Соль с точки зрения электрической диссоциации

Читайте также:

1. I. 36. Состав, свойства и применение азотных удобрений.
2. I. Первая группа теорий – детерминистские теории.
3. IV. система педагогических исследований с методологической точки зрения
4. PGP. Принцип функционирования. Свойства ключа.
5. V2: 01.01. Предмет и метод экономической теории
6. VIII . Механические свойства металлов. Диаграмма растяжения металлов.
7. XV. Влияние углерода и постоянных примесей на свойства стали
8. Абсолютные величины и их виды, познавательные свойства и условия применения в экономико-статистическом анализе.
9. Автономные системы и свойства их решений.
10. Азотирование и нитроцементация. Структура, свойства и области получения.
11. Аксиомы теории вероятностей.
12. Актуальность проблематики с точки зрения изменения роли ИТ в бизнесе и обществе

Кислоты основания соли с точки зрения электролитической диссоциации

Рассмотрим в свете теории электролитической диссоциации свойства веществ, которые в водных растворах проявляют свойства электролитов.

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:

Дата добавления: 2015-04-24 ; Просмотров: 2855 ; Нарушение авторских прав? ;

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

Рассмотрим в свете теории электролитической диссоциации свойства веществ, которые в водных растворах проявляют свойства электролитов.

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

H2SO4 2H+ + SO42-

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-

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

BaCl2 Ba2+ + 2Cl-

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Для студента самое главное не сдать экзамен, а вовремя вспомнить про него. 9115 — | 6860 — или читать все.

193.124.117.139 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

Химические свойства солей в свете электролитической диссоциации

за привлеченного слушателя на курсы профессиональной переподготовки

Урок на тему: Химические свойства солей в свете электролитической диссоциации.

Тип урока: изучение и первичное закрепление новых знаний и способов действий.

Цель урока: расширить и углубить представления учащихся о химических свойствах солей.

Оборудование и реактивы: Слайды по теме: «Соли», проектор.

1 этап — организационный .

2 этап — актуализация знаний учащихся

3 этап — изучение новых знаний и способов деятельности

-4 этап — домашнее задание

5 этап — подведение итогов урока ..

6 этап — рефлексия.

Соли — это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп N Н ₄ + , гидроксилированных групп Ме(ОН) _n m + ) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей Ме _n А _m , где А — кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония N Н ₄ + ) и анионы кислотного остатка.

Классификация. По составу соли подразделяют на средние ( нормальные ), кислые ( гидросоли ), основные ( гидроксосоли ), двойные , смешанные и комплексные (см. таблицу ).

Таблица — Классификация солей по составу

(нормальные) — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл

Кислые ( гидросоли ) — продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл

Основные ( гидроксосоли ) — продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток

Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток

Смешанные — содержат один металл и несколько кислотных остатков

Физические свойства. Соли — это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.

1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.

NaCl Na + + Cl – .

К NaSO ₄К + + Na + + SO ₄ 2– .

CaClBr Ca 2+ + Cl – + Br – .

К HSO ₄К + + Н SO ₄ – HSO ₄ – H + + SO ₄ 2– .

FeOHCl FeOH + + Cl – FeOH + Fe 2+ + OH – .

[Cu(NH ₃ ) ₄ ]SO ₄[Cu(NH ₃ ) ₄ ] 2+ + SO ₄ 2– [Cu(NH ₃ ) ₄ ] 2+ Cu 2+ + 4NH ₃ .

2) Взаимодействие с индикаторами . В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н + (кислая среда) или ионы ОН – (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:

индикатор + Н + (ОН – ) окрашенное соединение.

AlCl ₃ + H ₂ O AlOHCl ₂ + HCl Al 3+ + H ₂ O AlOH 2+ + H +

3) Разложение при нагревании . При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид: СаС O ₃Са O + СО ₂ ­ . соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества: 2 AgCl Ag + Cl ₂ ­ Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее: 2К NO ₃2К NO ₂ + O ₂ ­ .

4) Взаимодействие с кислотами : Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок .

Основные соли при действии кислот переходят в средние: FeOHCl + HCl  FeCl ₂ + H ₂ O .

Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли: Na ₂ SO ₄ + H ₂ SO ₄  2 NaHSO ₄ .

5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания .

6) Взаимодействие друг с другом . Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.

AgNO ₃ + NaCl  AgCl  + NaNO ₃ Ag + + Cl –  AgCl  .

7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли: Fe + CuSO ₄  Cu  + FeSO ₄

Fe + Cu 2+  Cu  + Fe 2+ .

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H , Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока) . Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:

2 NaCl + 2 H ₂ O H ₂ ­  + 2 NaOH + Cl ₂ ­  2 NaCl _{расплав}2 Na + Cl ₂ ­ 

9) Взаимодействие с кислотными оксидами . СО ₂ + Na ₂ SiO ₃  Na ₂ CO ₃ + SiO ₂

Na ₂ CO ₃ + SiO ₂  СО ₂ ­ + Na ₂ SiO ₃

Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами : 2 Na + Cl ₂  2 NaCl 

2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами : CaO + SiO ₂CaSiO ₃ ZnO + SO ₃ZnSO ₄ .

3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами : Na ₂ O + ZnO Na ₂ ZnO ₂ .

4) Взаимодействием металлов с кислотами : 2 HCl + Fe  FeCl ₂ + H ₂ ­ .

5) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами :

6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами : В растворе : 2NaOH + ZnO + H ₂ O  Na ₂ [Zn(OH) ₄ ] 2OH – + ZnO + H ₂ О  [Zn(OH) ₄ ] 2– .

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2 NaOH + ZnO Na ₂ ZnO ₂ + H ₂ O .

В растворе: 2 NaOH + Zn ( OH ) ₂  Na ₂ [ Zn ( OH ) ₄ ] 2 OH – + Zn ( OH ) ₂  [ Zn ( OH ) ₄ ] 2–

При сплавлении: 2 NaOH + Zn ( OH ) ₂Na ₂ ZnO ₂ + 2 H ₂ O .

7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами :

8) Взаимодействием кислот с солями : 2 HCl + Na ₂ S  2 NaCl + Н ₂ S ­ .

9) Взаимодействием солей со щелочами: ZnS О ₄ + 2 NaOH  Na ₂ SO ₄ + Zn ( OH ) ₂  .

10) Взаимодействием солей друг с другом : AgNO ₃ + KCl  AgCl  + KNO ₃ .

Домашнее задание: § 5, упр. 8, задачи по карточкам

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

способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей

способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода

способность изменять цвет индикатора (красная окраска лакмуса)

Согласно теории электролитической диссоциации кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов (катионов) водорода и анионов кислотного остатка.

Именно ионы водорода вызывают красный цвет лакмуса и сообщают кислотам кислый вкус.

способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей

способность изменять цвет индикатора иначе, чем их изменяют кислоты (синяя окраска лакмуса)

своеобразный «мыльный вкус»

Согласно теории электролитической диссоциации основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием аниона гидроксила и катиона металла.

Носителем щелочных свойств является анион гидроксила.

Соли при электролитической диссоциации распадаются на катион металла и анион кислотного остатка. Так как таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей нет, поэтому соли и не обладают общими свойствами.

3.Реакции нейтрализации

А) при нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждую грамм-молекулу образующейся воды выделяется около 13,8 ккал теплоты.

Это говорит о том, что подобные реакции сводятся к одному процессу. Рассмотрим одну из этих реакций. Перепишем уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты в ионной форме, а слабые — в молекулярной, поскольку они находятся в растворе преимущественно в виде молекул.

(вода очень слабый электролит)

В ходе реакции ионы Na + и не претерпели изменений. Поэтому исключим эти ионы из обеих частей уравнения. Получим:

Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же процессу – к образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксила.

Реакция образования воды из ионов обратима

Но так как вода слабый электролит и диссоциирует в ничтожно малой степени, то равновесие в этой реакции сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца.

