Меню Рубрики

Свойства солей с точки зрения тэд

Разделы: Химия

Цель урока: изучить свойства солей в свете теории электролитической диссоциации.

1. Образовательная: повторить и закрепить полученные знания об основаниях и химических свойствах солей в свете теории электролитической диссоциации.

2. Развивающая: развивать у учащихся интерес к химии, раскрывать практическую направленность науки химии, связь ее с другими науками, развивать наблюдательность, развитие познавательных способностей, мышления, внимания, умения использоваться изученным материалом для познания нового.

3. Воспитательная: воспитание самостоятельности, сотрудничества, способности к взаимовыручке.

Тип урока: комбинированный.

Оборудование: экран, компьютер, мультимедиа проектор, учебники, рабочие тетради, инструкция к лабораторном опытам №5, презентация (приложение 1).

Реактивы: лабораторное оборудование и растворы: соляной кислоты, гидроксида натирия и калия, хлорида железа (III), сульфата меди (II), нитрата серебра, сульфата натрия, ортофосфата натрия, хлорида натрия; металлы: медь, цинк, железо.

1. Организационный момент (сообщить тему, цель и план урока – слайд №1).

2. Фронтальный опрос

Предполагаемые ответы учащихся

Что такое основание в свете теории электролитической диссоциации?

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуютcя только гидроксид-ионы.

Задание 1: Выберите тот ряд, в котором находятся только основания и дайте им названия.

Задание 3. С какими из перечисленных веществ реагирует раствор гидроксида натрия?

1. Гидроксид калия

3. Серная кислота

7. Оксид углерода (IV)

8. Соляная кислота

10. Раствор фенолфталеина

Запишите молекулярные и ионные уравнения возможных реакций.

2Na + +2OH — +2 H + + SO4 2- → 2Na + +

3) NaOH + HCl → NaCl + H2O

Na + +OH — + H + + Cl — → Na + +Cl — + H2O

4) NaOH + фенолфталеин → окраска малиновая

1) NaOH + HCl → NaCl + H2O

Na + +OH — + H + + Cl — → Na + + Cl — + H2O

OH — + H + → H2O (фенолфталеин бесцветный)

NaOH + фенолфталеин → окраска малиновая

3) Изучение свойств солей в свете электролитической диссоциации

Что такое соли в свете электролитической диссоциации?

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

Классификация солей по составу

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

Таблица: «Химические свойства оснований в свете электролитической диссоциации».

(в приложении 3, приложении 4 и приложении 5– инструкция к выполнению лабораторного опыта).

Химические свойства солей

Наблюдения и признаки реакций

Уравнения химических реакций

Химические свойства щелочей (растворимых оснований) (слайд №9)

Взаимодействие солей с металлами.

II образуется медь

III образуется медь

Взаимодействие солей с растворами щелочей

1 – не идет реакция до конца

2, 3 – выпадают осадки

3Na + +3OH — + Fe 3+ +3Cl — → Fe(OH)3↓ + 3 Na + +3Cl —

Взаимодействие солей с кислотами.

Выделение газообразного вещества.

2 Na + + CO3 2- + 2H + + 2Cl — →

→ 2 Na + + 2Сl — + H2O

Взаимодействие солей с солями

Выпадение различных осадков солей

Ag + + NO3 — + Na + + Cl — → AgCl ↓+

Изменяют ли соли окраску индикаторов?

Изменяют, но не все

1) солями называют электролиты, которые при диссоциации образую катионы металлов и катионы аммония и анионы кислотных остатков;

2) соли взаимодействуют с более активными металлами, чем металл, входящий в состав данной соли; с кислотами, со щелочами и с другими солями.

3) при изучении химических свойств солей мы получали новые соли (4 способа), а существует 10 получения солей.

5. Домашнее задание: § 11, задание по карточке, письменное задание на стр. 46 (по способам получения солей).

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 − Kb ≈ 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.

Читайте также:  Чем полезен рыбий жир для зрения

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

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

способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей

способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода

способность изменять цвет индикатора (красная окраска лакмуса)

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

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

способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей

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

своеобразный «мыльный вкус»

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

Носителем щелочных свойств является анион гидроксила.

