Примеры оксидов кислот солей оснований оксидов: Написать по 10 примеров :Оксидов ,Кислот, Оснований и Солей

Содержание

ПРИМЕР Урока развивающего контроля (химия) // Урок развивающего контроля // ГБОУ Лицей № 410

ПРИМЕР Урока развивающего контроля (химия) // Урок развивающего контроля // ГБОУ Лицей № 410

ПРИМЕР Урока развивающего контроля (химия)

УРОК _ХИМИИ
ТЕМА_«Основные классы соединений»
КЛАСС _8

ВИД   И   ТИП УРОКА: УРОК РАЗВИВАЮЩЕГО КОНТРОЛЯ

МЕТОДИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ: Учебник О.С. Габриелян «Химия. 8 класс.», М., Дрофа, 2010.

 

ТЕХНИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ: тексты заданий для проведения контрольной работы; вспомогательные алгоритмы, эталон контрольной работы, алгоритм исправления ошибок школьниками, система заданий для  коррекции ошибок, задания, аналогичные к/р для выборочного выполнения школьниками, дополнительные задания для учащихся, которые без ошибок справились с работой – для проведения урока по анализу к/р. 

 

ОБЩИЕ ЦЕЛИ УРОКА
Деятельностная цель: Формирование  мотивации образовательной деятельности школьников на основе личностно-ориентированного подхода для контроля уровня усвоения материала по теме «Основные классы соединений». Формирование способности учащихся к осуществлению контрольной функции.
Развивающая цель: контроль и самоконтроль изученных понятий и алгоритмов.

Формы работы учащихся:

  1. Самостоятельная индивидуальная работа учащихся по выполнению контрольной работы, которая состоит из трёх заданий. Первое задание проверяет знание учащимися основных классов соединений и их названия. Второе – умение составлять формулы гидроксидов и оксидов по степени окисления элементов. Третье —  расчётные задачи. Это позволяет проверить не только уровень специальных умений и навыков, но и степень овладения общеобразовательными компетенциями (методологические, логические умения; сравнение, сопоставление объектов по предложенным основаниям работа с информацией, представленной в разных формах и др.).
  2. Самоконтроль  — эталонный вариант предлагается ученику для сравнения и самостоятельного оценивания собственного варианта. Для каждого задания прописаны критерии, по которым будет осуществляться контроль. Таким образом, учащиеся изначально владеют информацией о «стоимости» каждого задания и могут прогнозировать свою оценку за контрольную работу.
  3. Педагогический контроль – эталон находится у педагога.  Способность к самооценке формируется путём согласования с учителем результата, на основе ранее установленных критериев и рефлексивного анализа допущенных ошибок.


Структура урока .

№ п/п

Этап урока

Деятельность учителя

Деятельность учащихся

УУД

1

Мотивация к контрольно-коррекционной деятельности. Продолжительность 2-3 минуты.

Применяет прием «До-после», в ходе которого школьники сами формулируют цель урока, создаёт условия для возникновения внутренней потребности включения в контрольно- коррекционную деятельность («хочу»), актуализирует требования к ученику со стороны контрольно-коррекционной деятельности  («надо»). Устанавливает тематические рамки и создает основу контрольно-коррекционных действий «могу». Организовывает повторение контролируемых способов действий, сопоставление учащимися своих работ по готовому образцу.

Принимают участие в диалоге с учителем, задают вопросы.

Регулятивные
целеполагание, включая постановку новых целей, преобразование практической задачи в познавательную;
прогнозирование — предвосхищение результата и уровня усвоения знаний;
Познавательные
умение структурировать знания;
Коммуникативные
умение слушать и вступать в диалог;  интегрироваться в группу сверстников и строить продуктивное взаимодействие и сотрудничество со сверстниками и взрослыми.

2

Контроль и самопроверка знаний. Продолжительность 37-42 минуты.

Организует индивидуальную деятельность учащихся (написание контрольной работы).
Консультирует учащихся.

Индивидуальная  работа. (Приложение 1). Проверяют свою работу по эталону (Приложение 2.).

Регулятивные
прогнозирование — предвосхищение результата и уровня усвоения знаний;
Познавательные
умение структурировать знания;
осуществлять выбор наиболее эффективных способов решения задач в зависимости от конкретных условий;
структурировать тексты, включая умение выделять главное и второстепенное, главную идею текста, выстраивать последовательность описываемых событий;
Личностные
формирование потребности в самовыражении и самореализации, позитивной моральной самооценки и моральных чувств.

3

Локализация индивидуальных затруднений. Продолжительность – 6-8 минут.

Применяет прием «З-Х-У», организует мотивирование учащихся к коррекционной деятельности.
Анализирует правильность самопроверки учащимися своих работ.
Уточняет алгоритм и правила устранения ошибок.

Определяют цель урока.
Определяют места
ошибок.
Указывают способы действий.
Сравнивают с эталоном и выполняют задания творческого уровня.

Познавательные
действия постановки и решения проблем.
установление  причинно-следственных связей;

4

Целеполагание и построение проекта коррекции выявленных затруднений. Продолжительность: 10-12 минут.

Применяет прием «Связующие Алгоритмы», организует процесс обсуждения учащимися целей коррекции, а также помогает выбрать необходимые средства и способы их достижения (Приложение 4) .

Формулируют индивидуальные цели и алгоритм коррекционных действий.
Выбирают способ и средство коррекции.

Регулятивные
постановка новых целей, преобразование практической задачи в познавательную;
самостоятельно анализировать условия достижения цели на основе учёта выделенных учителем ориентиров действия в новом учебном материале

5

Реализация построенного проекта. Продолжительность 7-8 минут.

Применяет прием «Мудрые совы», организует выполнение учащимися самостоятельной работы.
Осуществляет знаковую фиксацию преодоления затруднений.

Коррекция учащимися своих ошибок (работа с эталоном) в контрольной работе и применение соответствующих способов действий. Выполняют самостоятельную работу.
Выполняют самопроверку.

Регулятивные
контроль в форме сличения способа действия и его результата с заданным эталоном с целью обнаружения отклонений и отличий от эталона;
Познавательные
формулирование проблем и самостоятельное создание способов решения проблем творческого и поискового характера.

6

Обобщение затруднений во внешней речи
Продолжительность – 3-4 минуты

Применяет прием «Хочу спросить». Организует обсуждение типовых затруднений.
Проговаривает формулировки способов действий, которые вызвали затруднение.

Задают вопросы, участвуют в выявлении типичных ошибок.
Формулируют способы действий, которые вызвали затруднение.

Коммуникативные
умение слушать и вступать в диалог;  интегрироваться в группу сверстников и строить продуктивное взаимодействие и сотрудничество со сверстниками и взрослыми.
планирование учебного сотрудничества с учителем и сверстниками;

7

Самостоятельная работа с самопроверкой по эталону.
Продолжительность – 7-10 минут

Применяет прием «Райтинг», Организует выполнение учащимися самостоятельной работы.
Осуществляет знаковую фиксацию преодоления затруднений.

Выполняют самостоятельную работу.
Выполняют самопроверку, выставляют себе оценку.
Учащиеся, не допустившие ошибок в контрольной работе, выполняют самопроверку заданий творческого уровня по предложенному образцу (приложение 3.).

Регулятивные
контроль в форме сличения способа действия и его результата с заданным эталоном с целью обнаружения отклонений и отличий от эталона;
Познавательные
создавать и преобразовывать модели и схемы для решения задач;
осуществлять выбор наиболее эффективных способов решения задач в зависимости от конкретных условий;
давать определение понятиям;
устанавливать причинно-следственные связи;

8

Включение в систему знаний и повторения. Продолжительность 5-7 минут

Применяет прием «Мысли во времени», организует применение способов действий, вызвавших затруднения, повторение и закрепление ранее изученного материала и подготовка к изучению следующих разделов курса.

В течение 1 минуты учащиеся записывать свои мысли, которые «приходят в голову» и связаны со словом «Ошибка».

Регулятивные
Осуществление  констатирующий и предвосхищающий контроль по результату и по способу действия; актуальный контроль на уровне произвольного внимания;
самостоятельно оценивать правильность выполнения действия и вносить необходимые коррективы в исполнение как в конце действия, так и по ходу его реализации;
Коммуникативные
задавать вопросы, необходимые для организации собственной деятельности и сотрудничества с партнёром;
осуществлять взаимный контроль и оказывать в сотрудничестве необходимую взаимопомощь;
адекватно использовать речь для планирования и регуляции своей деятельности.

9

Рефлексия.
Продолжительность – 3-5 минут

Применяет прием «Рюкзак». Проговаривает механизм деятельности по контролю. 
Ведёт диалог с учащимися, в ходе которого школьники сами формулируют цель последующей деятельности. Предлагает учащимся:
-зафиксировать степень соответствия поставленной цели контрольной деятельности  и её результатов;
— оценить полученные результаты собственной деятельности;
-при необходимости определить задание для самоподготовки (домашнее задание с элементами выбора)

Принимают участие в игре, продолжая фразу «Я на уроке…» и передавая по цепочке импровизированный «рюкзак».
Фиксируют  степень соответствия поставленной цели контрольной деятельности  и её результатов.
Оценивают полученные результаты собственной деятельности.
При необходимости определяют задание для самоподготовки (домашнее задание с элементами выбора).
Записывают домашнее задание.

Познавательные
рефлексия способов и условий действий; контроль и оценка процесса и результатов действия
Личностные
самоопределение на основе развития самосознания и мировоззрения


Приложение 1.
Контрольная работа по теме
«Соединения химических элементов»

1. Из перечня формул выпишите отдельно формулы оксидов, оснований, кислот, солей и дайте им названия:
1 вариантh3SO4, Na2O, CuSO4, KOH, SO3, h3S, Mg(OH)2, Al2(SO4)3, FeS, h3O, Fe(OH)3, HCl
2 вариантCr(OH)3, HNO3, MgCl2, LiOH, FeSO4, h3SO3, CO2, AgNO3, Na2O, HF, Fe2O3, Ca(OH)2
3 вариант– NaCl, Cu2O, Cu(OH)2, HNO2, Al2S3, h3, N2O5, Al(OH)3, FeO, BaSO4, AgOH, h3CO3.
Критерии  оценки:

Правильно указаны оксиды – 1 б.
Правильно указаны основания – 1б.
Правильно указаны кислоты — 1б.
Правильно указаны соли — 1б.

Правильно названы все оксиды – 1 б.
Правильно названы все основания – 1 б.
Правильно названы все кислоты – 1 б.
Правильно названы все соли – 1 б.

ИТОГО

8 б.

2. Укажите заряды ионов и степени окисления элементов в формулах веществ. Для гидроксидов (кислоты и основания) запишите формулы соответствующих им оксидов, а для соли – формулы гидроксидов.
1 вариант – CaCO3, Cr(OH)3, h3SO4
2 вариант – Mg(OH)2, h3CO3, Na2SO4
3 вариант – NaOH, HNO3, Ba(NO3)2.
Критерии  оценки:

Правильно указаны заряды всех ионов — 1б.
Правильно указаны степени окисления всех элементов – 1б.
Правильно записаны формулы оксидов для гидроксидов – 1 б.
Правильно записаны формулы гидроксидов для соли – 1 б.

ИТОГО          4 б.

3. Решите задачу. Ответ запиши с точностью до сотых.
1 вариантСколько граммов сахара и сколько граммов воды надо взять для приготовления 250 г 12% раствора?
2 вариант – К 100 г 30 %-го раствора  сахара добавили 10 г сахара. Какова массовая доля сахара в полученном растворе?
3 вариант – К 200 г 10 %-го раствора  сахара добавили 100 г воды. Какова массовая доля сахара в полученном растворе?
Критерии  оценки:

Правильно записано условие задачи — 1б.
Правильно записана формула для нахождения неизвестного  – 1б.
Правильно сделаны вычисления – 1 б.

ИТОГО          3 б.

Критерии оценки за контрольную работу

Количество баллов

15-14

13-11

10-8

7-0

Оценка

«5»

«4»

«3»

«2»


Рекомендации по проведению и проверке контрольной работы.
Контрольная работа представляется в четырёх вариантах. В каждом задании представлены критерии оценивания. Эти критерии необходимо заранее (перед началом работы) оговорить с учащимися. Ребята должны знать, какую оценку они могут получить и что для этого необходимо выполнить. Проверку контрольной работы можно организовать таким способом, чтобы учащиеся использовали другой цвет ручки. На этом этапе не предполагается  выяснение причин своих ошибок и их исправление. Данный этап завершается фиксацией своих ошибок и выставлением самооценки и сдачей контрольной работы учителю. На этапе  выполнения самостоятельной работы учащиеся выполняют аналогичные задания из другого варианта в контрольной работе.
Данный формат контрольных работ позволяет учителю провести поэлементный анализ качества знаний по предложенной теме с целью дальнейшей коррекции содержания и методов обучения.
Приложение 2.
Контрольная работа по теме
«Соединения химических элементов»
Эталонный вариант

1. Из перечня формул выпишите отдельно формулы оксидов, оснований, кислот, солей и дайте им названия:
1 вариант

Оксиды

Основания

Кислоты

Соли

Na2O – оксид натрия
SO3 —  оксид серы (VI)
h3O – оксид водорода

KOH – гидроксид калия
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III)
Mg(OH)2 – гидроксид магния

h3SO4 — серная
h3S — сероводородная
HCl – соляная (хлороводородная)

CuSO4 – сульфат меди (II)
Al2(SO4)3 — сульфат алюминия
FeS – сульфид железа (II)

2 вариант

Оксиды

Основания

Кислоты

Соли

CO2 – оксид углерода (IV)
Na2O – оксид натрия
Fe2O3 – оксид железа (III)

Cr(OH)3 —  гидроксид хрома(III)
LiOH – гидроксид лития
Ca(OH)2 – гидроксид кальция

HNO3 —  азотная
h3SO3 — сернистая
HF — фтороводородная

MgCl2 – хлорид магния
FeSO4 – сульфат железа (II)
AgNO3 – нитрат серебра  (I)

3 вариант

Оксиды

Основания

Кислоты

Соли

Cu2O – оксид меди (II)
FeO  — оксид железа (II)
N2O5 – оксид азота (V)

Cu(OH)2  — гидроксид меди (II)
AgOH  —  гидроксид серебра (I)
Al(OH)3 – гидроксид алюминия

 HNO2 —  азотистая
h3CO3 —  угольная
h3SiO3 —  кремневая

NaCl — хлорид натрия
Al2S3 — сульфид алюминия
BaSO4 – сульфат бария

2. Укажите заряды ионов и степени окисления элементов в формулах веществ. Для гидроксидов (кислоты и основания) запишите формулы соответствующих им оксидов, а для соли – формулы гидроксидов.

1 вариантзаряды ионовCa2+CO32-, Cr3+(OH)3-, H2+SO42-
                               степени окисления: Ca+2C+4O3-2, Cr3+(O-2H+1)3-, H2+1S+6O4-2
                               CaCO3→Ca(OH)2, Cr(OH)3 → Cr2O3, h3SO4→ SO3
                                               h3CO3
2 вариантзаряды ионов:  Na+2SO2-4, Mg2+ (OH) -2, H+2CO2-3
                               степени окисления: Na+12S+6O2-4, Mg2+ (O-2H+1)2, H+2C+4O2-3
                               Na2SO4→NaOH,   Mg(OH)2 → MgO, h3CO3→ CO2
                                               h3SO4

3 вариантзаряды ионов:  Ba2+ (NO3) -2, Na+OH- , H+NO-3
                               степени окисления: Ba+2 (N+5O2-3) -2, Na+1 O-2H+1, H+1N+5O2-3
                               Ba(NO3) 2→Ba(OH)2,   NaOH→ Na2O, HNO3→ N2O5
                                                   HNO3

3. Решите задачу.
1 вариантСколько граммов сахара и сколько граммов воды надо взять для приготовления 250 г 12% раствора?

Дано:                                      Решение:
mр-ра= 250 г                            mр.в.= ω* mр-ра = 0,12*250 = 30 г
ω = 12% = 0,12            mр-ль = mр-ра — mр.в = 250 – 30 = 220 г
 

mр.в.= х г
mр-ль= у г                       Ответ: 30 г, 220 г

2 вариант – К 100 г 30 %-го раствора  сахара добавили 10 г сахара. Какова массовая доля сахара в полученном растворе?
Дано:                                      Решение:
m1 р-ра= 100 г        m1р.в  = ω1* m1 р-ра = 0,3 * 100 = 30 г
ω1 = 30% = 0,3                    
m р.в .= 10 г          ω2= (m1р.в + m р.в )/  (m1 р-ра + m р.в ) = (30+10)/100+10 = 0,37
                                               
ω2 = x %                        Ответ: 37%

3 вариант – К 200 г 10 %-го раствора  сахара добавили 100 г воды. Какова массовая доля сахара в полученном растворе?
Дано:                                      Решение:
m1 р-ра= 200 г        m1р.в  = ω1* m1 р-ра = 0,1 * 200 = 20 г
ω1 = 10% = 0,1
m р-ль.= 100 г       ω2= m1р.в /  (m1 р-ра + m р-ль ) = 20/200+100= 0,07

 

ω2 = x %              Ответ: 7%


Приложение 3.
Дополнительные задания
для учащихся, которые без ошибок справились с контрольной работой.
Вариант 1

  1. Составьте формулы следующих веществ: нитрита магния, бромида кальция,  фосфата стронция, оксида мышьяка (V), фосфата калия, гидроксида свинца (II), оксида кремния (II), бромной кислоты (правильно составлены все формулы — 8 б.).
  2. Заполните таблицу по образцу (правильно составлены все формулы — 9 б.):

 

  1. Смешали 200 г 40 %-го и 100 г 30 %-го растворов азотной кислоты. Определите массовую долю кислоты в полученном растворе (правильно записано условие задачи, правильно записана формула для нахождения неизвестного, правильно сделаны вычисления – 3 б.).

Вариант 2.

  1. Составьте формулы следующих веществ: нитрата кальция, фторида алюминия, карбоната лития, оксида мышьяка (III), сульфита натрия, гидроксида железа (II), оксида меди (II), хлорной кислоты (правильно составлены все формулы — 8 б.).
  2. Заполните таблицу по образцу (правильно составлены все формулы — 9 б.):

 

  1. Смешали два раствора гидроксида натрия: 120 г 5 %-го раствора и 130 г 15 %-го раствора. Рассчитайте массовую долю гидроксида натрия в полученном растворе (правильно записано условие задачи, правильно записана формула для нахождения неизвестного, правильно сделаны вычисления – 3 б.).


Приложение 4.
Алгоритм исправления ошибок школьниками:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Приложение 5.
Алгоритм конструирования урока развивающего контроля.

    1. Определить форму и процедуру проведения контрольной работы.
    2. Составить список знаний – понятий, алгоритмов, правил, способов действий и т.д., которые требуют контроля усвоения. Подобрать соответствующие эталоны.
    3. В соответствии с принципом минимакса подобрать задания для контрольной работы на применение перечисленных знаний.
    4. Составить контрольную работу.
    5. Подобрать задания для этапа самостоятельной работы с самопроверкой.
    6. Определить критерии оценивания контрольной работы и форму его представления учащимся.
    7. Подготовить образцы и эталоны для самопроверки.
    8. Определить способы организации самопроверки контрольной и самостоятельной работ.
    9. Продумать форму организации этапа мотивации.
    10. Продумать форму организации актуализации знаний.
    11. Продумать организацию работы с алгоритмом исправления и, при необходимости, составить диалог для его коррекции на уроке.
    12. Спроектировать деятельность учащихся, зафиксировавших отсутствие затруднений (подобрать задания более высокого уровня сложности, продумать способ их предъявления и проверки, продумать возможность их включения в консультационную работу и пр.)
    13. Продумать формы организации работы в классе на каждом этапе урока.
    14. Продумать форму организации этапа рефлексии.
    15. Сконструировать диалоги для организации коллективной работы на всех этапах урока.
    16. В случае организации  групповой работы, сформулировать задания и способы организации обратной связи по результатам работы групп.
    17. Подобрать задания для этапа повторения, продумать аргументацию выбора заданий.
    18. Составить технологическую карту урока.
    19. Провести анализ технологической карты. Внести корректировку.

Алгоритм подготовки урока развивающего контроля см. Приложение 5.

Общая характеристика оксидов — урок. Химия, 8–9 класс.

Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород.  

В оксидах химический элемент кислород находится в степени окисления \(–2\).

 

Оксиды — весьма распространённый в природе класс соединений. Они находятся в воздухе, распространены в гидросфере и литосфере.

 

Примеры оксидов:

 

h3O — оксид водорода, или вода.

На Земле вода встречается во всех трёх агрегатных состояниях — газообразном (водяной пар), жидком и твёрдом (лёд, снег). На долю воды также приходится большая часть массы живых организмов.

 

Рис. \(1\). Вода

Рис. \(2\). Пар

Рис. \(3\). Лёд

 

CO2 — оксид углерода(\(IV\)), двуокись углерода или углекислый газ.

Как вы уже знаете, углекислый газ нужен зелёным растениям для фотосинтеза. 

 

Рис. \(4\). Фотосинтез

 

Оксид углерода(\(IV\)), находящийся в твёрдом агрегатном состоянии, называют сухим льдом.

 

Рис. \(5\). Сухой лёд

 

CO — оксид углерода(\(II\)), угарный газ.

Примесь этого очень ядовитого вещества может содержаться в воздухе. Основным источником загрязнения является транспорт. Угарный газ образуется в результате неполного сгорания топлива. Этот же оксид образуется и во время пожаров.

 

Рис. \(6\). Горение газа

Рис. \(7\). Выхлопные газы

 

Fe2O3 — оксид железа(\(III\)).

В природе этот оксид встречается в виде минерала гематита. Он составляет основу руды, называемой красным железняком.

 

Рис. \(8\). Красный железняк

 

SiO2 — оксид кремния(\(IV\)).

В природе встречается в виде кварцевого песка, кварца, горного хрусталя.

 

Рис. \(9\). Песок

Рис. \(10\). Кварц

Рис. \(11\). Горный хрусталь

 

Классификация оксидов

Оксиды принято группировать в зависимости от их способности реагировать с кислотами и основаниями. Различают три важнейшие группы оксидов: основные, кислотные и амфотерные. Их относят к солеобразующим оксидам. Существуют также оксиды, которые называют несолеобразующими.

 

  • Основные оксиды.

Основными называют оксиды, которые реагируют с кислотами, образуя соль и воду.

Основные оксиды образуются химическими элементами — металлами. Как правило, степень окисления элемента, образующего основный оксид, является невысокой: \(+1\) или \(+2\).

Примеры основных оксидов:

оксид натрия Na2O, оксид меди(\(II\)) CuO.

 

  • Кислотные оксиды.

Кислотными называют оксиды, которые реагируют с основаниями, образуя соль и воду.

Кислотные оксиды образуют элементы — неметаллы. Например, оксид серы(\(VI\)) SO3, оксид азота(\(IV\)) NO2.

Также кислотные оксиды могут быть образованы металлическими химическими элементами, в которых те проявляют степень окисления от \(+5\) до \(+8\). Например, оксид хрома(\(VI\))  CrO3 и оксид марганца(\(VII\)) Mn2O7.

 

  • Амфотерные оксиды.

Амфотерными называют оксиды, которые реагируют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.

Амфотерные свойства проявляет оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2O3, оксид бериллия BeO.

 

Если металлический элемент имеет переменную валентность (проявляет несколько степеней окисления), то из всех образуемых им оксидов амфотерными свойствами обладают те, в которых этот элемент имеет промежуточную валентность (промежуточную степень окисления).

Например, хром может проявлять валентность равную двум, трём, шести.

Амфотерными свойствами обладает именно оксид хрома(\(III\)) Cr2O3.

 

  • Несолеобразующие оксиды.

Несолеобразующие оксиды — оксиды, не реагирующие с кислотами или основаниями при обычных условиях.

К ним относятся: оксид углерода(\(II\)) CO, оксид кремния(\(II\)) SiO ,оксид азота(\(I\)) N2O, оксид азота(\(II\)) NO.

Они не имеют кислотных гидроксидов, не вступают в реакции с образованием солей.

 

Номенклатура оксидов

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже.

Например: Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия.

 

Если элемент, образующий оксид, имеет переменную степень окисления (или валентность), то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела).

Например: Cu2O — оксид меди(\(I\)), CuO — оксид меди(\(II\)), FeO — оксид железа(\(II\)), Fe2O3 — оксид железа(\(III\)), Cl2O7 — оксид хлора(\(VII\)).

  

Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом, или моноокисью, если два — диоксидом, или двуокисью, если три — то триоксидом, или трёхокисью и т. д.

Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода CO2, триоксид серы SO3.

 

Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например, угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д.

урок химии « Оксиды. Основания. Кислоты» — Лицей №14

Разработка урока химии в 8 классе

по теме: « Оксиды. Основания. Кислоты»

подготовила учитель химии и биологии

                                                      высшей  квалификационной категории

                                     МАОУ лицей №14 «Экономический»

                                               Кофанова Людмила Владимировн

Ростов-на-Дону

2012 г.

Тема: «Оксиды. Основания. Кислоты». 

(Обобщение, закрепление и расширение знаний обучающихся о классах неорганических соединений).

Задачи:  

   акцентировать внимание обучающихся на основных признаках и свойствах  веществ,

     как   представителей классов неорганических соединений;

 —  продолжить развитие умений анализа, синтеза, умений обобщать и делать выводы;

 —  формировать умения работать с различными источниками информации;

 —  формировать умения записывать формулы веществ;

 —  совершенствовать способности обучающихся к самоанализу и самооценке;

 —  воспитывать чувство взаимопомощи и доброжелательного отношения друг к другу.

Данный урок является обобщающим в теме «Соединения химических элементов» (химия 8 класс, программа Рудзитис, Фельдман) с использованием учебно-лабораторного оборудования нового поколения для проведения уроков химии.

 Компьютерные технологии позволяет излагать достаточно абстрактный материал эмоционально насыщенными визуальными образами.

Урок сохраняет уровень креативности – обучающиеся активно участвуют в работе, тактильно создают информацию.

Использование игровой формы урока способствует активному развитию детей, поскольку происходит естественное саморазвёртывание  системы, её расширение. Играя в новой среде, имеющей, большие и разнообразные возможности, ребёнок учиться манипулировать сложной средой, моделировать различные ситуации. Применение  компьютера позволяет повысить наглядность изучаемого материала, отработку умений и навыков («виртуальная лаборатория», слайды с подвижными объектами).

В ходе данного  урока средствами компьютера, организацией групповой работы решается проблема диалогичности детей при работе с компьютером (выведение на экран результатов групповой деятельности), развития навыков коммуникативности (через групповую работу), пользование средствами мультимедиа (Интернет, литературные источники, создание презентации) конкурс  «Домашнее задание».

Здоровьесберегающим компонентом урока является  разминка  и  релаксминутка, разнообразие видов и форм деятельности, психологическая поддержка группы.

 

 

 

 

 

Цели урока:

— закрепить учебный материал  по пройденным темам  с помощью заданий, связанных с развитием  творческих способностей, и стандартных задач;

— отработать умения различать химические формулы различных классов веществ;

— отработать умения составлять формулы исходных веществ  по их названиям.

— продолжить развитие речевых навыков, наблюдательности и умения делать выводы на основе наблюдений, интереса к предмету, детской фантазии и представлений;

— совершенствовать культуру организации эксперимента; установить связь теории с практикой на примере перехода из одного класса в другой.

 

Тип урока: обобщения и систематизации знаний.