В дальнейшем мы будем широко пользоваться ионно-молекулярной формой записи уравнений реакций с участием электролитов.

При составлении ионно-молекулярных уравнений надо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы.

Общие данные о растворимости важнейших солей обычно приведены в таблицах во всех учебниках химии.

Б) нейтрализация слабой кислоты сильным основанием

Здесь сильные электролиты – NaOH и соль, а слабые – кислота и вода:

Так как только ионы натрия не претерпевают изменений, то ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

В) нейтрализация сильной кислоты слабым основанием

Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образующуюся соль, а в виде молекул – гидроксид аммония и воду:

Не изменяются только ионы . Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение:

Г) нейтрализация слабой кислоты слабым основанием

В этой реакции все вещества, кроме образующейся соли, слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма имеет вид:

Реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями протекают практически до конца. Реакции нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ – слабый электролит, и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль существует с кислотой и основанием, из которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции.

При растворении твердого тела в воде растворение прекращается, когда получается насыщенный раствор, т.е. когда между растворяемым веществом и находящимися в растворе молекулами того же вещества устанавливается равновесие.

При растворении электролита, например соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью и перешедшими в раствор ионами.

Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие

твердая соль ионы в растворе

Если обозначим концентрацию катионов кальция и анионов кислотного остатка, то в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина называетсяпроизведением растворимости и обозначается ПР.

ПРCaSO₄=[Ca 2+ ][SO]

Вопрос №21 «Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электрической диссоциации».

Вопрос №21 «Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электрической диссоциации».

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или при плавлении.

Кислоты – это электролиты при диссоциации которых образуются катионы водорода.

Растворы, в которых есть избыток катионов водорода, называются кислыми.

Основания – это электролиты, которые при растворении в воде образуют анионы гидроксидной группы и катионы металла.

Соль – это электролит, который при растворение в воде распадается на металлы и анионы кислотного остатка.

Друзья! Приглашаем вас к обсуждению. Если у вас есть своё мнение, напишите нам в комментарии.

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:

Теория электрической диссоциации

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблукови В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс .

Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):

Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).

Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)

Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.

Если степень диссоциации зависит от природы вещества, то можно судить, что существует разграничение между определёнными группами веществ.

Большая степень диссоциации присуща сильным электролитам (большинству оснований, солям, многим кислотам). Стоит учесть, что распад на ионы – обратимая реакция. Так же стоит сказать, что в данной теме не будут разобраны примеры диссоциации двойных и основных солей, их диссоциация описана в теме “соли”.
Примеры сильных электролитов:
NaOH, K₂SO₄, HClO₄
Уравнения диссоциации:
NaOH⇄Na + +OH —

Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.

α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)

У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации.
Например, диссоциация солей CuCl₂, HgCl₂:
CuCl₂⇄Cu 2+ +2Cl — диссоциация протекает полностью

А в случае с хлоридом ртути диссоциация идёт неполностью и то не до конца.

Возвращаясь же к раствору серной кислоты, стоит сказать, что степень диссоциации обеих ступеней разбавленной кислоты гораздо больше, чем у концентрированной. При диссоциации концентрированного раствора очень много молекул вещества и большая концентрация гидроанионов HSO₄ — .

У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).

Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена:
Сильные кислоты ( HCl, HBr, HI, HClO₃, HBrO₃, HIO₃, HClO₄, H₂SO₄, H₂SeO₄,HNO₃, HMnO₄, H₂Cr₂O₇)

Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена.

Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо) , если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).

Реакции ионного обмена принято писать в три стадии:
1. Молекулярное уравнение
2. Полное ионное уравнение
3. Сокращенное ионное уравнение
При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.

Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.

Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.

Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.

Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.

Для получения осадка малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты в их концентрированных растворах.
Например:
2KF+FeCl₂→FeF₂↓+2KCl

Данные правила подбора реагентов для осаждения продуктов справедливы только для солей.

Свойства кислот солей и оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации

Рассмотрим в свете теории электролитической диссоциации свойства веществ, которые в водных растворах проявляют свойства электролитов.

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

H2SO4 2H+ + SO42-

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-

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

BaCl2 Ba2+ + 2Cl-

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Студент — человек, постоянно откладывающий неизбежность. 9489 — | 6697 — или читать все.

193.124.117.139 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

Методическая разработка по химии (8 класс) на тему:
Урок «Соли с точки зрения теории электролитической диссоциации»

МБОУ Средняя общеобразовательная школа №24 г.Красноярск

Учитель химии: Левицкая Лариса Викторовна

Урок «Соли с точки зрения теории электролитической диссоциации»

Цель урока: углубление, систематизация и обобщение знаний учащихся о солях как неорганических соединений в свете теории электролитической диссоциации.

Задачи урока

— дидактические: дать понятие о солях как классе электролитов, изучить классификацию солей по составу и их номенклатуру, научить записывать уравнения диссоциации растворимых в воде солей, изучить общие химические свойства солей в свете ионных представлений;

— развивающие: продолжить развивать умения и навыки в решении проблемных ситуаций, строить гипотезы, находить пути их решения; участвовать в дискуссии и высказывать свое мнение;

— воспитательные: формировать умение выслушать своего собеседника.

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

Предварительный просмотр:

МБОУ Средняя общеобразовательная школа №24 г.Красноярск

Учитель химии: Левицкая Лариса Викторовна

Урок «Соли с точки зрения теории электролитической диссоциации»

Цель урока: углубление, систематизация и обобщение знаний учащихся о солях как неорганических соединений в свете теории электролитической диссоциации.

— дидактические : дать понятие о солях как классе электролитов, изучить классификацию солей по составу и их номенклатуру, научить записывать уравнения диссоциации растворимых в воде солей, изучить общие химические свойства солей в свете ионных представлений;

— развивающие : продолжить развивать умения и навыки в решении проблемных ситуаций, строить гипотезы, находить пути их решения; участвовать в дискуссии и высказывать свое мнение;

— воспитательные : формировать умение выслушать своего собеседника.

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

Средства обучения: таблица растворимости, химический эксперимент, презентация в формате Microsoft Power Point

Оборудование к уроку : учебник, мультимедийный проектор, ПК, растворы: FeSO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 , CuSO 4 , BaCl 2 , NaOH, железные опилки, медная проволока

Знакомство с инструктивной картой

Проверку домашнего задания проведём в виде тестирования.

2. Проверка домашнего задания. Тест.

1. Выберите формулу серной кислоты

а) H 2 SiO 3 б) H 2 SO 4 в) H 2 SO 3 г) H 2 S

2. Выберите формулу гидроксида кальция

а) Ba(OH) 2 , б) NaOH в) KOH г) Ca(OH) 2

3.Выберите формулы, в которых лакмус меняет свой цвет

а) НСI б) H 2 SO 4 в) NaOH г) KOH

4.Выберите формулы, в которых лакмус меняет свой цвет на синий

а) Н 2 S б) NaOH в) HNO 3 г) KOH

5. К реакции нейтрализации можно отнести взаимодействие

а)гидроксида калия с серной кислотой

б) гидроксида натрия с сульфатом магния

в ) хлорида меди с гидроксидом бария

Ответы: 1-б ,2-г ,3-а,б ,4 – б,г . 5 – а

2. Подведение к теме: пословицы о соли, объяснить смысл

На хлебе, на соли, да на добром слове.

Без соли не вкусно, без хлеба не сытно.

Пуд соли вместе съесть.

-как вы понимаете смысл пословиц?

— сколько весит пуд?

Как вы думаете,о чём мы будем сегодня говорить?

Что вы знаете о солях?

Соли — наиболее многочисленный класс неорганических веществ.

Это твёрдые ,кристаллические вещества.

Они отличаются, друг от друга по цвету. Одни соли растворяются в воде, другие не растворяются.

«Cum grano salis» — «В этом вся соль».

