Со свойствами кислот как электролитов вы уже знакомы напишите уравнения соответствующих реакций

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

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 0 + 6H + + 3SO4 2- = 2Al 3+ + 3SO4 2- + H2

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

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

НCl + NaOH = NaCl + Н2О

H + + Cl — + Na + + OH — = Na + + Cl — + Н2О

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

3. Кислота + оксид металла → соль + вода

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 + 2H + = Cu 2+ + 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

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

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):

— — 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 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:

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.

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.

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

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

Со свойствами кислот как электролитов вы уже знакомы напишите уравнения соответствующих реакций

FOR-DLE.ru — Всё для твоего DLE 😉
Привет, я Стас ! Я занимаюсь так называемой «вёрсткой» шаблонов под DataLife Engine.

На своем сайте я выкладываю уникальные, адаптивные, и качественные шаблоны. Все шаблоны проверяются на всех самых популярных браузерх.
Раньше я занимался простой вёрсткой одностраничных, новостных и т.п. шаблонов на HTML, Bootstrap. Однажды увидев сайты на DLE решил склеить пару шаблонов и выложить их в интернет. В итоге эта парочка шаблонов набрала неплохую популярность и хорошие отзывы, и я решил создать отдельный проект.
Кроме шаблонов я так же буду выкладывать полезную информацию для DataLife Engin и «статейки» для веб мастеров. Так же данный проект будет очень полезен для новичков и для тех, кто хочет правильно содержать свой сайт на DataLife Engine. Надеюсь моя работа вам понравится и вы поддержите этот проект. Как легко и удобно следить за обновлениями на сайте?
Достаточно просто зарегистрироваться на сайте, и уведомления о каждой новой публикации будут приходить на вашу электронную почту!

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn + 2H + + 2Cl — = Zn 2+ + 2Cl — + H2
Zn + 2H + ⟶ Zn 2+ + H2

Схема окислительно-восстановительной реакции (ОВР).
Zn 0 + 2H +1 Cl ⟶ Zn +2 Cl2 + H2 0
Zn 0 -2ē ⟶ Zn+2 |2 |2|1 ― процесс окисления
H +1 +2ē ⟶ H20 |2| |1 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы цинка и водорода. Находим наименьшее общее кратное для числа 2. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов цинка и водорода. Множители 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы элемента цинка в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1 (обычно на письме не пишем) перед формулой двух соединений цинка ( Zn , ZnCl2 ), а разными являются индексы элемента водорода, поэтому ставим коэффициент 1, поскольку относится к двум атомам водорода, только перед формулой водорода Н2. Подбираем коэффициенты для остальных соединений. Получим уравнение:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
В приведённой реакции цинк — восстановитель, а соляная кислота (за счёт атомов водорода в степени окисления +1) — окислитель.

2. Взаимодействие с основными оксидами с образованием растворимой соли и воды.
MgO + HCl = MgCl2 + H2O
MgO + 2H + + 2Cl — = Mg 2+ + 2Cl + + H2O
MgO + 2H + = Mg 2+ + H2O

3. Реакция нейтрализации. Взаимодействие со щелочами и нерастворимыми основаниями с образованием растворимой соли и воды.
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na + + OH — + H + + Cl — = Na + + Cl — + H2O
H + + OH — = H2O
или
Сu(OH)2↓ + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H + + 2Cl — = Cu 2+ + 2Cl — + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H + = Cu 2+ + 2H2O

4. Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ.
AgNO3 + HCl = HNO3 + AgCl↓
Ag + + NO3 — + H + + Cl — = H + + NO3 — + AgCl↓
Ag + + Cl — = AgCl↓
или
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2
2Na + + CO3 2- + 2H + + 2Cl — = 2Na + + 2Cl — + H2O + CO2
2H + + CO3 2- = H2O + CO2

Задание 2 Проделайте реакции, характеризующие химические свойства раствора гидроксида натрия. Запишите уравнения проделанных вами реакций в молекулярной и ионной формах.
1. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации):
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H + + Cl — + Na + + OH — = Na + + Cl — + H2O
H + + OH — = H2O
2. Взаимодействие с кислотными оксидами:
CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
CO2 + 2Na + + 2OH — = 2Na + + CO3 2- + H2O
CO2 + 2OH- = CO3 2- + H2O
3. Взаимодействие с растворами солей, если выпадает осадок:
FeCl3 + 3NaOH = NaCl + Fe(OH)3
Fe 3+ + 3Cl — + 3Na + + 3OH — = 3Na + + 3Cl — + Fe(OH)3
Fe 3+ + 3OH — = Fe(OH)3

