Химические свойства растворов кислот 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:

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: 3006 ; Нарушение авторских прав? ;

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

способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей

способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода

способность изменять цвет индикатора (красная окраска лакмуса)

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

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

способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей

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

своеобразный «мыльный вкус»

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

Носителем щелочных свойств является анион гидроксила.

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

3.Реакции нейтрализации

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

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

(вода очень слабый электролит)

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

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

Реакция образования воды из ионов обратима

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

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

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

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

Б) нейтрализация слабой кислоты сильным основанием

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

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

В) нейтрализация сильной кислоты слабым основанием

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

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

Г) нейтрализация слабой кислоты слабым основанием

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

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

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

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

Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие

твердая соль ионы в растворе

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

ПРCaSO₄=[Ca 2+ ][SO]

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

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

• а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;
• б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

Константы диссоциации некоторых сильных кислот в водных растворах при 25 °С

Константа диссоциации К

• в) способность изменять цвета индикаторов, в частности вызывать красную окраску лакмуса;
• г) кислый вкус.

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

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

Из сравнения данных, приведенных в табл. 12 и 14, видно, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации H₂SO₄ — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале IO -4 —10“ 2 , иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

• а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;
• б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);
• в) своеобразным «мыльным» вкусом.

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

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

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

а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия:

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

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

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

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

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

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

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН

. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

Таким образом, теория электролитической диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима. В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

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

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

Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, ион НСО4 является основанием, сопряженным кислоте H₂SO₄.

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

Например, в реакции

ион Cl — — основание, сопряженное кислоте НС1, а ион NH₄ — кислота, сопряженная основанию NH₃.

Существенным в протонной теории является то положение, что вещество проявляет себя как кислота или как основание в зависимости от того, с каким другим веществом оно вступает в реакцию. Важнейшим фактором при этом является энергия связи вещества с протоном. Так, в ряду NH₃-H₂O-HF эта энергия максимальна для NH₃ и минимальна для HF. Поэтому в смеси с NH₃ вода функционирует как кислота, а в смеси с HF — как основание:

Свойства кислот оснований и солей с точки зрения ТЭД (теории электролитической диссоциации). Амфотерность.

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

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

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

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

Основание -> Катион основания + Гидроксид — ион

NaOH Na + + OH —

Ba(OH)₂Ba 2+ + 2OH —

NH₃·H₂O NH₄ + + OH —

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

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка

H₂SO₄2H + + SO₄ 2-

CH₃COOH H + = CH₃COO —

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

В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид:

Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

BaCl₂Ba2+ + 2Cl —

K₂CO₃K + + CO₃ 2-

Амфотерность — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

Амфотерность как химическое свойство вещества может проявляться по-разному:

1. В рамках теории электролитической диссоциации это способность вещества к электролитической диссоциации как по механизму кислот (с отщеплением ионов гидроксония, H + ), так и по механизму оснований (отщепление гидроксид-ионов, OH – ). Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфолитами. Если обозначить амфотерный электролит формулой XOH, то его диссоциацию можно описать схемой:

H + + XO − ⇄ XOH ⇄ X + + OH −

Например, кислотно-основные свойства азотистой кислоты определяются равновесными процессами диссоциации с образованием нитрит-аниона и нитрозильного катиона:

HNO₂ ⇄ NO + + OH − K_b ≈ 10 − 7

Идеальным амфолитом будет вода:

Также к числу идеальных амфолитов относят гидроксид галлия Ga(OH)₃, вторые и третьи константы диссоциации которого по кислотному и основному типам практически одинаковы.

2. В рамках протолитической теории Брёнстеда-Лоури проявление амфотерности рассматривается как способность протолита выступать донором и акцептором протона. Например, для воды амфотерность проявляется как автопротоли:

Амфолитами также будут вещества, имеющие в своём составе функциональные группы, способные быть донорами и акцепторами протонов. Например, к амфотерным органическим электролитам относятся белки, пептиды и аминокислоты. Так аминокислоты имеют в своём составе, по крайней мере, карбоксильную группу –COOH и аминогруппу –NH₂. В растворе эти группы подвергаются частичной ионизации:

H₂N — CH(R) — COOH + H₂O ⇄ [ H₃N — CH(R) — COOH ] + + OH −

Таким образом, молекула аминокислоты находится в двух равновесных формах, заряженной (цвиттер-ион) и незаряженной. В этих комбинациях R–COOH и R–NH₃ + являются потенциальными кислотами (донорами протонов, катионов), а R–COO– и R–NH₂ – сопряженными потенциальными основаниями (акцепторами протонов, катионов).

