Уравнение химической реакции с точки зрения тэд

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

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

1. Изменение цвета индикаторов:

метиловый оранжевый – желтый

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

3. Взаимодействие с кислотными оксидами:

4. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) при плавлении:

2NaOH + AI₂O₃ 2NaAIO₂ + H₂O,

NaOH + AI(OH)₃ NaAIO₂ + 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)₂ CaO + H₂O,

Cu(OH)₂ CuO + 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 + 3SO₃ Fe₂(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.

Уравнение химической реакции с точки зрения тэд

Как объяснить тот факт, что кислоты, соли и основания вступают в реакции не со всеми веществами, а со строго определенными? Чем определяются свойства кислот, оснований и солей?

На эти вопросы вы найдете ответы на данном уроке.

I. Химические свойства щелочей

1. Взаимодействие щелочей с кислотами: Me(OH)_x + H_xR

NaOH +HCl NaCl + H2O
Na + + OH — + H + + Cl — Na + + Cl — + H₂O
H + +OH — H₂O

2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами: Me(OH)_x + неMe_xO_y

2NaOH +CO₂ Na₂CO₃ + H₂O
2Na + + 2OH — + CO₂2Na + + CO₃ 2- + H₂O
2OH — + CO₂ CO₃ 2- + H₂O

Если через пробирку с известковой водой (Ca(OH)2) пропустить углекислый газ (CO₂) , то известковая вода мутнеет, следствие образования соли – карбоната кальция (CaCO₃).

Щёлочи вступают в реакцию обмена с солями, при этом образуется новая соль и новое основание, но для этого нужно, чтобы образовался осадок или слабый электролит. Если в одну пробирку с гидроксида натрия добавить хлорида аммония (NH₄Cl), во вторую – с гидроксидом калия (КОН) добавить сульфат железа (III) (Fe₂(SO₄)₃), а в третью – с гидроксидом натрия добавить хлорид бария (BaCl₂) и содержимое первой пробирки нагреем, то в результате появляется резкий запах аммиака (NH₃). Во второй пробирке образуется осадок бурого цвета, а в третьей пробирке изменений не произошло.

2NaOH +MgCl₂Mg(OH)₂ + 2NaCl
2Na + +2OH — + Mg 2+ +2Cl — Mg(OH)₂ +2Na + +2Cl —
2OH — + Mg 2+ Mg(OH)₂

II. Химические свойства солей

1. Взаимодействие солей с металлами: Me_xO_y + Me*

Но нужно быть внимательным и обязательно пользоваться рядом активности металлов. Каждый металл вытесняет из раствора соли металлы, расположенные правее его в этом ряду.

При этом должны соблюдаться условия:

• обе соли (и реагирующая, и образующаяся) должны быть растворимыми
• металлы не должны реагировать с водой (т.е. щелочные и щелочноземельные металлы, которые реагируют с водой с образованием щелочей).

Посмотрим, как это происходит: в первую пробирку поместим железный гвоздь, во вторую – свинцовую пластину, а в третью – медную пластину. В первые две пробирки нальём раствора сульфата меди (II) (CuSO4), а в третью – раствор сульфата железа (II) (FeSO4). Через некоторое время мы можем наблюдать, что на железном гвозде осела медь, а во второй и третьей пробирке нет никаких изменений. Следовательно, в первой пробирке находился более активный металл, который вытеснил медь из раствора, во второй пробирке реакция не пошла, т.к. образующая соль (сульфат свинца (II)) является нерастворимой, в третьей пробирке реакция не прошла, т.к. медь стоит правее железа в ряду напряжений и не может вытеснить его из раствора соли.

Fe0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu0↓

2. Взаимодействие солей с щелочами:

3. Взаимодействие солей с кислотами:

В реакциях солей с солями образуются новые соли, в реакциях с кислотой – образуется новая кислота, в реакциях с основаниями образуется новая соль и новое основание.

III. Химические свойства кислот

Кислоты всегда начинается с водорода, окрашивают лакмус и метиловый оранжевый в красный цвет, ведь в их составе есть ион водорода (H+), который всегда образуется при диссоциации.

Так, при диссоциации соляной кислоты (HCl), образуется ион водорода и хлорид-ион (Cl — ), при диссоциации азотной кислоты (HNO₃), тоже ион водорода и нитрат-ион (NO₃ — ), при диссоциации азотистой кислоты (HNO₂) – ион водорода и нитрит-ион (NO₂ — ).

HCl = H + + Cl —

HNO₃ = H + + NO₃ —

HNO₂ ⇆ H + + NO₂ —

Именно поэтому, кислоты окрашивают лакмус и метиловый оранжевый в красный цвет.

1. Кислоты реагируют с основаниями: как с растворимыми, так и с нерастворимыми. При этом образуется соль и вода. Этот тип реакций относится к реакциям обмена.

Кислота + основание = соль + вода

Например, если мы в пробирку с гидроксидом натрия (NaOH) добавим несколько капель фенолфталеина, то раствор щёлочи окрасится в малиновый цвет, а затем сюда же добавим раствор соляной кислоты (HCl), 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.

2. Кислоты также вступают в реакции обмена с оксидами металлов. В результате реакции образуется соль и вода. Эта реакция вам уже знакома, наверняка оксиды, вам уже всё рассказали об этом.

Кислота + оксид металла = соль + вода

3. Кислоты реагируют с металлами, эти реакции относятся к реакциям замещения, при этом образуется соль и выделяется водород.

Кислота + металл = соль + водород

Для протекания данных реакций необходимо выполнение ряда условий:

• металл находиться в ряду напряжений до водорода
• должна получиться растворимая соль
• если кислота нерастворимая, то она не может вступить в реакцию с металлами.

Давайте, попробуем проверить. 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 (H2SO4), во вторую и четвёртую – раствора соляной кислоты (HCl). 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.

Zn 0 + 2H + = Zn 2+ + H₂ 0 ↑

2Al 0 + 6H + = 2Al 3+ + 3H₂ 0 ↑

Кислоты вступаем в реакции обмена с солями, при этом образуется новая кислота и новая соль. Эти реакции протекают в том случае, если образуется осадок или газ.

Кислота + соль = новая кислота + новая соль

Соляна (HCl) и серная кислоты (H₂SO₄), вам покажут это: в первой пробирке будет соляная кислота и силикат натрия (Na₂SiO₃), во второй – серная кислота и карбоната калия (K₂CO₃), в третьей – опять соляной кислоты и хлорида бария (BaCl2). Посмотрим за изменениями. В первой пробирке мы наблюдаем образование студенистого осадка (H₂SiO₃), во второй – выделение газа (CO₂), а в третьей – изменений нет. В двух пробирках реакции прошли, т.к. выполнялись следующие условия: в первой – образование осадка, во второй – выделение газа.

IV. Выполнение упражнений

Задание: составьте уравнения цепочки реакций (на “4”)

Еесли реакция является обменом, разберите ее как РИО, если реакция является ОВР, разберите ее с помощью электронного баланса (на “5”)

Теория электролитической диссоциации

О чем эта статья:

Что такое электролитическая диссоциация

Как известно, электрический ток — это направленное движение свободных электронов или ионов, т. е. заряженных частиц. В растворах электролитов, проводящих ток, за это отвечают свободные ионы.

В 1882 году шведский химик С. Аррениус при изучении свойств растворов электролитов обратил внимание, что они содержат больше частиц, чем было в сухом веществе. Например, в растворе хлорида натрия 2 моля частиц, а NaCl в сухом виде содержит лишь 1 моль.

Это позволило ученому сделать вывод, что при растворении таких веществ в воде в них появляются свободные ионы. Так были заложены основы теории электролитической диссоциации (ТЭД) — в химии она стала одним из важнейших открытий.

Электролитическая диссоциация — это процесс, в ходе которого молекулы электролитов взаимодействуют с водой или другим растворителем и распадаются на ионы. Она может иметь обратимый или необратимый характер. Обратный процесс называется моляризацией.

Благодаря диссоциации растворы электролитов обретают способность проводить ток. Сванте Аррениус не смог объяснить, почему разные вещества сильно отличаются по электропроводности, но это сделал Д. И. Менделеев. Он подробно описал процесс распада электролита на ионы, который объясняется его взаимодействием с молекулами воды (или другого растворителя).

Схема электролитической диссоциации: KA ⇄ K + (катион) + A — (анион).

Уравнение диссоциации на примере хлорида натрия: NaCl ⇄ Na + + Cl — .

Механизм электролитической диссоциации

При контакте с водой или другими растворителями диссоциации подвержены все вещества с ионной связью. Также распадаться на ионы могут вещества с ковалентной полярной связью, которая под действием воды переходит в ионную, а после разрушается.

Механизм диссоциации электролитов удобно рассматривать на примере хлорида натрия NaCl. Его кристаллическая решетка образована катионами натрия Na + и анионами хлора Cl — , которые удерживаются вместе благодаря ионной связи. При растворении в воде каждый кристалл хлорида натрия окружают ее молекулы.

Отметим, что молекулы воды — это диполи. На одном конце они несут атомы водорода с частичным положительным зарядом, а на другом — атомы кислорода с частичным отрицательным. Соответственно, атомы кислорода притягиваются к катионам натрия, а атомы водорода — к анионам хлора. Эта сила электростатического притяжения ослабляет и в итоге разрывает ионную связь между натрием и хлором. Вещество диссоциирует на ионы.

После распада хлорида натрия образовавшиеся ионы Na + и Cl — окружают молекулы воды, создавая гидратную оболочку. Ионы с такой оболочкой называют гидратированными.

Если вместо воды был использован другой растворитель — например, этанол, его молекулы создают сольватную оболочку. В этом случае ионы называются сольватированными.

Сущность процесса электролитической диссоциации передает схема:

Электролиты и неэлектролиты

Хотя электролитическая диссоциация происходит независимо от действия электротока, между этими явлениями есть связь. Чем выше способность вещества распадаться на ионы при взаимодействии с растворителем, тем лучше оно проводит электроток. По такому критерию известный физико-химик М. Фарадей выделил электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — это вещества, которые после диссоциации на ионы в растворах и расплавах проводят электроток. Обычно в их молекулах ионные или полярные ковалентные связи.

Неэлектролиты — это вещества, которые не распадаются на ионы в растворах и расплавах, а значит, не обладают проводимостью в растворенном виде. Для них характерны ковалентные неполярные или слабополярные связи.

Степень диссоциации

В зависимости от того, сколько молекул диссоциировало на ионы, вещество может быть сильным или слабым электролитом. Этот показатель называется степенью диссоциации, его измеряют от 0 до 1 либо в процентах.

Степень диссоциации — это отношение количества распавшихся на ионы молей вещества к исходному количеству молей.

Если в растворе на ионы распадаются все 100% электролита, .

По силе электролиты делятся на следующие группы: