Свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.docx - План урока на тему: "Свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации".

1. Кислоты в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства кислот: взаимодействие c металлами, основными оксидами, основаниями, солями (на примере хлороводородной кислоты).

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

HCl → H + + Cl −

Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве катионов (положительных ионов) только ионы водорода.

Под ионом водорода подразумевают гидратированный протон (т.е. протон, присоединивший воду). Если хотят показать состав иона водорода, его обычно изображают H 3 O +

1. Кислоты окрашивают растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет

2. Взаимодействуют с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода, например, с цинком, с образованием соли (хлорида цинка) и газообразного водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
(при проведении реакции с оксидом меди (II), пробирку желательно слегка подогреть) получается хлорид меди(II)

4. Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

5. Вытесняют слабые кислоты из растворов их солей, например, карбоната натрия:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

6. Реакция с солями может протекать с образованием осадка:
AgNO 3 + HCl = HNO 3 + AgCl↓

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Периодический закон и периодическая система химических элементов д и менделеева закономерности изменения свойств элементов малых периодов и.. периодическая система стала одним из важнейших источников информации о.. дмитрий иванович менделеев создал периодическую систему в процессе работы над своим учебником основы химии..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Период - это последовательность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атома, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом. В периоде, с увеличением

Опыт. Проведение реакций, подтверждающих химические свойства хлороводородной кислоты
Хлороводородная кислота: 1. Окрашивает растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет, вследствие диссоциации в водном растворе: HCl → H+ + Cl

Билет № 2
1. Простые и сложные вещества: различие в их составе. Основные классы неорганических соединений: примеры соединений, различие в их составе. Простые вещества

Задача. Вычисление массовой доли вещества, находящегося в растворе
Формулу для вычисления массовой доли в общем виде можно записать так: ω = масса компонента / масса целого, где ω - массовая доля Для растворенного вещества форм

Задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества
Пример: Какое количество вещества водорода выделится при взаимодействии цинка с соляной кислотой массой 146 г? Решение: 1.

Билет № 4
1. Металлы: положение этих химических элементов в периодической системе, строение их атомов (на примере атомов натрия, магния, алюминия). Характерные физические свойства металлов. Химически

Опыт. Получение и собирание кислорода. Доказательство наличия кислорода в сосуде
В школьной лаборатории кислород чаще получают разложением перекиси водорода в присутствии оксида марганца (IV): 2H2O2 = 2H2O + O2

Билет № 5
1. Неметаллы: положение этих химических элементов в периодической системе, строение их атомов (на примере атомов хлора, кислорода, азота). Отличие физических свойств неметаллов от свойств м

Химические свойства
В реакциях с металлами и водородом неметаллы являются окислителями. 1. Например, порошок серы при нагревании реагирует с железными опилками с образованием сульфида железа: Fe

Задача. Вычисление объема полученного газа, если известна масса исходного вещества
Объем газов рассчитывается по формуле: v = 22,4 л/моль n, где 22,4 - молярный объем, т.е. объем одного моля любого газа, n - количество вещества (моль)

Билет № 6
1. Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная; их сходство и различие. Типы кристаллических решеток. Примеры веществ с различными типами решеток. К

Опыт. Получение и собирание аммиака
Для получения и собирания аммиака в лаборатории насыпаем в пробирку хлорид или сульфат аммония, смешанный с известью Ca(OH)2, затыкаем пробкой с газоотводной трубкой. Трубку вставляем в

Билет № 7
1. Взаимосвязь между классами неорганических соединений: возможность получения одних веществ из других (примеры реакций). Между классами неорганических соединений возможн

Задача. Вычисление количества вещества (или объема) газа, необходимого для реакции с определенным количеством вещества (или объемом) другого газа
Пример: 2. Сколько литров кислорода необходимо для сгорания 89,6 литров водорода? Решение: 1. Объем газа пропорционале

