Теория кислот и оснований конспект

Обновлено: 06.07.2024

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.

Простым языком, кислота - это всё что с H, а основание - c OH. НО! Не всегда. Что бы отличать кислоту от основания необходимо. запомнить их! Сожалею. Что бы хоть как то облегчить жизнь, три наших друга, Аррениус и Бренстед с Лоури, придумали две теории, которые зовутся их именем.

Как металлы и неметаллы, кислоты и основания - это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу - это класс веществ, которые в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H + . Основания Аррениуса в водном растворе образуют анионы OH - . Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода). Основания, соответственно, - это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория - теория Льюиса. Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя аддукты Льюиса (аддукт - это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).

В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила справедливы для кислот и оснований.

Диссоциация

Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты - это распад HCl на H + и Cl - .

Свойства кислот и оснований

Кислоты, содержащие водород, в водном растворе выделяют катионы водорода. Основания, содержащие гидроксид-ион, в водном растворе выделяют анион OH - .

Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.

При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется газ.

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H + и анионы. Пример сильной кислоты - соляная кислота HCl:

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄

Список сильных кислот

HCl - соляная кислота
HBr - бромоводород
HI - йодоводород
HNO₃ - азотная кислота
HClO₄ - хлорная кислота
H₂SO₄ - серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

HF_(р-р) + H2O_(ж) → H3O + _(р-р) + F - _(р-р) - в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
[H₃O + ]=[F - ] Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены, щёлочноземельные металлы) группы.

Список сильных оснований

NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
KOH гидроксид калия (едкое кали)
LiOH гидроксид лития
Ba(OH)₂ гидроксид бария
Ca(OH)₂ гидроксид кальция (гашеная известь)

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH - :

Большинство слабых оснований - это анионы:

Список слабых оснований

Mg(OH)₂ гидроксид магния
Fe(OH)₂ гидроксид железа (II)
Zn(OH)₂ гидроксид цинка
NH₄OH гидроксид аммония
Fe(OH)₃ гидроксид железа (III)

Реакции кислот и оснований

Сильная кислота и сильное основание

Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и основания, результирующий раствор будет нейтральным.

Слабое основание и слабая кислота

Сильное основание и слабая кислота

Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства основания:

Сильная кислота и слабое основание

Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:

Диссоциация воды

Диссоциация - это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от равновесия, которое присутствует в воде:

H₂O + H₂O ↔ H₃O + _(р-р) + OH - _(р-р)
K_c = [H₃O + ][OH - ]/[H₂O] 2
Константа равновесия воды при t=25°: K_c = 1.83⋅10 -6 , также имеет место следующее равенство: [H₃O + ][OH - ] = 10 -14 , что называется константой диссоциации воды. Для чистой воды [H₃O + ] = [OH - ] = 10 -7 , откуда -lg[H₃O] = 7.0.

Данная величина (-lg[h₃O]) называется pH - потенциал водорода. Если pH 7, то вещество имеет основные свойства.

Способы определения pH

Инструментальный метод

Специальный прибор pH-метр - устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический сигнал.

Индикаторы

Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора, используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.

Соль - это ионное соединение образованное катионом отличным от H + и анионом отличным от O 2- . В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.

Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли, необходимо определить, какие ионы присутствуют в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH: не отдают ионы ни H + , ни OH - в воде. Например, Cl - , NO - ₃, SO 2- ₄, Li + , Na + , K + .

Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F - , CH₃COO - , CO 2- ₃), катионов с щелочными свойствами не существует.

Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.

Буфферный раствор

Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания, в основном состоят из:

Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота

Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:

/Ю. Я. Фиалков/

1. Теория электролитической диссоциации (1884 г. Сванте Аррениус)

Широкий круг химических реакций протекает в водной среде после переведения исходных веществ в растворенное состояние. Основные классы неорганических соединений – кислоты, основания, соли - зачастую представляют собой вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связями. Согласно теории электролитической диссоциации, базирующейся на коллигативных свойствах растворов, при растворении подобных веществ под действием полярных молекул воды происходит распад на ионы. Их водные растворы проводят электрический ток и являются проводниками второго рода. В отличие от электронной проводимости в металлах (проводников первого рода) переносчиками зарядов в растворе являются положительно и отрицательно заряженные ионы. Вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

В свете теории электролитической диссоциации реакции между электролитами в растворе есть реакции между ионами. При этом:

Кислота – это электролит, который в водном растворе диссоциирует с образованием в качестве катиона только катиона гидроксония Н3О+.

Основание – это электролит, который в водном растворе диссоциирует с образованием в качестве аниона только аниона гидроксила ОН-.

