Химические свойства оснований с точки зрения 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:

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: 2950 ; Нарушение авторских прав? ;

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

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+ Na₂SO_4.

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.

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

Щелочи в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства щелочей

1. Щелочи в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства щелочей: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями (на примере гидроксида натрия или гидроксида кальция)

Щёлочи — это растворимые основания.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основаниями являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т. е. основные гидроксиды:

Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве анионов (отрицательных ионов) только гидроксид-ионы.

Растворы щелочей окрашивают индикатор фенолфталеин (сокращенно ф-ф) в малиновый цвет.

Лакмус окрашивают в синий, метилоранж — в желтый, но это в школьной лаборатории видно плохо, не дает возможности отличить от нейтрального раствора.

Щёлочи реагируют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Щёлочи реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O (известковое тесто при неправильном хранении поглощает углекислый газ, образуется карбонат кальция)

Щелочи реагируют с растворами солей, если в результате реакции образуется осадок:

Например, при сливании с растворимыми солями меди (II) выпадает синий осадок гидроксида меди (II).

При нагревании солей аммония со щелочами выделяется газообразный аммиак:

2. Задача. Вычисление массы исходного вещества, если известно количество вещества одного из продуктов реакции.
Пример:

Сколько граммов соляной кислоты необходимо для получения 4 моль хлорида цинка?

1. Записываем уравнение реакции: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑
2. Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением — число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):
   x моль 4 моль
   Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑
   2 моль 1 моль
3. Составляем пропорцию:
   x моль — 4 моль
   2 моль — 1 моль
4. Находим x:
   x = 4 моль • 2 моль / 1 моль = 8 моль
5. Находим молярную массу соляной кислоты: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)
   (молярную массу каждого элемента, численно равную относительной атомной массе, смотрим в периодической таблице под знаком элемента и округляем до целых, кроме хлора, который берется 35,5)
6. Находим требуемую массу соляной кислоты: m (HCl) = M • n = 36,5 г/моль • 8 моль = 292 г

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: На стипендию можно купить что-нибудь, но не больше. 8158 — | 6643 — или читать все.

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

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

Химические свойства растворов оснований с точки зрения ТЭД

за привлеченного слушателя на курсы профессиональной переподготовки

Класс: Предмет: химия Учитель:

Тема: «Химические свойства растворов оснований с точки зрения ТЭД»

Цель урока: Рассмотрение общих химических свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации.

Образовательные: обобщить знания обучающихся об особенностях класса неорганических веществ – основания. Познакомить обучающихся с химическими свойствами оснований с точки зрения ТЭД. Продолжить формирование навыков работы с лабораторным оборудованием и реактивами.

Развивающие: развивать умение пользоваться таблицей растворимости для характеристики химических свойств веществ; составлять молекулярные и ионные уравнения реакций; самостоятельно проводить эксперимент, наблюдать и делать выводы.

Воспитательные: продолжить формирование научного мировоззрения. Создать условия для повышения познавательной активности учащихся в приобретении новых знаний. Развивать самостоятельность и креативность мышления.

Критерии успешности: учащийся будет знать : понятие «основания» с точки зрения ТЭД, классификацию оснований; уметь : давать названия, составлять уравнения диссоциации и характеризовать химические свойства оснований.

Приветствие учителя. Проверка готовности класса к уроку. Психологический настрой учащихся. Формирование групп учащихся.

Готовятся к уроку

Опрос домашнего задания

Учитель задает вопросы (тонкие и толстые вопросы)

Раздает дифференцированные карточки — задания

Учащиеся отвечают на поставленные вопросы

Все выполняют задания в тетради,

затем осуществляют взаимопроверку в парах

Карточки с заданиями,

листы с кодами ответов для взаимопроверки проверки

2.Фрагмент видео опыта «щелочи»

4. Классификация оснований

5. Постановка учебной проблемы:

будут обладать основания?

1.Отвечают, о чем может пойти речь на уроке.

2. Указывают, какие ассоциации у них возникают, когда видят формулы соответствующих веществ.

3.Называют логическую взаимосвязь указанных понятий с основаниями.