3. Амфотерность может проявляться как способность вещества к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями. Это характерно для оксидов, гидроксидов и комплексных соединений некоторых p-элементов и большинства d-элементов в промежуточных степенях окисления. Амфотерность в той или иной степени является общим свойством гидроксидов. Например, для соединений хрома (III) известны реакции:

Не соответствуют действительности традиционные представления о проявлении амфотерности гидроксидов как диссоциации по кислотному и основному типам. В общем виде амфотерное поведение нерастворимых гидроксидов хрома (III), алюминия, цинка может описано как реакции ионного обмена ионов среды с лигандами H₂O и OH – . Например, для Al(OH₃) ионные равновесия могут быть записаны следующим образом:

4. В ряде случаев важным косвенным признаком амфотерности является способность элемента образовывать два ряда солей, катионного и анионного типа. Например, для цинка: ZnCl₂, [Zn(H₂O)₄]SO₄ (катионные) и Na₂ZnO₂, Na₂(Zn(OH)₄) (анионные).

Окислительно-восстановительные реакции. Понятие «степень окисления». Типы окислительно-восстановительных реакций (привести примеры).

Окислительно-восстановительные реакции, также редокс— это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления и не более 2-х атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.[2]

Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.

При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степени окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель +e− ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель -e− ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле.

Представления о степени окисления элементов положены в основу и используются при классификации химических веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и их международных названий (номенклатуры). Но особенно широко оно применяется при изучении окислительно-восстановительных реакций.

Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность.

Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; Нарушение авторского права страницы

Химические свойства растворов кислот с точки зрения ТЭД

Открытый урок по химии «Химические свойства растворов кислот с точки зрения ТЭД» включает в себя химический диктант, узучение новой темы (включая описание ДО), презентация.

Просмотр содержимого документа
«Хим.свойства растворов кислот с точки зрения ТЭД»

Солтүстік Қазақстан облысы Петропавл қаласы әкімдігі

«Петропавл қаласының білім бөлімі» мемлекеттік мекемесінің

«№ 8 жалпы білім беретін эстетикалық тәрбие орта мектеп-кешені»

коммуналдық мемлекеттік мекемесі

КОММУНАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ «СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ

ШКОЛА-КОМПЛЕКС ЭСТЕТИЧЕСКОГО ВОСПИТАНИЯ № 8»

«ОТДЕЛ ОБРАЗОВАНИЯ ГОРОДА ПЕТРОПАВЛОВСКА» АКИМАТА

ГОРОДА ПЕТРОПАВЛОВСКА СЕВЕРО-КАЗАХСТАНСКОЙ ОБЛАСТИ

Открытый урок по химии

«Школа молодого учителя»

«Химические свойства растворов кислот с точки зрения ТЭД»

Учитель: Айсина Наталья Ивановна

ТЕМА: Химические свойства растворов кислот с точки зрения ТЭД

Цель: познакомить учащихся с классификацией и химическими свойствами кислот с точки зрения ТЭД.

Изучить химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации, отработать умение составлять химические формулы, уравнения химических реакций в молекулярном и ионных видах.

Развивать познавательный интерес к предмету и окружающим явлениям; развивать навыки работы с веществами.

Воспитывать способности к сотрудничеству, общению, работе в коллективе.

Здоровьесберегающие: закрепить навыки безопасного обращения с реактивами.

Тип урока: комбинированный

Вид урока: проблемно-исследовательский

Планируемые результаты обучения.

В результате изучения данного материала учащиеся должны:

Знать: а) классификацию кислот

б) химические свойства кислот с позиции ТЭД

Уметь (владеть способами познавательной деятельности):

а) составлять уравнения электролитической диссоциации кислот, оснований, солей;

б) составлять уравнения реакций ионного обмена;

в) проводить реакции ионного обмена, подтверждающие химические свойства кислот, соблюдая правила безопасного обращения с реактивами и выявлять признаки наблюдаемых химических реакций ;

г) пользоваться таблице растворимости.