Обменная реакция между электролитами протекает в направлении уменьшения количества ионов в растворе, что возможно в следующих случаях:

1. Часть ионов удаляется из раствора в виде осадка или газа.

2. Продукт реакции является более слабым электролитом, чем электролиты – реагенты.

3. Образуются малодиссоциированные сложные ионы – гидроанионы слабых кислот (НСО3-, НРО42-…), гидроксокатионы слабых оснований и амфотерных гидроксидов (FеОН+, Аl(ОН)2+), комплексные ионы ([Fe(CN)6]3-, [Zn(OH)4]2-).

Если малорастворимые вещества имеются и среди продуктов, и среди реагентов, то реакция идет в направлении образования наименее растворимых соединений. //Используются справочные данные по величинам произведения растворимости малорастворимых соединений//

Для реакций между электролитами записывают ионно-молекулярные уравнения, в которых указывается преимущественная форма нахождения вещества в реакционной среде: сильные электролиты – в виде ионов, а слабые электролиты, газообразные и малорастворимые вещества – в молекулярном виде.

Пример 1. Установите возможность реакции в растворе между электролитами:

а) Na2SO4 + Mg(NO3)2 ≠ - реакция неосуществима, так как все ионы в растворе остаются без изменения;

б) (NH4)2S + CuCl2 → CuS↓ + 2NH4Cl, Cu2+ + S2- = CuS – реакция возможна, так как выделяется осадок;

в) Zn(ClO4)2 + NaOH → Zn(OH)ClO4 + NaClO4, Zn2+ + OH - = ZnOH+ - реакция возможна, так как образуется слабодиссоциирующий сложный ион;

г) Al2(SO4)3 + 12KOH → 2K3[Al(OH)6] + 3K2SO4, Al3+ + 6OH - = [Al(OH)6]3-– реакция возможна, так как часть ионов связывается в комплексный ион;

д) Ag2CrO4 + 2HCl → 2AgCl + H2CrO4, Ag2CrO4 + 2H+ + 2Cl - = 2AgCl + H2CrO4 – реакция возможна, так как растворимость хлорида серебра меньше растворимости хромата серебра, а хромовая кислота слабее соляной;

е) 3NaH2PO4 + 6KOH → Na3PO4 + 2K3PO4 + 6H20 – реакция возможна, так как вода диссоциирует слабее, чем дигидрофосфат – ион.

Частным случаем реакций ионного обмена является реакция нейтрализации:

Основание + Кислота = Соль + Вода

Реакция нейтрализации – реакция между кислотой и основанием, ведущая к связыванию ионов гидроксония и гидроксила с образованием малодиссоциированного соединения - воды:

В общем виде реакцию нейтрализации отражает уравнение:

mMen+(OH)n + nHmAm - → Memn+Anm - + mnH2O

При избытке двух - и многокислотных оснований образуются малодиссоциированные гидроксоионы:

Men+(OH)n + Н+ = Me(OH)n-1+ + H2O

При избытке многоосновных кислот образуются гидроанионы:

HmA + ОН - = Hm-1A - + H2О

Если гидроксид амфотерен, то он вступает в реакцию нейтрализации и с основанием, и с кислотой.

Пример 2: Запишите уравнения реакции нейтрализации гидроксида цинка а) едким натром и б) соляной кислотой.

а) Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4],

б) Zn(OH)2 + HCl = ZnOHCl + H2O; ZnOHCl +HCl = ZnCl2 + H2O

1. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

1. Na3PO4 + Al(NO3)3→

3. CaCO3 + CO2 + H2O→

4. Al2(SO4)3 + NaOH→

5. Fe(OH)2NO3 + HNO3→

7. NH3×H2O + CH3COOH→

9. Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2→

2. Составьте уравнения всех возможных реакций между соляной кислотой и алюминатом натрия Na[Al(OH)4].

3. Составьте формулы: а) основных сульфатов железа (Ш); б) кислых ортофосфатов кальция.

Различают сильные электролиты, молекулы которых при растворении полностью диссоциируют на ионы, и слабые, обладающие частичной диссоциацией.

Количественной оценкой силы электролита служат степень и константа диссоциации.

Степень диссоциации (α) – это отношение числа молекул распавшихся на ионы к начальному числу молекул. Степень диссоциации зависит от концентрации раствора и увеличивается по мере его разбавления.