Эта многозначительная и ёмкая фраза неспроста вошла в вечную латынь, а затем и в наш обиход, благодаря самой главной соли ( назовите её) ,которая дала название целому многочисленному классу веществ. Она имеет историю, популярность и громаднейшее значение в нашей жизни. В организме человека содержатся не только ионы Na + , которые поддерживают жизненно необходимый водно-солевой баланс и ионы Cl — способствующие образованию соляной кислоты в желудке. Почти вся периодическая система представлена в человеческом организме. Сегодня на уроке мы будем рассматривать соли с другой точки зрения. Тема урока : соли с точки зрения теории электролитической диссоциации»

Цель урока: Закрепление знаний об электролитах и ионных реакциях и применение их для характеристики химических свойств солей.

Я предлагаю вам поставит перед собой следующие цели:

Сегодня на уроке я буду знать:

понятие «соли» с точки зрения ТЭД,

составлять молекулярные и ионные уравнения

характеризовать химические свойства солей

Для чего? 1.Контрольная работа.

Где пригодится? 2.Дальнейшее успешное изучение химии.

4. Для общего развития

Эти цели записаны в вашей инструктивной карточке и я бы хотела, чтобы в конце урока напротив каждого пункта вы поставили знак + или –

Вопросы для повторения:

• Что такое электролитическая диссоциация
• Что такое электролиты
• Какие вещества относятся к электролитам

1. Подготовка к изучению материала через повторение опорных знаний.

1. Целями данного этапа являются: подготовить учащихся к восприятию нового материала; повышение интереса учащихся к содержанию повторяемого и вновь изучаемого материала; включение учащихся в интересную для них форму работы.

1).Через проектор учащимся предлагаю запись:

Na + ; SO 4 2– ; Cl – ; Ba 2+ ; Al 3+ .

Что вы видите в данной записи?

Ионы, катионы, анионы, простые ионы, сложные ионы

Один из желающих учащихся анализирует задание:

ионы – потому, что данные частицы имеют заряд;

катионы – ионы с положительным зарядом,

анионы – ионы отрицательным зарядом, и т.д.

Вопрос: Формулы, каких веществ можно составить из данных катионов и анионов?(соли). Какой можно сделать вывод?

Предложите новую формулировку понятия « соли» с точки зрения электролитов.

Гипотеза: если растворы солей не содержат одинаковых ионов, то, возможно, они не имеют общих химических свойств.

III. Изучение нового материала.

1. Постановка конкретной учебной цели и задач перед учащимися.

Сообщение учителя: «Далее мы должны рассмотреть особенности протекания химических реакций с участием солей, для этого мы должны углубить знания о классификации солей и их диссоциации, а также рассмотреть качественные реакции на катионы и анионы солей».

2. Методами и формами изложения нового учебного материала являются: исследовательский, фронтальная беседа, индивидуальная и групповая работа.

1-ый этап. Классификация солей и их диссоциация .

• Назовите самую популярную в повседневной жизни соль (поваренная соль или хлорид натрия). Именно она дала название целому многочисленному классу веществ. Соль сыграла исключительную роль в человеческой истории и неспроста в вечную латынь вошла емкая и многозначительная фраза: «Cum grano salis» — «в этом вся соль». О поваренной соли можно говорить не один урок. Она имеет историю, популярность и громаднейшее значение в нашей жизни. В организме человека содержатся не только ионы Na + , которые поддерживают жизненно необходимый водно-солевой баланс и ионы Cl — способствующие образованию соляной кислоты в желудке. Почти вся периодическая система представлена в человеческом организме.

Работа с учебником. Ознакомление с основными и кислыми солями и их диссоциацией.

Как называется реакция между кислотой и основанием?

В начале 19 века шведский химик И.Берцелиус сформулировал определение солей, как соединении, полученных заменой атома водорода в кислоте металлом.

Задание: рассмотреть классификацию солей, сделать краткий опорный конспект в виде схемы, или в виде таблицы, либо в какой — то другой форме удобной для вас

• Какие бывают соли?
• Дать определение разных видов солей

Интегративная учебная проблема : «Обладают ли растворы солей общими химическими свойствами?