Форма работы учащихся: фронтальная, парная, индивидуальная.

Оборудование и реактивы: презентация, учебники, таблица растворимости, р-р NaOH , H ₃ PO ₄, Na ₂ CO ₃, AgNO ₃ , лакмус, фенолфталеин.

Опорные знания: основные положения ТЭД, диссоциация кислот, щелочей, солей.

Ребята, внимательно посмотрите на облака. Какое облачко вам больше нравится? Я рада, что у большинства из вас хорошее настроение. Надеюсь, что к концу урока хорошее настроение будет у всех.

Проверка д/з (10 мин) Химический диктант

1.Положительно заряженный ион Катион

2.Отрицательно заряженный ион Анион

3.Ионы натрия окрашивают пламя Интенсивно-жёлтая окраска

4.Хлорид-ионы служат реактивом на катионы Серебра

5.Катионы бария являются реактивом на ионы Сульфат-ионы

6.Ионы водорода являются реактивом на ионы Карбонат-ионы

7.Раствор поваренной соли содержит не атомы натрия, а ионы натрия

8.Движение ионов в растворе или расплаве Хаотическое

9.Процесс распада электролита на ионы в растворе или расплаве называется ЭЛ.Диссоц.

10.Кислота диссоциирует на Катионы водорода

11.Щёлочи образуют в растворе Катионы Ме и гидроксид-ионы

12.Реакции, протекающие м/у ионами называются Ионными

13.Назвать условия протекания ионных реакций (выпадение осадка, выделение газа, образование слабого электролита)

14.Новые свойства иону придаёт его Заряд

15.Диссоциаци это процесс Обратимый

СЛАЙД 1. Вы любите фруктф? Какой вкус у фруктов?

Овощи и фрукты содержат органические кислоты: лимонная, яблочная, щавелевая и т.д. Они играют определённую роль в пищеварении, а значит и в нашей жизни.

Мы же сегодня поговорим о неорганических кислотах, которые важны для человека, т.к. он использует их в своей деятельности, несмотря на то, что с ними нужно обращаться крайне осторожно. Назову некоторые материалы и продукты, при производстве которых используются кислоты: лаки, эмали, красители, минер.удобрения, пластмассы, искусственная кожа, резина, лекарства, маргарин, средства косметики и парфюмерии и т.д.

Мы же с вами поговорим о кислотах в узком аспекте, т.к. тема нашего урока «Химические свойства растворов кислот с точки зрения ТЭД»

Ещё великий Шекспир сказал «От кислых яблок сразу скисну» я же пожелаю вам, ребята, себе, и прежде всего нашим гостям, не скиснуть от наших ответов.

А теперь перейдём к теме урока.

Давайте вспомним определение кислот с точки зрения ТЭД

Кислоты- сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах образуется в качестве катионов ионы водорода (или ионы оксония).

Как определить раствор кислоты?

Группа экспертов. С помощью индикатора лакмуса мы можем определить ионы Н + , раствор приобретает красный цвет.

Учитель записываем полную диссоциацию: HCI + H ₂ O ↔ H ₃ O + + CI —

или HCI ↔ H + + CI —

Если в растворе кислоты наряду с ионами остаётся много недиссоциируемых молекул, то кислота называется слабой.

А теперь давайте вспомним химические свойства кислот и рассмотрим их как свойства электролитов.

Взаимодействие кислот с Ме

Вопрос учащимся: Как реагируют Ме с кислотами в зависимости от активности Ме-в?

ОТВЕТ: При взаимодействии с Ме, стоящими до Н, идёт вытеснение атомов водорода в растворах кислот

Записываем уравнение диссоциации вместе с учителем.

Zn + 2 H + + 2 CI — = Zn 2+ + 2 CI — + H ₂↑

Zn + 2H + = Zn 2+ + H ₂ ↑

Взаимодействие сильных кислот с оксидами Ме.

Записываем уравнение диссоциации вместе с учителем.

2H + + SO ₄ 2- + CuO = Cu 2+ + SO ₄ 2- + H ₂ O

2H + + CuO = Cu 2+ + H ₂ O

Взаимодействие кислот с основаниями

Вопрос учащимся: 1)к какому типу реакций относятся данные реакции?

