Соли с точки зрения тэд это

С точки зрения теории электролитической реакциисоли — 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

Рассмотрим классификацию солей.

Средние соли – продукт полного замещения атомов водорода на металл

Названия кислых солей образуются из названий солей с добавлением слова “гидро”

NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия

KHSO₄ – гидросульфат калия

Ca(HCO₃)₂ – гидрокарбонат кальция

Основные соли – продукт неполного замещения гидроксогруппы в основании на кислотный остаток. Название

солей образуется от названия соли с добавлением слова “гидроксо”.

CaOHCl – гидроксохлорид кальция

Химические свойства солей

Вычислите, сколько граммов 10% -х растворов исходных солей потребуется для получения 75 г карбоната кальция.

Домашнее задание: параграф 40, упр. 1-5

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Увлечёшься девушкой-вырастут хвосты, займёшься учебой-вырастут рога 8922 — | 6985 — 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

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]

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: 1648 ; Нарушение авторских прав? ;

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

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:

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

Соли, их классификация и химические свойства в свете ТЭД

за привлеченного слушателя на курсы профессиональной переподготовки

Описание презентации по отдельным слайдам:

Тема урока: «Соли, их классификация и химические свойства в свете ТЭД».

Цели урока: * дать понятие о солях как классе электролитов, * рассмотреть их классификацию по составу, * охарактеризовать общие свойства солей в свете ионных представлений.

Что такое основание в свете теории электролитической диссоциации? Задание 1: Выберите тот ряд, в котором находятся только основания и дайте им названия. А) СаO, Zn(OH)2, MgCO3 В) Cr(OH)3, Al(OH)3, Сa(OH)2 С) NaOH, KOH, NH4Cl Д) CO2, HCl, FeOHCO3

Задание 2. С какими из перечисленных веществ реагирует раствор гидроксида натрия? 1. Гидроксид калия 2. Вода 3. Серная кислота 4. Оксид бария 5. Медь 6. Хлорид бария 7. Оксид углерода (IV) 8. Соляная кислота 9. Магний 10. Раствор фенолфталеина

Что такое соли? Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов, связанных с кислотными остатками.

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и катионы аммония и анионы кислотных остатков.

Классификация солей по составу

Na2SO4 NaHSO4 CaOHCl NaHSO4 NaCI, AIPO4 CaOHCI

Классификация солей: полное замещение Кислоты Гидроксиды Кислые соли (гидросоли) КНSO4, Ca(HSO3)2 Основные соли (гидроксосоли) МgOНСl, Fe(OH)NOз Средние (нормальные)соли Na2SO4, K2CO3

H H SO4 Na Na Na2SO4 2Na+ +SO42- средние соли — это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на металл или продукты полного замещения гидроксид-ионов в молекуле основания кислотными остатками.

Название средних солей Название кислотного остатка Название металла + Na2SO4 Сульфат натрия Cульфат натрия

H H SO4 Na NaHSO4 Na+ + HSO4- кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот на металл.

Название кислых солей Гидро+ название кислотного остатка + Название металла NaHSO4 Гидросульфат натрия Гидросульфат натрия

Как вы думаете, одинаково ли диссоциируют средние и кислые соли? Средние соли практически полностью диссоциируют на ионы в одну ступень: Na2CO3 =2Na+ +CO32– ZnSO4 =Zn2+ +SO42–

Вывод: Средние соли (в свете теории ТЭД) – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Кислые соли диссоциируют ступенчато: Первая ступень диссоциации: NaНСO3 =Na+ +НCO3– Вторая ступень диссоциации: НCO3– Н+ +CO32– Какие ионы образуются при диссоциации кислых солей?

Вывод: Кислые соли (в свете теории ТЭД)– это электролиты, которые при диссоциации образуют положительно заряженные ионы металлов и водорода и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков.

Важно. Таким образом, соли в отличие от кислот и оснований не отщепляют каких-либо одинаковых для всех солей ионов, поэтому у них отсутствуют общие свойства, обусловленные наличием одинаковых ионов.

Лабораторная работа 3. соль +кислота = другая соль + другая кислота Условие протекания: А) типичная реакция обмена, протекает только в том случае ,если образуется осадок или газ. Ва(NО3)2+Н2SO4 = Ва SO4↓+2НNО3 Ва2++2NО3-+2Н++SO42- =ВаSO4↓ +2Н++2NО3- Ва2+ + SO42- = Ва SO4↓ — качественная реакция на катион Ва2+

Лабораторная работа 2. соль + щелочь = другая соль + другое основание Условие протекания: А) растворы солей можно определить по цвету катиона, катионы Cu2+ придают раствору синий цвет, катионы Fe2+ — 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) растворимые соли реагируют со щелочами сообразованием новой соли и нерастворимого основания.

Взаимодействие со щелочами: Fе2(SО4)3 + 6NаОН = 2Fе (ОН)3 +3Nа2SО4 2Fе3++3SО42- + 6Nа++6ОН-= = 2Fе (ОН)3 +6Nа + +3SО42- Fе3+ + 6ОН- = 2Fе (ОН)3

Лабораторная работа 4. соль + металл = другая соль + другой металл Условия протекания: А) Каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Б)Обе соли( и реагирующая , и образующаяся в результате реакции) должны быть растворимыми. В) Металлы не должны взаимодействовать с водой, поэтому металлы главных подгрупп I и II групп Периодической системы Д.И.Менделеева –щелочные и щелочноземельные –не вытесняют другие металлы из растворов солей.