2-ой этап. Химические свойства солей:

1 свойство: взаимодействие с солями.

1). Предлагаю учащимся выбрать из набора реактивов растворы: FeSO 4 , Al 2 (SO 4 ) 3 , CuSO 4

1. Пользуясь таблицей растворимости, выясните, являются ли выданные растворы электролитами? (работают с таблицей растворимости)

2.Что общего в составе данных солей? (ион SO 4 2– )

3.Предложите способ определения этой группы солей (по иону SO 4 2– )

4.Какими реактивами можно воспользоваться, чтобы определить наличие сульфат иона в растворе ( растворами содержащими Ba 2+ ,Sr 2+ , Pb 2+ ).

4.Докажите практически, что все эти соли сульфаты

5. Запишите краткие ионные уравнения и сделайте вывод.

• Учащиеся выполняют опыт, записывают ионные уравнения (один учащийся на доске, остальные в тетрадях) и формулируют выводы :

А) Растворы солей можно определять по аниону, для этого нужно подобрать реактив с катионом способным осадить определяемый анион.

Б) Реактивом могут быть растворимые соли.

В) Растворы солей реагируют с растворами солей, если в результате образуется осадок.

2 свойство. Взаимодействие со щелочами .

1.Чем отличаются по составу выданные вам растворы (разные катионы)

2. Найдите в таблице растворимости один реактив, которым можно распознать все три соли (реактив содержащий ион OH – , щелочь)

3.Что образуется при взаимодействии соли со щелочью? (новая соль и нерастворимое основание).

Возьмите с набора раствор NaOH. Спрашиваю правила техники безопасности, которые нужно соблюдать при работе со щелочами. Предлагаю провести опыт по распознаванию выданных растворов и записать краткие ионные уравнения.

Проверяю выполненное задание – три сильных ученика записывают результаты на доске и комментируют. По ходу провожу коррекцию с теми, у кого при оформлении допущены ошибки.

Используя приобретенные в ходе эксперимента знания, дайте визуальную характеристику солям (разные по цвету, окраску солям придают ионы Fe 2+ , Сu 2+ )

Предлагаю учащимся сделать выводы по второй части эксперимента.

А) растворы солей можно определить по цвету катиона, катионы Cu 2+ придают раствору синий цвет, катионы Fe 2+ — желтоватый.

Б) некоторые катионы можно обнаружить, осаждая их гидроксид ионами, при этом получаются осадки различных цветов:

Cu(OH) 2 – голубой, Fe(OH) 2 – болотный, Al (OH) 3 – белый, желеобразный.

В) растворы соли реагируют со щелочами с образованием новой соли и нерастворимого основания.

3 свойство. Взаимодействие с кислотами.

1. Возьмите из набора карбонат кальция и раствор карбоната натри.

2. Являются ли они электролитами ( кроме карбоната кальция, так как не растворим).

3. Предложите способ определения этих солей (по катиону)

4. С помощью какого реактива.

Если учащиеся затрудняются ответить, то учитель поясняет, что это ионы водорода.

5. Докажите это опытным путём. Составьте уравнения реакций (двое учащихся у доски, остальные в тетрадях).

6. Когда в домашних условиях можно использовать подобную реакцию (гашение соды уксусом, так как уксусная кислота также относится к классу кислот).

Предлагаю учащимся сделать выводы по третьей части эксперимента:

А ) Реактивом на карбонат – ионы являются ионы водорода, входящие в состав кислот;

Б ) С кислотами могут реагировать как растворимые, так и нерастворимые соли.

4 свойство. Взаимодействие с металлами

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

IV. Первичное осмысление и закрепление материала на практике.

V. Подведение итогов.

Подсчтитать число баллов, перевести в оценку Сдать подписанные инструктивные карточки

Домашнее задание. Изучить § 41, выполнить письменно задание 5 [1].

Игра «Крестики- нолики» Выигрышный путь- вещества, реагирующие с CuSO4