2) Дать полное определение реакциям нейтрализации.

Группа экспертов. ДО К раствору NaOH приливаем фенолфталеин, окраска малиновая и понемногу приливаем фосфорную кислоту, окраска обесцвечивается. Это говорит, что в растворе образовалась соль, среда нейтральная.

3Na + + 3OH — + 3H + + PO ₄ 3- = 3Na + + PO ₄ 3- + 3H ₂ O

3OH — + 3H + = 3H ₂ O

Взаимодействие с солями

Группа экспертов. ДО Выделение газа

При приливании раствора Na ₂ CO ₃ к раствору H ₃ PO ₄ происходит бурное вскипание, что говорит о выделении углекислого газа.

6Na + + 3CO ₃ 2- + 6H + + 2PO ₄ 3- = 6Na + + 2PO ₄ 3- + 3H ₂ O + 3CO ₂ ↑

ДО Выпадение осадка

К раствору фосфорной кислоты приливаем раствор нитрат серебра, образуется жёлтый осадок.

Вопрос учащимся: Почему все кислоты обладают сходными свойствами?

(Внимательно посмотрите на ионные уравнения проделанных реакций)

ОТВЕТ: Кислоты обладают сходными свойствами потому, что в растворах кислот при их диссоциации всегда образуются катионы водорода.

В нашем классе расцвёл химический цветок, но на его лепестках формулы веществ. Вспомним о лете.(Летом, вы наверное гадали на ромашке, «любит-не любит»), так мы погадаем «взаимодействует – не взаимодействует» данное вещество с серной кислотой.

СЛАЙД Домашнее задание §10 стр.45-46

Приготовить доклад «Кислоты в нашей жизни»

Урок «Химические свойства растворов кислот с точки зрения ТЭД» соответствует расписанию календарно-тематического планирования.

Цель урока:познакомить учащихся с классификацией и химическими свойствами кислот с точки зрения ТЭД.

Изучить химические свойства кислот с позиции теории электролитической диссоциации, отработать умение составлять химические формулы, уравнения химических реакций в молекулярном и ионных видах.

Развивать познавательный интерес к предмету и окружающим явлениям; развивать навыки работы с веществами.

Воспитывать способности к сотрудничеству, общению, работе в коллективе.

Здоровьесберегающие: закрепить навыки безопасного обращения с реактивами.

Тип урока: комбинированный

Вид урока: проблемно-исследовательский

Планируемые результаты обучения.

В результате изучения данного материала учащиеся должны:

Знать: а) классификацию кислот

б) химические свойства кислот с позиции ТЭД

Уметь (владеть способами познавательной деятельности):

а) составлять уравнения электролитической диссоциации кислот, оснований, солей;

б) составлять уравнения реакций ионного обмена;

в) проводить реакции ионного обмена, подтверждающие химические свойства кислот, соблюдая правила безопасного обращения с реактивами и выявлять признаки наблюдаемых химических реакций.

г) пользоваться таблице растворимости.

Форма работы учащихся: фронтальная, парная, индивидуальная.

Опорные знания: основные положения ТЭД, диссоциация кислот, щелочей, солей.

Методы обучения: беседа, работа в группе, взаимооценивание, оценивание по критериям

Основные ресурсы: таблица растворимости, учебник, презентация урока.

Цели и задачи, поставленные на уроке были достигнуты.При опросе домашнего задания в виде химического диктанта, качество усвоения предыдущей темы «Качественные реакции на катионы и анионы» показало 82%, успеваемость 100%. В ходе изучения новой темы, ребята справились с заданиями, а учащиеся группы «Экспертов» показали демонстрационные опыты с последующим подтверждением написания соответствующих уравнений химических реакций в молекулярном, полном ионном и ионном сокращенном видах. Каждый учитель стремится к тому, чтобы преподаваемый предмет был интересен для учащихся, как по содержанию, так и по методам обучения. В этом смысле на уроках химии очень эффективны активные формы обучения с использованием демонстрационных или лабораторных опытов, где учащиеся концентрируют своё внимание на результате опыта. Учащимся очень нравятся такие уроки, они охотно к ним готовятся, здесь проявляется их фантазия, умение работать в группах, аргументировать свое мнение, повышается интерес к предмету.

Химические свойства растворов кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации

Тема урока (сабақтың тақырыбы): Химические свойства растворов кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации

Задачи (сабақтың міндеттері)

изучить химические свойства кислот, рассмотреть их с точки зрения теории электролитической диссоциации;

развивающая – продолжить развитие умения составлять ионные уравнении

воспитывать аккуратность, культуру работы в группах и парах

Просмотр содержимого документа
«Химические свойства растворов кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации»

ФИО учителя, стаж, категория (мұғалімнің аты-жөні, еңбек өтілі, санаты)

Дата проведения (өткізілген күні):

Тема урока (сабақтың тақырыбы): Химические свойства растворов кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации

Задачи (сабақтың міндеттері)

изучить химические свойства кислот, рассмотреть их с точки зрения теории электролитической диссоциации;

развивающая – продолжить развитие умения составлять ионные уравнении

воспитывать аккуратность, культуру работы в группах и парах

Тип урока (сабақтың типі): изучения новых знаний

Вид урока (сабақтың түрі): урок совершенствования знаний, умений и навыков

Ресурсы (ресурстар): ИКТ, презентация

Идеи семи модулей

Жеті модульдің идеялары

Постановка совместных целей и задач на урок. Создание благоприятного климата в классе.

Опрос домашнего задания.

На прошедших ранее уроках вы познакомились с основными положениями теории электролитической диссоциации, выяснили, что такое электролит и научились писать ионные уравнения реакций. В химических реакциях могут принимать участие различные классы соединений, в том числе и кислоты. Мы уже знаем, что такое кислоты, как они ведут себя в растворах. Как вы думаете, что еще мы должны узнать о кислотах?

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.

И сегодня нам предстоит выяснить: это чудо или же знание химии?

Для ответа на этот вопрос выполните задание, следуя инструкции.

Учащимся задаются частные вопросы

Какие кислоты вам известны? Запишите формулы известных вам кислот на доске (2-3 ученика записывают формулы кислот на доске, дают им названия, остальные работают в тетради)

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 приготовить ответ на следующие вопросы: Распространенность кислот в природе?

Какие кислоты используются в качестве пищевых добавок?

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?

Мы должны познакомиться с химическими свойствами кислот, выяснить, с какими веществами они вступают в реакции.

Диалоговое обучение, критическое мышление, ОДО и ОО, ОТиО, обучении в соответствии с возрастными особенностями

Постановка целей и задач

Могут правильно читать и писать уравнения ЭД

Кислоты являются электролитами, поэтому с точки зрения какой теории мы должны рассматривать свойства этого класса соединений?

Какова же цель нашего урока?

Для лучшего понимания материала давайте вспомним, на какие классы делятся все неорганические вещества?

Какие из перечисленных сложных веществ являются электролитами?

Вспомните, пожалуйста, что такое электролит?

На какие ионы диссоциируют кислоты, основания, соли?

Напомните, пожалуйста, при каких условиях реакции ионного обмена протекают до конца?

Мы должны рассмотреть свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Изучить химические свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Этап подготовки учащихся к активному и сознательному усвоению нового материала.

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества делятся на металлы и неметаллы, а сложные вещества – на оксиды, кислоты, основания и соли.

Электролитами являются кислоты, основания, соли.

Электролит – это вещество, которое в водном растворе диссоциирует на ионы.

Кислоты диссоциируют на катионы водорода и кислотного остатка, основания – на катионы металла и анионы кислотного остатка, соли – на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Реакции ионного обмена протекают до конца в том случае, если выделяется газ, осадок или образуется малодиссоциирующее вещество, например вода.

Умеют работать в парах

Написать схемы ЭД

Вы помните, что в растворе кислоты диссоциируют на ионы. Запишите уравнения диссоциации серной и соляной кислот (2 ученика работают у доски, остальные – в тетрадях).

В пробирке №1 находятся гранулы цинка, а в пробирке №2 – медные стружки. Добавьте в одну пробирку раствор серной, а в другую пробирку – раствор соляной кислоты. Сравните результаты. Что вы наблюдаете?

В обеих пробирках с цинком выделяется газ, а в пробирках с медью реакция не происходит.

Диалоговое обучение, ИКТ

Могут правильно расставлять коэффициенты перед ионами;