Взаимодействие солей с металлами: Fе + СuSO4 = Fе SO4+ Cu Fе0 + Сu2+ + SO42- = Fе2+ + SO42-+ Cu0 Fе0 + Сu2+ = Fе2+ + Cu0

Лабораторная работа 1. соль1 + соль2 = соль3 + соль4 Условие протекания: 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.

Взаимодействие солей друг с другом 3Аg NО3 + Fе Cl3 =3Аg Сl +Fе (NО3)3 3Аg++3NО3-+Fе3++3Cl- =3АgСl +Fе3-+ 3NО3- 3Аg+ + 3 Cl- =3Аg Сl — качественная реакция на ион Cl-

Химические свойства солей 1. металл + соль → 2. соль + щелочь→ ↓ или ↑ 3. соль + кислота→ ↓ или ↑ 4. соль + соль→ ↓

Применение солей Многие соли применяют в быту (поваренная соль, сода), в качестве минеральных удобрений, при производстве стекла, моющих средств, взрывчатых веществ.

Домашнее задание: Учебник пар. 42 читать; Раб.тетр. стр.190-195 заполнить

• Иванова Марина ИвановнаНаписать 2834 10.05.2017

Номер материала: ДБ-451351

ВНИМАНИЮ УЧИТЕЛЕЙ: хотите организовать и вести кружок по ментальной арифметике в своей школе? Спрос на данную методику постоянно растёт, а Вам для её освоения достаточно будет пройти один курс повышения квалификации (72 часа) прямо в Вашем личном кабинете на сайте «Инфоурок».

Пройдя курс Вы получите:
— Удостоверение о повышении квалификации;
— Подробный план уроков (150 стр.);
— Задачник для обучающихся (83 стр.);
— Вводную тетрадь «Знакомство со счетами и правилами»;
— БЕСПЛАТНЫЙ доступ к CRM-системе, Личному кабинету для проведения занятий;
— Возможность дополнительного источника дохода (до 60.000 руб. в месяц)!

Пройдите дистанционный курс «Ментальная арифметика» на проекте «Инфоурок»!

10.05.2017 1502

10.05.2017 1276

10.05.2017 3292

10.05.2017 1591

10.05.2017 10674

10.05.2017 1464

09.05.2017 666

Не нашли то что искали?

Вам будут интересны эти курсы:

Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение редакции может не совпадать с точкой зрения авторов.

Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако редакция сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.

Свойства щелочей с точки зрения ТЭД

Описание разработки

Что такое щелочи?

Щелочи – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и гидроксид — анионы.

Химические свойства щелочей:

1). Изменяют цвет индикаторов, так как в водных растворах диссоциируют на ионы :

2). Взаимодействуют с кислотами

3NaOH + H₃PO₄ → Na₃ PO₄ + 3H₂O

3Na⁺+ 3OH⁻ + 3H⁺ + PO₄³⁻→ 3Na⁺+ PO₄³⁻+ 3H₂O

Реакции между кислотами и основаниями с образованием соли и воды называются реакциями нейтрализации.

Содержимое разработки

Урок «Свойства щелочей с точки зрения ТЭД»

Казанцева Евгения Андреевна

учитель химии МОУ школы №12

г.о. Жуковский Московской области

Что такое щелочи?

• Щелочи — растворимые в воде основания.
• Щелочи – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и гидроксид- анионы.

Химические свойства щелочей:

1). Изменяют цвет индикаторов, так как в водных растворах диссоциируют на ионы :

2).Взаимодействуют с кислотами

3NaOH + H₃PO₄ → Na₃ PO₄ + 3H₂O

3Na⁺+ 3OH⁻ + 3H⁺ + PO₄³⁻→ 3Na⁺+ PO₄³⁻+ 3H₂O

Реакции между кислотами и основаниями с образованием соли и воды называются реакциями нейтрализации.

3).Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

Ca(OH)₂ + N₂O₅ → Ca(NO₃)₂ + H₂O

Ca²⁺ + 2OH⁻+ N₂O₅ → Ca²⁺ + 2NO₃⁻ + H₂O

2OH⁻+ N₂O₅ → 2NO₃⁻ + H₂O

Взаимодействие известковой воды с углекислым газом – качественная реакция на углекислый газ

Ca(OH)₂ + СO₂ → CaСO₃↓ + H₂O

Ca²⁺ + 2OH⁻+ СO₂ → CaСO₃↓ + H₂O

4). Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями, если образуется осадок:

6KOH + Fe₂(SO₄)₃ →2Fe(OH)₃ ↓+ 3K₂SO₄

6K⁺ + 6OH⁻ + 2Fe³⁺ + 3SO₄²⁻→2Fe(OH)₃ ↓+ 6K⁺ + 3SO₄²⁻

общие свойства щелочей обусловлены присутствием в их растворах гидроксид- анионов ОН⁻.

Соли с точки зрения тэд это

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: