Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

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:

Твитнуть

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

Поурочное планирование Урок 1. Электролиты. Механизм диссоциации. Урок 2. Уравнения диссоциации солей, оснований, кислот. Урок 3. Степень диссоциации. Урок 4. Реакции ионного обмена. Уроки 5–8. Химические свойства оксидов, оснований, кислот и солей в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных процессах. Урок 9. Гидролиз солей. Урок 10. Практическая работа № 1. Решение экспериментальных задач по теме «Электролитическая диссоциация». Уроки 11, 12. Модульная программа «Электролитическая диссоциация» (обобщение знаний по теме). Урок 13. Контрольная работа. Комплексная дидактическая цель 1. Знать определения понятий «электролиты», «диссоциация». 2. Уметь составлять уравнения диссоциации солей, оснований, кислот. 3. Знать свойства основных классов неорганических соединений. 4. Уметь составлять молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций, отражающих свойства соединений. 5. Уметь определять рН среды (кислая, щелочная) в растворах солей. 6. Уметь применять полученные знания при выполнении заданий разного уровня сложности. Приводим дидактический материал для проведения уроков 11, 12 (обобщение знаний по теме «Электролитическая диссоциация»).

Уроки 11, 12.

Модульная программа
«Электролитическая диссоциация»

Интегрирующая цель. В результате работы над учебными элементами (УЭ-1 – УЭ-7):

закрепить знания по теме «Электролитическая диссоциация»;
развить навыки написания уравнений диссоциации (полных и сокращенных ионных), само- и взаимоконтроля, взаимопомощи;
научиться выбирать уровень сложности по силам, работать на доверии, следить за временем, самостоятельно оперировать модульной программой, сравнивать результат своей работы с поставленными целями.

УЭ-1 · входной контроль (10 мин)

Цель . Подготовка к восприятию модуля.

Тестовые задания

Пользуйтесь таблицей растворимости. Ответы записывайте в тетради. Следите за временем! В спорных вопросах обращайтесь к учителю.

I вариант

1. Электролитом является:
а) кислород;
б) дистиллированная вода;
в) соляная кислота;
г) оксид серы(VI).

2. Какое вещество при диссоциации образует ион ?

а) H 2 SiO 3 ; б) Na 2 SiO 3 ; в) SiO 2 ; г) CaSiO 3 .

Al + + 3OH – = Al(OH) 3 ?

а) Al 2 O 3 + НСl ... ;

б) Al 2 O 3 + Н 2 O ... ;

в) АlPO 4 + КОН ... ;

г) АlCl 3 + КОН ... .

4. C какими из веществ будет взаимодействовать гидроксид натрия:

а) KNO 3 ; б) НNО 3 ; в) СuCl 2 ; г) СaO?

II вариант

1. Неэлектролитом является:
а) гидроксид натрия (р-р);
б) оксид кремния(IV);
в) хлорид натрия (р-р);
г) азотная кислота.

2. Какие вещества при диссоциации образуют катионы металла?
а) Кислоты;
б) оксиды;
в) соли;
г) основания.

3. Какому молекулярному уравнению соответствует сокращенное ионное:

Н + + ОН – = Н 2 О?

а) Н 2 SO 4 + NаОН ... ;

б) Н 2 SO 4 + Al 2 O 3 ... ;

в) НСl + СаСО 3 ... ;

г) Н 2 + О 2 ... .

4. С какими из веществ будет взаимодействовать соляная кислота?

а) СО 2 ;
б) Ва(ОН) 2 ;
в) K 2 SO 4 ;
г) К 2 СО 3 .

Поменяйтесь тетрадями с соседом по парте, проверьте ответы по приложению, обсудите ошибки. Оцените работу товарища, поставив за каждое правильно выполненное задание 1 балл. Занесите баллы в оценочный лист УЭ-1 (см. приложение 1). Если вы получили 4 балла, то переходите к УЭ-4. Если вы получили 2 или 3 балла, то переходите к УЭ-3. Если вы получили 0 или 1 балл, то приступайте к УЭ-2.

УЭ-2

Цель . Повторить основные положения теории электролитической диссоциации и свойства неорганических соединений.

1. Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролитов на ионы в растворе или расплаве.
Электролиты – это вещества, проводящие электрический ток в растворе или в расплаве.
Оксиды – неэлектролиты.
Соли - электролиты, диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка:

NaCl Nа + + Cl – .

Основания – электролиты, диссоциирующие на катион металла и анион гидроксигруппы:

NаОН Nа + + ОН – .

Кислоты – электролиты, диссоциирующие на катион водорода и анион кислотного остатка:

НCl Н + + Cl – .

2. Основные оксиды взаимодействуют с водой и с кислотами.
Кислотные оксиды взаимодействуют с водой и с щелочами.
Кислоты взаимодействуют с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.
Основания взаимодействуют с кислотными оксидами, кислотами, солями.
Соли взаимодействуют с металлами, солями, кислотами, щелочами.
Реакции ионного обмена идут до конца в случае образования слабого электролита (вода, осадок, газ).

Молекулярное уравнение:

Полное ионное уравнение:

Сокращенное ионное уравнение:

Переходите к УЭ-3.

УЭ-3

Цель . Развитие навыков написания уравнения диссоциации и ионных уравнений реакции обмена.

Выполните задание письменно в тетради. При затруднении обращайтесь к УЭ-2.

I вариант

1. Какие из веществ при диссоциации образуют ион Н + ? Запишите уравнения их диссоциации.

а) Са(ОН) 2 ; б) Н 2 SO 4 ; в) Н 2 SiO 3; г) НNО 3 .

2. Составьте молекулярное и ионные уравнения реакции между азотной кислотой и гидроксидом бария. Чему равны суммы всех коэффициентов в полном ионном и сокращенном ионном уравнениях?

II вариант

1. Какие из веществ при диссоциации образуют ион ОН – ? Запишите уравнения их диссоциации.

а) Bа(ОН) 2 ; б) Zn(OH) 2 ; в) НClO; г) KOН.

2. Составьте молекулярное и ионные уравнения реакции между хлоридом бария и серной кислотой. Чему равны суммы всех коэффициентов в полном ионном и cокращенном ионном уравнениях?

Проверьте свои ответы по приложению 2. Занесите баллы в оценочный лист. За правильно выполненное задание 1 поставьте 1 балл, за задание 2 – 2 балла. Если вы набрали 2 или 3 балла, переходите к УЭ-4. Если вы набрали 0 или 1 балл, вернитесь к УЭ-2 или обратитесь за консультацией к учителю.

УЭ-4

Цель . Закрепление знаний о реакциях ионного обмена

Работайте письменно в тетради.

I вариант

а) NaCl + К 2 SO 4 ... ;

б) СаСl 2 + Na 2 СО 3 ... .

Zn 2+ + 2OH – = Zn(OH) 2 .

II вариант

1. Составьте молекулярное и ионные уравнения только для необратимой реакции:

а) K 2 SO 4 + HCl ... ;

б) K 2 CO 3 + HNO 3 ... .

2. Составьте молекулярное уравнение, соответствующее сокращенному ионному:

Проверьте ответы по приложению 2. За каждое правильно выполненное задание – по 2 балла. Занесите балл в оценочный лист. Переходите к УЭ-5.

УЭ-5

Цель . Закрепить знания о свойствах неорганических соединений в свете представлений об электролитической диссоциации.

Тестовые задания

I вариант

Какие вещества взаимодействуют между собой с образованием гидроксида меди(II)?

а) Сu и Н 2 О;
б) СuО и НСl;
в) СuSO 4 и КОН;
г) СuСl 2 и Ва(OH) 2 .

II вариант

Какие вещества взаимодействуют между собой с образованием хлорида серебра?

а) Аg и НСl;
б) АgNO 3 и НСl;
в) Аg 2 O и NаСl;
г) AgNO 3 и NаСl.

Проверьте ответы по приложению 2. За правильно выполненное задание поставьте 2 балла. Занесите баллы в оценочный лист. Если до выполнения выходного контроля осталось более 10 мин, то переходите к
УЭ-6. Если времени осталось мало, приготовьтесь к выполнению выходного контроля, проанализировав свои ошибки в УЭ-3, УЭ-4 и УЭ-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№15

HCl → H + + Cl -

H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2-

По составу:

Бескислородные HCl, HNO 3

По основности:

Одноосновные HCl, HNO 3

Трехосновные H 3 PO 4

По силе:

Сильные HCl, HNO 3 , H 2 SO 4

Слабые H 2 S, H 2 CO 3

Zn + HCl = ZnCl 2 + H 2

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + OH - = H 2 O

HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3

Cl - + Ag + = AgCl↓

Глицерин – многоатомный спирт; состав молекулы, физические и химические свойства, применение.

Глицери́н - химическое соединение с формулой HOCH 2 CH(OH)-CH 2 OH или C 3 H 5 (OH) 3 . Простейший представитель трёхатомных спиртов. Представляет собой вязкую прозрачную жидкость.

Глицерин - бесцветная, вязкая, гигроскопичная жидкость, неограниченно растворимая в воде. Сладкий на вкус, отчего и получил своё название (гликос - сладкий). Хорошо растворяет многие вещества.

Взаимодействие глицерином с натрием:

2СН2ОН – СНОН-СН2ОН + 6Nа = 2СН2ОNа –СНОNa- СН2ОNа +3 Н2 глицерат натрия.

Билет №16

Основания, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

Основания -- вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН − .

Основание -- NaOH:

NaOH ↔ Na + + OH -

Существует также основание, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Это основание называется гидроксидом аммония и имеет формулу NH 4 OH. Гидроксид аммония образуется в рекции присоединения воды к аммиаку, когда аммиак растворяют в воде:

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).

Основания бывают растворимыми и нерастворимыми. Растворимые основания называются щелочами . Растворы щелочей скользкие на ощупь ("мыльные") и довольно едкие. Они разъедают кожу, ткани, бумагу, очень опасны (как и кислоты) при попадании в глаза. Поэтому при работе со щелочами и кислотами необходимо пользоваться защитными очками.

Лишь небольшую часть всех оснований называют щелочами. Это, например, KOH – гидроксид калия (едкое кали), NaOH – гидроксид натрия (едкий натр), LiOH – гидроксид лития, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция (его раствор называется известковой водой), Ba(OH) 2 – гидроксид бария. Большинство других оснований в воде нерастворимы и щелочами их не называют.

Щелочами называются растворимые в воде сильные основания.

Свойства, характерные для всех оснований, проявляются благодаря присутствию в их растворах гидроксид- ионов OH -. .

1. Наиболее важное химическое свойство всех оснований – взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации.

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Na + + OH - + H + + Cl - = Na + + Cl - + H 2 O

H + + OH - = H 2 O

2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами.

NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3

3. Взаимодействие щелочей с солями, если в результате реакции одно из веществ выпадает в осадок.

3NaOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

3Na + + 3OH - + Fe 3+ + 3Cl - = Fe(OH) 3 ↓ + 3Na + + 3Cl -

3OH - + Fe 3+ = Fe(OH) 3 ↓

Применение

Глюкоза является ценным питательным продуктом. В организме она подвергается сложным биохимическим превращениям в результате которых образуется диоксид углерода и вода, при это выделяется энергия согласно итоговому уравнению:

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6H 2 O + 6CO 2 + 2800 кДж

Так как глюкоза легко усваивается организмом, её используют в медицине в качестве укрепляющего лечебного средства при явлениях сердечной слабости, шоке, она входит в состав кровозаменяющих и противошоковых жидкостей. Широко применяют глюкозу в кондитерском деле (изготовление мармелада, карамели, пряников и т. д.), в текстильной промышленности в качестве восстановителя, в качестве исходного продукта при производстве аскорбиновых и глюконовых кислот, для синтеза ряда производных сахаров и т.д. Большое значение имеют процессы брожения глюкозы. Так, например, при квашении капусты, огурцов, молока происходит молочнокислое брожение глюкозы, так же как и при силосовании кормов. Если подвергаемая силосованию масса недостаточно уплотнена, то под влиянием проникшего воздуха происходит маслянокислое брожение и корм становится непригоден к применению. На практике используется также спиртовое брожение глюкозы, например при производстве пива.

3. Задача. Вычислите массу хлорида натрия и воды, необходимых для приготовления 500 г раствора, в котором содержание хлорида натрия 0, 05 или 5%.

ω = m р.в. /m р-ра

m р.в. = ω × m р-ра

m(NaCl) = 0,05 × 500 = 25 (г)

m(H 2 O) = m р-ра - m р.в. = 500 – 25 = 475 (г)

Ответ: для приготовления 500 г раствора необходимо взять 25 г хлорида натрия и 475 г воды.

Билет №17

Нахождение в природе

Крахмал – основной источник резервной энергии в растительных клетках – образуется в растениях в процессе фотосинтеза и накапливается в клубнях, корнях, семенах:

6CO 2 + 6H 2 O свет, хлорофилл → C 6 H 12 O 6 + 6O 2

nC 6 H 12 O 6 → (C 6 H 10 O 5) n + nH 2 O

глюкоза крахмал

Содержится в клубнях картофеля, зёрнах пшеницы, риса, кукурузы.

Гликоген (животный крахмал), образуется в печени и мышцах животных.

Строение

Состоит из остатков α - глюкозы.

В состав крахмала входят:

· амилоза (внутренняя часть крахмального зерна) – 10-20%

· амилопектин (оболочка крахмального зерна) – 80-90%

Применение

Крахмал широко применяется в различных отраслях промышленности (пищевой, бродильной, фармацевтической, текстильной, бумажной и т.п.).

· Ценный питательный продукт.

· Для накрахмаливания белья.

· В качестве декстринового клея.

Билет №18

Природные

Их около 150, они были обнаружены в живых организмах, около 20 из них входят в состав белков. Половина этих аминокислот – незаменимые (не синтезируются в организме человека), они поступают с пищей.

Синтетические

Получают кислотным гидролизом белков, либо из карбоновых кислот, воздействуя на них галогенном и, далее, аммиаком.

Физические свойства.

Бесцветные.

Кристаллические.

Хорошо растворимы в воде, но нерастворимы в эфире.

В зависимости от R могут быть сладкими, горькими или безвкусными.

Обладают оптической активностью.

Плавятся с разложением при температуре выше 200º.

Химические свойства.

Все аминокислоты амфотерные соединения, они могут проявлять как кислотные свойства, обусловленные наличием в их молекулах карбоксильной группы -COOH, так и основные свойства, обусловленные аминогруппой -NH2.

1. Аминокислоты взаимодействуют с кислотами и щелочами:

NH2 -CH2 -COOH + HCl → HCl NH2 -CH2 -COOH (хлороводородная соль глицина)

NH2 -CH2 -COOH + NaOH → H2O + NH2 -CH2 -COONa (натриевая соль глицина)

2. Аминокислоты обычно могут вступать во все реакции, характерные для карбоновых кислот и аминов.

Этерификация:

NH2 -CH2 -COOH + CH3OH → H2O + NH2 -CH2 -COOCH3 (метиловый эфир глицина)

Реакция образования пептидов:

HOOC -CH2 -NH -H + HOOC -CH2 -NH2 → HOOC -CH2 -NH -CO -CH2 -NH2 + H2O

Основная биологическая роль аминокислот заключается в том, что они являются основными «кирпичиками» для построения белковых молекул. Некоторые аминокислоты используют в медицине в лечебных целях (при сильном истощении, после тяжелых операций).

Некоторые аминокислоты используют в сельском хозяйстве для подкормки животных.

Важной особенностью аминокислот является их способность к поликонденсации, приводящей к образованию полиамидов, в том числе пептидов, белков, нейлона, капрона.

Билет№15

Кислоты, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

Кислоты – это электролиты, при диссоциации водных растворов которых в качестве катионов отщепляются только ионы водорода.

HCl → H + + Cl -

H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2-

Отрицательные ионы, которые отщепляются от молекулы кислоты называются кислотными остатками.

Кислоты классифицируют по нескольким признакам.

По составу:

Бескислородные HCl, HNO 3

По основности:

Одноосновные HCl, HNO 3

Двухосновные H 2 SO 4 , H 2 CO 3

Трехосновные H 3 PO 4

По силе:

Сильные HCl, HNO 3 , H 2 SO 4

Слабые H 2 S, H 2 CO 3

Общие химические свойства кислот обусловлены наличием иона водорода. Для кислот характерны следующие химические свойства:

1. Взаимодействие с активными металлами.

Zn + HCl = ZnCl 2 + H 2

2. Взаимодействие с основными оксидами.

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

3. Взаимодействие с основаниями.

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O

H + + OH - = H 2 O

4. Взаимодействие с солями – такая реакция протекает только в том случае, е6сли образуется осадок, летучее вещество или слабый электролит.

HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3

H + + Cl - + Ag + + NO 3 - = AgCl↓ + H + + NO 3 -