Свойства кислот с точки зрения 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: 2880 ; Нарушение авторских прав? ;

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

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]

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

Тема урока: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации». 9-й класс

Разделы: Химия

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

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

2. Развивающие (формирование и развитие образовательных компетенций):

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

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

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

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

4. Здоровьесберегающие: закрепить навыки безопасного обращения с реактивами.

Планируемые результаты обучения

В результате изучения данного материала учащиеся должны:

а) определение понятий – электролиты, неэлектролиты, электролитическая диссоциация, кислоты;
б) химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации.

Уметь (владеть способами познавательной деятельности):

а) составлять уравнения электролитической диссоциации кислот, оснований, солей;
б) уравнения реакций ионного обмена;
в) проводить реакции ионного обмена, подтверждающие химические свойства кислот, соблюдая правила безопасного обращения с реактивами и выявлять признаки наблюдаемых химических реакций;
г) пользоваться таблицей растворимости.

На доске (слева) записаны этапы урока.

Этапы урока:

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

На доске (центральной части) записаны число и тема урока.

На доске (справа) — «Химический цветок» (на лепестках цветка написать формулы веществ: Аu, Zn, CuO, CO_2, NaOH, KCl, Na₂SiO₃, и слова: фенолфталеин, лакмус; при помощи магнитов прикрепить на доску в виде цветка; в центре которого формула серной кислоты). В начале урока «Химический цветок» не виден.

Подготовка к уроку

Оборудование и реактивы:

1. Слайды по теме: «Кислоты», проектор.Все слайды находятся в приложении.
2. Лабораторный опыт № 23. Оборудование и реактивы: в ячейках платы: 1, 2-я ячейки – пустые, в 3-ей – магний, 4-ой – медь, 5-ой – СаО, 6-ой – Сu(OH)₂.
3. Бутыльки c растворами веществ: НСl, Н₂SO₄; метилоранж, лакмус, фенолфталеин; АgNO₃; ВаCl₂.
4. Выставка (на отдельном столике): ваза с фруктами, кефир, щавель, газированная вода, уксус.
5. На столе учителя: магний, соляная кислота, порошок мела в стаканчике, клей канцелярский, спички, металлический штатив, пробирки, палочка, стаканчик.
6. «Химический цветок».
7. Карточки с формулами кислот для «химической разминки».
8. На перемене перед уроком организовать работу магазина.

В ассортименте кислоты:

угольная,
молочная,
аскорбиновая,
лимонная,
ортофосфорная.

Продавцы-учащиеся продают газированную воду, кефир, аскорбиновую кислоту, карамель, желе, пепси-колу. Плата за покупку – выполнение задания (назвать вещества, написанные на карточках, ответить на вопрос по ТЭД).

9) Картинки для оформления «магазина»:

На столах учащихся:

1. Оборудование и реактивы к лабораторному опыту.
2. Инструкционные карты, листы самопроверки к лабораторному опыту.
3. Лист учёта знаний учащихся по теме: «Электролитическая диссоциация».
4. Сигнальные карты (карточки из бумаги красного и зелёного цвета, ученик ставит карточку красного цвета, если он испытывает затруднения и ему требуется помощь учителя и зелёную, если он выполнил работу и готов дальше работать самостоятельно).

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

— А какой вкус у фруктов?

— Чем объясняется кислый вкус фруктов и других продуктов?

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

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

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

II. (1). Целеполагание

Определим цель и задачи урока.

Цель урока: расширить и углубить наши представления о кислотах, ведь они так важны для человека. Сформулировать задачи урока, я надеюсь, поможете мне вы, используя лист учёта знаний по теме. Прошу вас выделить в каждом разделе пункты, которые, на ваш взгляд, соответствуют теме нашего урока.

(Листы учёта знаний по теме ученики получают перед изучением каждой темы, это помогает сделать процесс обучения целенаправленным, учит учащихся выделять главное при изучении темы, осуществлять целеполагание в системе).

Лист учёта знаний учащегося по теме:

«Электролитическая диссоциация» (заполняет ученик)

Знания, умения

Самооценка

знаю
хорошо не
знаю I.

Я буду знать:

1 Определение понятий:

электролиты, неэлектролиты, электролитическая диссоциация; кислоты, основания, химическое равновесие,

качественные реакции

2 Механизм электролитической диссоциации

веществ с ионной связью на примере хлорида натрия

3

Качественные реакции на анионы

4

Химические свойства кислот, оснований, солей с точки зрения ТЭД и ОВр

II.

Я буду уметь:

1

Составлять уравнения ЭД кислот, оснований и солей

2

Пользоваться таблицей растворимости

3

Составлять уравнения реакций ионного обмена

4

Решать задачи «на избыток»

5

Проводить реакции ионного обмена, соблюдая правила безопасного обращения с реактивами

6

Решать экспериментальные задачи, используя знания химических свойств веществ и знания качественных реакций на анионы

III.

ОУУН

Умею хорошо С помощью учителя Ещё не умею 1

Планировать свою учебную деятельность

2

Активно участвовать в организации работы в паре

3

Осуществлять самоконтроль и давать самооценку своей деятельности

4

Уметь выделять главное, делать выводы

5

Слушать объяснение учителя

6

Работать с дополнительной литературой

7

Отвечать на вопросы в соответствии с их характером

8

Составлять и использовать таблицы

9

Вести записи в тетради в соответствии с требованиями

(Учащиеся выделяют пункты: I — 1,4; II — 2,3,5; III — 2,3,4,5,7,8. Учитель корректирует.)

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

— Что такое диссоциация?

— Что такое электролиты?

— На какие ионы распадаются кислоты в растворах?

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

— Что значит «описать химические свойства кислот»?

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

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

Итак, первый этап пройден.

— Понятны ли вам тема, цель и задачи урока?

Тогда переходим к химической разминке.

III. Подготовка к восприятию нового материала

2. Химическая разминка

а) Работа с карточками, словарная работа. Учитель показывает карточки с формулами кислот, солей, ионов – ученики называют вещества или ионы.

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

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

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

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

Сейчас нам предстоит проделать эти реакции и объяснить их с новой точки зрения – с позиции теории электролитической диссоциации.

(На экране появляется слайд №5.)

IV. (3). Лабораторный опыт № 3 (23)

Тема: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации».

Работа с инструкционной картой

Прочитайте тему лабораторного опыта, уясните цель.

Расскажу вам о Юстусе Либихе, знаменитом учёном-химике ХIХ века. «Вот как описывает Карл Фогт – химик, работавший вместе с Либихом один случай. Входит Либих, у него в руках склянка с притёртой пробкой. «Ну-ка, обнажите руку», — говорит он Фогту и влажной пробкой прикасается к руке. «Не правда, ли, жжёт? – невозмутимо спрашивает Либих. – Я только что добыл безводную муравьиную кислоту». Как вы думаете, правильно ли обращался Либих с кислотами? Конечно, неправильно; после этой пробы у Фогта долго болела рука, и остался белый шрам на руке.

— А вы знаете, как обращаться с кислотами и другими реактивами? (Ученики проговаривают правила обращения с реактивами.)

Будьте предельно осторожны, берегите глаза! Кому понятны техника безопасности, название опыта, цель и ход работы поднимите руки.

В качестве напутствия я хотела бы привести слова Козьмы Пруткова: «Бросая в воду камешки, гляди на круги, ими образуемые, иначе такое бросание обратится пустою забавою…».

Проводя опыт, сделайте выводы и найдите ответ на вопросы, изображенные на экране (слайд №5).

— Как объясняет ТЭД химические свойства кислот?

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

Лабораторный опыт № 3

Тема: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации».

Цели:

1. проделать реакции, характерные для кислот на примере серной кислоты,
2. сделать вывод о химических свойствах кислот,
3. закрепить навыки безопасного обращения с реактивами.

Действие кислот на индикаторы

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

Уровень 1. Вставьте пропущенные слова в предложении: «Кислоты изменяют окраску индикаторов: фиолетового лакмуса – в ………………………………………, метилоранжа – ……………………………. …., фенолфталеин остаётся…………………………………..…….

Уровень 2. Напишите уравнение диссоциации серной кислоты.

Взаимодействие кислот с металлами

В четвёртой ячейке лежит магний, в пятой – медь. Добавьте в эти ячейки раствор серной кислоты. Что вы наблюдаете? Сравните результаты.

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

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

Уровень 2. Запишите уравнения практически осуществимых реакций в молекулярном и ионном видах:

а) магний + серная кислота —>

б) медь + серная кислота —>

Взаимодействие кислот с основными оксидами

Опыт взаимодействия оксида меди (II) с серной кислотой будет демонстрировать учитель на видео, вам нужно предположить: растворится ли оксид меди (II) в серной кислоте?

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

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

Оксид меди (II) + серная кислота >

Взаимодействие кислот с основаниями

В седьмой ячейке находится гидроксид меди (II), добавьте к нему серную кислоту, перемешайте стеклянной палочкой. Что наблюдаете?

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

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

Гидроксид меди (II) + серная кислота >

Взаимодействие кислот с солями

Уровень 1. В пустую ячейку налейте несколько капель серной кислоты. Добавьте 2- 3 капли раствора хлорида бария. Что наблюдаете? Какое вещество выпадает в осадок? (Воспользуйтесь таблицей растворимости). Запишите уравнение реакции в молекулярном и ионном видах. (Обратите внимание на то, что формулы нерастворимых веществ записываются в молекулярном виде).

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

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

Ответьте на вопросы (устно):

1. Каковы общие свойства кислот?

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

(Учащиеся выполняют лабораторный опыт, используя инструкционные карты. Часть из них исследует свойства серной кислоты, другая – свойства соляной кислоты (инструкционная карта аналогична). Каждый ученик выбирает уровень задания в соответствии со своими возможностями. В зависимости от подготовленности класса, выводы обсуждаются после каждого опыта или в конце работы в целом. Можно организовать взаимопроверку, проверку с помощью слайдов, листов самопроверки или учащиеся вызываются к доске, им предлагается написать уравнения некоторых реакций (проверку осуществляют ученики совместно с учителем). Учитель оказывает индивидуальную помощь и корректирует деятельность учащихся.)

Надеюсь, что вы нашли ответы на поставленные вопросы.

1. Каковы химические свойства кислот?

а) с индикаторами;

б) с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода, при этом образуется соль и выделяется водород. (Учитель может продемонстрировать слайд и опыт «Взаимодействие магния с соляной кислотой», доказать, что выделившийся газ – водород.)

в) с основными оксидами с образованием соли и воды.

г) с основаниями с образованием соли и воды.

д) с солями более летучих или слабых кислот.

(Обсуждаются результаты опытов взаимодействия соляной кислоты с нитратом серебра (I), хлорида бария с серной кислотой. Если позволяет время, проводится демонстрация опыта «Взаимодействие силиката натрия с соляной кислотой» или «Взаимодействие карбоната кальция с соляной кислотой».)

2. Почему кислоты обладают сходными свойствами?

Внимательно посмотрите на ионные уравнения проделанных вами реакций.

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

4. «Воспоминания о лете»

В нашей лаборатории расцвёл цветок необычайной красоты – на его лепестках – формулы веществ. Вспомним о лете. Летом вы, наверное, гадали на ромашке «любит – не любит», так и сегодня мы погадаем «взаимодействует – не взаимодействует» данное вещество с серной кислотой? (На лепестках формулы: Аu, Zn, CuO, CO₂, NaOH, KCl, Na₂SiO₃ и слова: фенолфталеин, лакмус). Отрываем ненужные лепестки, остаются: Zn, CuO, NaOH, Na₂SiO₃, лакмус.

— Расположите лепестки в логической последовательности (лакмус, Zn, CuO, NaOH, Na₂SiO₃).

VI. Домашнее задание

1) Напишите уравнения реакций взаимодействия данных веществ (Zn, CuO, NaOH, Na₂SiO₃) с серной кислотой. Все уравнения составьте в молекулярном и ионном виде.

2) Подготовьтесь к презентации и защите проектов по теме «Что мы знаем о кислотах?».

На следующем уроке будет презентация и защита проектов по теме: «Что мы знаем о кислотах?». Надеюсь, что вы основательно подготовили свои проекты и использовали при этом различные источники информации. (Задание учащимся дается заранее и сдаётся не позднее, чем за 3 недели до урока, за это время учитель направляет, помогает и корректирует действия учащихся).

VII. Подведение итогов урока

Подведём итог урока.

— Как вы считаете, достигли ли мы поставленной цели?

В листках учёта заполните графу «самооценка».

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

На перемене приглашаю вас посетить магазин «Кислоты» и ещё раз убедиться в том, что кислоты кислые на вкус!

Слайды 14 — 15 могут быть использованы в том случае, если позволит время урока.

Слайды 16 — 21 могут быть использованы для самопроверки.

Материал может быть использован на уроках химии в 8 классе – по теме: «Кислоты», в 9 классе – по теме: «Химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации».

1. Мартыненко Б.В. Кислоты – основания. — М. Просвещение, 1989.
2. Аликберова Л.Ю. Занимательная химия. — М.:Аст-Пресс, 1999.
3. Савина Л.А. Я познаю мир. Химия. — М.: АСТ, 1998.
4. Шиленков Р.В. Тетрадь для учебной работы по химии. – Первое сентября. Химия. №3, 2005.
5. При создании слайдов была использована информация сети Интернет и электронной энциклопедии Кирилла и Мефодия «Уроки химии. 8- 9 класс».

Свойства кислот, оснований и солей

Рис. 78. Прибор для сравнения силы различных кислот по скорости выделения водорода

В предыдущих параграфах мы познакомились с теорией электролитической диссоциации. Рассмотрим теперь в свете этой теории свойства тех веществ — кислот, оснований и солей, которые являются электролитами в водных растворах.