4. Пользуясь таблицей растворимости составляют и выписывают формулы растворимых и нерастворимых оснований

Самостоятельная лабораторная работа в группах

«Изучение свойств оснований»

1.Раздает лабораторное оборудование, для исследования свойств оснований.

1.Лабораторную работу оформляют в тетради.

2. Составляют вывод по проделанной работе.

3. Один из учащихся оформляет ответ группы на листах формата А3.

От группы выступает спикер, который делает вывод по выполненной лабораторной работе.

Лабораторное оборудование, инструкционные карты

Раздать тестовые задания (2 варианта)

Выполняют тест, затем осуществляют взаимооценку

Тестовые задания для учащихся

Предлагает составить синквейн по изученной теме.

Составления «Синквейна» по данной теме

Указать упражнения в учебнике

Записывают в дневниках.

приложение к уроку

Кто сформулировал теорию электролитической диссоциации?

Что такое кислоты с точки зрения ТЭД?

Когда электролит не проводит электрический ток?

Может раствор сахара проводить электрический ток?

Будет ли диссоциировать кислота?

согласны ли вы, что ионы водорода окрашивают лакмус в красный цвет?

Верно ли, что с помощью фенолфталеина можно определить раствор кислоты?

Дайте объяснение, почему кислоты проводят электрический ток?

Почему вы думаете, что кислоты взаимодействуют с металлами?

В чем разница диссоциации кислот и оснований?

Предположите, что будет, если на лимон действовать индикатором?

1-вариант . Задание1. Определите какие из оснований являются электролитами.Какие ионы изменяют окраску индикаторов в щелочной среде?

Лакмус Фенол-фталеин Универсальный

Задание 2.Проведите реакции и сделайте вывод, какие основания являются электролитами.

УР в молекулярном виде

УР в полном ионном виде

Сокращенное ионное уравнение

Опыт1. Гидроксид натрия + Ф-ФТ

и соляная кислота

2-вариант . Задание1. Определите какие из оснований являются электролитами. Какие ионы изменяют окраску индикаторов в щелочной среде?

Лакмус Фенол-фталеин Универсальный

Гидроксид меди( II )

Задание 2.Проведите реакции и сделайте вывод, какие основания являются электролитами.

УР в молекулярном виде

УР в полном ионном виде

Сокращенное ионное уравнение

Опыт1. Гидроксид калия + Ф-ФТ

и соляная кислота

1. К электролитам относятся: 1)кислоты, соли, щелочи 2)простые вещества, кислоты, основания 3) основания, кислоты, вода. _

2. При растворении вещества образовались гидроксид ионы (ОН).Какое вещество продиссоциировало:1) основание; 2) кислота; 3) соль ?

3. Степень диссоциации основания в растворе составляет 50%. Это основание 1) нерастворимое; 2) амфотерное; 3) растворимое.

4. Реакции нейтрализации происходят между: 1) кислотами и солями; 2) кислотами и основаниями; 3) основаниями и солями.

5. Если в результате реакции выпадает осадок, образуется вода или выделяется газ, такая реакция называется :1)необратимой;2)обратимой; 3) протекающей до конца;4)не идущей до конца.

6 .Одновременно в водном растворе не могут находиться: 1) ZnCl 2 и Na 2 SO 4;2)Ва(ОН)2 и Na 2 SO 4; 3) NaCL и Ва(ОН)2.

7 .Укажите, взаимодействие какой пары реактивов приводит к образованию прозрачного желеподобного осадка: 1)Н Cl + Na 2 SO 4=; 2) Na 2 S + HNO 3=; 3) AlCl 3+ NaOH =.

8 .Краткое ионное уравнение Cu +2ОН—С u ( OH )2 соответствует взаимодействию между:

1) медью и гидроксидом натрия;2) оксидом меди и водой;3)хлоридом меди и гидроксидом калия .

9 .Реакцией обмена, идущей до конца, является взаимодействие: 1)хлорида натрия и нитрата бария; 2)карбоната калия и соляной кислоты; 3)хлорида железа и гидроксида натрия.

10 .При пропускании углекислого газа через известковую воду образуется: 1)белый осадок CaCO 3; 2) белый раствор Ca ( OH )2; 3)прозрачный раствор CaCl 2.