Планируемые результаты обучения :

 

  • Обучающиеся должны уметь составлять химические формулы оксидов, оснований и кислот.
  • Знать состав и номенклатуру неорганических веществ.
  • Уметь переходить от веществ одного класса к веществам другого класса;
  • Уметь объяснять причины многообразия веществ в природе, их материальное единство.
  • Уметь  сравнивать основания и кислоты по составу.

 

ХОД   УРОКА

 

I.Организационный момент.

Проводится разминка, задавая вопросы, цель которых – подготовить обучающихся к активной  учебной деятельности на уроке.

· О каком камне мечтает каждая женщина?

(Алмаз.)

· Инициалы Менделеева?

(Д.И.)

· Как называется расстояние от центра окружности до точки, лежащей на ней?

(Радиус.)

· В дроби над чертой пишем…

(Числитель.)

· Чем дышит все живое на Земле?

(Кислород.)

· Как называется профессия человека, изучающего погодные явления?

(Метеоролог.)

Показ слайда 1

Сегодня у нас урок – обобщение. Давайте вместе с вами постараемся определить, что нам необходимо повторить? Какое лабораторное оборудование используется для изучения данной темы?

Показ слайда 2

II. Проверка домашнего задания.

 

Устный  фронтальный опрос.

 

  1. 1.     Что называют оксидами?

Показ слайдов 3, 4

 

  1. 2.     Какие бывают оксиды?

Показ слайдов 5

 

  1. 3.     Какие вещества называют основаниями?

Показ слайда 6

  1. 4.     Что называют кислотами?

Показ слайда 7

 

  1. 5.     С какими кислотами вы познакомились?

Показ слайдов 8, 9

 

6. Проверка изученного материала игра «Кто лишний?»

      Показ слайда  10

 

  1. 7.     С помощью чего можно распознать кислоты и основания? Покажите, какое лабораторное оборудование используется для этого?

Показ слайдов 11, 12

Химический диктант:

  1. Кислота, которая вырабатывается во время принятия пищи. Способствует пищеварению.  HCl
  2. Едкий натр. Мылкое на ощупь, входит в состав мыла. Разъедает кожу, ткани. NaOH
  3. Оксид водорода, самый распространенный оксид. Н2О
  4. Молекулярный кислород, поддерживающий дыхание и горение. О2
  5. Отработанный газ, который мы выдыхаем (все живое). СО2
  6. Входит в состав кремнезема, горного хрусталя, стекла. SiO2

III. Актуализация  знаний обучающихся.

Оставшееся время используется на уроке для выполнения тренировочных упражнений по темам «Оксиды», «Основания», « Кислоты».

 

Работа в группах.

  1. 1.     Распределить вещества по классам, оформить согласно  предложенной таблице.

K2O, HCl, HNO3, CuO, H2SO4, Al2O3, Na2O, H2S, SO3, Ca(OH)2.

Оксиды Основания Кислоты

Проверка ведется другой группой. Показ слайда 13

 

Проверка тетрадей.  Показ слайда 14

 

  1. 2.     Составить формулы веществ:

оксид натрия, оксид серы(IV), оксид алюминия, гидроксид цинка, гидроксид хрома(III), серная кислота, азотная кислота, соляная кислота.

Показ слайда 15

 

  1. 3.      Составить формулы  оксидов элементов: магния, калия, алюминия, фосфора (V), хлора (VII), железа (III), углерода  (IV), серы (VI).

 

Показ слайда 16

  1. 4.     Написать формулы оснований и кислот, которые соответствуют данным оксидам:  Показ слайдов 17

3, Na2О, Al2O3, СО2, ВаО

 Комментарии. В заданиях 3 разделить сразу оксиды на основные и кислотные. У  доски по одному обучающемуся  каждого варианта.

Релаксоминутка: звучит музыка или зачитывается стихотворение.

Показ слайдов  18, 19, 20

В кружево будто одеты

Деревья, кусты, провода.

И кажется сказкою это,

А все это просто вода.

Безбрежная ширь океана

И тихая заводь пруда,

Каскад водопада и брызги фонтана,

А в сущности, это вода.

Высокие волны вздымая,

Бушует морская вода,

И топит, и губит, играя,

Большие морские суда.

Вот белым легли покрывалом

На землю родную снега…

А время придет — все растает,

И будет простая вода.

  1. Осуществить реакции;
  2. Определить какие свойства (кислот, оснований, оксидов и солей) характеризует каждая реакция;
  3. Определить тип реакции, обратимость;
  4. Для реакций ионного обмена привести уравнения в молекулярном, в полном и сокращенном ионном виде.

Практическая работа. Свойства кислот, оснований, оксидов и солей.

Инструктаж по Т.Б.

Цель работы: осуществить реакции, характеризующие некоторые свойства кислот, оснований, оксидов и солей

Оборудование: спиртовка, штатив с пробирками.

Реактивы: HCl, NaOH, Zn, AgNO3, Ca(OH)2, CaO

Ход работы.

Уравнения реакций Наблюдения, тип реакции
  1. HCl + NaOH =
  2. HCl + Zn =
  3. CaO + HCl =
  4. AgNO3 + NaCl =
  5. Ca(OH)2 + CO2 =

Выводы:Задание:

  1. Осуществить реакции.
  2. Определить какие свойства (кислот, оснований, оксидов и солей) характеризует каждая реакция.
  3. Определить тип реакции, обратимость.
  4. Для реакций ионного обмена привести уравнения в молекулярном, в полном и сокращенном ионном виде.

 Выводы:

IV. Закрепление изученного

Самостоятельная работа по карточкам  3 варианта

Карточки

Ф.И. обучающегося ___________________________ класс _______

1 вариант

1. Написать по названию формулы кислот и оснований:

Сернистая кислота, гидроксид лития, азотная кислота, гидроксид железа (II), гидроксид алюминия

2. Написать к составленным формулам соответствующие оксиды.

 

Ф.И. обучающегося ___________________________ класс _______

2 вариант

1. Написать по названию формулы кислот и оснований:

Фосфорная кислота, гидроксид натрия, азотистая кислота, гидроксид хрома (III), гидроксид кальция

2. Написать к составленным формулам соответствующие оксиды.

 

Ф.И. обучающегося ___________________________ класс _______

3 вариант

1. Написать по названию формулы кислот и оснований:

Угольная кислота, гидроксид железа (III), серная кислота, гидроксид  меди (II), гидроксид бария

2. Написать к составленным формулам соответствующие оксиды.

 

 

 

V. Подведение итогов. Выставление оценок.

VI. Домашнее задание: повторить § 18, 19, 20.

Рефлексия.

Понравился ли вам урок?

Удалось ли достигнуть поставленной цели?

Оксиды. Кислоты. Основания. Амфотерность. Соли

1. Оксиды

Оксиды
– это сложные вещества, образованные двумя элементами, одним из которых
является кислород (O).

Оксиды
могут находиться в трех агрегатных состояниях,

а
именно: в твердом, жидком и газообразном.

Температура
плавления зависит от их строения.

CuO,
FeO- твердые вещества, немолекулярного строения.

Оксиды:

MgO
– магния

NiO
– никеля

SiO — кремния

FeO- железа

ClO — хлора

CO — углерода

NO — азота

1.2. Вода

Массовая
доля воды в организме человека составляет 65%.

Взрослый
человек потребляет ежедневно почти 2 л воды.

Плотность
воды наибольшая при 4градусов – 1 г/см в кубе.

При
нуле – лёд, а при 100 – водяной пар.

Вода
реагирует:

А)
с активными металлами, образуя щелочи и водород(H).

2Na
+ 2HO = 2NaOH + H

Из
этой реакции видим, что водород выделился и образовался гидроксид натрия NaOH –
щелочь.

Если
при добавлении фиолетового лакмуса окраска становится синей – это признак того,
что в растворе есть щелочь.

2K + HO = 2KOH + H

Ca + 2HO = Ca(OH) + H

Б)
с оксидами активных металлов, образуя растворимые  основания – щелочи.

CaO
+ HO = Ca(OH)

Оксиды
которым соответствуют основания (независимо от того, реагируют они с водой или
нет) называются основными.

Б)
еще примеры:

NaO + HO = 2NaOH

BaO
+ HO = Ba(OH)

В)
со многими оксидами неметаллов, образуя кислоты.

PO + HO = 2HPO

а
с горячей водой:

PO + 3HPO = 2HPO

CO + HO = HCO

SO + HO = HSO

Г)
вода разлагается под действие высокой температуры или электрического тока.

2HO = 2H + O

Оксиды
которым соответствуют кислоты (независимо от того, реагируют они с водой или
нет) называются кислотными.

2. Кислоты

В
формулах кислот на первом месте всегда стоит водород, а дальше – кислотный
остаток. Во время химических реакций он переходит из одного соединения в
другое, не изменяясь.

Пример:
SO — кислотный остаток.

Его
валентность = 2, поскольку в серной кислоте он соединен с двумя атомами
водорода, которые способны замещаться атомами цинка (к примеру).

Вывод:
валентность кислотных остатков определяется числом атомов водорода, способных
замещаться атомами металла.

Основность
кислот – это количество атомов водорода, способных замещаться атомами металла с
образованием соли.

Многие
кислородосодержащие кислоты можно получить путем  взаимодействия кислотных оксидов с водой:

SO + HO = HSO

NO + HO = 2HNO

2.1. Химические свойства кислот

1ое
свойство: кислоты действуют на индикаторы.

Вещества,
изменяющие свою окраску под действием кислот (или щелочей, называются
индикаторами.

Индикаторы:
Лакмус, метилоранж, фенолфталеин.

2ое
свойство: кислоты реагируют с металлами.

Mg
+ 2HCl = MgCl + H

Zn
+ 2HCl = ZnCl + H

Cu
+ HCl = реакция не происходит!


свойство: кислоты реагируют с основными оксидами.

CuO + 2HCl = CuCl + HO — — — — Cu (II)

Реакции
обмена: это реакции между двумя сложными веществами, в результате которых они
обмениваются своими составными частями.

Примечание:
Во время взаимодействия азотной кислоты с металлами вместо водорода выделяются
другие газы.

2.2. Соляная кислота и хлороводород

Получают
хлороводород таким образом:

1)
слабое нагревание

NaCl
+ HSO = NaHSO + HCl

2)
сильное нагревание

2NaCl
+ HSO = NaSO + 2HCl

HCl
– бесцветный газ с резким запахом, немного тяжелее воздуха, во влажном воздухе
дымит. При 0 градусов в одном объеме воды растворяется 500 объемов
хлороводорода.

Химические
свойства соляной кислоты:

1ое
свойство: изменяет окраску индикаторов: лакмус в соляной кислоте краснеет,
метилоранж – розовеет, фенолфталеин остается бесцветным.

2ое
свойство: взаимодействует с металлами:

Mg
+ 2HCl = MgCl + H


свойство: взаимодействует с основными оксиды:

FeO + 6HCl = 2FeCl + 3HO

Примечание: HCl + AgNO = AgCl +HNO

3. Основания

CaO
+ HO = Ca(OH)

В
этой реакции образовался гидрат оксида кальция, или гидроксид кальция. Основания
состоят из металла и одновалентных гидроксильных групп (OH), число которых
соответсвует валентности металла.

Основания:

NaOH
– гидроксид натрия

Mg(OH) — гидроксид магния

Ba(OH) — гидроксид бария.

Fe(OH) — гидроксид железа (II)

Fe(OH) — гидроксид железа (III)

Все
основания имеют немолекулярное строение.

По
растворимости в воде разделяются на:

А)
растворимые (щелочи)

Пример:
гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH) и т.п.

Б)
нерастворимые

Пример:
гидроксид меди (II) Cu(OH), гидроксид железа (III)

Fe(OH) и т.п.

Растворимые
основания можно получить при взаимодействии активных металлов с водой и оксидов
активных металлов с водой, которые называются основными оксидами:

2Na + 2HO = 2NaOH + H

BaO + H0 = Ba(OH)

Вывод:
все основания реагируют с кислотами, образуя соль и воду.

Например:

NaOH
+ HNO = NaNO + HO

Cu(OH) + 2HCl = CuCl + 2HO

4. Амфотерные оксиды и гидроксиды

Основания
реагируют с кислотами и наоборот. Всегда получается соль и вода.

Ca(OH) + 2HCl = CaCl + 2HO

HCO + 2NaOH = NaCO + 2HO

Есть
такие хим. элементы, которые образуют оксиды и гидроксиды, обладающие
двойственными свойствами – и основными и кислотными ( в зависимости от
условий).

Это
такие элементы как цинк, алюминий и др. Например:

Zn(OH) + 2HCl = ZnCl + 2HO

сильнаякислота

Zn(OH) + 2NaOH = NaZnO + 2HO

сильное основание

Пример
с оксидом цинка:

ZnO + 2HNO = Zn(NO) + HO

ZnO
+ 2KOH = KZnO + HO (процесс сплавления)

Способность
химических соединений проявлять кислотные или основные свойства в зависимости
от природы веществ, с которыми они реагируют, называется амфотерностью.

Zn(OH) — амфотерный гидроксид

ZnO
– амфотерный оксид

5. Соли

Соли
– это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.

Сумма
единиц валентностей атомов металла должна равняться сумме единиц валентностей
кислотного остатка.

Примеры
солей:

NaCl
— хлорид натрия

AgCl
— серебра

KS — сульфид калия

NaNo — нитрат натрия

Mg(NO) — магния

NaSiO — силикат натрия

Al(SO) — сульфат алюминия

NaSO — натрия

BaSO — бария

NaSO — сульфит натрия

KPO — фосфат калия

CaCO — карбонат кальция

5.1. Химические свойства солей

Соли
реагируют:

А)
с металлами:

Cu
+ 2AgNO = Cu(NO) + 2Ag

Образуется
новая соль и металл.

Примечание:
реагируют с водой только те металлы, которые в вытеснительном ряду размещаются
левее от того металла, который входит в состав соли.

Но
для таких реакций нельзя брать очень активные металлы, типо Li, Na, K, Ca, Ba и
т.п., которые реагируют с водой в н.у.

Б)
с растворимыми основаниями (щелочами):

AlCl +3NaOH = Al(OH) + 3NaCl

KSO + Ba(OH) = 2KOH + BaSO

Образуется
новая соль и новое основание.

Примечание:
реагирующие вещества надо подбирать так, чтобы в результате реакции одно из
образующихся веществ (основание или соль) выпадало в осадок.

В)
с кислотами:

CaCo + 2HCl = CaCl + HCO

/
\

HO CO

Образуется
новая соль и новая кислота.

Поскольку
HCO очень непрочная, она разлагается на воду и CO.

Примечание:
реакция между солью и кислотой будет происходить при таких условиях:

а)
когда образуется осадок, не растворимый в кислотах:

AgNO + HCl = AgCl + HNO

б)
когда реагирующая кислота сильнее, чем та, которой образована соль:

Ca(PO) + 3HSO = 3CaSO + 2HPO

в)
когда соль образована летучей кислотой, а реагирующая кислота нелетучая:

2NaNO + HSO = NaSO + 2HNO

Г) с солями:

BaCl + NaSO = BaSO + 2NaCl

Примечание:
реакция будет происходить только тогда, когда обе исходные соли будут взяты в
растворах, но одна из вновь образующихся солей будет выпадать в осадок.

Выводы
по всем этим темам ( с параграфа 29-38 )  и классификация неорганических веществ и их
реакций:

Ответы
на некоторые вопросы после параграфов:

Какие
вещества называют оксидами?

Оксиды
– это сложные вещества образованные двумя элементами одним из которых является
кислород.

Какие
вещества относятся к кислотам?

К
кислотам относятся сложные вещества, в состав которых входят водород и
кислотный остаток.

Что
называется реакцией соединения?

Это
реакция в результате которой из двух или нескольких веществ (простых или
сложных) образуется одно новое сложное вещество.

Напишите
уравнения химических реакций которые происходят при таких превращениях: C CO HCO

P  PO HPO

C + O = CO

CO + HO = HCO

P + O = PO

Как
химическим путем отличить серебро от цинка?

Что
такое хлороводород и как его получить?

Хлороводород
– это бесцветный газ с резким запахом, немного тяжелее воздуха, во влажном воздухе
“дымит”. Очень хорошо растворяется в воде. Получить хлороводород можно из кристаллического
хлорида натрия NaCl при нагревании его с концентрированной серной кислотой.

Почему
хлороводород на воздухе дымит?

Как
доказать что выданный вам раствор кислота и это соляная кислота?

Надо
юзить на него индикатором. Лакмус опустить – краснеет, метилоранж – розовеет,
фенолфталеин –  бесцветный.

Какие
вещества относятся к основаниям и как их 
классифицируют? Привести примеры.

К
основаниям относятся вещества имеющие гидроксильную группу и металл. Основания
классифицируют на щелочи и нерастворимые.

Все
металлы не растворяются, а неметаллы наоборот.

Растворимые
– NaOH, KOH, нерастворимые – Cu(OH) Fe(OH).

10)
Что вам известно о гидроксиде натрия?

Гидроксид
натрия NaOH – растворимый в воде…

11) Ca CaO Ca(OH) Ca(NO)

2Ca + O = 2CaO

CaO + HO = Ca(OH)

Ca(OH) + 2HNO = Ca(NO) + 2HO

12) P PO HPO Mg(PO)

4P + 5O = 2PO 

PO + 3HO = 2HPO

Что
называется амфотерностью?

Амфотерность
– это способность химических соединений

Проявлять
кислотные или основные свойства в зависимости от природы веществ, с которыми
они реагируют.

Что
такое соли?

Соли
– это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.

Сформулируйте
правило для составления формул солей.

Сумма
единиц валентностей атомов металла должна равняться сумме единиц валентностей
атомом кислотного остатка.

Ca CaO Ca(OH) CaCl CaSO

2Ca + O = 2CaO

CaO + HO = Ca(OH)

Ca(OH) + 2HCl = CaCl + 2HO

CaCl + HSO = CaSO + 2HCl

Ba Ba(OH) Ba(NO)   BaCO BaCl

Ba + HO = Ba(OH)

Ba(OH) + 2HNO = Ba(NO) + 2HO

Ba(NO) + HCO = BaCO + 2HNO

BaCO + 2HCl = BaCl + HCO

Обобщение знаний:

Какие
вещества называются простыми? На какие две группы их можно разделить? Сравнить
характерные свойства металлов и неметаллов.

Простые
вещества – это вещества состоящие из одного элемента. Их можно разделить на металлы
и неметаллы. Металлы – нерастворимые в воде вещества. Они имеют металлический
блеск и пластичность. Неметаллы – это растворимые в воде вещества, которые
хрупкие и т.п.

Какие
вещества называются сложными? На какие классы  делятся неорганические вещества?

Сложные
вещества – это вещества состоящие из двух или более элементов. Неорганические
вещества делятся на простые и сложные. Сложные делятся на оксиды, основания,
кислоты и соли.

По
какому признаку оксиды делят на основные и  кислотные?

Оксиды
которым соответствуют основания называют основными, а те которым соответствуют
кислоты — кислотными.

21)
С чем могут взаимодействовать кислотные и основные оксиды? Что получается?

Кислотные
и основные оксиды могут взаимодействовать с водой и получается кислоты или
основания.

Короче,
об этом дальше.

Что
такое основания? Какие элементы их образуют?

Какие
свойства для них характерны?

Основания
– это сложные вещества, состоящие из металла и гидроксильных групп. Их можно
получить при  Взаимодействии активных
металлов с водой и оксидов активных металлов с водой. Щелочи хорошо растворимы
в воде.

Некоторые
очень едкие. Они разъедают кожу, бумагу и другие материалы. Их называют едкими
щелочами.

Какие
вещества называют кислотами? Какие элементы их

Образуют?
Какие свойства для них характерны?

Кислотами
называют сложные вещества в состав которых входят водород и кислотный остаток.
Получить кислородосодержащие кислоты можно взаимодействовать  кислотных оксидов с водой. Для них характерны
свойства: многие кислоты при н.у. – жидкости, но есть твердые кислоты.

Они
хорошо растворяются в воде. Почти все кислоты бесцветны.

Какие
вещества относятся к солям? С какими веществами могут реагировать соли?

К
солям можно отнести сложные вещества, образованные атомами металлов и
кислотными остатками.

Какие
продукты образуются во время взаимодействия:

А)
основания и кислоты

Образуются
соль и вода: NaOH + HCl = NaCl + HO

Б)
основного и кислотного оксидов

Образуется
тоже самое что и дано.

В)
основного оксида и кислоты?

Образуется
соль и вода

NaO + HSO = NaSO + HO

Написать
уравнения реакций.

Написать
уравнения реакций получения фосфата кальция четырьмя способами.

26)
Написать уравнения реакций получения гидроксида калия тремя способами.

Как
осуществить следующие превращения:

Натрий
– Гидроксид натрия – Сульфат натрия – Хлорид натрия – Нитрат натрия

Na + HO = NaOH + H

NaOH + HSO = NaSO + HO

NaSO + HCl = HSO

27)
Что называется реакцией замещения и реакцией обмена?

Что
с чем взаимодействует и что получается?

Основный
оксид + кислота = соль + вода (обмен)

Оксид
активных металлов + вода = щелочь (соединение)

Оксид
неметаллов + вода = кислота (соединение)

Активные
металлы + вода = гидроксид металлов (щелочь) + H

Кислоты
+ металлы = соль + H

Соляная
кислота + металл = соль + H

Соляная
кислота + основный оксид = соль + вода (обмен)

Основания
+ кислота = соль + вода

Щелочи
+ оксид неметаллов = соль + вода

Соль
+ металл (не все) = новая соль + новый металл (обмен)

Соль
+ щелочь = новая соль + новое основание (обмен)

Соль
+ кислота = новая соль + новая кислота (обмен)

Кислотные
оксиды – это оксиды неметаллов – это щелочи.

Список литературы

Для
подготовки данной работы были использованы материалы с сайта http://ref.com.ua

Дата добавления: 15.03.2007

Свойства оксидов, кислот, оснований и солей в свете ТЭД и процессов окисления-восстановления

Свойства
оксидов, кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации
и процессов окисления-восстановления.

Сегодня
мы с вами повторим химические свойства оксидов, кислот, оснований и
солей.

Оксиды.

Оксиды
всегда состоят из двух элементов, один из которых – обязательно кислород.
В состав оксида может входить как металл, так и неметалл. Если в
состав оксида входит неметалл, то тогда он чаще всего является кислотным,
если в составе оксида металл с валентностью меньше четырёх, то тогда
оксид считается основным. А вот если валентность металла высокая,
то тогда этот оксид будет не основным, а кислотным.

А
амфотерные оксиды могут быть и кислотным и основным, в
зависимости от того, с чем они вступает в реакцию. Если они вступает в
реакцию  с кислотой или кислотным оксидом, то тогда проявляют
основные свойства
, а если они реагирует с основными оксидами или
основаниями
, то тогда проявляют кислотные свойства.

У
амфотерных, кислотных и основных оксидов много общего, ведь они являются
солеобразующими оксидами
. А вот такие оксиды, как оксид углерода
(
II)
– CO, оксид азота (I)
– N2O,
оксид азота (II)
– NO и оксид кремния (II)
– SiO являются
несолеобразующими
, они не взаимодействуют ни с
кислотами, ни с основаниями и не образуют солей.

Основным
оксидам соответствуют основания
.  Они вступают в реакции
обмена
с кислотами. При этом образуется соль и вода.   

Например,
если поместить в пробирку немного порошка оксида меди (II),
он чёрного цвета, и в эту пробирку налить раствора серной кислоты и слегка
нагреть, то постепенно проходит реакция, т.к. порошок начинает растворяться.
Чтобы убедиться в том, что в результате реакции образуется соль, несколько
капель содержимого пробирки поместим на предметное стекло и выпарим, после чего
на стекле появляются кристаллы соли.

CuO
+ H2SO4 = CuSO4 + H2O

CuO
+ 2H+ = Cu2+ + H2O

Кроме
этого, они вступают в реакции соединения с кислотными оксидами,
при этом образуются соли.

Например, при
взаимодействии оксида натрия (Na2O)
 с оксидом фосфора (V)
 (P2O5)
образуется соль – фосфат натрия (Na3PO4),
в результате взаимодействия оксида магния (MgO)
с оксидом серы (VI)  (SO3)
образуется соль – сульфат магния (MgSO4),
а при взаимодействии оксида кальция (CaO)
с оксидом углерода (IV)  (CO2)
образуется соль – карбонат кальция (CaCO3).

3Na2O
+ P2O5 = 2Na3PO4

MgO
+ SO3 = MgSO4

CaO
+ CO2
= CaCO3

Они
вступают в реакции соединения с водой с образованием щелочей.
Если образуется нерастворимое основание, то такая реакция не идёт.

Например,
если мы нальём в две пробирки воды и капнем туда несколько капель лакмуса, а
затем  поместим в первую пробирку оксид кальция (CaO),
а в другую оксид меди (II)
(CuO), то реакция у нас идёт только в
первой пробирке.  Так как образовалась  щёлочь и лакмус
изменил свою окраску на синюю, во второй пробирке изменений нет, т.к.
оксид меди (II) не реагирует с водой,
ведь Cu(OH)2
– нерастворимое в воде основание.

CaO
+ H2O = Ca(OH)2

CaO
+ H2O = Ca2+ + 2OH

CuO
+ H2O

Кислотным
оксидам соответствуют кислоты.

Они
вступают в реакции обмена с основаниями, при этом образуется соль и
вода.

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

А также они реагируют с
основными оксидами, при этом образуются соли. Например, в
результате взаимодействия оксида серы (IV)
(SO2)
и оксида калия (K2O)
образуется соль – сульфит калия (K2SO3),
в результате взаимодействия оксида кремния (IV)
 (SiO2
)  с оксидом натрия (Na2O)
при нагревании, образуется соль – силикат натрия (Na2SiO3),
при взаимодействии оксида азота (V)
 (N2O5)
с оксидом бария (BaO), образуется
соль – нитрат бария (Ba(NO3)2).

SO2
+ K2O = K2SO3

SiO2
+ Na2O = Na2SiO3

N2O5
+ BaO = Ba(NO3)2

Кроме
этого, они  вступают  в реакции соединения с водой, при этом образуются
кислоты
, однако эти реакции возможные, если оксиды растворимы в
воде.  Для этого подтверждения,  нальём в одну пробирку дистиллированной
воды
, а в другую – раствор углекислого газа (СО2) (газированной
воды)
. В первую пробирку добавим оксида кремния (IV)
(SiO2).
А затем в каждую из пробирок добавим несколько капель лакмуса. В первой
пробирке изменений нет, а во второй лакмус окрасился в красный цвет,
значит во второй пробирке кислота. В первой пробирке кислоты не
образовалось, потому что оксид кремния (IV)
(SiO2)
 не растворим в воде.

А
вот оксид цинка (ZnO) реагирует и с
кислотами и с основаниями
. Например, в реакции  с соляной кислотой (HCl)
он образует соль – хлорид цинка (ZnCl2),
а в реакции с раствором гидроксида натрия (NaOH)
образую  комплексную соль – тетрагидроксоцинкат натрия (Na2[Zn(OH)4]), а при сплавлении с
гидроксидом натрия  он образует цинкат натрия (Na2ZnO2). Но  с водой он не реагирует. Зато, он
реагирую и с основными оксидами  и с  кислотными оксидами и
образует при этом соли. Например, в реакции с оксидом калия (K2O),
он проявляет кислотные свойства т.е. свойства кислотного оксида, в
результате реакции образуется соль – цинкат калия (K2ZnO2),
а в реакции с оксидом серы (VI)
(SO3),
он проявляет свойства основного оксида, в результате образуется соль –
сульфат цинка (ZnSO4).

