Свойства серной кислоты с точки зрения тэд

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

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

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

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

Сравнивая данные, приведенные в табл. 12 и 14, можно заметить, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале , иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) своеобразным «мыльным» вкусом.

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

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

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

а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия;

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

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

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

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

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

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

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы . Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

Таким образом, теория электролитической диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима.

В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ноны. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства основании. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

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

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

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

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

Например, в реакции

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

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

Химические свойства серной кислоты такие:

1. Взаимодействие с металлами :

— разбавленная кислота растворяет только те металлы, которые стоят левее водорода в ряду напряжений, например H₂ +1 SO₄ + Zn 0 = H₂O + Zn +2 SO₄;

— окислительные свойства серной кислоты велики. При взаимодействии с различными металлами (кроме Pt, Au) она может восстанавливаться до H₂S -2 , S +4 O₂ или S 0 , например:

2. Концентрированная кислота H₂S +6 O₄также реагирует (при нагревании) с некоторыми неметаллами, превращаясь при этом в соединения серы с более низкой степенью окисления, например:

3. С основными оксидами:

4. С гидроксидами:

5. Взаимодействие с солями при обменных реакциях:

Образование BaSO₄ (белого осадка, нерастворимого в кислотах) используется для определения этой кислоты и растворимых сульфатов.

Моногидрат — это ионизирующий растворитель, имеющий кислотный характер. В нём очень хорошо растворять сульфаты многих металлов, например:

Концентрированная кислота — это довольно сильный окислитель, особенно при нагревании, например 2H₂SO₄ + Cu = SO₂ + CuSO₄ + H₂O.

Действуя как окислитель, серная кислота, как правило, восстанавливается до SO₂. Но она может быть восстановлена и до S и даже до H₂S, например H₂S + H₂SO₄ = SO₂ + 2H₂O + S.

Моногидрат почти не может проводить электрический ток. И, наоборот, водные растворы кислоты — это хорошие проводники. Серная кислота сильно поглощает влагу, поэтому ее используют для осушки разных газов. Как осушитель, серная кислота действует до тех пор, пока над её раствором давление водяного пара меньше, чем его давление в газе, который осушают.

Если закипятить разбавленный раствор серной кислоты, то из него уберется вода, при этом температура кипения будет повышаться до 337°С, например, когда начинают перегонять серную кислоту в концентрации 98,3%. И наоборот, из растворов, которые более концентрированные, испаряется лишний серный ангидрид. Пар кипящей при температуре 337°С кислоты частично разложен на SO₃ и H₂O, которые при охлаждении опять будут соединены. Высокая температура кипения этой кислоты подходит для использования её в выделении легколетучих кислот из их солей при нагревании.

Теория электролитической диссоциации

Обобщим сведения об электролитической диссоциации в виде основных положений ныне общепризнанной теории. Они заключается в следующем. В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, то есть связанные с молекулами воды, ионы.

Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делятся на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и не-гидратированные (в безводных солях). Свойства гидратиронянных и негндратировашшх ионов отличаются, как вы смогли уже убедиться на примере ионов меди.
При растворении в воде электролиты диссоциируют (расспадаются) на положительные и отрицательные ионы.Свойства ионов совершенно не похожи на свойства атомов, которые их образовали.

Ионы — это одна из форм существования химического элемента.

Например, атомы металла натрия энергично взаимодействуют с водой, образуя при этом щелочь и водород Н, в то время как ионы натрия таких продуктов не образуют. Хлор имеет желто-зеленый цвет и резкий запих, ядовит, а ионы хлора — бесцветны, неядовиты, лишены запаха.

Никому не придет в голову использовать в пищу металлический натрий и газообразный хлор, в то время как без хлорида натрия, состоящего из ионов натрия и хлора, невозможно приготовление пищи.

3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока — катоду, и поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока — аноду, и поэтому называются анионами. Следовательно, существует еще одна классификация ионов — по знаку их заряда. Сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов, вследствие чего растворы электролитов остаются электронейтральными.

Ионы — это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

Само слово «ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворах ноны беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях.

По составу воны делятся на простые и сложные .

2. Причиной диссоциации электролита вводных растворах является его гидратация, то есть взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

4. Электролитическая диссоциация — процесс обратимый для слабых электролитов.
Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и его концентрации. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

По характеру образующихся ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли.

7. Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка:

Следует учитывать, что диссоциация электролитов по второй ступени происходит намного слабее и равновесие сдвинуто влево. Диссоциация по третьей ступени при обычных условиях не происходят.

Все кислоты объединяет то. что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода. Поэтому логично предположить, что общие характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др. — обусловлены именно катионами водорода.

Очевидно, что свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Так. соли аммония имеют как общие свойства, обусловленные ионами, так и специфические, обусловленные различными анионами. Аналогично, общие свойства сульфатов — солей серной кислоты — определяются ионами SO 2- 4+ , а различные — разными катионами. В отличие от многоосновных кислот и оснований, содержащих несколько гидроксид-нонов, такие соли, как К2S04, АlCl3 и т.д. диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато.

КЕКУЛЕ (Kekule), Фридрих Август

7 сентября 1829 г. – 13 июля 1896 г.

Немецкий химик Фридрих Август Кекуле фон Штрадониц родился в Дармштадте в семье чиновника. В юности Кекуле собирался стать архитектором. Он начал изучать архитектуру в Гисенском университете, но, прослушав курс лекций Ю. Либиха в дармштадтском Высшем техническом училище, заинтересовался химией. В 1849 г. Кекуле начал изучение химии у Либиха; после окончания университета в 1852 г. Кекуле уехал в Париж, где занимался химией у Ж. Дюма,А. Вюрца и Ш. Жерара.

По возвращении в Германию Кекуле основал небольшую химическую лабораторию в Гейдельберге. Был приват-доцентом в Гейдельбергском (1856–1858) и профессором в Гентском (1858–1865) университетах. С 1865 г. до конца жизни занимал должность профессора Боннского университета, в котором некоторое время исполнял также обязанности ректора.

Экспериментальные работы Кекуле относятся к органической химии. В 1854 г. он получил тиоуксусную, а в 1856 г. – гликолевую кислоту. В 1872 г. совместно с нидерландским химиком А. Франшимоном (1844–1919) Кекуле синтезировал трифенилметан и антрахинон. С целью проверки гипотезы о равноценности всех атомов водорода в бензоле он получил его галоген-, нитро-, амино- и карбоксипроизводные; занимался также исследованиями ненасыщенных кислот и синтетических красителей. Однако основные работы Кекуле были посвящены теоретической химии; главной его заслугой стало создание теории валентности.

Мысль о том, что атом элемента обладает способностью к «насыщению», была высказана в 1853 г. Э. Франклендом при рассмотрении конституции металлорганических соединений. Развивая эту идею, в 1854 г. Кекуле впервые высказал идею о «двухосновности», или «двухатомности» (позднее он стал использовать термин «валентность») серы и кислорода, а в 1857 г. разделил все элементы на одно-, двух- и трехосновные; углерод Кекуле (одновременно с немецким химиком Г. Кольбе) определил как четырёхатомный элемент. В 1858 г. Кекуле (одновременно с шотландским химиком А. Купером) указал на способность атомов углерода при насыщении своих «единиц сродства» образовывать цепи. Это механическое учение о соединении атомов в цепи с образованием молекул легло в основу теории химического строения.

В 1865 г. Кекуле высказал предположение, что молекула бензола имеет форму правильного шестиугольника, образованного шестью углеродными атомами, с которыми связаны шесть атомов водорода. Объединив представление об образовании цепей с учением о существовании кратных связей, он пришел к идее чередования в бензольном кольце простых и двойных связей (сходные структурные формулы предложил незадолго до этого И. Лошмидт). Несмотря на то, что эта теория сразу столкнулась с возражениями, она довольно быстро привилась в науке и практике.

Концепция Кекуле открыла путь к установлению структуры многих циклических (ароматических) соединений. Для объяснения неспособности бензола присоединять галогенводороды Кекуле в 1872 г. выдвинул осцилляционную гипотезу, согласно которой в бензоле простые и двойные связи постоянно меняются местами. В 1867 г. Кекуле опубликовал работу о пространственном расположении атомов в молекуле, где указывал, что связи углеродного атома могут не находиться в одной плоскости.

Кекуле несколько лет был президентом Немецкого химического общества. Он являлся одним из организаторов Международного конгресса химиков в Карлсруэ (1860). Весьма плодотворной была педагогическая деятельность Кекуле. Он автор получившего широкую известность «Учебника органической химии» (1859–1861). Целый ряд учеников Кекуле стали выдающимися химиками; среди них можно особо отметить Л. Мейера, Я. Вант-Гоффа, А. Байера и Э. Фишера.

БУТЛЕРОВ, Александр Михайлович

3(15) сентября 1828 г. – 5(17) августа 1886 г.

Русский химик Александр Михайлович Бутлеров родился в Чистополе Казанской губернии в семье помещика, офицера в отставке. Рано лишившись матери, Бутлеров воспитывался в одном из частных пансионов в Казани, затем учился в Казанской гимназии. В шестнадцатилетнем возрасте он поступил на физико-математическое отделение Казанского университета, который в то время был центром естественнонаучных исследований в России.

В первые годы студенчества Бутлеров увлекался ботаникой и зоологией, но затем под влиянием лекций К. К. Клауса и Н. Н. Зинина заинтересовался химией и решил посвятить себя этой науке. В 1849 г. Бутлеров окончил университет и по представлению Клауса был оставлен на кафедре в качестве преподавателя. В 1851 г. он защитил магистерскую диссертацию «Об окислении органических соединений», а в 1854 г. – докторскую диссертацию «Об эфирных маслах». В 1854 г. Бутлеров стал экстраординарным, а в 1857 г. – ординарным профессором химии Казанского университета.

Во время заграничной поездки в 1857-1858 гг. Бутлеров познакомился со многими ведущими химиками Европы, участвовал в заседаниях только что организованного Парижского химического общества. В лаборатории Ш. А. Вюрца Бутлеров начал цикл экспериментальных исследований, послуживший основой теории химического строения. Её главные положения он сформулировал в докладе «О химическом строении вещества», прочитанном на Съезде немецких естествоиспытателей и врачей в Шпейере (сентябрь 1861 г.).

Основы этой теории сформулированы таким образом: 1) «Полагая, что каждому химическому атому свойственно лишь определённое и ограниченное количество химической силы (сродства), с которой он принимает участие в образовании тела, я назвал бы химическим строением эту химическую связь, или способ взаимного соединения атомов в сложном теле»; 2) «. химическая натура сложной частицы определяется натурой элементарных составных частей, количеством их и химическим строением».

С этими постулатами прямо или косвенно связаны и все остальные положения классической теории химического строения. Бутлеров намечает путь для определения химического строения и формулирует правила, которыми можно при этом руководствоваться. Предпочтение он отдаёт синтетическим реакциям, проводимым в условиях, когда радикалы, в них участвующие, сохраняют своё химическое строение.

Оставляя открытым вопрос о предпочтительном виде формул химического строения, Бутлеров высказывался об их смысле: «. когда сделаются известными общие законы зависимости химических свойств тел от их химического строения, то подобная формула будет выражением всех этих свойств». При этом Бутлеров был убеждён, что структурные формулы не могут быть просто условным изображением молекул, а должны отражать их реальное строение. Он подчёркивал, что каждая молекула имеет вполне определённую структуру и не может совмещать несколько таких структур.

Большое значение для становления теории химического строения имело её экспериментальное подтверждение в работах как самого Бутлерова, так и его школы. Бутлеров предвидел, а затем и доказал существование позиционной и скелетной изомерии. Получив третичный бутиловый спирт, он сумел расшифровать его строение и доказал (совместно с учениками) наличие у него изомеров. В 1864 г. Бутлеров предсказал существование двух бутанов и трёх пентанов, а позднее и изобутилена.

Им было высказано также предположение о существовании четырех валериановых кислот; строение первых трёх было определено в 1871 г. Э. Эрленмейером, а четвёртая получена самим Бутлеровым в 1872 г. Чтобы провести идеи теории химического строения через всю органическую химию, Бутлеров издал в 1864-1866 гг. в Казани книгу «Введение к полному изучению органической химии», 2-е изд. которой вышло уже в 1867-1868 гг. на немецком языке.

В 1868 г. по представлению Д. И. Менделеева Бутлеров был избран ординарным профессором Петербургского университета, где и работал до конца жизни. В 1870 г. он стал экстраординарным, а в 1874 г. – ординарным академиком Петербургской академии наук. С 1878 по 1882 г. был Президентом и председателем Отделения химии Русского физико-химического общества.

Преподавательская деятельность Бутлерова длилась 35 лет и проходила в трех высших учебных заведениях: Казанском, Петербургском университетах и на Высших женских курсах (он принимал участие в их организации в 1878 г.). Под руководством Бутлерова работало множество его учеников, среди которых можно назвать В. В. Марковникова,Ф. М. Флавицкого, А. М. Зайцева (в Казани), А. Е. Фаворского, И. Л. Кондакова (в Петербурге). Бутлеров стал основателем знаменитой казанской («бутлеровской») школы химиков-органиков. Бутлеров прочитал также множество популярных лекций, главным образом на химико-технические темы.

Кроме химии, Бутлеров много внимания уделял практическим вопросам сельского хозяйства, садоводству, пчеловодству, а позднее также и разведению чая на Кавказе. С конца 1860-х гг. Бутлеров активно интересовался спиритизмом и медиумизмом, которым посвятил несколько статей; это увлечение Бутлерова и его попытки дать спиритизму научное обоснование стали причиной его полемики с Менделеевым. Умер Бутлеров в дер. Бутлеровка Казанской губернии, не дожив до окончательного признания своей теории. Два наиболее значительных русских химика – Д. И. Менделеев и Н. А. Меншуткин – лишь спустя десять лет после смерти Бутлерова признали справедливость теории химического строения.

Урок по химии на тему: «Кислоты с точки зрения ТЭД»

за привлеченного слушателя на курсы профессиональной переподготовки

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ МОСКОВСКОЙ ОБЛАСТИ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ПРОФЕССИОНАЛЬНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ МОСКОВСКОЙ ОБЛАСТИ «ЧЕХОВСКИЙ ТЕХНИКУМ»

«Кислоты в свете теории электролитической диссоциации»

Подготовила преподаватель химии

Урок по теме «Кислоты в свете теории электролитической диссоциации»

Тема: Кислоты в свете теории электрической диссоциации

Цель: и зучить химические свойства кислот, выявить причину этих свойств.

актуализировать знания о кислотах (состав, номенклатура, классификация, диссоциация);

научить объяснять свойства кислот в свете ТЭД;

составлять уравнения реакции в молекулярном и ионном виде;

развивать логическое мышление, умение анализировать, делать выводы;

развивать общеучебные компетенции: умение слушать, делать записи, применять полученные знания в практической деятельности.

формировать естественно-научное мировоззрение учащихся;

поддерживать интерес к науке «химия».

Тип урока: комбинированный.

Формы и методы работы на уроке: фронтальный, объяснительно – иллюстративный, наглядный, работа с дидактическим материалом, лабораторный практикум.

ТСО – компьютер, проектор, экран, колонки;

Таблица растворимости, ПСХЭ Д. И. Менделеева;

Карточки с заданиями.

I. Организационный момент (2 мин)

Подготовка учащихся к уроку.

II. Актуализация знаний

Проверка домашнего задания (5 мин)

Самостоятельная работа (10 мин)

Закончите уравнения реакций. Запишите уравнения в молекулярном, полном ионном и сокращенном ионном виде:

б ) AgNO3 + BaBr2 =

б ) MgSO4 + K2CO3 =

г ) Na2CO3 + H2SO4 =

III. Изучение нового материала (25 мин)

Состав, номенклатура, классификация, диссоциация кислот

Химические свойства кислот в свете ТЭД

— Из предложенного списка выберете формулы кислот: HNO3, BaCl2, HBr, CuO,NaOH, H2SO4, Fe(OH)3, H3PO4 (HNO3, HBr, H2SO4, H3PO4 – т.к. они состоят из атомов водорода и кислотного остатка.)

— Что представляют собой кислоты с точки зрения ТЭД? ( Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катион водорода и анионы кислотного остатка)

Катион водорода обуславливает общие свойства всех кислот: растворы кислот кислые на вкус. Индикаторы в растворах кислот изменяют свой цвет.

Кислоты классифицируются по следующим признакам:

Наличие кислорода в кислотном остатке – кислородсодержащие и бескислородные кислоты.

Основность (количество атомов водорода в молекуле кислоты) – одноосновные, двухосновные, трехосновные.

Степень электролитической диссоциации – сильные и слабые (как электролиты).

Стабильность – стабильные и нестабильные.

В свете ТЭД катионы водорода обусловливают общие химические свойства всех кислот:

а) Взаимодействие кислот с растворимыми основаниями

б) Взаимодействие кислот с оксидами металлов (реакция обмена)

в) Взаимодействие кислот с нерастворимыми основаниями

г) Взаимодействие металлов с растворами кислот (реакция замещения)

Убучающиеся работают в четырех группах:1 группа определяет взаимодействие кислот с металлами, 2 группа-с оксидами металлов, 3 группа – с основаниями, 4 группа- с солями.