Константа диссоциации слабого электролита не зависит от концентрации раствора и связана со степенью диссоциации законом разведения (1888 г. Фридрих Вильгельм Оствальд) :

2. Протолитическая теория (1923 г. Бренстед и Лоури)

Ограниченность теории электролитической диссоциации заключается в том, что вода – важнейший растворитель, но далеко не единственный. В 1905 году Е. Франклином была обнаружена глубокая аналогия между растворением электролитов в воде и жидком аммиаке (-35оС).

Реакция нейтрализации:

НCl + KOH = KCl + H2O HCl + KNH2 = KCl + NH3

H+ + OH - = H2O H+ + NH2- = NH3

Кроме этого теория электролитической диссоциации не могла объяснить наличие основных свойств у некоторых веществ, не содержащих гидроксильных групп ОН-, например, NH3, N(C2H5)3 и др.

Вполне закономерно было появление более универсальной теории кислот и оснований, которая была основана на представлении о переносе протона:

Кислота – вещество, состоящее из молекул или ионов, являющихся донорами протонов.

Основание – вещество, состоящее из молекул или ионов, являющихся акцепторами протонов.

Реакция нейтрализации – реакция, ведущая к образованию равновесной смеси сопряженных пар, состоящих из двух кислот и двух оснований:

Кислота 1 + Основание 2 ↔ Основание 1 + Кислота 2

В рамках протолитической теории вода является амфолитом, так как способна выполнять функции и кислоты и основания:

Н2О ↔ Н+ + ОН - вода - донор протона, то есть кислота.

Н2О + Н+ ↔ Н3О+ вода – акцептор протона, то есть основание.

Пример 3. Укажите сопряженные пары кислот и оснований в реакции: Н2О + NH3 ↔ OH- + NH4+

Решение: Молекула воды отдает протон, следовательно, является кислотой, которой соответствует сопряженное основание – гидроксил – анион. Молекула аммиака принимает протон, следовательно, является основанием, которому соответствует сопряженная кислота – катион аммония.

Протолитическая теория рассматривает практически любую кислоту или основание как амфотерный растворитель в зависимости от сродства к протону. Таким образом, вещество становится кислотой или основанием в зависимости от партнера по реакции.

Ряд сродства к протону таков: NH3 – N2H4 – H2O – HCN – H2S – CH3COOH – H3PO4 – HF – HNO3 – HCl – H2SO4 – HBr – HClO4

Каждое правее стоящее вещество является более сильной кислотой, чем предыдущее.

3. Электронная теория (1938 г. Г. Н. Льюис)

Возникает вполне закономерный вопрос: могут ли вещества обладать кислотными или основными свойствами, если в их составе нет атома водорода, способного к протонизации? Утвердительный ответ дала новая теория кислот и оснований, созданная американцем Г. Льюисом.

Кислота – это вещество, обладающее неподеленной электронной парой, донируя которую, оно может образовывать ковалентную связь с каким – либо атомом, молекулой или ионом, т. е. донор электронной пары.

Основание – вещество, обладающее свободной квантовой ячейкой, способное принимать неподеленную пару электронов, т. е. – акцептор электронной пары.

С позиции теории Льюиса протон может рассматриваться как Льюисова кислота, так как он способен акцептировать электронную пару. Кроме того, все катионы могут рассматриваться в качестве Льюисовых кислот, а все анионы в качестве Льюисовых оснований.

4. Теория автопротолиза или сольвосистем (1939 г. Кэди, Элсей, Франклин, М. Усанович, А. Шатенштейн, Н. Измайлов)

Кислота – растворимое вещество, способное или при диссоциации, или при реакции с растворителем образовывать ион лиония.

Основание - растворимое вещество, способное или при диссоциации, или при реакции с растворителем образовывать ион лиата.

Ионы лиония и лиата – продукты автоионизации – самопроизвольного процесса, при котором две молекулы растворителя образуют катион и анион.

Пример 4. Запишите рекции автоионизации воды, аммиака, уксусной кислоты.

Растворитель ион лиония ион лиата

2CH3COOH ↔ CH3COOH2+ + CH3COO-

Анализ представленных уравнений показывает, что поведение иона NH4+ в жидком аммиаке аналогично поведению иона Н3О+ в воде. Хлорид аммония, растворяясь в аммиаке, будет вести себя, как соляная кислота в воде, то есть является сильной кислотой. Амид калия КNH2 в жидком аммиаке будет вести себя, как КОН в воде, то есть является сильным основанием.

Опорная таблица для определения кислот и оснований с позиций разных теорий

В настоящее время не существует однозначного определения понятий кислоты и основания, которое в равной степени можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых растворителях. Для характеристики электролитов в водных растворах в настоящее время можно использовать понятия кислоты и основания, данные Аррениусом.

Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как катионов водорода, так и гидроксид – ионов. К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других аммфотерных элементов, а так же аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Таким образом, свойства кислот обусловлены наличием в их растворах водород - ионов, а свойства оснований - присутствием в их растворах гидроксид - ионов. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов.

Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:

1. Молекула NH₃ + не содержит иона ОН - , а молекула СО₂ - иона H + , однако в водном растворе первая проявляет свойства основания, а вторая - кислоты.

2. Безводный хлорид водорода, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.

3. Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, а в другом – как основания. Например, СН₃СООН в воде – слабая кислота:

а в жидком фториде водорода - основание:

Исследования подобного типа реакций, и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований.

Протонная теория кислот и оснований.

В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований.

Согласно этой теории:

- кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов;

- основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.

Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, т.к. в водном растворе он присоединяет протон:

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.

2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH₄ + , Н₃О + :

3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO₄ - , H₂PO₄ - , HPO₄ 2- и др.:

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, NH₃,Н₂О, С₂Н₅ОН и др.:

2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl - , СН₃СОО - , ОН - :

3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н₂N−NH₃ + .

Растворители типа воды, жидкого аммиака, а так же анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорам и акцепторами протонов, являются амфолитами.

Например, в реакции Н₂О + NH₃ → ОН - + NH₄ + молекула воды отдает протон и является кислотой.

Однако в реакции Н₂О+ HCl→ Н₃О + +Сl - молекула воды присоединят протон и является основанием. Таким образом, вода - типичный амфолит.

Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет или функцию кислоты или основания. Например, при растворении аммиака вода – кислота NH₃+ Н₂О NH₄ + + ОН - При растворении фторида водорода – основание HF+ Н₂О F - +H₃O +

Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н₂О больше сродства к протону HF), а если оно меньше – как кислота (сродство к протону Н₂О меньше сродства к протону NH₃).

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:

I. (кислота)₁ = (сопряженное основание)₁ + Н + т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание.

Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. (основание)₂ + Н + = (сопряженная кислота)₂

Например, кислоте H₂SO₄ соответствует сопряженное основание HSO₄ - _, а основанию Cl - - сопряженная кислота НСl.

Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.

Например:

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода, например галогенидам бора, алюминия, кремния и олова. Поэтому более общей является теория кислот и оснований Льюиса.

Теория Льюиса (электронная теория).

В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение.

Согласно этой теории:

- кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, - акцептор электронов;

- основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов.

По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи:

В приведенных примерах в качестве кислоты выступают молекулы трихлорида брома и оксида серы (VI), а в качестве оснований – молекулы аммиака и воды.

Таким образом, теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные: реакцию аминов с галогенидом бора, комплексообразование.

К основаниям Льюиса относят галогенид - ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие соединения общей формулы R₂CO (где R - органический радикал).

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Люйсу, как кислота.

Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:

2. Безводный хлорид водорода, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.

а в жидком фториде водорода - основание:

Протонная теория кислот и оснований.

В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований.

Согласно этой теории:

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.

2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH₄ + , Н₃О + :

3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO₄ - , H₂PO₄ - , HPO₄ 2- и др.:

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, NH₃,Н₂О, С₂Н₅ОН и др.:

2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl - , СН₃СОО - , ОН - :

3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н₂N−NH₃ + .

Например, в реакции Н₂О + NH₃ → ОН - + NH₄ + молекула воды отдает протон и является кислотой.

I. (кислота)₁ = (сопряженное основание)₁ + Н + т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание.

Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. (основание)₂ + Н + = (сопряженная кислота)₂

Например, кислоте H₂SO₄ соответствует сопряженное основание HSO₄ - _, а основанию Cl - - сопряженная кислота НСl.

Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.

Например:

Теория Льюиса (электронная теория).

В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение.

Согласно этой теории:

- кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, - акцептор электронов;

- основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов.

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Углубленное изучение химии. Неорганические основания и кислоты.

Вложение	Размер
11_kl.mru_neorganicheskie_osnovaniya_i_kisloty.doc	47 КБ

Предварительный просмотр:

11 кл – углубленное изучение химии

Неорганические основания и кислоты.

Татьяна Михайловна Русинова,

учитель химии ВКК,

МАОУ гимназия №35

- повторить и обобщить знания о неорганических основаниях и кислотах,

используя деятельностный подход;

- совершенствовать умения формулировать проблему и искать пути

решения на основе здравых рассуждений;

- рассмотреть влияние среды на путь ОВР в проблемно-поисковой ситуации;

- создать условия для индивидуальной траектории развития одаренных обучающихся. Задания такого типа выделены красным шрифтом.