Билет № 8
1. Классификация химических реакций по различным признакам: числу и составу исходных и полученных веществ; выделению или поглощению энергии; изменению степени окисления химических элементов

Опыт. Выделение поваренной соли из ее смеси с речным песком
1. Добавить к смеси немного воды, перемешать. Соль растворится, песок осядет на дно. 2. Профильтровать полученную смесь. Если нет фильтра, дать отстояться и слить верхнюю часть воды с раст

Билет № 12
1. Амфотерные гидроксиды, их химические свойства: взаимодействие с кислотами, щелочами, разложение при нагревании (на примере гидроксида цинка). Амфотерные гидроксиды - ве

Опыт. Получение и собирание водорода. Доказательство наличия водорода в пробирке
Водород можно получить взаимодействием цинка с соляной кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Водород легче воздуха, поэтому его собирают в пробирку, переве

Билет № 13
1. Щелочи в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства щелочей: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями (на примере гидроксида натрия или гидр

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? Решение: 1. Записываем уравнение реакции: Zn + 2HCl = ZnC

Билет № 14
1. Водород: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома и молекулы. Физические и химические свойства водорода, получение и применение.

Задача. Вычисление количества вещества газа, необходимого для реакции с определенным количеством вещества другого газа
Пример: Какое количество вещества водорода прореагирует с 4 моль кислорода? Решение: 1. Записываем уравнение реакции. 2. Записываем над

Билет № 15
1. Вода: ее состав, строение молекулы, физические свойства. Химические свойства воды: разложение, отношение к натрию, оксиду кальция, оксиду серы(IV). Основные загрязнители природной воды.

Опыт. Распознавание соли угольной кислоты среди трех предложенных солей
Качественной реакцией на карбонаты служит взаимодействие с кислотами, сопровождающееся бурным выделением углекислого газа: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO

Билет № 16
1. Сера: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома. Физические и химические свойства серы. Оксиды серы, их химические свойства. Поло

Опыт. Проведение реакций, подтверждающих свойства гидроксида кальция
1. Гидроксид кальция (гашеная известь) – малорастворимое вещество. Взбалтываем немного извести в 2 мл воды (около 2 см по высоте пробирки), даем постоять несколько минут. Большая часть извести не р

Билет № 17
1. Оксиды: их классификация и химические свойства (взаимодействие с водой, кислотами и щелочами). Оксиды - сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых

Задача. Вычисление массы продукта реакции, если известно количество вещества одного из исходных веществ
Пример: Сколько г хлорида цинка можно получить, имея 0,5 моль соляной кислоты? Решение: 1. Записываем уравнение реакции. 2. Записываем

Билет № 18
1. Углерод: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома. Алмаз. Графит. Оксиды углерода, их принадлежность к подклассам оксидов. Угольная кислота и ее с

Опыт. Распознавание раствора соли соляной (хлороводородной) кислоты среди трех предложенных растворов
Качественная реакция на хлорид-ион - при сливании с раствором соли серебра, образуется белый творожистый осадок, нерастворимый в концентрированной азотной кислоте. Добавляем во все три про

Билет № 19
1. Кальций: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома, физические свойства. Химические свойства кальция: взаимодействие с кислородом, водой, кислотами

Задача. Вычисление количества вещества продукта реакции, если известна масса одного из исходных веществ
Пример: Сколько моль хлорида цинка можно получить, имея 365 г соляной кислоты? Решение: 1. Записываем уравнение реакции. 2. Записываем

Билет № 20
1. Железо: положение этого химического элемента в периодической системе. Химические свойства железа: взаимодействие с серой, хлороводородной кислотой, растворами солей. Оксиды и гидроксиды

Опыт. Распознавание среди трех предложенных веществ кислоты и щелочи
1. Разделяем каждый раствор пополам, т.е. получаем два набора по три пробирки. 2. Чтобы распознать среди трех растворов кислоту, капаем в первые три пробирки индикатор лакмус синий или мет

Получение и собирание углекислого газа. Доказательство наличия этого газа в сосуде
Углекислый газ в лаборатории получают, приливая 1. соляную кислоту к мелу: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 2. соляной или с

Билет № 22
1. Натрий: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома, физические свойства. Химические свойства натрия: взаимодействие с неметаллами, водой.

Круговорот углерода в природе
Если попросят написать уравнения, можно привести суммарное уравнение образования глюкоз

Задача. Вычисление объема газа, вступившего в реакцию, если известна масса одного из продуктов реакции
Пример: 2. Сколько литров водорода сгорело, если образовалось 72 г воды? Решение: 1. M (H2O) = 1 2 + 16 = 18 г/моль 2. Находим

Билет № 24
1. Аммиак: состав молекулы, химическая связь в молекуле. Физические и химические свойства аммиака. Молекулярная формула аммиака NH3. Три атома водорода соединен

Опыт. Распознавание раствора соли серной кислоты среди трех предложенных растворов солей
Для распознавания соли серной кислоты капаем в каждую пробирку раствор хлорида бария. Там, где находится сульфат, выпадет белый кристаллический осадок, нерастворимый в концентрированной азотной кис

1) С промышленными выбросами в атмосферу ежегодно поступает более 600 млн тонн различных химических соединений. Основным источником химического загрязнения воздуха считается

Задача. Вычисление объема газа, необходимого для реакции с определенным количеством вещества другого вещества
Пример: 2. Сколько литров кислорода потребуется для сгорания 10 моль водорода? Решение: 1. Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под

Тема: Свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.
Задачи:
1. обобщить и систематизировать известный учащимся материал о кислотах;
2. сформировать представления о свойствах кислот в свете теории электролитической
диссоциации;
3. совершенствовать умения записи уравнений химических реакций;
4. развивать и совершенствовать такие мыслительные операции, как анализ, синтез,
сравнение, обобщение;
5. воспитывать у учащихся способность к адекватной самооценке.
Мотивация и целеполагание:
Она жжётся и кусается,
Если к нам на руки проливается.
Дырки в брюках оставляет
И бумагу прожигает.
Вот такая вот она –
Эта наша …!
Изучение нового материала:

Вспомните, кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в водных
растворах в качестве катионов образуются ионы водорода. Именно наличие ионов
водорода обуславливает общие свойства всех кислот.
Давайте рассмотрим свойства, характерные для всех кислот. Все растворы кислот

изменяют окраску индикаторов. Изменение окраски индикаторов связано с наличием у
кислот ионов водорода, образующихся при диссоциации кислот.
HCl = H + + Cl
HNO3 = H + + NO3

HNO2 ⇆ H + + NO2

Если мы в раствор кислоты добавим несколько капель лакмуса, то раствор
окрасится в красный цвет, т.е. в кислотах лакмус изменяет окраску с фиолетовой на
красную, если мы в раствор кислоты добавим несколько капель метилового оранжевого, то
раствор кислоты станет тоже красного цвета, т.е. и метиловый оранжевый в кислотах
изменяет свою окраску с оранжевой на красную. Фенолфталеин не изменяет свою окраску в
присутствии кислот.

Кислоты реагируют с основаниями: как с растворимыми, так и с нерастворимыми.
При этом образуется соль и вода. Этот тип реакций относится к реакциям обмена (см. рис.
137).
Кислота + основание = соль + вода

Например, если мы в пробирку с гидроксидом натрия добавим несколько капель
фенолфталеина, то раствор щёлочи окрасится в малиновый цвет, а затем сюда же добавим
раствор соляной кислоты, то малиновая окраска исчезает. Окраска исчезает, т.к. в
результате этой реакции образуется соль и вода. Образование соли можно легко
подтвердить: если мы на предметное стекло капнем несколько капель раствора и выпарим,
то на стекле появятся кристаллы соли.
NaOH + HCl = NaCl + H2O
ОН + Н+ = Н2О