Перед учащимися стоят реактивы, и лежит карточка с инструкцией. Следуя всем инструкциям и соблюдая правила безопасности, ребята выполняют задание. Затем оформляют результаты в тетрадь, составляя уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде. Цель исследования – провести опыт, оформите результат, сделать вывод, представить результат другим группам. По истечении 10 минут к доске приглашаются по одному ученику от группы, который рассказывает результаты своей работы. Все остальные записывают себе в тетрадь

1 группа — Взаимодействие кислот с основаниями (реакция обмена)

NaOH + фенолфтолеин + HCl = NaCl + H2O – реакций обмена, реакция нейтрализации

Наблюдаем обесцвечивание раствора

Na + + OH — + H + + Cl — = Na + + Cl — + H2O

Вывод: кислоты взаимодействуют с основаниями. Тип реакции – реакция обмена.

2 группа — Взаимодействие кислот с оксидами металлов (реакция обмена)

H2SO4 + CuO=CuSO4+ H2O

2H + +SO4 2- + CuO =Cu 2+ +SO4 2- +H2O

2H + + CuO =Cu 2+ +H2O

Вывод: кислоты взаимодействуют с оксидами металлов. Тип реакции – реакция обмена.

3 группа — Взаимодействие металлов с растворами кислот (реакция замещения)

Открываем ряд напряжений металлов (форзац учебника). Все металлы, расположенные в ряду напряжений левее водорода, вытесняют его из растворов кислот.

Zn+2H + +2Cl — =Zn 2+ +2Cl — +H2

Вывод: кислоты взаимодействуют с металлами стоящими до водорода. Тип реакции – реакция замещения.

Следует запомнить! Большинство тяжелых металлов практически не взаимодействуют с растворами серной, фосфорной, угольной и сероводородной кислот, так как образовавшаяся соль вызывает пассивацию металла.

Концентрированные серная и азотная кислоты, а также разбавленная азотная кислота взаимодействуют с металлами иначе: водород не выделяется.

4 группа — Взаимодействие кислот с солями (реакция обмена)

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O+CO2

2Na + + CO3 2- + 2H + + 2Cl — = 2Na + + 2Cl — + H2O+CO2

CO3 2- + 2H + = H2O+CO2

Вывод: кислоты взаимодействуют с солями. Тип реакции – реакция обмена.

Изучите химическое свойство кислот – взаимодействие с основаниями по плану:

Налейте в пробирку 1 мл гидроксида натрия.

Добавьте с помощью пипетки 1-2 капли фенолфтолеина.

Отметьте окраску раствора после добавления фенолфтолеина.

К раствору гидроксида натрия аккуратно понемногу добавляйте соляной кислоты. Кислоту добавляйте до тех пор, пока не исчезнет окраска индикатора.

Запишите в тетради полное ионное и сокращенное ионное уравнение химической реакции взаимодействия гидроксида натрия с соляной кислотой.

Укажите название реакции.

Сделайте вывод о взаимодействии кислот с основаниями и укажите тип химической реакции.

Изучите химическое свойство кислот – взаимодействие с оксидами металлов по плану:

Насыпьте в пробирку небольшое количество оксида меди.

Аккуратно понемногу добавляйте серной кислоты. Примерно 1мл.

Для того, чтобы реакция началась необходимо нагреть пробирку. Аккуратно нагреваем. Какого цвета образуется раствор?

Запишите в тетради полное ионное и сокращенное ионное уравнение химической реакции взаимодействия оксида меди с соляной кислотой.

Сделайте вывод о взаимодействии кислот с оксидами металлов и укажите тип химической реакции.

Изучите химическое свойство кислот – взаимодействие с металлами по плану:

Возьмите 2 пробирки. В 1-ю положите кусочек цинка, во 2-ю кусочек меди.

Налейте в каждую пробирку по 1 мл соляной кислоты.

Запишите в тетради полное ионное и сокращенное ионное уравнение химической реакции взаимодействия меди с соляной кислотой и цинка с соляной кислотой.

Сделайте вывод о взаимодействии кислот с металлами и укажите тип химической реакции

Изучите химическое свойство кислот – взаимодействие с основаниями по плану:

Налейте в пробирку 1 мл соляной кислоты.

Добавьте 1мл карбоната натрия.

Наблюдайте за происходящим.

Запишите в тетради полное ионное и сокращенное ионное уравнение химической реакции взаимодействия карбоната натрия с соляной кислотой.

Укажите название реакции.