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]

ZnO + 2NaOH =
Na2ZnO2 + H2O

ZnO
+ K2O = K2ZnO2

ZnO
+ SO3
= ZnSO4

Кислоты.

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.  

Они
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.

  

Аналогично они
реагируют с нерастворимыми основаниями. Но для этого, сначала необходимо
его получить, например, получим нерастворимое основание – гидроксид железа (III)
(Fe(OH)3).
Для этого, в раствор сульфата железа (III)
(Fe2(SO4)3)
добавим несколько капель гидроксида калия (КOH),
при этом образуется осадок бурого цвета – это гидроксид железа (III).
К этому нерастворимому основанию добавим соляной кислоты (HCl),
осадок растворяется, т.к. образуется соль и вода. Если мы этот
раствор соли поместим на предметное стекло и выпарим, то на стекле появятся
кристаллы  жёлтого цвета – это кристаллы соли хлорида железа (III)
(FeCl3).

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

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 четвёртойнет.  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 + H2SO4 = ZnSO4
+ H2

Zn0 + 2H+ = Zn2+
+ H20

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2Al0 + 6H+ = 2Al3+
+ 3H20

Pb + H2SO4

Cu + HCl

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.

Основания.

В составе оснований
всегда есть гидроксигруппа (ОН), лакмус окрашивают
они в синий цвет, метиловый оранжевый – в жёлтый, а фенолфталеин
– в малиновый. При диссоциации оснований образуется катион металла (Меn+) и анион
гидроксогруппы (
ОН).

Ме(ОН)n
= Меn+
+ nОН

Щёлочи — растворимые в
воде основания
, реагируют с кислотами, об этой реакции
нейтрализации
вы уже знаете. А также реагируют с кислотными и
амфотерными оксидами
. При этом образуются соли. Отличительной их
особенностью является то, что они реагируем и с амфотерными основаниями,
но тогда они ведут себя, как кислоты.  Например, реакция гидроксида
натрия
(NaOH) и гидроксида цинка
(Zn(OH)2).

Zn(OH)2
+ 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

В этой реакции
образуется комплексная соль – тетрагидроксоцинкат натрия (Na2[Zn(OH)4]),
а если эта реакция идёт при нагревании, то тогда образуется цинкат
натрия
(Na2ZnO2).

Zn(OH)2
+ 2NaOH = Na2ZnO2
+ 2H2O

Щёлочи
вступаем 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.

  

Все нерастворимые
основания
при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.
Щёлочи  этой способностью не обладают. Нальём в пробирку раствора
сульфата меди (II) (CuSO4),
затем сюда же добавим несколько капель гидроксида натрия. Образуется осадок
голубого цвета. Это гидроксид меди (II)
(Cu(OH)2).

CuSO4
+ 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

Cu2+
+ 2OH = Cu(OH)2

Нагреем пробирку с гидроксидом
меди (
II).
В результате образуется вещество черного цветаэто оксид меди (II)
(CuO).

Cu(OH)2
= CuO + H2O

Соли.

А вот соли
особый класс.   Они  тоже диссоциируют, но при этом
образуют катион металла (Меn+)
и анион кислотного остатка (Кисл.ост.n).

МеКисл.ост.
= Меn+
+ Кисл.ост.n

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.

Они
вступают в реакции замещения с металлами. 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.

Fe
+ CuSO4 = FeSO4 + Cu↓

Fe0
+ Cu2+ = Fe2+ + Cu0

Pb
+ CuSO4

Cu
+ FeSO4

А
теперь, вам несложно будет отгадать,

о
каком классе соединений идёт речь.

Известны
ли вам дети

Какие
есть оксиды на планете?

У
оксидов пристрастия разные

То
кислоты им нравятся праздные

То
к воде их душа склоняется –

скажите,
как они называются?  (Основные оксиды)

 

А эти спешат к
основаниям,

Растворимые, очень
желанные,

Но с водой дружбу водят
не все

Уж поверь…

Назовите оксиды теперь.
(Кислотные оксиды.)

 

Мы состоим из двух частей:

Во-первых, водород, о’кей!

Во-вторых, остаток наш.

Ну, вот и весь наш экипаж!

Окрасим лакмус в красный цвет,

Без нас и удобрений нет. (Кислоты)

 

Мы – жители непростые,

Нас очень много на Земле!

Особым даром обладая,

Мы растворяемся в воде.

А как на кожу попадём,

Мы тут же сильно обожжем.

Окрасим лакмус в синий цвет,

Без нас нейтрализации нет.

Без нас не обойдётесь тут!

Скажите, как же нас зовут? (Щёлочи)

 

Хоть мы разные на цвет,

Но важней нас в мире нет!

И нитраты, и сульфаты,

Карбонаты и фосфаты!

Все важны и все нужны!

Догадались, кто же мы? (Соли)

Урок 8: Оксиды, кислоты, основания

План урока:

Оксиды

Кислоты

Основания

Соли

 

Оксиды

В состав оксидов ВСЕГДА входит ТОЛЬКО два элемента, один из которых будет кислород. В этом классе соединений срабатывает правило, третий элемент лишний, он не запасной, его просто не должно быть. Второе правило, степень окисления кислорода равна -2. Из выше сказанного, определение оксидов будет звучать в следующем виде.

Оксиды в природе нас окружают повсюду, честно говоря, сложно представить нашу планету без двух веществ – это вода Н2О и песок SiO2.

Вы можете задаться вопросом, а что бывают другие бинарные соединения с кислородом, которые не будут относиться к оксидам.

Поранившись, Вы обрабатываете рану перекисью водорода Н2О2. Или для примера соединение с фтором OF2. Данные вещества вписываются в определение, так как состоят из 2 элементов и присутствует кислород. Но давайте определим степени окисления элементов.

Данные соединения не относятся к оксидам, так как степень окисления кислорода не равна -2.

Кислород, реагируя с простыми, а также сложными веществами образует оксиды. При составлении уравнения реакции, важно помнить, что элементу О свойственна валентность II (степень окисления -2), а также не забываем о коэффициентах. Если не помните, какую высшую валентность имеет элемент, советуем Вам воспользоваться периодической системой, где можете найти формулу высшего оксида.

Рассмотрим на примере следующих веществ кальций Са, мышьяк As и алюминий Al.

Подобно простым веществам реагируют с кислородом сложные, только в продукте будет два оксида. Помните детский стишок, а синички взяли спички, море синее зажгли, а «зажечь» можно Чёрное море, в котором содержится большое количество сероводорода H2S. Очевидцы землетрясения, которое произошло в 1927 году, утверждают, что море горело.

Чтобы дать название оксиду вспомним падежи, а именно родительный, который отвечает на вопросы: Кого? Чего? Если элемент имеет переменную валентность в скобках её необходимо указать.

Классификация оксидов строится на основе степени окисления элемента, входящего в его состав.

Реакции оксидов с водой определяют их характер. Но как составить уравнение реакции, а тем более определить состав веществ, строение которых Вам ещё не известно. Здесь приходит очень простое правило, необходимо учитывать, что эта реакция относиться к типу соединения, при которой степень окисления элементов не меняется.

Возьмём основный оксид, степень окисления входящего элемента +1, +2(т.е. элемент одно- или двухвалентен). Этими элементами будут металлы. Если к этим веществам прибавить воду, то образуется новый класс соединений – основания, состава Ме(ОН)n, где n равно 1, 2 или 3, что численно отвечает степени окисления металла, гидроксильная группа ОН- имеет заряд –(минус), что отвечает валентности I.При составлении уравнений не забываем о расстановке коэффициентов.

Аналогично реагируют с водой и кислотные оксиды, только продуктом будет кислота, состава НхЭОу. Как и в предыдущем случае, степень окисления не меняется, тип реакции — соединение. Чтобы составить продукт реакции, ставим водород на первое место, затем элемент и кислород.

Особо следует выделить оксиды неметаллов в степени окисления +1 или +2, их относят к несолеобразующим. Это означает, что они не реагируют с водой, и не образуют кислоты либо основания. К ним относят CO, N2O, NO.

Чтобы определить будет ли оксид реагировать с водой или нет, необходимо обратиться в таблицу растворимости. Если полученное вещество растворимо в воде, то реакция происходит.

 

Золотую середину занимают амфотерные оксиды. Им могут соответствовать как основания, так и кислоты, но с водой они не реагируют. Они образованные металлами в степени окисления +2 или +3, иногда +4. Формулы этих веществ необходимо запомнить.

 

Кислоты

Если в состав оксидов обязательно входит кислород, то следующий класс узнаваем будет по наличию атомов водорода, которые будут стоять на первом месте, а за ними следовать, словно нитка за иголкой, кислотные остатки.

В природе существует большое количество неорганических кислот. Но в школьном курсе химии рассматривается только их часть. В таблице 1 приведены названия кислот.

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода. В зависимости от числа атомов Н выделяют одно- и многоосновные кислоты.

Если в состав кислоты входит кислород, то они называются кислородсодержащими, к ним относится серная кислота, угольная и другие. Получают их путём взаимодействия воды с кислотными оксидами. Бескислородные кислоты образуются при взаимодействии неметаллов с водородом.

Только одну кислоту невозможно получить подобным способом – это кремниевую. Отвечающий ей оксид SiO2 не растворим в воде, хотя честно говоря, мы не представляем нашу планету без песка.

 

Основания

Для этого класса соединений характерно отличительное свойство, их ещё называют вещества гидроксильной группы — ОН.

Чтобы дать название, изначально указываем класс – гидроксиды, потом добавляем чего, какого металла.

Классификация оснований базируется на их растворимости в воде и по числу ОН-групп.

Следует отметить, что гидроксильная группа, также как и кислотный остаток, это часть целого. Невозможно получить кислоты путём присоединения водорода к кислотному остатку, аналогично, чтобы получить основание нельзя писать уравнение в таком виде.

Na + OH →NaOH        или            H2 + SO4→ H2SO4

В природе не существуют отдельно руки или ноги, эта часть тела. Варианты получения кислот были описаны выше, рассмотрим, как получаются основания. Если к основному оксиду прибавить воду, то результатом этой реакции должно получиться основание. Однако не все основные оксиды реагируют с водой. Если в продукте образуется щёлочь, значит, реакция происходит, в противном случае реакция не идёт.

Данным способом можно получить только растворимые основания. Подтверждением этому служат реакции, которые вы можете наблюдать. На вашей кухне наверняка есть алюминиевая посуда, это могут быть кастрюли или ложки. Эта кухонная утварь покрыта прочным оксидом алюминия, который не растворяется в воде, даже при нагревании. Также весной можно наблюдать, как массово на субботниках белят деревья и бордюры. Берут белый порошок СаО и высыпают в воду, получая гашеную известь, при этом происходит выделение тепла, а это как вы помните, признак химического процесса.

Раствор щёлочи можно получить ещё одним методом, путём взаимодействия воды с активными металлами. Давайте вспомним, где они размещаются в периодической системе – I, II группа. Реакция будет относиться к типу замещения.

Напрашивается вопрос, а каким же образом получаются нерастворимые основания. Здесь на помощь придёт реакция обмена между щёлочью и растворимой солью.

 

Соли

С представителями веществ этого класса вы встречаетесь ежедневно на кухне, в быту, на улице, в школе, сельском хозяйстве.

Объединяет все эти вещества, что они содержат атомы металла и кислотный остаток. Исходя из этого, дадим определение этому классу.

Средние соли – это продукт полного обмена между веществами, в которых содержатся атомы металла и кислотный остаток (КО) (мы помним, что это часть чего-то, которая не имеет возможности существовать отдельно).

Выше было рассмотрено 3 класса соединений, давайте попробуем подобрать комбинации, чтобы получить соли, типом реакции обмена.

Чтобы составить название солей, необходимо указать название кислотного остатка, и в родительном падеже добавить название металла.

Ca(NO3)2– нитрат (чего) кальция, CuSO4– сульфат (чего) меди (II).

Наверняка многие из вас что-то коллекционировали, машинки, куклы, фантики, чтобы получить недостающую модель, вы менялись с кем-то своей. Применим этот принцип и для получения солей. К примеру, чтобы получить сульфат натрия необходимо 2 моль щёлочи и 1 моль кислоты. Допустим, что в наличии имеется только 1 моль NaOH, как будет происходить реакция? На место одного атома водорода станет натрий, а второму Н не хватило Na. Т.е в результате не полного обмена между кислотой и основанием получаются кислые соли. Название их не отличается от средних, только необходимо прибавить приставку гидро.

Однако бывают случаи, с точностью наоборот, не достаточно атомов водорода, чтобы связать ОН-группы. Результатом этой недостачи являются основные соли. Допустим реакция происходит между Ва(ОН)2 и HCl. Чтобы связать две гидроксильные группы, требуется два водорода, но предположим, что они в недостаче, а именно в количестве 1. Реакция пойдёт по схеме.

Особый интерес и некоторые затруднения вызывают комплексные соли, своим внешним, казалось,громоздким и непонятным видом, а именно квадратными скобками:K3[Fe(CN)6] или [Ag(NH3)2]Cl. Но не страшен волк, как его рисуют, гласит поговорка. Соли состоят из катионов (+) и анионов (-). Аналогично и с комплексными солями.

Образует комплексный ион элемент-комплексообразователь, обычно это атом металла, которого, как свита, окружают лиганды.

Источник

Теперь необходимо справиться с задачей дать название этому типу солей.

Попробуем дать название K3[Fe(CN)6]. Существует главный принцип, чтение происходит справа налево. Смотрим, количество лигандов, а их роль выполняют циано-группы CN, равно 6 – приставка гекса. В комплексообразователем будут ионы железа. Значит, вещество будет иметь название гексацианоферрат(III) (чего) калия.

Образование комплексных солей происходит путём взаимодействия, к примеру, амфотерных оснований с растворами щелочей. Амфотерность проявляется способностью оснований реагировать как с кислотами, так и щелочами. Так возьмём гидроксид алюминия или цинка и подействуем на них кислотой и щёлочью.