Аналогично кислоты реагируют с нерастворимыми основаниями. Получим,
например, нерастворимое основание – гидроксид железа (III). Для этого, в раствор
сульфата железа (III) добавим несколько капель гидроксида калия, при этом образуется
осадок бурого цвета – это гидроксид железа (III). К этому нерастворимому основанию
добавим соляной кислоты, осадок растворяется, т.к. образуется соль и вода. Если мы этот
раствор соли поместим на предметное стекло и выпарим, то на стекле появятся кристаллы
жёлтого цвета – это кристаллы соли хлорида железа (III).
Fe2(SO4)3 + 6КOH = 2Fe(OH)3
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
+ 3↓ К2SO4
Кислоты также вступают в реакцию обмена с оксидами металлов. В результате реакции
образуется соль и вода.
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
Кислота + оксид металла = соль + вода
Поместим в пробирку оксид металла – оксид меди (II), он чёрного цвета, нальём в эту же
пробирку раствор серной кислоты и слегка нагреем содержимое пробирки. У нас протекает
реакция, в результате которой образуется соль – сульфат меди (II) и вода. Доказать, что в
реакции образовалась соль можно так же, как и в предыдущих опытах, для этого следует
несколько капель раствора поместить на предметное стекло и выпарить (см. рис. 138).
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O
Кислоты реагируют с металлами, эти реакции относятся к реакциям замещения, при этом
образуется соль и выделяется водород (см. рис. 139).
Кислота + металл = соль + водород
Для того чтобы реакция между кислотой и металлом прошла, необходимы следующие
условия:
1. Металл должен находиться в ряду напряжений до водорода;
2. Должна получиться растворимая соль;
3. Нерастворимые кислоты не вступают в реакцию с металлами;
4. Концентрированный раствор серной и растворы азотной кислоты иначе реагируют с
металлами.
Для этого подтверждения поместим в четыре пробирки металлы: в первую пробирку –
цинк, во вторую – алюминий, в третью – свинец, четвёртую – медь. В первую и третью
пробирку нальём раствора серной кислоты, во вторую и четвёртую – раствора соляной
кислоты. Понаблюдаем за изменениями. В первой и второй пробирке наблюдается
выделение водорода, в третьей и четвёртой – нет. В пробирке со свинцом и серной
кислотой реакция не пошла, т.к. в результате образуется нерастворимая соль, которая
покрывает всю поверхность металла защитной плёнкой. В четвёртой пробирке также
изменений нет, т.к. медь стоит в ряду напряжений металлов после водорода.
0
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Zn0 + 2H+ = Zn2+ + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
0
2Al0 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2
Pb + H2SO4 ≠
Cu + HCl ≠
Реакция кислот с солями относится к реакциям обмена, при этом образуется новая кислота
и новая соль. Эти реакции протекают в том случае, если образуется осадок или газ (см. рис.
140).
Кислота + соль = новая кислота + новая соль

Проведём опыт: для этого в первую пробирку нальём соляной кислоты и силиката натрия,
во вторую – серной кислоты и карбоната калия, в третью – соляной кислоты и хлорида
бария. Посмотрим за изменениями: в первой пробирке мы наблюдаем образование
студенистого осадка, во второй – выделение газа, а в третьей – изменений нет. В двух
пробирках реакции прошли, т.к. выполнялись следующие условия: в первой – образование
осадка, во второй – выделение газа.
2 = CO2
+ H
2 = H2SiO3↓
2HCl + Na2SiO3 = 2NaCl + H2SiO3↓
2H+ + SiO3
H2SO4 + K2CO3 = K2SO4 + CO2
2H+ + CO3
HCl + BaCl2 ≠
Запомните, что кислоты изменяют окраску индикаторов, реагируют с основаниями,
оксидами металлов, при определённых условиях реагируют с металлами и солями.

Обобщение и систематизация знаний:
+ H
2O
2O
1. Фронтальный опрос:
С какими веществами реагируют кислоты и какие вещества при этом получаются?
К какому типу относятся протекающие реакции?
Какие новые свойства кислот вы теперь знаете?
Общие свойства кислот определяются наличием в их составе ионов водорода или
кислотного остатка?
Как вы думаете, имеют ли кислоты свойства, по которым они отличаются друг от друга?
Если да, то почему?
2. Лабораторный опыт.

Закрепление и контроль знаний:
1. Закончите схемы возможных реакций. Укажите их тип.
…;→
…;→
…;→
…;→
а) H2SO4 + NaOH
б) NaCl + H2SO4
в) CuO + HCl
г) Cu + HCl
д) Fe(OH)3 + HNO3
е) Ca + HCl
ж) SO3 + H2SO4
з) CaCO3 + HCl
и) Na2SO4 + H2CO3
…;→
…;→
…;→
…→
…;→
Ответ:
а) H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O (реакция обмена)
( реакция обмена)
б) 2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl
в) CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O (реакция обмена)
г) Cu + HCl ≠
д) Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O (реакция обмена)
е) Ca + 2HCl = CaCl2 + H2
(реакция замещения)

ж) SO3 + H2S ≠
з) CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2
и) Na2SO4 + H2CO3 ≠
+ H2O (реакция обмена)
2. Запишите уравнения химических реакций, согласно которым можно осуществить
данные превращения: Na2SO4
S
H2SO4 Na2SO4
SO2
SO3
Na2SO4
Na2SO4
Ответ:
1) S + O2 = SO2
2) 2SO2 + O2 = 2SO3
3) SO3 + H2O = H2SO4
4) H2SO4 + 2Na = Na2SO4 + H2
5) H2SO4 + Na2O = Na2SO4 + H2O
6) H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
7) H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2HCl
Рефлексия и подведение итогов:
1. Какие свойства кислот вызвали у вас наибольшее затруднение? Как вы думаете,
почему?
2. Какие задания вам выполнить не удалось? Почему?
3. Уходя, не забудьте поставить ваш кораблик к соответствующему острову в «Океане
настроений».
Домашнее задание:
I уровень: §39, упр. 4,6;
II уровень: тоже + упр. 5.

Составила: учитель химии Марушенко Е.А.

КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Цель: охарактеризовать общие свойства кислот и оснований в свете положений теории электролитической диссоциации.

Задачи:

Развивающие: развивать умения классифицировать кислоты и основания, характеризовать химические свойства кислот, щелочей и нерастворимых оснований в свете теории электролитической диссоциации, записывать уравнения химических реакций, характеризующих свойства кислот и оснований. Совершенствовать умения работать с таблицей растворимости.

Воспитательные: объяснить правила обращения с кислотами и щелочами в быту; развивать умение учащихся на основе теоретических знаний; сравнивать, анализировать, обобщать, логически рассуждать, делать выводы, развивать устную речь; развивать умение работы с книгой.

Оборудование: таблица растворимости, мел, доска, листочки для самостоятельной работы.

Литература:

Для учителя : 1)

2) Новошинский И.И. Контрольные работы по химии: 8кл.- М.: ООО «Издательство Оникс»: ООО «Издательство «Мир и Образование»,2005г.

Для ученика: Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия, базовый уровень. 8 класс – М.: ООО «ТИД «Русское слово – РС», 2011 – 146 с.

Ход урока:

I Организационный период

Встали, подравнялись. Здравствуйте, садитесь. Сначала откроем дневники и запишем домашнее задание §39 (стр. 151-154 новый учебник).

II Актуализация знаний

На прошлом уроке мы с вами изучили новые понятия. И сейчас посмотрим, как вы их выучили. Проведем небольшой письменный опрос. (Раздаю листочки). Даю на повторение пару минут. Записывают все: 1)электролит – это;

2) электролитическая диссоциация- ;3)сильный электролит -; примеры; 4)слабый электролит-; примеры; 5)написать уравнения диссоциации: 1 вариант сульфат калия; азотная кислота; гидроксид бария. 2 вариант сульфат алюминия; серная кислота; гидроксид кальция. Можете открыть таблицу растворимости. На все задания вам дается 7 минут.

Передали листочки с последних парт на первые.

А сейчас быстро пройдемся по основным определениям которые пригодятся нам на уроке: электролит, электролитическая диссоциацию.

Записывают домашнее задание.

Пишут самостоятельную работу.

III Объяснение нового материала

Открыли тетради и записали тему урока «КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ»

Эта тема является продолжением предыдущего занятия. Поэтому сегодня целью нашего урока будет обобщить сведения об ионах, закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул. Мы учились с вами составлять уравнения диссоциации, сегодня продолжим составление уравнений.

1. В состав каждой кислоты входят атомы водорода и кислотные остатки. Поэтому при диссоциации любой кислоты в растворе образуются в качестве катионов только положительно заряженные ионы водорода, в качестве анионов – ионы различных кислотных остатков:

HCl = H + + Cl –

HNO 2 ⇄ H + + NO 2 –

Посмотрим на рис в учебнике. Мы видим диссоциацию слабой и сильной кислоты.

Какие одинаковые ионы здесь присутствуют?

Мы знаем, что есть одноосновные и многоосновные кислоты. Приведите примеры многоосновной кислоты.

Многоосновные кислоты диссоциируют постепенно: сначала отщепляется один ион водорода H+, затем второй и т.д. В результате этого первоначально образуется ион с отрицательным зарядом -1, затем с зарядом -2 и т.д. Такую диссоциацию называют ступенчатой диссоциацией.

Первая ступень диссоциации

H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 –

HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-

Таким образом, диссоциация данной кислоты происходит в две ступени и имеет следующую последовательность:

H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 –

HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-

Число ступеней диссоциации зависит от числа атомов водорода в молекуле кислоты.

Растворы всех кислот имеют общие св-ва, обусловленные наличием в водных растворах ионов водорода. Так, например, когда мы употребляем в пищу лимон мы ощущаем кислый вкус, и такой кислый вкус они имеют за счет ионов водорода, которые отщепляют молекулы лимонной кислоты. Поэтому ион водорода является носителем кислотных свойств.

Таким образом, с точки зрения электролитической диссоциации (зачитывают и записывают)

Следовательно:

Свойства кислот, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства ионов H + .

2. Основания в свете представлений об электролитической диссоциации.

В состав каждого основания входят ионы металлов и гидроксид-ионы. Поэтому при диссоциации любого основания в растворе образуются в качестве катионов различные ионы металлов, а в качестве анионов –только гидроксид-ионы: NaOH = Na+ + OH –

KOH = K + + OH –

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Только слабые основания диссоциируют ступенчато, а сильные диссоциируют полностью, как мы с вами писалина прошлом уроке.

Например, составим уравнения диссоциации двухкислотного основания – гидроксида магния.

На первой ступени – :

Mg(OH) 2 ⇄ MgOH + + OH –

На второй ступени + :

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –

– .

Общие свойства оснований это мылкость и разъедание кожи, обусловлены только гидроксид ионами, которыеобразуются при диссоциации, катионы при этом никакого значения не имеют. Поэтому гидроксид ион является носителем щелочных свойств.

Таким образом, с точки зрения электролитической диссоциации:

Основания – в

Следовательно:

OH – .

Записывают тему урока.

Записывают:

HCl = H + + Cl –

HNO 2 ⇄ H + + NO 2 –

Ионы водорода

Серная кислота

Записывают:

Первая ступень диссоциации – отщепление одного иона водорода H+ от нейтральной молекулы и образование гидросудьфит-иона:

H 2 SO 3 ⇄ H + + HSO 3 –

Записывают:

Вторая ступень диссоциации – отщепление иона водорода H + от образовавшегося аниона HSO 3 – и образование сульфит-иона:

HSO 3 – ⇄ H + + SO 3 2-

Записывают: Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации (распаде) в водных растворах в качестве катионов отщепляют только ионы водорода.