Оборудование: 1) на демонстрационном столе: растворы кислот, щелочей,

индикаторы, колба с водой.

2) мультимедийное приложение к уроку – презентация.

3) на каждом ученическом столе:

Доска: Неорганические основания и кислоты.

Повторение и обобщение знаний.

кислоты амфотерные основания

I. Учащимся сообщается тема и цель урока. Слайд 1,2.

- Какие вещества называют гидроксидами (продукты взаимодействия

оксидов Ме и неМе с Н 2 О).

К доске приглашаются 3 учащихся и выполняют задания: привести примеры гидроксидов, структурную формулу одного из них, пояснить причину свойств, привести уравнения ступенчатой диссоциации.

- будет ли диссоциировать ступенчато гидроксид железа (Ш)? приведи аргументы.

-Дать определения кислотам и основаниям с разных точек зрения

а) с точки зрения состава (Иоганн Рудольф Глаубер, впервые

разработал способы получения концентрированных кислот – серной,

азотной, соляной; слайд 3.

б) с точки зрения теории диссоциации (Сванте Аррениус, за теорию

электролитической диссоциации получил Нобелевскую премию);

в) с точки зрения протолитической теории (Т.М. Лаури (Лоури) и Й.Н.

Бренстед), Слайд 5.

- дать полную характеристику (демонстрации)

гидроксиду железа (II), (III)

- вода – кислота или основание? Почему? (демонстрации)

- Что такое рН? Какие значения рН в кислотах? В щелочах? Слайд 7.

(рН – важный диагностический признак, широко применяемый в

- придумай другую величину выражения среды раствора

- Как экспериментально доказать присутствие в растворе Н 3 0 + или

ОН - ? (демонстрации индикаторов)

- какая кислота сильнее – серная или ортофосфорная? Почему?

(демонстрации). (Сила кислоты зависит от степени ее диссоциации,

от степени окисления атома неметалла, образующего кислоту).

- какая кислота сильнее сернистая или серная? Почему? Как это

Ответы вызванных к доске. Дополнительный вопрос на

-Почему кислородсодержащие кислоты можно отнести к

гидроксидам? (В их составе присутствует гидроксогруппа, некоторые

кислородсодержащие кислоты можно получить реакцией

II. Итак, ионы, определяющие реакцию среды, могут быть донорами или акцепторами электронов, следовательно, в каких реакциях они должны участвовать? – ОВР.

-Попробуем сформулировать предположение, гипотезу , которую можно доказать или опровергнуть экспериментальным путем сейчас на уроке. (Учащиеся вместе с учителем формулируют гипотезу): кислоты и основания участвуют в ОВР, среда определяет путь протекания ОВР.

- Какой эксперимент можно поставить? – Взять окислитель (Самый доступный и известный – перманганат калия) и восстановитель (например, сульфит натрия) и провести реакцию между ними в присутствии гидроксидов, создающих разные среды.

- Учащимся предлагается лабораторная работа, стр. 24.

- с помощью каких других экспериментов можно установить влияние среды на ОВР? Можешь воспользоваться реактивами из числа предложенных или взять любые другие.

Техника безопасности: 1. этикетки веществ повернуты к экспериментатору;

2. работать над столом;

3. при попадании раствора кислоты или щелочи на

руки – сообщить учителю, нейтрализовать, смыть

III. Отчеты по лабораторной работе. Формулирование выводов.

- Гипотеза подтвердилась – кислоты и основания влияют на путь ОВР.

Слайд 8. Проверка правильности составления уравнений, отвечают 3

Н 3 0 + : 2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 +3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 +3H 2 O

H 2 O: 2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O = 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 +2KOH

ОН - : KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH = 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

- почему для создания кислой среды берут серную кислоту, но не азотную или соляную?

- Как и почему среда влияет на путь овр?

(Чем выше кислотность среды (меньше значение рН), тем глубже восстанавливается ион атома – окислителя. Наиболее глубокое восстановление – в кислой среде: Ионы водорода внедряются в перманганат – анион, ослабляют связь между атомом марганца и атомом кислорода, деформируют анион, поляризуют, облегчая тем самым действие восстановителя.)

- Какие другие критерии могут быть основанием для создания ТВОЕЙ теории кислот и оснований? Попробуй создать свою теорию, непохожую на известные.

IV. Проверка знаний по теме – закрепление. Учащиеся выполняют задания из пособия ЕГЭ – 2012, слайд 8:

Читайте также: