Кислоты как электролиты, их классификация по различным признакам.

Кислотами называют сложные вещества, молекулы которого состоят из атомов водорода и кислотного остатка.

Вспомним, что мы уже знаем о кислотах и их классификации.

Мы выяснили, что классификаций кислот несколько, как и признаков классификации. Но какими бы разными они не были, все кислоты при диссоциации образуют катионы водорода, которые и обуславливают ряд общих свойств: кислый вкус, изменение окраски индикаторов (демонстрационный эксперимент кислота + индикаторы), взаимодействие с другими веществами. На прошлых уроках мы познакомились с вами с ТЭД, поэтому давайте запишем определение кислот с позиции этой теории.

Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Самостоятельная работа с учебником: Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов, страница 73. – рассмотреть классификацию кислот.

Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.

Основные химические свойства рассматриваются в виде схемы представленной в учебнике:

1. Кислота + металл → соль + водород

(реакция замещения)

Данные реакции идут при выполнении нескольких условий:

если металлы стоят в ряду активности металлов до водорода;

в результате реакции должна получаться растворимая соль, если образуется нерастворимая соль то на поверхности металла образуется плёнка из этой соли, которая прекращает доступ кислоты к металлу;

нерастворимая кремниевая кислота не взаимодействует с металлами;

особо взаимодействуют с металлами азотная и концентрированная серная кислоты, но об этом мы будем говорить в 9 классе.

Al + 3 H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + H₂↑

Al⁰ + 6H⁺ + 3SO₄^2- = 2Al³⁺ + 3SO₄^2- + H₂↑

Al⁰ + 3SO₄^2- = 2Al³⁺ + H₂↑

Cu + 2HCl ≠

2. Кислота + основание → соль + вода (реакция нейтрализации)

(реакция обмена)

Эта реакция универсальна и протекает между любой кислотой и между любым основанием.

НCl + NaOH = NaCl + Н₂О

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + Cl^- + Н₂О

H⁺+ OH^- = Н₂О

Реакцию между нерастворимым основанием и кислотой предлагается написать ребятам самостоятельно (молекулярное, полное и сокращённое ионное) первый составивший получает оценку:

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ = FeSO₄ + 2H₂O

Fe(OH)₂ + 2H⁺ + SO₄^2- = Fe²⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

Fe(OH)₂ + 2H⁺ = Fe²⁺ + 2H₂O

3. Кислота + оксид металла → соль + вода

(реакция обмена)

При составлении данного уравнения обратить внимание обучающихся на то, что оксиды металлов не являются электролитами, поэтому в ионном уравнении его записывают в молекулярном виде (мультимедийное учебное пособие “Химия.8 класс” №5, 6).

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

CuO + 2H⁺ + SO₄^2- = Cu²⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O

Данный тип реакций идёт в случае образования растворимой соли, если образуется нерастворимая соль, то на поверхности металла образуется плёнка из этой соли, которая прекращает доступ кислоты к оксиду.

4. Кислота + соль → новая кислота + новая соль

(реакция обмена)

Взаимодействие кислот с солями типичная реакция обмена и протекает по тем же закономерностям, т.е. в случае образования осадка, газа или слабого электролита.

Al₂(CO₃)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O + 3CO₂↑

2Al³⁺ + 3CO₃^2- + 6H⁺ + 3SO₄^2- = 2Al³⁺ + 3SO₄^2- + 3H₂O + 3CO₂↑

3CO₃^2- + 6H⁺ = 3H₂O + 3CO₂↑

Особенности взаимодействия концентрированной серной и азотной кислот с металлами.

Самостоятельная работа с учебником: Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов, страница 74.

Основные способы получения кислоты.

- бескислородные кислоты получают взаимодействием водорода с неметаллами (с последующим растворением в воде):

Cl2 + H2 = 2HCl;

H2 + S = H2S;

- - взаимодействие кислотных оксидов с водой:

N2O5 + H2O = 2HNO3;

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4;

- - взаимодействие солей с кислотами (действием сильной или менее летучей кислоты на соль более слабой кислоты или более летучей кислоты):

H2SO4 + NaCl(ТВ) = HCl + NaHSO4;

Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3¯ + 2NaCl;

- - окисление простых веществ:

2P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO;

Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl.

Вопросы для самоконтроля

¾ Дайте определение классу кислот.

¾ Назовите следующие кислоты: HCl, HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄, H₂ S, H₂CO₃.

¾ Кислот достаточно много, а можно ли их классифицировать.

¾ Какие вы знаете классификации.

¾ На какие группы делятся кислоты по составу, по основности, по силе (приведите примеры).

¾ Перечислите основные физические свойства, присущие практические всем неорганическим кислотам.

¾ Какие вещества реагируют друг с другом? Выберите правильные ответы:

а) CuO + HCl = …;
б) Cu + HCl = …;
в) CuSO₄ + HCl = …;
г) CuCO₃ + HCl = …

¾ Напишите уравнения возможных реакций (молекулярные и сокращённые ионные.

¾ Какие вещества реагируют друг с другом? Выберите правильные ответы:

а) Al + 3 H₂SO_4(разб) =;
б) HNO₃ + CuSO₄ =;
в) Al₂(CO₃)₃ + 3H₂SO₄ =;
г) SO₃ + H₂SO₄ =

¾ Напишите уравнения возможных реакций (молекулярные и сокращённые ионные.

¾ Отвечать на вопросы учебника: Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов, страница 77.

 

 

ПЛАН ЗАНЯТИЯ № 14

Дисциплина: Химия.

Тема: Основания.

Цель занятия: закрепить знания обучающихся о свойствах, способах получения и классификации оснований.

Планируемые результаты

Предметные: сформированность представлений о месте химии в современной научной картине мира; владение основополагающими химическими понятиями, теориями, законами и закономерностями; уверенное пользование химической терминологией и символикой;

Метапредметные: использование различных источников для получения химической информации, умение оценить ее достоверность для достижения хороших результатов в профессиональной сфере;

Личностные: готовность к продолжению образования и повышения квалификации в из­бранной профессиональной деятельности и объективное осознание роли хи­мических компетенций в этом;

Норма времени: 2 часа

Вид занятия: Лекция.

План занятия:

1. Основания как электролиты, их классификация по различным признакам.

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

3. Основные способы получения оснований.

Оснащение: Учебник.

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.

Тема 14. Основания.

План:

1. Основания как электролиты, их классификация по различным признакам.

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

3. Основные способы получения оснований.