Записывают: Свойства кислот, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства ионов H + .

Записывают: На первой ступени диссоциации отщепляется один гидроксид-ион OH – :

Mg(OH) 2 ⇄ MgOH + + OH –

Записывают: На второй ступени диссоциации отщепляется гидроксид-ион от катиона MgOH + :

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH –

Записывают: Число ступеней диссоциации основания определяется числом гидроксид-ионов OH – .

Записывают: Основания – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов отщепляют только гидроксид-ионы.

Записывают: Свойства оснований, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства гидроксид-ионов OH – .

IV Закрепление

Для закрепления изученного материала, выполним первое упражнение на стр 154.

H 3 PO 4 HPO 4 H 2 CO 3 H 3 SO 4 Ba(OH) 2

Решают возле доски и записывают в тетради.

V Вывод

Мы изучили тему « КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ», узнали как ступенчато диссоциируют кислоты и основания. Так же узнали, что такое кислоты и основания в свете ТЭД.

Встали подравнялись. До свидания!

Прощаются.

Билет № 11

HCl → H + + Cl -

Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве катионов (положительных ионов) только ионы водорода.

Физические свойства кислот: большинство кислот кислые на вкус, растворимые в воде едкие вещества.

Химические свойства кислот:

1.Окрашивает растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет, вследствие диссоциации в водном растворе:

HCl → H + + Cl -

2. Взаимодействует с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода, например, с цинком, с образованием соли и газообразного водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3.Взаимодействует с оснóвными оксидами с образованием соли и воды:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

4.Взаимодействует с основаниями с образованием соли и воды:

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

5.Вытесняет слабые кислоты из растворов их солей:

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

6. Могут идти реакции ионного обмена:

AgNO 3 + HCl = HNO 3 + AgCl↓ (составьте ионные уравнения реакций)

2. Опыт. Выделение поваренной соли из ее смеси с речным песком.

1. Добавить к смеси немного воды, перемешать. Соль растворится, песок осядет на дно.

2. Профильтровать полученную смесь. Если нет фильтра, дать отстояться и слить верхнюю часть воды с растворенной солью.

(Здесь мы используем различную растворимость соли и песка в воде)

3. Выпарить соль из раствора в фарфоровой чашке.

1. Амфотерные гидроксиды, их химические свойства: взаимодействие с кислотами, щелочами, разложение при нагревании (на примере гидроксида цинка).

Амфотерные гидроксиды – вещества, состоящие из переходного металла (к переходным металлам относятся цинк, алюминий и некоторые другие) и гидроксогрупп OH.

Могут быть получены действием щелочей на растворы солей металла:

ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Способны в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства. Т.е. реагируют как с кислотами, так и со щелочами.

С кислотами амфотерные гидроксиды реагируют так же, как и основания, с образованием соли и воды. Например, гидроксид цинка, нерастворимый в воде, взаимодействует с соляной кислотой и осадок исчезает:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

(полученная соль – хлорид цинка)

Чтобы записать реакцию гидроксида цинка со щелочью, его удобно записать, как кислоту – водород в начале.

Осадок растворяется и в избытке щёлочи.

При взаимодействии гидроксида цинка со щелочами образуются соли – цинкаты:

H 2 ZnO 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Нерастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании, образуется оксид металла и вода:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2. Опыт. Получение и собирание водорода. Доказательство наличия водорода в пробирке.

Водород можно получить взаимодействием цинка с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Водород легче воздуха, поэтому его собирают в пробирку, перевернутую дном кверху.

Чтобы доказать наличие водорода в пробирке и проверить его на чистоту, пробирку с водородом подносят к пламени спиртовки (пробирку держим держателем для пробирок!). Чистый водород сгорает со звонким хлопком.

Если водород смешан с воздухом, звук будет визгливый, говорят «сгорает со свистом».