основные оксиды; Al₂O₃ – амфотерный; SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇ — кислотные оксиды (слева направо кислотный характер оксидов усиливается).

Способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление):

2. Горение сложных веществ:

3. Термическое разложение солей, оснований, кислот:

Номенклатура оксидов.Названия оксидов строятся из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже, который соединен с атомами кислорода. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления (с.о.), при этом знак с. о. не указывается. Например, MnO₂ – оксид марганца (IV), MnO – оксид марганца (II). Если элемент образует один оксид, то его с. о. не приводится: Na₂O – оксид натрия.

Иногда в названиях оксидов встречаются приставки ди-, три-, тетра- и т.д. Они обозначают, что в молекуле этого оксида на один атом элемента приходится 2,3,4 и т.д. атома кислорода, например, CO₂ – диоксид углерода и т.д.

Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований — NaOH, Ba(OH)₂ и т.п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот – HNO₃, H₃PO₄, и др.; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства — Zn(OH)₂, Al(OH)₃ и др.

Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома (условное обозначение Э) и его радиуса, т.е. от прочности и полярности связей Э – О и О – Н.

Если энергия связи E_{O — H} — + H +

Если E_O-H >> E_{Э – O}, то диссоциация гидроксида протекает по основному типу , т. е. разрушается связь Э — O

Если энергии связей O – H и Э – О близки или равны, то диссоциация гидроксида может протекать одновременно по обоим направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных гидроксидах :

В соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов закономерно изменяется кислотно-основная активность их гидроксидов: от основных гидроксидов через амфотерные к кислотным. Например, для высших гидроксидов элементов 3 периода:

NaOH, Mg(OH)₂ – основания (слева направо основные свойства ослабевают);

Al(OH)₃ – амфотерный гидроксид;

Гидроксиды металлов относятся к основаниям. Чем ярче выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства соответствующего гидроксида металла в высшей с.о. Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Чем ярче выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства соответствующего гидроксида.

Кислоты

Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка (с позиций теории электролитической диссоциации).

Кислоты классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по основности (по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли – на одноосновные, двухосновные, трехосновные), по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты (на кислородсодержащие и бескислородные). Например, азотная кислота HNO₃ – сильная, одноосновная, кислородсодержащая кислота; сероводородная кислота H₂S – слабая, двухосновная, бескислородная кислота.

Химические свойства кислот:

1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:

3. Взаимодействие с металлами. Металлы, стоящие в “Ряду напряжений” до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме азотной и концентрированной серной кислот); при этом образуется соль:

Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют

Взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами см. в разделе 11.

4. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:

H₂SiO₃H₂O + SiO₂.

5. Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей:

6. Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей:

Номенклатура кислот. Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан, CNS – родан) суффикс —о-, окончание водородная и слово “кислота”. Например, HCl – хлороводородная кислота, H₂S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.

Названия кислородосодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением соответствующих суффиксов, окончаний и слова “кислота”. При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на —ная или —овая; например, H₂SO₄ – серная кислота, HClO₄ – хлорная кислота, H₃AsO₄ – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: —оватая (HClO₃ — хлорноватая кислота), истая (HClO₂ — хлористая кислота), —оватистая (HClO — хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее более низкой степени окисления элемента, имеет окончание истая (HNO₃ – азотная кислота, HNO₂ – азотистая кислота).

В некоторых случаях к одной молекуле оксида может присоединиться различное количество молекул воды (т.е. элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента). Тогда кислоту с большим содержанием воды обозначают приставкой орто— , а кислоту с меньшим числом молекул воды обозначают приставкой мета— . Например :

Основания

Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид — ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH₄OH).

Основания классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по кислотности (по количеству гидроксогрупп в молекуле, способных замещаться на кислотные остатки – на однокислотные, двукислотные и т. д.), по растворимости (на растворимые основания – щелочи и нерастворимые). Например: NaOH – сильное, однокислотное основание, растворимое (щелочь); Cu(OH)₂ – слабое, двукислотное, нерастворимое основание. К растворимым основаниям (щелочам) относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К сильным основаниям относятся все щелочи.

Химические свойства оснований:

1. Взаимодействие с кислотами:

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:

4. Взаимодействие с амфотерными основаниями:

5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды:

Ca(OH)₂= CaO + H₂O.

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются.

6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be):

Амфотерные гидроксиды. Амфотерные гидроксиды ( гидраты амфотерных оксидов ) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Например:

ZnO₂ 2- + 2H + Û Zn(OH)₂ Û Zn 2+ + 2OH .

Поэтому они обладают амфотерными свойствами, т.е. могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

Номенклатура оснований.Названия оснований строятся из слова “гидроксид” и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления, если это величина переменная. Иногда к слову гидроксид добавляют префикс из греческого числительного, указывающий на число гидроксогрупп в молекуле основания. Например: KOH — гидроксид калия; Al(OH)₃ — гидроксид алюминия (тригидроксид алюминия); Cr(OH)₂ – гидроксид хрома (II) (дигидроксид хрома).

Соли

С точки зрения теории электролитической диссоциации соли — это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов.

Соли рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков (исключение – соли аммония). При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания – основные соли. Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (H₂SO₄, H₂SO₃, H₂S,H₃PO₄ и т. д.), а основные соли – многокислотными основаниями (Mg (OH)₂,Ca (OH)₂, Al (OH)₃ и т. д.).

Примеры образования солей:

CaSO₄ (сульфат кальция) – нормальная (средняя) соль;

NaHSO₄ (гидросульфат натрия) – кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;

CuOHCl (хлорид гидроксомеди (II)) – основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты.

Химические свойства солей:

I. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ:

с щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания:

с кислотами взаимодействуют соли:

а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль:

б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какой-либо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой):

в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте:

г) анионы которой отвечают слабой кислоте:

cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:

II. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в“Ряду напряжений “правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли):

III. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

IV. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты:

Источники:

http://studwood.ru/1771665/matematika_himiya_fizika/klassifikatsiya_neorganicheskih_soedineniy_pozitsii_teorii_elektroliticheskoy_dissotsiatsii
http://studfiles.net/preview/2180772/page:8/
http://pandia.ru/text/80/608/76442.php
http://infourok.ru/osnovnie-klassi-neorganicheskih-soedineniy-1288659.html
http://alnam.ru/book_chem.php?id=85
http://pandia.ru/text/80/608/76442.php
http://poisk-ru.ru/s67655t1.html