Сделайте вывод о взаимодействии кислот с солями и укажите тип химической реакции

IV.Закрепление изученного материала (8 мин)

(Убучающиеся выполняют задание №16 с. 76 (в сборнике Ю.М. Ерохина «Химия»)

Химические свойства кислот

Тема: Химические свойства кислот

Тип урока: комбинированный урок

Вид урока: традиционный с применением компетентностно – ориентированных заданий, выполнением лабораторного опыта

Цель: изучить химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации

Изучение алгоритма по составлению уравнений химических реакций в полной и сокращенной ионной форме;

составление уравнений химических реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме;

проведение лабораторного опыта, представление полученных результатов в таблицу.

Развивать познавательный интерес к изучаемому предмету;

продолжить формирование умений работы с лабораторным оборудованием и реактивами;

формировать умение проводить поиск, обработку, анализ и систематизацию информации.

Продолжить формирование умений работать в группах;

продолжить формирование научного мировоззрения.

Учащиеся умеют составлять уравнения химических реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме;

знают признаки классификации кислот;

знают реакции, характерные для растворов кислот (соляной или серной);

умеют пользоваться таблицей растворимости;

умеют пользоваться электрохимическим рядом напряжений;

решают экспериментальные задачи по данной теме.

Основные этапы учебного мероприятия

1. Организационный момент

2. Проверка домашнего задания

3. Объяснение нового материала

4. Выполнение демонстрационного опыта

5. Работа по проблемным вопросам

На демонстрационном столе:

Химический штатив демонстрационный

Пипетки или стеклянные трубки.

Штатив для пробирок

На демонстрационном столе:

Индикаторы (лакмус, метилоранж, фенолфталеин)

Растворы кислот (соляной HCl и серной H2SO4)

Металлы (Zn гранулированный, медная проволока)

Оксиды металлов (оксид меди (II) CuO, оксид железа (III) Fe2 O3)

Водный раствор гидроксида натрия (NaOH)

Водные растворы солей (BaCl2, AgNO3, Na2CO3).

Индикаторы (лакмус, метилоранж, фенолфталеин)

Растворы кислот (соляной HCl и серной H2SO4)

Металлы (Zn гранулированный, медная проволока)

Водные растворы солей (BaCl2, AgNO3, Na2CO3).

Технические средства обучения

ПК, мультимедиапроектор, экран, презентация, таблицы: “Растворимость кислот, солей и оснований в воде”, “Электрохимический ряд напряжений металлов”, рабочие листы учащихся.

Ход учебного мероприятия

1. Организационный момент – 1минута

Тема нашего занятия: Химические свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации

Цель: Изучить химические свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации

2. Проверка домашнего задания -12 минут

Учащимся задаются частные вопросы

Какие кислоты вам известны?

Что мы называем кислотой?

На какие группы делятся электролиты по степени диссоциации?

Какие вещества относят к электролитам? К неэлектролитам?

Что такое степень диссоциации?

Ваше домашнее заданием было следующим, пользуясь различными источниками информации (энциклопедии, статьи журналов и газет, Интернет-ресурсы и т. д.) приготовить ответ на следующие вопросы:

Распространенность кислот в природе?

Какие кислоты используются в качестве пищевых добавок?

Учащиеся выступаю с докладами и сообщениями.

Компетентностно-ориентированные задания (КОЗ)

Компетентность — коммуникативная/ публичное выступление. Уровень 1.

Представь себя в роли учителя, подготовь выступление на 5 мин. и выступи перед учащимися своего класса. Для подготовки используйте (энциклопедии, статьи журналов и газет, Интернет-ресурсы и т. д.)

Подготовь план своего выступления и будь готов ответить на вопросы слушателей.

3. Объяснение нового материала сопровождается презентацией

Рассмотрим в свете ТЭД свойства веществ, растворы которых обладают электропроводностью

Классификация кислот — 10 минут

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка

По признаку основности кислоты подразделяют на 3 группы:

Ребята, приведите примеры данных кислот.

Мы уже знаем, что диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато. Рассмотрим несколько примеров реакции электролитической диссоциации

Выйти к доске и записать диссоциацию азотной, серной и фосфорной кислот.

4. Важнейшие общие химические свойства кислот — 15 минут

Учитель объясняет материал (объяснение сопровождается демонстрационными опытами, видеороликами). Все реакции проецируются на экране, учащиеся их записывают в тетради.

1. Реакция нейтрализации

HCl + NaOH = NaCl + H 2O

H+ + Cl — +Na + + OH — = Na+ + Cl — + H 2O

2. Реакция между кислотой и оксидами металлов

СаO + H 2SO4 = СаSO4 + H 2O

СаO + 2H+ + SO4 2- = Са2+ + SO42- + H2O

СаO + 2H+ = Са2+ + H2O

3. Реакция между кислотой и солью

H 2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4 + 2HNO3

2H+ + SO4 2- + Ва2+ +2NO3 — = BaSO4 +2H+ + 2NO3-

SO4 2- + Ва2+ = BaSO4

Кислоты взаимодействуют с металлами. При этом образуются соли, и выделяется водород. Однако металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов правее водорода, не вытесняют его из кислот:

Zn+ 2HCl = Zn Cl2 + H2

Zn0+ 2H+ + 2Cl — = Zn2+ + 2Cl — + H20

Zn0+ 2H+ = Zn2+ + H20

Cu + HCl = реакция невозможна

Концентрированные азотная и серная кислоты реагируют с металлами иначе.

5. Работа по проблемным вопросам – 12 минут

Где в повседневной жизни мы применяем знания о свойствах кислот?

Как, используя лишь индикатор определить растворы следующих веществ: серная кислота, вода, гидроксид натрия?

Как надо провести реакцию, чтобы увидеть ее признаки?

Учащимся предлагается записать не менее трех уравнений химических реакций в молекулярной форме, которым соответствует краткое ионное уравнение

Ва2+ + SO42- = BaSO4

При выполнении работы учащиеся могут допустить ошибки при составлении химических уравнений в ионной форме. Использование алгоритма помогает учащимся справиться с предлагаемым заданием.

6. Следующий этап работы – работа в парах.

Учащимся выдается КОЗа.

Перед проведением лабораторного опыта учащимся напоминают правила по технике безопасности.

Компетентностно-ориентированные задания (КОЗ) – 10 минут

1. Компетентность разрешения проблем (идентификация (определение) проблемы, действия по решению проблемы – 1 уровень)

У известного писателя Герберта Уэллса есть замечательный научно-фантастический роман о том, что один изобретатель создал удивительную машину, которая могла переносить человека в любую эпоху прошлого или будущего. Представим себе на минутку, что мы владеем подобной машиной. Перенесемся с ее помощью на несколько веков назад.

В те далекие времена люди считали, что всемогущие, сверхъестественные силы могут сделать все. Священнослужители, для убеждения верующих в чудесах, проделывали следующее: медленно, торжественно, с молитвами чистая вода наливается в сосуд, где она немедленно краснеет, приобретая цвет вина. Это «вино» выливают в другой прозрачный сосуд, где происходит его обесцвечивание. «Вино» не дается для пробы на вкус, а любопытство верующих удовлетворяется только изменением цвета жидкости. Еще Тютчев говорил: «Чему бы жизнь нас не учила, но сердце верит в чудеса». И сегодня нам предстоит выяснить: это чудо или же знание химии? Для ответа на этот вопрос выполните задание, следуя инструкции.

1. В пробирку налейте 2 мл раствора гидроксида натрия и добавьте 2-3 капли фенолфталеина. Какую окраску приобрел раствор?

2. С помощью пипетки к полученному раствору постепенно прибавьте 2мл раствора соляной кислоты. Что вы наблюдаете?

Отчет о выполненной работе занесите в таблицу

Реактивы (формула и название вещества)

Уравнения химической реакции (в молекулярной и ионной форме)

Реактивы (формула и название вещества)

Уравнения химической реакции (в молекулярной и ионной форме)

Раствор приобрел красную окраску

В щелочной среде фенолфталеин приобретает красную окраску

HCl – соляная кислота

NaOH + HCl =NaCl +H2 O

Na ++ OH — + H+ + Cl — = Na+ + Cl — +H2 O

При взаимодействии основания и кислоты происходит реакция нейтрализации, в результате раствор обесцвечивается

2. Компетентность разрешения проблем (идентификация (определение) проблемы, действия по решению проблемы – 2 уровень). Информационная (обработка информации– 2 уровень) – 15 минут

Современная теория электролитической диссоциации говорит о том, что при растворении в воде электролиты распадаются на ионы. Пользуясь этой теорией, и знаниями о свойствах и классификации кислот ответьте на следующие вопросы:

1.С какими из перечисленных веществ взаимодействует разбавленная серная кислота.

Запишите возможные реакции в ионном виде

2.Даны сокращенные ионные уравнения:

1) Ва2+ + SO42- = BaSO4

2) СO32- + 2H+ = CO2 + H2O

Cоставить полные ионные и молекулярные уравнения

3.Из перечня кислот

серная кислота, азотная кислота, сернистая кислота,

хлороводородная кислота, кремниевая кислота, угольная кислота выберите:

3)нерастворимые в воде

1. 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O

2K+ +2OH- + 2H+ + SO 2-4 = 2K + + SO2-4 + 2H2O

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

MgO + 2H + + SO4 2- = Mg 2+ + SO2- 4+ H 2O

MgO + 2H + = Mg 2+ + H2 O

2.Ba2+ + SO2-4 = BaSO4

Ba2+ + 2Cl- + 2H+ + SO42- = BaSO4 + 2H+ + 2Cl-

BaCl2 + H 2SO = BaSO4 + 2HCl

CO32- + 2H += CO2 + H2O

2K+ + CO2- 3 + 2H+ + 2Cl — = 2K+ +2Cl — + CO2 + H2 O

K2CO3 + 2HCl = 2KCl + CO2 + H2O

3. 1) кислородсодержащие:

H2SO4 , HNO3 , H2SO3 , H2SiO3 , H2CO3

3) нерастворимые в воде:

H2SO4 , H2SO3 , H2SiO3 , H2CO3

8. Домашнее задание

Как различить растворы серной кислоты, хлорида бария, сульфата меди (II), гидроксида натрия, не имея других реактивов? Дать объяснение, записать уравнения химических реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме.

Даны сокращенные ионные уравнения реакций:

1) 2OH — + 2H+ = 2H2O

2) СаO + 2H + = Са 2+ + H2 O

3) Ba2+ + СO2-3= BaСO3

4) Fe3+ + 3OH — = Fe(OH)3

Составить полные ионные и молекулярные уравнения реакций.

Записать уравнения химических реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме.

Схема описания Интернет-ресурса

Ссылка на Интернет ресурс

Этап проверки домашнего задания

Данный Интернет – ресурс был найден с использованием поисковой системы. В статье представлена информация о нахождении серной кислоты в природе, приведены интересные факты. Например, серная кислота найдена в некоторых водах вулканического происхождения.

Необычайной красоты кислотное озеро спрятано на 170 метровой глубине в одном из трех кратеров 3-х километрового хребта вулкана Малый Семячик. Озеро шириной 500 м. и глубиной 140 м. состоит из прогретого до 40 градусов раствора серной и соляной кислоты средней концентрации.

Как показала первая цветная панорама Венеры, полученная с советского аппарата «Венера-13», опущенного на поверхность планеты с помощью парашюта 1 марта 1982 года, венерианские облака состоят из капелек серной кислоты. Также серная кислота обнаружена на спутнике Юпитера – Европе.

Данный Интернет – ресурс (Энциклопедия Кругосвет) был найден с использованием поисковой системы. В энциклопедии Кругосвет представлены статьи профессоров, ученых в разных областях науки и техники. По сайту легко ориентироваться с использованием поисковика. Язык изложения материала достаточно сложен.

Этап усвоения новых знаний

Данный Интернет-ресурс содержит авторскую разработку учебного занятий по теме урока. Презентация по теме «Химические свойства кислот» составлена автором урока

Данный Интернет – ресурс был найден с использованием поисковой системы. На сайте представлено большое количество видеороликов, которые можно использовать при объяснении нового материала, закреплении и обобщении материала, в качестве демонстрации. На данном уроке видеоролики используются в качестве демонстрации взаимодействия кислот с различными веществами. Преимущества: экономия времени при проведении демонстрационного эксперимента, возможность увидеть химические реакции, осуществить которые в условиях школьной лаборатории невозможно по разным причинам.

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⁻.

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

Читайте также:

I. 36. Состав, свойства и применение азотных удобрений.
I. Первая группа теорий – детерминистские теории.
IV. система педагогических исследований с методологической точки зрения
PGP. Принцип функционирования. Свойства ключа.
V2: 01.01. Предмет и метод экономической теории
VIII . Механические свойства металлов. Диаграмма растяжения металлов.
XV. Влияние углерода и постоянных примесей на свойства стали
Абсолютные величины и их виды, познавательные свойства и условия применения в экономико-статистическом анализе.
Автономные системы и свойства их решений.
Азотирование и нитроцементация. Структура, свойства и области получения.
Аксиомы теории вероятностей.
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.