1. Кислоты. Как известно, для кислот характерны следующие свойства:

б) способность изменять цвета многих индикаторов, в частности окрашивать лакмус в красный цвет;

в) способность растворять некоторые металлы с выделением водорода;

г) способность взаимодействовать с основаниями, с образованием солей.

Все эти свойства кислоты проявляют только в растворах, и притом почти исключительно в водных растворах. Так, например, сухой хлористый водород или раствор его в бензоле совсем не обладает кислотными свойствами, даже не окрашивает лакмусовую бумажку в красный цвет, а раствор его в воде — соляная кислота — одна из наиболее типичных кислот; точно так же безводная серная кислота совершенно не действует на цинк при обыкновенной температуре, тогда как ее водный раствор энергично реагирует с цинком, выделяя водород.

Но в водных растворах, как мы теперь знаем, присутствуют не молекулы кислот, а главным образом свободные ионы. Понятно, что и свойства таких растворов должны зависеть от свойств отдельных ионов, а не целых молекул.

Так как при диссоциации любой кислоты обязательно образуются водородные ионы, то все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны приписать водородным ионам, или, точнее, ионам гидроксония. Это они окрашивают лакмус в красный цвет, они вступают в реакцию с металлами, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением водородных ионов, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием ионов водорода и не дающие никаких других положительно заряженных ионов. Последнее добавление необходимо потому, что некоторые кислые соли, как, например, КН₂РО4, NaHSО₄, также отщепляют в водных растворах ионы водорода, но наряду с ними образуют и положительно заряженные ионы металлов .

Кислоты, у которых ярко проявляются перечисленные выше свойства, называются сильные и кислотами. Так как носителями кислотных свойств являются ионы водорода, то, конечно, кислота будет тем сильнее, чем больше концентрация ионов водорода в ее растворе при данном разбавлении, т. е. чем лучше кислота диссоциирует. Сильными являются, например, соляная и азотная кислоты, которые, вероятно, диссоциированы целиком, но вследствие электрического взаимодействия между ионами их кажущаяся степень диссоциации в 0 ,1 н. растворе равна примерно 92%. Наоборот, такие кислоты, степень диссоциации которых не велика, как, например, уксусная, угольная и др., считаются слабыми.

Таким образом, мерой силы кислот служит степень их диссоциации.

О силе кислот можно судить по различным реакциям. В качестве примера укажем на скорость выделения водорода из различных кислот при взаимодействии их с металлами.

Произведем следующий опыт. Нальем в три маленькие колбочки нормальные растворы соляной, фосфорной и уксусной кислот. Бросив в колбочки по одинаковому кусочку цинка или магния, быстро закупорим их пробками с газоотводными трубками, концы которых подведены под отверстия бюреток, опрокинутых в ванну с водой (рис. 78).

Быстрее всего водород выделяется из соляной кислоты, значительно медленнее из фосфорной и очень медленно из уксусной. Таким образом, если судить о силе кислот по скорости выделения водорода, то наиболее сильной из взятых кислот оказывается соляная, а наименее сильной — уксусная, что вполне согласуется со степенью их диссоциации.

Различие в силе кислот по мере разбавления их растворов водой постепенно сглаживается, так как с увеличением разбавления степень диссоциации всех электролитов растет, приближаясь степень диссоциации и концентрация водородных ионов в растворах HCl к 100%. При очень большом разбавлении все кислоты и основания диссоциированы почти нацело, т. е. одинаково сильны. Отсюда не следует, однако, делать вывода, что чем более разбавлена кислота, тем энергичнее она действует. Дело в том, что действие кислоты определяется концентрацией находящихся в ее растворе ионов водорода, которая, в свою очередь, зависит как от степени диссоциации, так и от общей концентрации кислоты. Хотя с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается, но общая концентрация кислоты уменьшается, и притом обыкновенно быстрее, чем растет первая. Поэтому в разбавленных растворах концентрация водородных ионов всегда меньше, чем в концентрированных. В сказанном легко убедиться хотя бы на примере соляной кислоты (табл. 13).

2. Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) своеобразным «мыльным» вкусом;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты, например окрашивать лакмус в синий цвет;

в) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей.

Так как общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксильных ионов, то ясно, что носителем щелочных свойств является ион гидроксила. Поэтому с точки зрения ионной теории основания — это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с отщеплением гидроксильных ионов .

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от степени их диссоциации. Наиболее сильные основания — едкий натр и едкое кали, которые в водных растворах, вероятно, диссоциируют полностью, хотя кажущаяся степень их диссоциации в 0,1 н. растворах составляет около 90%. Большинство оснований являются слабыми электролитами.

3. Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от ионов гидроксила. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не