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

3.Реакции нейтрализации

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

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

(вода очень слабый электролит)

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

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

Реакция образования воды из ионов обратима

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

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

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

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

Б) нейтрализация слабой кислоты сильным основанием

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

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

В) нейтрализация сильной кислоты слабым основанием

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

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

Г) нейтрализация слабой кислоты слабым основанием

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

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

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

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

Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие

твердая соль ионы в растворе

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

ПРCaSO4=[Ca 2+ ][SO]

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

Читайте также:  Консультации по профилактике зрения у дошкольников

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: 2854 ; Нарушение авторских прав? ;

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

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 солей и оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации

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

Кислоты.Кислоты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водных растворов тактх веществ, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида — катионов водорода Н+.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка

H2SO4 2H+ + SO42-

Основания.Название «основание» первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.

Примеры: NaOH — гидроксид натрия (едкий натр), KOH — гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)2 — гидроксид кальция (гашёная известь).

Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида — гидроксид — ионов ОН-.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

Основание -> Катион основания + Гидроксид — ион

NaOH Na++ OH-

Соли. С точки зрения теории электролитической реакции соли — это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид:

Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

BaCl2 Ba2+ + 2Cl-

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: 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

Урок химии «Химические свойства растворов солей с точки зрения теории электролитической диссоциации» 9 класс

за привлеченного слушателя на курсы профессиональной переподготовки

Урок химии № 13 « Химические свойства растворов солей с точки зрения теории электролитической диссоциации »

Читайте также:  Каким спортом можно заниматься после лазерной коррекции зрения

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

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

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

воспитательные : формировать умение выслушать своего собеседника.

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

Здравствуйте, ребята! Сегодня мы продолжим знакомство с ТЭД, рассмотрим свойства солей и их взаимодействие с различными веществами.

Для начала предлагаю построиться по росту (деление в группы)

А теперь давайте подумаем, что знаем по данной теме

А теперь предлагаю заполнить вторую графу таблицы.

Учащиеся рассаживаются в группы

Рассаживаются в хаотичные группы по 5 человек.

Заполняют первую графу таблицы

Задание: 1. Дайте определение солям с т.з. ТЭД; 2. Составьте уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде, характерные для солей по группам:

1 гр: Взаимодействие с металлами;

2 гр. Взаимодействие с растворами щелочей;

3 гр. Взаимодействие с растворами кислот;

4 гр. Взаимодействие с другими солями;

5 гр. Действие солей на растворы индикаторов.

Метод «Карусель» — спикеры остаются на местах, остальные переходят в следующую группу, изучая свойства солей с т.з. других групп.

Работа в группах, проводят реакции, составляют уравнения реакций, оформляют в постер, выбирают спикера.

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

Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

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

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. 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.

Одноосновные кислоты диссоциируют в одну ступень:

HNO3H + + N .

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

;

;

При составлении уравнений диссоциации следует помнить, что суммы зарядов в левой и правой частях уравнения должны быть одинаковыми.

Для водных растворов оснований характерны следующие общие свойства:

А) Способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

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

в) своеобразный «мыльный» вкус

Поскольку общими 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.

Однокислотные основания диссоциируют в одну ступень:

.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

,

.

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 при недостатке воды – цинкат натрия:

.

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами или амфотерными амфолитами – амфолитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюминия, хрома(III),железа(III), меди(II), олова(IV) и 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 связей. Например, диссоциацию гидроксида цинка 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.

Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет, поэтому соли и не обладают общими свойствами.

С точки зрения ТЭД соли – это электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют в одну ступень


Кислые соли диссоциируют ступенчато: сначала отщепляются все катионы металла, а затем – по одному – ионы водорода.

Основные соли диссоциируют ступенчато: сначала отщепляются все ионы кислотных остатков, а затем – по одному – гидроксид-ионы.

,

,

.

Таким образом, при составлении уравнений диссоциации следует помнить: катионы водорода и гидроксид-ионы диссоциируют ступенчато, а катионы металлов и анионы кислотных остатков – сразу, в одну ступень.

| следующая страница ==>
Сильные электролиты. Активность электролитов | Реакции ионного обмена

Дата добавления: 2014-05-03 ; просмотров: 2 .

Химические свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации. Разложение нерастворимых в воде оснований.

Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид – ионов ОН — .

1. Изменение цвета индикаторов:

метиловый оранжевый – желтый

2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

3. Взаимодействие с кислотными оксидами:

4. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) при плавлении:

2NaOH + AI2O32NaAIO2 + H2O,

NaOH + AI(OH)3NaAIO2 + 2H2O.

5. Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):

2NaOH + Zn + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

2NaOH + Si + H2O → Na 2SiO3 + 2H2

6. Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4,

Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KOH.

7. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

Ca(OH)2CaO + H2O,

Cu(OH)2CuO + H2O.

голубой цвет черный цвет

Химические свойства амфотерных оснований:

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований и кислот, поэтому взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.

1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

2. Взаимодействие с растворами и расплавами щелочей с образованием соли и воды:

AI(OH)3 + NaOH Na[AI(OH)4],

AI(OH)3 + NaOH NaAIO2 + 2H2O.

3. Взаимодействие с кислотными и основными оксидами:

2Fe(OH)3 + 3SO3Fe2(SO4)3 + 3H2O,

2Fe(OH)3 + Na2O 2NaFeO2 + 3H2O.

Основные способы получения оснований.

1. Взаимодействие активного металла с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

2. Взаимодействие основных оксидов с водой (только для щелочных и щелочноземельных металлов):

3. Промышленным способом получения щелочей является электролиз растворов солей:

2NaCI + 4H2O 2NaOH + 2H2+ CI2

4. Взаимодействие растворимых солей со щелочами, причем для нерастворимых оснований это единственный способ получения:

Na2SO4 + Ba(OH)2 → 2NaOH + BaSO4

MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2+ Na2SO4.

Вопросы для самоконтроля

1 — Дайте характеристику Си(OH)2.

2 — Запишите уравнения реакций, подтверждающие его основные свойства.

3 — Напишите уравнения возможных реакций (молекулярные и сокращённые ионные).

ü Гидроксида натрия с нитратом кальция

ü Гидроксида калия с нитратом железа (11)

ü Гидроксида натрия с хлоридом железа (111)

ü Гидроксида калия с хлоридом алюминия.

ПЛАН ЗАНЯТИЯ № 15

Дисциплина: Химия.

Тема:Соли и их свойства.

Цель занятия:Изучить понятие солей в свете теории электролитической диссоциации, углубить знания о свойствах солей и способах получения.

Предметные: владение основополагающими химическими понятиями, теориями, законами и закономерностями; уверенное пользование химической терминологией и символикой;

Метапредметные: применение основных методов познания (наблюдения, научного эксперимента) для изучения различных сторон хи­мических объектов и процессов, с которыми возникает необходимость стал­киваться в профессиональной сфере;

Личностные: химически грамотное поведение в профессиональной деятель­ности и в быту при обращении с химическими веществами, материалами и процессами;

Норма времени:2 часа

Вид занятия:Лекция.

План занятия:

1. Соли как электролиты.

2. Соли средние, кислые и оснóвные.

3. Химически свойства солей в свете теории электролитической диссоциации.

4. Способы получения солей.

Оснащение: Интерактивная доска, таблица растворимости, ряд активности металлов и кислот.

Литература:

1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил..

2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 — изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил.

Преподаватель: Тубальцева Ю.Н.

Источники:
  • http://infopedia.su/17x4d38.html
  • http://studfiles.net/preview/7015876/page:5/
  • http://studopedia.su/15_96479_svoystva-kislot-osnovaniy-i-soley-s-tochki-zreniya-teorii-elektroliticheskoy-dissotsiatsii.html
  • http://videouroki.net/razrabotki/svoystva-shchelochey-s-tochki-zreniya-ted.html
  • http://studopedia.ru/19_370506_svoystva-kislot-soley-i-osnovaniy-s-tochki-zreniya-teorii-elektroliticheskoy-dissotsiatsii.html
  • http://infourok.ru/urok-himii-himicheskie-svoystva-rastvorov-soley-s-tochki-zreniya-teorii-elektroliticheskoy-dissociacii-klass-564888.html
  • http://refac.ru/svojstva-kislot-osnovanij-i-solej-s-tochki-zreniya-teorii-elektroliticheskoj-dissociacii/
  • http://poisk-ru.ru/s11360t9.html