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⁻.

Урок «Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации»

Сабақ: «Химиялық негіздемелердің электролитикалық диссоциациясының теориясының көзқарасы»

Урок «Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации»

Цель урока: углубление, систематизация и обобщение знаний учащихся об основаниях как о самостоятельном классе неорганических соединений и их химических свойствах в свете теории электролитической диссоциации.

Задачи урока: дать понятие об основаниях как классе электролитов, изучить классификацию оснований, их номенклатуру, научить записывать уравнения диссоциации оснований, изучить общие химические свойства оснований в свете ионных представлений;

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

Средства обучения: таблица растворимости, мультимедийные

1. Актуализация знаний учащихся об основаниях, их классификации.

Беседа по следующим вопросам:

— Какие химические соединения называют основания?

— На какие группы делят основания по растворимости в воде?

— Как называют растворимые основания?

— Все ли основания являются электролитами?

Рассматривают классификацию оснований по растворимости (растворимые и нерастворимые), степени диссоциации (сильные слабые) и кислотности (однокислотные, двухкислотные, трехкислотные).

В начале учащиеся вспоминают, как изменяется окраска индикаторов в

среде,( опыт № 39) одновременно узнавая причину этого – наличие в растворе гидроксид-иона

Затем перечисляются химические свойства оснований:

Взаимодействие с кислотными оксидами

— уравнение реакций в молекулярном и ионном виде

2 NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

2 Na+ + 2OH — + CO2 = 2Na++ CO32-+ H2O

2. взаимодействие с кислотами (демонстрация опыта № 49)

NaOH + HCI = NaCI + H2O

Na+ + OH- + H++CI- = Na++ CI — + H2O

— уравнение реакции в молекулярном и ионном виде

3. Взаимодействие с солями. (демонстрация опыта № 000)

FeSO4 +2 KOH = Fe(OH)2↓ + K2SO4

Fe2+ +SO42- +2 K++ 2OH- = Fe(OH)2↓ +2K+ + SO42-

Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓

4. Разложение нерастворимых оснований при нагревании

(демонстрация опыта № 42)

Cu(OH)2 → CuO + H2O

2. Создание проблемной ситуации. Формулирую следующий вопрос: «Как вы думаете, почему для растворимых в воде оснований характерны одинаковые химические свойства?»

3. Решение учебной проблемы.

— Вспомните, в чем заключается сущность реакций ионного обмена.

— Что с точки зрения теории электролитической диссоциации отличает основания от других классов неорганических веществ?

Учащиеся вспоминают, что растворы щелочей содержат гидроксид-ион. Следовательно, ионы ОН — определяют общие химические свойства оснований. В подтверждение гипотезы предлагаю выполнить следующее задание: запишите уравнение диссоциации следующих оснований: NaOH, Ва(OH)2 .

Подведение итогов. Учащиеся выполняют небольшую самостоятельную работу на выявление уровня усвоения материала урока (Приложение 2).

Приложение 2. Тест по теме «Основания с точки зрения теории диссоциации»

Выберите правильный ответ.

1. Выберите из предложенных формул формулу щелочи:

А. K2SO4 Б. Cu(OH)2 В. H2CO3 Г. NaOH

2. Укажите формулу нерастворимого основания:

А. Al(OH)3 Б. LiOH В. Н2SO3 Г. Na2SO4

3. Вещество с формулой Cu(OH)2 называется:

А. Гидроксид меди Б. Гидроксид меди (II) В. Гидроксомедь

4. Формула гидроксида железа (III):

А. FeCl3 Б. Fe(OH)2 В. Fe2O3 Г. Fe(OH)3

5. Какая из перечисленных реакций практически осуществима?

А. KOH + HNO3 → Б. NaOH + K2SO4 → В. Na2O + KOH →

6. В раствор гидроксида бария прибавили несколько капель лакмуса, в результате чего индикатор приобрел окраску:

А. Красную Б. Желтую В. Синюю Г. Фиолетовую

Домашнее задание. Изучить § 7 выполнить письменно задание 2,7 стр 27.

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]