Задание 3 Получите оксид серы (IV) и проделайте реакции, характеризующие его химические свойства. Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, если это возможно.
S + O2 = SO2
1. Взаимодействие с водой c образованием сернистой кислоты:
H2O + SO2 ⇄ H2SO3
2. Взаимодействие со щелочами с образованием растворимой соли и воды:
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O
2Na + + 2OH — + SO2 = 2Na + + SO3 2- + H2O
2OH — + SO2 = SO3 2- + H2O
3. Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли:
Na2O + SO2 = Na2SO3

Задание 4 Проделайте реакции, характеризующие химические свойства: хлорида железа (II). Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Реакции с участием металла рассмотрите как окислительно-восстановительные.
1. Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов левее железа:
Mg + FeCl2 = MgCl2 + Fe↓ (при t 0 )
Схема окислительно-восстановительной реакции (ОВР).
Mg 0 + Fe +2 Cl2 ⟶ Mg +2 Cl2 + Fe 0
Mg 0 -2ē ⟶ Mg +2 |2 |2|1 ― процесс окисления
Fe +2 +2ē ⟶ Fe 0 |2| |1 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы магния и железа. Находим наименьшее общее кратное для числа 2. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов магния и железа. Множители 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы этих элементов в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1 (обычно на письме не пишем) перед формулами всех соединений магния ( Mg , MgCl2 ) и железа ( FeCl2 , Fe). Получим уравнение: Mg + FeCl2 = MgCl2 + Fe
В приведённой реакции магний — восстановитель, а хлорид железа (II) (за счёт атомов железа в степени окисления +2) — окислитель.
2. Взаимодействие со щелочами:
FeCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Fe(OH)2
Fe 2+ + 2Cl + + 2Na + + 2OH — = 2Na + + 2Cl — + Fe(OH)2
Fe 2+ + 2OH — = Fe(OH)2
3. Взаимодействие с растворами солей:
FeCl2 + Na2CO3 = 2NaCl + FeCO3
Fe 2+ + 2Cl — + 2Na + + CO3 2- = 2Na + + 2Cl — + FeCO3
Fe 2+ + CO3 2- = FeCO3

Задание 1 Осуществите реакции, характеризующие химические свойства раствора серной кислоты. Запишите уравнения проделанных вами реакций в молекулярной и ионной формах. Реакцию с металлом рассмотрите как окислительно-восстановительную.
1. Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду металлов до водорода:
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2
Mg + 2H + + SO4 2- = Mg 2+ + SO4 2- + H2
Mg + 2H + = Mg 2+ + H2

Схема окислительно-восстановительной реакции (ОВР).
Mg 0 + H2 +1 SO4 ⟶ Mg +2 SO4 + H2 0
Mg 0 -2ē ⟶ Mg +2 |2|2|1 ― процесс окисления
2H +1 +2ē ⟶ H2 0 |2| |1 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы магния и водорода. Находим наименьшее общее кратное для числа 2. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов магния и водорода. Множители 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы этих элементов в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1 (обычно на письме не пишем) перед формулами всех соединений магния ( Mg , MgSO4 ) и водорода (H2SO4, H2 ). Получим уравнение: Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2
В приведённой реакции магний — восстановитель, а серная кислота (за счёт атомов водорода в степени окисления +1) — окислитель.

2. Взаимодействие с основными оксидами с образованием растворимой соли и воды.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO4 2- = Cu 2+ + SO4 2- + H2O
CuO + 2H + = Cu 2+ + H2O

3. Реакция нейтрализации. Взаимодействие со щелочами и нерастворимыми основаниями с образованием растворимой соли и воды.
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2Na + + 2OH — + 2H + + SO4 2- = 2Na + + SO4 2- + 2H2O
2H + + 2OH — = 2H2O :2
H + + OH — = H2O
или
Cu(OH)2 ↓ + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H + + SO4 2- = Cu 2+ + SO4 2- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H + = Cu 2+ + 2H2O

Задание 2 Получите гидроксид железа (III) реакцией обмена и осуществите реакции, характеризующие его химические свойства. Запишите уравнения проделанных вами реакций в молекулярной и ионной формах.
FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3
Fe 3+ + 3Cl — + 3Na + + 3OH — = 3Na + + 3Cl — + Fe(OH)3
Fe 3+ + 3OH — = Fe(OH)3
1. Реакция нейтрализации.
Fe(OH)3↓ + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H + + 3Cl — = Fe 3+ + 3Cl — + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H + = Fe 3+ + 3H2O
2. Термическое разложение гидроксида железа (III):
2Fe(OH)3 ↓ = Fe2O3 + 3H2O (при t 0 )

Задание 3 Проделайте реакции, характеризующие химические свойства оксида кальция. Запишите уравнения реакций в молекулярной и ион ной формах, если это возможно.
1. Взаимодействие с водой с образованием гидроксида кальция.
CaO + H2O = Ca(OH)2
2. Взаимодействие с кислотами с образованием растворимой соли и воды.
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
CaO + 2H + + 2Cl — = Ca 2+ + 2Cl — + H2O
CaO + 2H + = Ca 2+ + H2O
3. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием солей.
CaO + CO2 = CaCO 3

Задание 4 Проделайте реакции, характеризующие химические свойства: хлорида меди (II). Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Реакции с участием металла рассмотрите как окислительно-восстановительные.
1. Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов левее меди:
Mg + СuCl2 = MgCl2 + Cu↓
Схема окислительно-восстановительной реакции (ОВР).
Mg 0 + Cu +2 Cl2 ⟶ Mg +2 Cl2 + Cu 0
Mg 0 -2ē ⟶ Mg +2 |2|2|1 ― процесс окисления
Cu +2 +2ē ⟶ Cu 0 |2| |1 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы магния и меди. Находим наименьшее общее кратное для числа 2. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов магния и меди. Множители 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы этих элементов в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1 (обычно на письме не пишем) перед формулами всех соединений магния (Mg, MgCl2) и меди (CuCl2, Cu). Получим уравнение: Mg + CuCl2 = MgCl2 +Cu
В приведённой реакции магний — восстановитель, а хлорид меди (II) (за счёт атомов меди в степени окисления +2) — окислитель.
2. Взаимодействие со щелочами:
CuCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Cu(OH)2
Cu 2+ + 2Cl + + 2Na + + 2OH — = 2Na + + 2Cl — + Cu(OH)2
Cu 2+ + 2OH — = Cu(OH)2
3. Взаимодействие с растворами солей:
CuCl2 + Na2S = 2NaCl + CuS↓
Cu 2+ + 2Cl — + 2Na + + S 2- = 2Na + + 2Cl — + CuS↓
Cu 2+ + S 2- = CuS↓

Химические свойства кислот

О чем эта статья:

8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Кислоты — это сложные химические вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться атомами металла, и кислотных остатков.

Рассмотрим подробнее общие свойства кислот.

Диссоциация

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Диссоциация кислот происходит ступенчато. По способности к диссоциации кислоты разделяют на две группы:

Хорошо диссоциирующие (сильные): H2SO4, HCl, HBr, HNO3, HClO4, HI.

Разложение

В результате реакций разложения кислородсодержащих кислот образуются кислотный оксид и вода. Бескислородные кислоты образуют простые вещества. Для разложения некоторых кислот необходимо нагревание или излучение (HCl, HNO3, H3PO4) другие же разлагаются самопроизвольно в момент образования (H2CO3, H2SO3, HNO2).

Взаимодействие кислот с металлами

Металл может вытеснять водород из кислоты только в том случае, если металл стоит левее водорода в ряду активности металлов. Продукты реакции — соль и водород.

При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

Высокая окислительная способность серной и азотной кислот позволяет им вступать в реакции с металлами. Продукты реакции будут зависеть от активности металла и от концентрации кислот.

Таблица: химические свойства кислот-окислителей

На холоду — пассивация

На холоду — пассивация

Реакция не проходит

На холоду — пассивация

На холоду — пассивация

Взаимодействие кислот с основаниями

Кислоты реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами, в результате образуются соль и вода. Взаимодействие кислот с основаниями называют реакцией нейтрализации.

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Взаимодействие кислот с солями

Сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей, при этом образуются новая соль и новая кислота. Условие протекания реакции кислот с солями — одним из продуктов реакции должны быть нерастворимая соль или слабая кислота, вода, газ.

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты вступают в реакцию с основными и амфотерными оксидами (последние ведут себя как основные оксиды). В результате реакции образуется соль и вода.

Восстановительные свойства бескислородных кислот

Бескислородные кислоты (кроме HF) проявляют восстановительные свойства за счет химического элемента, который входит в состав аниона, при действии на них различных окислителей.

Например, в качестве окислителей для всех галогеноводородных кислот выступают диоксид марганца MnO2, перманганат калия KMnO4, дихромат калия K2Cr2O7.

Результат этих реакций — образование свободных галогенов.

Из галогеноводородных кислот наибольшая восстановительная активность — у йодоводородной. Ее могут окислять оксид железа (III) и соль трехвалентного железа.

Высокая восстановительная активность характерна для сероводородной кислоты, она может быть окислена диоксидом серы.

Способность окрашивать индикаторы

Индикаторы кислот — это специальные вещества, при помощи которых определяют наличие кислот в растворе.

Вопросы для самоконтроля

С чем реагируют кислоты?

При каких условиях кислоты взаимодействуют с солями? Приведите пример.

Составьте уравнения реакций и назовите продукты реакций:

Разбавленный раствор серной кислоты реагирует с: медью, хлоридом меди, сульфатом меди, цинком?

Соляная кислота вступает в реакцию с каждым из двух веществ:


источники:

http://gdz.cool/8-klass/912-h8_gos_2019__pr_8.html

http://skysmart.ru/articles/chemistry/himicheskie-svojstva-kislot