В природе встречаются соли, где на один кислотный остаток приходится два разных металла. Примером таких соединений служат алюминиевые квасцы, формула которых имеет вид KAl(SO4)2. Это пример двойных солей.

Из всего вышесказанного можно составить обобщающую схему, в которой указаны все классы неорганических соединений.

 

 

I Определение оксидов, кислот, оснований, солей.

Методические
рекомендации для учащихся первого курса
по теме: «Основные классы неорганических
соединений»

1. ОКСИДЫ
– сложные вещества, состоящие из двух
элементов, одним из которых является
кислород в степени окисления -2.
Элементом
может быть как металл, так и неметалл.

2. КИСЛОТЫ
– сложные вещества, состоящие из атомов
водорода, способных
замещаться атомами металла,

и кислотных остатков. Водород в формулах
кислот всегда пишется на первом месте.

Кислоты – это
гидроксиды неметаллов.

3. ОСНОВАНИЯ
– сложные вещества, состоящие из атомов
металла и одной или нескольких
гидроксогрупп ОН.

Основания – это
гидроксиды металлов.

4. СОЛИ
– сложные вещества, состоящие из атомов
металла и кислотных остатков.

II Классификация оксидов

Все оксиды делят
на две группы: солеобразующие
и несолеобразующие.

Несолеобразующие
– это оксиды, которые не образуют солей
ни с кислотами, ни

с основаниями. К
ним относятся оксиды: CO,
NO,
N2O,
SiO.
Все эти оксиды –

оксиды неметаллов.

Солеобразующие
оксиды

это оксиды, которые образуют соли
либо с кислота-

ми,
либо с основаниями.

Солеобразующие
оксиды
делят
на три группы: кислотные,
основные и амфо-

терные.

КИСЛОТНЫЕ
ОКСИДЫ –
это
оксиды, которым соответствуют кислоты.
К

ним относятся все
оксиды неметаллов
(за исключением несолеобразующих) и

оксиды металлов
с валентностью 4 и больше.

Например:
SO3
– H2SO4
SO2
– H2SO3
CO2
– H2CO3

SiO2
– H2SiO3

P2O5
– H3PO4
и
HPO3
N2O5
– HNO3
CrO3
– H2CrO4
SeO2
– H2SeO3

(Оксиды S,
C,
Si,
P,
N
– это оксиды неметаллов, а оксиды Cr
(VI)
и Se
(IV)
– это

оксиды металлов.
Однако и те и другие – это кислотные
оксиды).

Таким образом,
надо иметь в виду, что оксиды неметаллов
– это всегда кислотные

оксиды, а оксиды
металлов могут быть как основными, так
и кислотными.

ОБРАТИТЕ ВНИМАНИЕ!
Валентность (и степень окисления)
элемента в оксиде

и кислоте должны
быть ОДИНАКОВЫМИ.

Формулу кислоты
легко записать по формуле оксида Для
этого надо мысленно

(или на черновике)
прибавить
воду Н
2О
к оксиду
и
(если в этом есть необходи-

мость) сократить.

Например:
формула оксида N2O3.
Прибавляем к N2O3
воду Н2О.Получаем

Н2
N2O4;
сокращаем на 2 – получаем НNO2.

Второй пример:
формула оксида V2O5.
Прибавляем к V2O5
воду Н2О.

Получаем — Н2
V2O6;
сокращаем на 2 – получаем НVO3.

Третий пример:
формула оксида Cl2O7.
Прибавляем к Cl2O7
воду Н2О.

Получаем — Н2
Cl2O8;
сокращаем на 2 – получаем НClO4.

Четвертый пример:
формула оксида МоO3.
Прибавляем к МоO3
воду Н2О.

Получаем — Н2
МоO4;
естественно, сокращать в этом случае
просто нечего.

ОСНОВНЫЕ
ОКСИДЫ –
это
оксиды, которым соответствуют основания.
К

ним относятся
только оксиды
металлов
(за исключением тех, которые относятся

к кислотным, то-есть
с валентностью металла 4 и больше.

НАПРИМЕР: К2О
– КОН Na2O
– NaOH
BaO
– Ba(OH)2

FeO –
Fe(OH)2
Fe2O3
– Fe(OH)3
CrO – Cr(OH)2
Ag2O
– AgOH

ПОМНИТЕ!
Валентность гидроксогруппы
ОН равна 1
.
Валентность металла

может быть не
только постоянной, но и переменной.

АМФОТЕРНЫЕ
ОКСИДЫ –
это
оксиды, которые проявляют свойства как

основных, так и
кислотных оксидов. К ним относятся
только
некоторые оксиды

металлов –
Al2O3,
ZnO,
BeO,
Cr2O3
(эти оксиды надо запомнить) и ряд других.

Если амфотерный
оксид реагирует с кислотой, то он
реагирует как обычный

основный оксид.
Если же амфотерный оксид реагирует со
щелочью, то в этом

случае он реагирует
как кислотный оксид и ему соответствует
кислота, формулу

которой находим
так же, как и с любым кислотным оксидом,
то-есть прибавляя

Н2О.

НАПРИМЕР:
Al2O3
– Н2Al2O4;
сокращаем на 2, получаем НАlО2.
Если же Al2O3

реагирует с
кислотой, то, естественно, ему соответствует
гидроксид Аl(ОН)3.

Кислотно-основное поведение оксидов

На этой странице обсуждаются реакции оксидов элементов периода 3 (натрия в хлор) с водой, а также с кислотами или основаниями, где это необходимо (как и раньше, аргон опускается, потому что он не образует окись).

Краткое описание тенденции

Оксиды: Представляющие интерес оксиды приведены ниже:

Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 П 4 О 10 СО 3 Класс 2 O 7
П 4 О 6 СО 2 класс 2 O

Тенденцию кислотно-щелочного поведения можно резюмировать следующим образом:

Кислотность увеличивается слева направо, от сильно основных оксидов слева до сильнокислых справа, с амфотерным оксидом (оксидом алюминия) в середине.Амфотерный оксид — это оксид, который проявляет как кислотные, так и основные свойства.

Эта тенденция применима только к самым высоким оксидам отдельных элементов (см. Верхнюю строку таблицы) с наивысшими степенями окисления для этих элементов. Для других оксидов картина менее ясна. Кислотность неметаллических оксидов определяется в терминах кислотных растворов, образующихся в реакциях с водой — например, триоксид серы реагирует с водой с образованием серной кислоты. Однако все они будут реагировать с основаниями, такими как гидроксид натрия, с образованием солей, таких как сульфат натрия, как подробно описано ниже.

Оксид натрия

Оксид натрия — это простой сильноосновной оксид. Он является основным, поскольку содержит ион оксида, O 2-, который является очень сильным основанием с высокой тенденцией к соединению с ионами водорода.

Реакция с водой : Оксид натрия экзотермически реагирует с холодной водой с образованием раствора гидроксида натрия. Концентрированный раствор оксида натрия в воде будет иметь pH 14.

\ [Na_2O + H_2O \ стрелка вправо 2NaOH \]

Реакция с кислотами: Оксид натрия, как сильное основание, также реагирует с кислотами.Например, он реагирует с разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида натрия.

\ [Na_2O + 2HCl \ стрелка вправо 2NaCl + H_2O \]

Оксид магния

Оксид магния — еще один простой основной оксид, который также содержит ионы оксида. Однако он не такой сильно основной, как оксид натрия, потому что ионы оксида не так слабо связаны. В оксиде натрия твердое вещество удерживается вместе за счет притяжения между ионами 1+ и 2-. В оксиде магния притяжение составляет от 2+ до 2- ионов.Из-за более высокого заряда металла требуется больше энергии, чтобы разорвать эту ассоциацию. Даже с учетом других факторов (таких как энергия, выделяемая при ионно-дипольном взаимодействии между катионами и водой), общий эффект заключается в том, что реакции с участием оксида магния всегда будут менее экзотермическими, чем реакции оксида натрия.

Реакция с водой: На первый взгляд кажется, что порошок оксида магния не реагирует с водой. Однако pH полученного раствора составляет около 9, что указывает на образование гидроксид-ионов.Фактически, в реакции образуется некоторое количество гидроксида магния, но, поскольку этот компонент практически нерастворим, фактически растворяется небольшое количество гидроксид-ионов. Реакция показана ниже:

\ [MgO + H_2O \ стрелка вправо Mg (OH) _2 \]

Реакция с кислотами: Оксид магния реагирует с кислотами, как и предполагалось для простого оксида металла. Например, он реагирует с теплой разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида магния.

\ [MgO + 2HCl \ стрелка вправо MgCl_2 + H_2O \]

Оксид алюминия

Описание свойств оксида алюминия может сбивать с толку, поскольку он существует в нескольких различных формах.Одна из этих форм очень инертна (химически известна как альфа-Al 2 O 3 ) и производится при высоких температурах. Следующие реакции касаются более реакционноспособных форм молекулы. Оксид алюминия амфотерный. Он вступает в реакцию как с основанием, так и с кислотой.

Реакция с водой: Оксид алюминия не растворяется в воде и не реагирует подобно оксиду натрия и оксиду магния. Ионы оксида слишком прочно удерживаются в твердой решетке, чтобы реагировать с водой.

Реакция с кислотами: Оксид алюминия содержит ионы оксида и поэтому реагирует с кислотами так же, как оксиды натрия или магния. Оксид алюминия реагирует с горячей разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида алюминия.

\ [Al_2O_3 + 6HCl \ стрелка вправо 2AlCl_3 + 3H_2O \]

Эта и другие реакции демонстрируют амфотерную природу оксида алюминия.

Реакция с основаниями: Оксид алюминия также проявляет кислотные свойства, как показано в его реакциях с основаниями, такими как гидроксид натрия.Существуют различные алюминаты (соединения, в которых алюминий является компонентом отрицательного иона), что возможно, потому что алюминий может образовывать ковалентные связи с кислородом. Это возможно, потому что разница электроотрицательностей между алюминием и кислородом мала, в отличие от разницы между натрием и кислородом, например (электроотрицательность увеличивается за период)

Оксид алюминия реагирует с горячим концентрированным раствором гидроксида натрия с образованием бесцветного раствора тетрагидроксоалюмината натрия:

\ [Al_2O_3 + 2NaOH + 3H_2O \ стрелка вправо 2NaAl (OH) _4 \]

Диоксид кремния (оксид кремния (IV))

Кремний слишком похож по электроотрицательности на кислород, чтобы образовывать ионные связи.Следовательно, поскольку диоксид кремния не содержит оксидных ионов, он не имеет основных свойств. На самом деле он очень слабокислый, реагирует с сильными основаниями.

Реакция с водой: Диоксид кремния не реагирует с водой из-за термодинамических трудностей разрушения его ковалентной сетевой структуры.

Реакция с основаниями : Диоксид кремния реагирует с горячим концентрированным раствором гидроксида натрия, образуя бесцветный раствор силиката натрия:

\ [SiO_2 + 2NaOH \ стрелка вправо Na_2SiO_3 + h3O \]

В другом примере реакции кислого диоксида кремния с основанием, извлечения железа в доменной печи, оксид кальция из известняка реагирует с диоксидом кремния с образованием жидкого шлака, силиката кальция:

\ [SiO_2 + CaO \ стрелка вправо CaSiO_3 \]

Оксиды фосфора

Здесь рассматриваются два оксида фосфора: оксид фосфора (III) P 4 O 6 и оксид фосфора (V) P 4 O 10 .

Оксид фосфора (III): Оксид фосфора (III) реагирует с холодной водой с образованием раствора слабой кислоты, H 3 PO 3 — известной как фосфористая кислота, ортофосфорная кислота или фосфоновая кислота:

\ [P_4O_6 + 6H_2O \ rightarrow 4H_3PO_3 \]

Структура полностью протонированной кислоты показана ниже:

Протоны остаются связанными до тех пор, пока не будет добавлена ​​вода; даже в этом случае, поскольку фосфорная кислота является слабой кислотой, некоторые молекулы кислоты депротонируются.Фосфорная кислота имеет pK a , равное 2,00, что является более кислым, чем обычные органические кислоты, такие как этановая кислота (pK a = 4,76).

Маловероятно, что оксид фосфора (III) непосредственно взаимодействует с основанием. В фосфористой кислоте два атома водорода в группах -ОН являются кислотными, а третий атом водорода — нет. Следовательно, есть две возможные реакции с основанием, таким как гидроксид натрия, в зависимости от количества добавленного основания:

\ [NaOH + H_3PO_3 \ rightarrow NaH_2PO_3 + H_2O \]

\ [2NaOH + H_3PO_3 \ rightarrow Na_2HPO_3 + 2H_2O \]

В первой реакции только один из протонов реагирует с гидроксид-ионами основания.Во втором случае (используя вдвое больше гидроксида натрия) реагируют оба протона.

Если вместо этого оксид фосфора (III) взаимодействует непосредственно с раствором гидроксида натрия, возможны те же соли:

\ [4NaOH + P_4O_6 + 2H_2O \ стрелка вправо 4NaH_2PO_3 \]

\ [9NaOH + P_4O_6 \ стрелка вправо 4Na_2HPO_3 + 2H_2O \]

Оксид фосфора (V): Оксид фосфора (V) бурно реагирует с водой с образованием раствора, содержащего смесь кислот, природа которой зависит от условий реакции.Обычно рассматривается только одна кислота, фосфорная (V) кислота, H 3 PO 4 (также известная как фосфорная кислота или ортофосфорная кислота).

\ [P_4O_ {10} + 6H_2O \ rightarrow 4H_3PO_4 \]

На этот раз полностью протонированная кислота имеет следующую структуру:

Фосфорная (V) кислота — еще одна слабая кислота с pK a , равным 2,15, что незначительно слабее, чем фосфористая кислота. Растворы каждой из этих кислот с концентрацией около 1 моль дм -3 имеют pH около 1.

Оксид фосфорной кислоты (V) также вряд ли будет напрямую реагировать с основанием, но гипотетические реакции рассматриваются. В кислотной форме молекула имеет три кислотные -ОН группы, которые могут вызывать трехстадийную реакцию с гидроксидом натрия:

\ [NaOH + H_3PO_4 \ rightarrow NaH_2PO_4 + H_2O \]

\ [2NaOH + H_3PO_4 \ rightarrow Na_2HPO_4 + 2H_2O \]

\ [3NaOH + H_3PO_4 \ rightarrow Na_3PO_4 + 3H_2O \]

Подобно оксиду фосфора (III), если оксид фосфора (V) взаимодействует непосредственно с раствором гидроксида натрия, образуется такая же возможная соль, как на третьей стадии (и только эта соль):

\ [12NaOH + P_4O_ {10} \ rightarrow 4Na_3PO_4 + 6H_2O \]

Оксиды серы

Рассматриваются два оксида: диоксид серы SO 2 и триоксид серы SO 3 .

Диоксид серы: Диоксид серы хорошо растворяется в воде, реагируя с образованием раствора сернистой кислоты (также известной как серная (IV) кислота), H 2 SO 3 , как показано в реакции ниже. Этот вид существует только в растворе, и при любой попытке его изолировать выделяется диоксид серы.

\ [SO_2 + H_2O \ стрелка вправо H_2SO_3 \]

Протонированная кислота имеет следующую структуру:

Сернистая кислота также является относительно слабой кислотой с pK и около 1.8, но немного сильнее, чем две указанные выше фосфорсодержащие кислоты. Достаточно концентрированный раствор сернистой кислоты имеет pH около 1.

.

Диоксид серы также напрямую реагирует с основаниями, такими как раствор гидроксида натрия. Барботирование диоксида серы через раствор гидроксида натрия сначала образует раствор сульфита натрия, а затем раствор гидросульфита натрия, если диоксид серы находится в избытке.

\ [SO_2 + 2NaOH \ стрелка вправо Na_2SO_3 + H_2O \]

\ [Na_2SO_3 + H_2O \ rightarrow 2NaHSO_3 \]

Другая важная реакция диоксида серы — с основным оксидом кальция с образованием сульфита кальция (также известного как сульфат кальция (IV)).Это один из важных методов удаления диоксида серы из дымовых газов на электростанциях.

\ [CaO + SO_2 \ стрелка вправо CaSO_3 \]

Триоксид серы: Триоксид серы бурно реагирует с водой с образованием тумана из капель концентрированной серной кислоты.

\ [SO_3 + H_2O \ rightarrow H_2SO_4 \]

Чистая, полностью протонированная серная кислота имеет структуру:

Серная кислота — сильная кислота, и растворы обычно имеют pH около 0.{2-} (водн.) \]

Это полезно, если вы понимаете причину, по которой серная кислота является более сильной кислотой, чем серная кислота. Вы можете применить те же рассуждения к другим кислотам, которые вы найдете на этой странице.

Серная кислота сильнее серной кислоты, потому что, когда ион водорода теряется из одной из групп -ОН серной кислоты, отрицательный заряд, оставшийся на кислороде, распространяется (делокализуется) по иону за счет взаимодействия с кислородом с двойной связью. атомы. Отсюда следует, что большее количество атомов кислорода с двойной связью в ионе делает возможной большую делокализацию; большая делокализация приводит к большей стабильности, что снижает вероятность рекомбинации иона с ионом водорода и его превращения в неионизированную кислоту.

Серная кислота имеет только один кислород с двойной связью, тогда как серная кислота имеет два; дополнительная двойная связь обеспечивает гораздо более эффективную делокализацию, гораздо более стабильный ион и более сильную кислоту. Серная кислота проявляет все реакции, характерные для сильной кислоты. Например, при реакции с гидроксидом натрия образуется сульфат натрия; в этой реакции оба кислых протона реагируют с гидроксид-ионами, как показано:

\ [2NaOH + H_2SO_4 \ стрелка вправо Na_2SO_4 + 2H_2O \]

В принципе, гидросульфат натрия можно получить, используя вдвое меньше гидроксида натрия; в этом случае удаляется только один из кислых атомов водорода.

Сам по себе триоксид серы также напрямую реагирует с основаниями, такими как оксид кальция, с образованием сульфата кальция:

\ [CaO + SO_3 \ стрелка вправо CaSO_4 \]

Эта реакция аналогична описанной выше реакции с диоксидом серы.

Оксиды хлора

Хлор образует несколько оксидов, но здесь рассматриваются только два (оксид хлора (VII), Cl 2 O 7 и оксид хлора (I), Cl 2 O). Оксид хлора (VII) также известен как гептоксид дихлора, а оксид хлора (I) — как монооксид дихлора.

Оксид хлора (VII): Оксид хлора (VII) является высшим оксидом хлора — атом хлора находится в максимальной степени окисления +7. Он продолжает тенденцию высших оксидов элементов периода 3 к тому, чтобы быть более сильными кислотами. Оксид хлора (VII) реагирует с водой с образованием очень сильной кислоты, хлорноватой (VII) кислоты, также известной как хлорная кислота.

\ [Cl_2O_7 + H_2O \ стрелка вправо 2HClO_4 \]

Как и в серной кислоте, pH типичных растворов хлорной кислоты составляет около 0.Нейтральная хлорная (VII) кислота имеет следующую структуру:

Когда ион хлората (VII) (перхлорат-ион) образуется в результате потери протона (например, в реакции с водой), заряд делокализован по каждому атому кислорода в ионе. Это делает ион очень стабильным, а хлорную (VII) кислоту очень сильной.

Хлорная (VII) кислота реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия (VII):

\ [NaOH + HClO_4 \ стрелка вправо NaClO_4 + h3O \]

Сам оксид хлора (VII) также непосредственно реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием того же продукта:

\ [2NaOH + Cl_2O_7 \ стрелка вправо 2NaClO_4 + H_2O \]

Оксид хлора (I): Оксид хлора (I) намного менее кислый, чем оксид хлора (VII).- \) также известна как хлорноватистая кислота.

\ [Cl_2O + H_2O \ rightleftharpoons 2HOCl \]

Структура хлорноватой (I) кислоты в точности такая, как показано ее формулой HOCl. У него нет атомов кислорода с двойными связями и нет способа делокализации заряда по отрицательному иону, образованному в результате потери водорода. Следовательно, образовавшийся отрицательный ион не очень стабилен и легко восстанавливает свой протон, чтобы превратиться в кислоту. Хлорная (I) кислота очень слабая (pK a = 7,43) и реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия (I) (гипохлорита натрия):

\ [NaOH + HOCl \ rightarrow NaOCl + H_2O \]

Оксид хлора (I) также напрямую реагирует с гидроксидом натрия с образованием того же продукта:

\ [2NaOH + Cl_2O \ стрелка вправо 2NaOCl + H_2O \]

Реакции кислот — Кислоты и основания — Eduqas — GCSE Chemistry (Single Science) Revision — Eduqas

Кислоты принимают участие в реакциях, в которых образуются соли.В этих реакциях ионы водорода в кислотах заменяются ионами металлов или ионами аммония.

Реакции с металлами

Соль и водород образуются при реакции кислоты с металлами. В общем:

кислота + металл → соль + водород

Металл должен быть более активным, чем водород, в ряду реакционной способности, чтобы он мог реагировать с кислотой.

Например:

соляная кислота + магний → хлорид магния + водород

2HCl (водный) + Mg (s) → MgCl 2 (водный) + H 2 (г)

Вопрос

Водород собирается в пробирке во время реакции между магнием и соляной кислотой.Опишите лабораторный тест на водород.

Показать ответ

Поместите освещенную шину возле устья пробирки. Водород воспламеняется с треском.

Реакции с оксидами металлов

Соль и вода образуются, когда кислоты реагируют с оксидами металлов. Оксиды металлов являются основаниями, потому что они нейтрализуют кислоты.

В целом:

кислота + оксид металла → соль + вода

Например:

серная кислота + оксид меди (II) → сульфат меди (II) + вода

H 2 SO 4 (водн. ) + CuO (s) → CuSO 4 (водн.) + H 2 O (l)

Реакции с гидроксидами металлов

При взаимодействии кислот с гидроксидами металлов образуются соль и вода.Гидроксиды металлов являются основаниями, потому что они нейтрализуют кислоты.

В целом:

кислота + гидроксид металла → соль + вода

Например:

соляная кислота + гидроксид магния → хлорид магния + вода

2HCl (водный) + Mg (OH) 2 (т) → MgCl 2 (водн.) + 2H 2 O (l)

Реакции с карбонатами

При взаимодействии кислоты с карбонатами образуются соль, вода и диоксид углерода. В общем:

кислота + карбонат → соль + вода + диоксид углерода

Например:

азотная кислота + карбонат меди (II) → нитрат меди (II) + вода + диоксид углерода

2HNO 3 (водн.) + CuCO 3 (т) → Cu (NO 3 ) 2 (водн.) + H 2 O (л) + CO 2 (г)

Вопрос

Дается двуокись углерода отключается во время реакции между карбонатом меди (II) и соляной кислотой.Опишите лабораторный тест на углекислый газ.

Показать ответ

Продуть газ через известковую воду. Двуокись углерода делает известковую воду молочно-белой или мутной.

Оксиды металлов и гидроксиды металлов реагируют с кислотами с образованием солей и воды.

Кислотно-щелочной и солевой класс 10, научная реакция основания с металлами


База: База имеет горький вкус и кажется мыльной на ощупь. База становится красной лакмусовой бумажкой синей.

Гидроксид натрия (каустическая сода), гидроксид кальция, карбонат натрия (стиральная сода), известь (оксид кальция), гидроксид калия (едкий калий) и т. Д. Являются примерами основания.

Типы основы: Основание можно разделить на два типа — водорастворимые и водонерастворимые.

Ионные соли щелочных и щелочноземельных металлов растворимы в воде. Они также известны как щелочь. Например — гидроксид натрия, гидроксид магния, гидроксид кальция и др.Щелочь считается сильным основанием.


Реакция основания с металлами:

При реакции щелочи (основания) с металлом образуется соль и водород.

Щелочь + металл, соль + водород

Пример: Гидроксид натрия дает газообразный водород и цинкат натрия при взаимодействии с металлическим цинком.

2NaOH + Zn ⇨ Na 2 ZnO 2 + H 2

Алюминат натрия и газообразный водород образуются при взаимодействии гидроксида натрия с металлическим алюминием.

2NaOH + 2Al + 2H 2 O ⇨ 2NaAlO 2 + 2H 2

Реакция основания с оксидами неметаллов:

Оксиды неметаллов имеют кислотную природу. Например; диоксид углерода — это оксид неметалла. Когда углекислый газ растворяется в воде, образуется угольная кислота.

Следовательно, когда основание реагирует с оксидом неметалла, оба нейтрализуют друг друга, что приводит к образованию соли и воды.

Основа + оксид неметалла ⇨ Соль + вода

Пример: Гидроксид натрия дает карбонат натрия и воду, когда он реагирует с диоксидом углерода.

2NaOH + CO 2 ⇨ Na 2 CO 3 + H 2 O

Гидроксид кальция дает карбонат кальция и воду при реакции с диоксидом углерода.

Ca (OH) 2 + CO 2 ⇨ CaCO 3 + H 2 O


Реакция нейтрализации:

Кислота нейтрализует основание, когда они реагируют друг с другом и образуются соль и вода.

Кислота + Основа ⇨ Соль + Вода

Поскольку в реакции между кислотой и основанием оба нейтрализуют друг друга, она также известна как реакция нейтрализации.

Пример: Хлорид натрия и вода образуются, когда соляная кислота реагирует с гидроксидом натрия (сильное основание).

HCl + NaOH ⇨ NaCl + H 2 O

Подобным образом хлорид кальция образуется вместе с водой, когда соляная кислота реагирует с гидроксидом кальция (основанием).

2HCl + Ca (OH) 2 ⇨ CaCl 2 + 2H 2 O

Сульфат натрия и вода образуются при реакции серной кислоты с гидроксидом натрия (основанием).

H 2 SO 4 + 2NaOH ⇨ Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Аналогичным образом, когда азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия, образуются нитрат натрия и вода.

HNO 3 + NaOH ⇨ NaNO 3 + H 2 O


Реакция кислоты с оксидами металлов:

Оксиды металлов имеют основную природу. Таким образом, когда кислота реагирует с оксидом металла, оба нейтрализуют друг друга.В этой реакции образуются соль и вода.

Кислота + оксид металла ⇨ Соль + вода

Пример: Кальций — это металл, поэтому оксид кальция — это металлический оксид, который по своей природе является основным. Когда кислота; такая как соляная кислота; вступает в реакцию с оксидом кальция, происходит реакция нейтрализации и хлорида кальция; вместе с водой; сформирован.

2HCl + CaO ⇨ CaCl 2 + H 2 O

Аналогичным образом, когда серная кислота реагирует с оксидом цинка, образуются сульфат цинка и вода.

H 2 SO 4 + ZnO ⇨ ZnCl 2 + H 2 O

При взаимодействии соляной кислоты с оксидом алюминия образуются хлорид алюминия и вода.

Al 2 O 3 + 6HCl ⇨ 2AlCl 3 + 3H 2 O


Неорганические оксиды — Alfa Aesar

  • Оксид алюминия, 20% в H 2 O, коллоидная дисперсия

  • Оксид алюминия, 5016-A, основной, степень I по Брокманну

  • Оксид алюминия, 99%

  • Оксид алюминия 99% (металлы)

  • Оксид алюминия, кислотный, для ВЭЖХ Flash Grade

  • Оксид алюминия, кислотный, для ВЭЖХ Flash Grade

  • Оксид алюминия, активированный, кислотный, степень I по Брокманну, 58 ангстрем

  • Оксид алюминия, активированный, нейтральный, степень I по Брокманну, 58 ангстрем

  • Оксид алюминия, активированный, нейтральный, Brockmann Grade II

  • Оксид алюминия, активированный, нейтральный, гамма-фаза, 99.9% (металлы)

  • Оксид алюминия, аэрозольная огнеупорная красящаяся краска

    ВНИМАНИЕ. Вред репродукции — https://www.p65warnings.ca.gov/

  • Оксид алюминия, аэрозольная огнеупорная краска

    ВНИМАНИЕ. Вред репродукции — https: // www.p65warnings.ca.gov/

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, не менее 99,95% (металлы)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, 99.997% (мет. Мет.)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, 99,997% (мет. Мет.)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, 99.99% (металлы)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, 99,9% (металлы)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, 99.9% (металлы)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, носитель катализатора, с малой площадью поверхности, тримодальный

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, гамма-фаза, 99.99% (металлы)

  • Оксид алюминия, основной, для TLC

  • Оксид алюминия, основной, для ВЭЖХ Flash Grade

  • Оксид алюминия, основной, для ВЭЖХ Flash Grade

  • Оксид алюминия кальцинированный изоляционный порошок

  • Оксид алюминия, носитель катализатора, большая площадь поверхности

  • Оксид алюминия, носитель катализатора, площадь промежуточной поверхности

  • Оксид алюминия, носитель катализатора, промежуточная площадь поверхности (с низким содержанием SiO 2 )

  • Оксид алюминия, носитель катализатора, с низким содержанием кремнезема

  • Оксид алюминия, носитель катализатора, низкая площадь поверхности

  • Оксид алюминия, цемент, Al 2 O 3 95% (SiO 2 ≈5%)

  • Оксид алюминия, для очистки биомассы

  • Оксид алюминия для обесцвечивания

  • Оксид алюминия для анализа диоксинов

  • Оксид алюминия, для снятия печатных плат

  • Оксид алюминия для технологической очистки (поглотитель)

  • Оксид алюминия для технологической очистки (поглотитель)

  • Оксид алюминия, для удаления пирогенов

  • Оксид алюминия плавленый изолирующий порошок, 99.7 +%

  • Оксид алюминия плавленый изоляционный порошок 99,7 +%

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, 96 +% вкл.3% С

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, 99,97% (мет. Мет.)

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, 99.997% (мет. Мет.)

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, 99,997% (металлы)

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, альфа-фаза, 99.98% (металлы)

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, носитель катализатора, большая площадь поверхности, бимодальный

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, нанопорошок, 99 +%

  • Оксид алюминия, NanoArc ™, AL-0405, 99.5%

  • Оксид алюминия, NanoArc® AL-2220, 30% в уайт-спирите, коллоидная дисперсия с диспергатором

  • Оксид алюминия, NanoDur® AL-2420, 50% в уайт-спирите, коллоидная дисперсия с диспергатором

  • Оксид алюминия, нейтральный, для ВЭЖХ Flash Grade

  • Химическая реактивность | Grandinetti Group

    Водород

    В отличие от остальных элементов Группы 1А, которые существуют в виде металлов, элементарный водород существует в виде газообразных молекул H 2 .Соединения, образующиеся между водородом и неметаллами, являются скорее молекулярными, чем ионными. (, то есть , водород образует ковалентные связи с неметаллами). Например, водород реагирует с галогенами (группа VIIA) согласно:

    .

    где X может быть любым галогеном, таким как F, Cl, Br или I. Водород в этих соединениях имеет степень окисления +1, а галогены — -1. Точно так же водород предсказуемо реагирует на другие элементарные неметаллы:

    2 H 2 (г)
    +
    O 2 (г)
    2 H 2 O (г)

    8 H 2 (г)
    +
    S 8 (с)
    8 H 2 S (г)

    3 H 2 (г)
    +
    N 2 (г)
    2 NH 3 (г)

    Водород может также образовывать соединения с более активными металлами с образованием ионных гидридов .Например, гидрид лития образуется в соответствии с:

    2 Li (т)
    +
    H 2 (г)
    2 LiH (т)

    Металл (в данном случае Li) теряет электрон, чтобы стать катионом, а H приобретает электрон, чтобы стать H (гидрид-анион), который имеет заряд -1. Вот еще один пример:

    Mg (т)
    +
    H 2 (г)
    MgH 2 (т)

    Получая электрон, ион гидрида получает стабильную электронную конфигурацию замкнутой n = 1 оболочки, то есть конфигурацию благородного газа He.

    Кислород

    Кислород — это элемент группы 6А. Элементарный кислород присутствует в двух формах: газообразный кислород (O 2 ) и газообразный озон (O 3 ). Различные формы элемента в одном и том же состоянии называются Аллотропами .

    Реакции кислорода с металлами

    Когда кислород вступает в реакцию с большинством металлов, образуется оксид металла, где кислород имеет степень окисления -2. Например, оксид цинка образуется, когда металлический цинк реагирует с газообразным кислородом:

    2 Zn (т)
    +
    O 2 (г)
    2 ZnO (т)

    и оксид алюминия образуется, когда металлический алюминий реагирует с газообразным кислородом:

    4 Al (т)
    +
    3 O 2 (г)
    2 Al 2 O 3 (с)

    Однако есть некоторые исключения, которые мы рассмотрим далее.

    Группа IA Металлы — щелочные металлы

    Поскольку щелочные металлы настолько активны, продукт их реакции с газообразным кислородом — это не то, чего можно было ожидать. В то время как металлический литий реагирует с газообразным кислородом с образованием оксида лития, как и следовало ожидать:

    4 Li (т)
    +
    O 2 (г)
    2 Li 2 O (т) ,

    когда металлический натрий реагирует с газообразным кислородом в тех же условиях, он образует пероксид натрия:

    2 Na (т)
    +
    O 2 (г)
    Na 2 O 2 (с)

    а очень активные щелочные металлы, калий, рубидий и цезий, реагируют с газообразным кислородом с образованием супероксидов:

    Металлы группы IIA — щелочноземельные металлы

    Кислород реагирует с большинством щелочноземельных металлов с образованием оксида металла:

    2 Месяца (т)
    +
    O 2 (г)
    2 МО (т)

    Например,

    Однако кислород соединяется с металлическим барием, наиболее активным из этой группы, с образованием пероксида:

    Ba (т)
    +
    O 2 (г)
    BaO 2 (т)

    Реакции между кислородом и неметаллами (кроме групп 7A и 8A)

    Когда кислород соединяется с неметаллами в их элементарной форме, продукт представляет собой оксид неметалла.Например, кислород реагирует с твердым углеродом с образованием моноксида углерода или диоксида углерода соответственно, как показано ниже (реакция не сбалансирована):

    C (т)
    +
    O 2 (г)
    CO (г)
    или же
    CO 2 (г)

    Аналогичным образом кислород реагирует с твердым фосфором с образованием гептоксида тетрафорфора или декоксида тетрафорфора соответственно, как показано ниже (реакция не сбалансирована):

    П 4 (т)
    +
    O 2 (г)
    P 4 O 6 (г)
    или же
    P 4 O 10 (г)

    При взаимодействии с твердой серой кислород образует газообразный диоксид серы:

    S 8 (т)
    +
    8 O 2 (г)
    8 SO 2 (г)

    Оксидные реакции

    Реакции с неметаллическими оксидами

    Оксиды неметаллов кислые.Если оксид неметалла растворяется в воде, он образует кислоту.

    Оксид неметалла
    +
    Воды

    Кислота

    Например,

    SO 3 (г)
    +
    H 2 O (л)
    H 2 SO 4 (водн.)

    N 2 O 3 (г)
    +
    H 2 O (л)
    HNO 2 (водн.)

    Оксиды неметаллов могут быть нейтрализованы основанием с образованием соли и воды.

    Оксид неметалла
    +
    База

    Соль
    +
    Воды

    Например,

    SO 3 (г)
    +
    Ba (OH) 2 (водн.)
    BaSO 4 (водн.)
    +
    H 2 O (л)

    П 4 О 10 (т)
    +
    12 NaOH (водн.)
    4 Na 3 PO 4 (водн.)
    +
    6 H 2 O (л)

    Реакции оксидов металлов

    Оксиды металлов основные.Если оксид металла растворяется в воде, он образует гидроксид металла.

    Оксид металла
    +
    Воды

    Гидроксид металла

    Например,

    BaO (т)
    +
    H 2 O (л)
    Ba (OH) 2 (водн.)

    K 2 O (т)
    +
    H 2 O (л)
    2 КОН (водн.)

    Как и любое основание, эти основания можно нейтрализовать кислотой с образованием соли и воды.

    Оксид металла
    +
    Кислота

    Соль
    +
    Воды

    Примеры:

    CuO (т)
    +
    2 HNO 3 (водн.)
    Cu (NO 3 ) 2 (водн.)
    +
    H 2 O (л)

    Al 2 O 3 (т)
    +
    6 HCl (водн.)
    2 AlCl 3 (водн.)
    +
    3 H 2 O (л)

    Как правило, чем более металлический характер имеет элемент, тем более основным будет его оксид.Точно так же, чем более неметаллический характер имеет элемент, тем более кислым будет его оксид. Металлический характер элемента можно определить по его положению в таблице Менделеева:

    Наконец, отметим, что соль также может образовываться в результате прямой реакции металла и неметалла.

    Металл
    +
    Неметалл

    Соль

    Например,

    2 Al (т)
    +
    3 Br 2 (л)
    2 AlBr 3 (т)

    Домашнее задание от

    Chemisty, The Central Science, 10-е изд.

    7,53, 7,55, 7,57, 7,59, 7,61, 7,65, 7,67, 7,69, 7,71, 7,73, 7,77

    Кислоты, основания и соли | CPD

    Хлорид натрия — это источник натрия в нашем рационе, необходимый для передачи нервных импульсов и поддержания надлежащего баланса жидкости в организме. На протяжении всей истории люди использовали эту соль для консервирования мяса, очистки ран и изготовления мыла.

    Натрия хлорид — один из примеров соли. В химии термин «соль» относится к группе ионных соединений, образующихся в результате реакции нейтрализации между кислотой и основанием.

    Понятия кислот, оснований и солей вводятся в начале обучения в средней школе, развиваются и уточняются по мере успеваемости учащихся и лежат в основе многих будущих тем. Вот несколько идей, которые помогут заинтересовать студентов, избежать неправильных представлений и связать практическую работу с основными концепциями.

    Что нужно знать студентам

    • Кислоты — водородсодержащие вещества с кислым вкусом, которые образуют растворы со значением pH менее 7. Обычные примеры включают соляную кислоту, серную кислоту, лимонную кислоту и этановую кислоту (уксус / уксусная кислота).
    • Основания — это группа веществ, нейтрализующих кислоты.
    • Растворимые основания называются щелочами. Они кажутся скользкими, мыльными и образуют растворы со значением pH больше 7. Обычные примеры включают гидроксид натрия, гидроксид магния, гидрокарбонат натрия (бикарбонат натрия), гипохлорит натрия и аммиак.
    • Нейтрализация — это реакция между кислотой и щелочью, при которой образуется соль и вода.
    • Соли не имеют запаха и имеют соленый вкус, многие из них растворимы в воде.Общие примеры включают хлорид натрия, йодид калия, карбонат кальция и сульфат меди.
    • Шкала pH используется для измерения кислотности и щелочности.
    • Индикаторы — это вещества, меняющие цвет при изменении кислотности / щелочности. Лакмус — общий индикатор; щелочные растворы окрашиваются в красный лакмусовый синий цвет, а кислые растворы — в синий лакмусовый красный цвет.
    • Кислоты могут реагировать с некоторыми металлами с образованием соли и газообразного водорода.

    Идеи для занятий

    Учащиеся имеют богатый опыт работы с кислотами, основаниями и солями, накопленный как в школе, так и в повседневной жизни.Стоит начать тему с выявления их существующих идей путем совместного построения карты разума. Будьте внимательны к недопониманиям и постарайтесь устранить их, прежде чем двигаться дальше.

    Использование реальных примеров и анекдотов в классе может помочь закрепить идеи. Загрузите подборку анекдотов о кислотах, основаниях и солях (MS Word или pdf).

    Использование реальных примеров и анекдотов в классе может помочь закрепить идеи. Загрузите подборку анекдотов о кислотах, основаниях и солях с веб-сайта Education in Chemistry : rsc.li / 2Oj0lQk.

    Одна особая проблема, которая может возникнуть при введении лабораторных кислот и щелочей, заключается в том, что они оба выглядят как вода. Учащимся сложно использовать химические свойства для характеристики этих растворов. Задача «Мудрец и писец» может использоваться для демонстрации ограничений визуального описания и усиления необходимости искать наличие или отсутствие определенных характеристик или свойств. Загрузите информацию об учащемся (MS PowerPoint или pdf) и заметки учителя (MS Word или pdf) для этого упражнения.

    Одна особая проблема, которая может возникнуть при введении лабораторных кислот и щелочей, заключается в том, что они оба выглядят как вода. Учащимся сложно использовать химические свойства для характеристики этих растворов. Задача «Мудрец и писец» может использоваться для демонстрации ограничений визуального описания и усиления необходимости искать наличие или отсутствие определенных характеристик или свойств. Загрузите информацию об учениках и заметки для учителей для этого упражнения: rsc.li/2Oj0lQk.

    В этом упражнении мудрец должен описать простое изображение двум писцам.Один писец записывает описание мудреца, а другой пытается нарисовать по нему рисунок. Могут ли переписчики идентифицировать изображение? Описания субъективны и могут быть неверно истолкованы, тогда как идентификация требует объективного подхода.

    Свяжите эту идею с тем, как мы можем четко различать два раствора, которые выглядят как вода, особенно с использованием индикаторов с кислотами и щелочами.

    Стремитесь одинаково вводить кислоты и щелочи, а не сосредотачиваться только на кислотах.В качестве домашнего задания попросите учащихся определить бытовые вещества, которые являются кислотами и щелочами. Их обычно можно найти на кухне и в ванной комнате. Например, уксус и лимонный сок являются кислотами, а разрыхлитель и зубная паста — щелочами. Студент может принести образцы и протестировать их с помощью кислоты или щелочи? Кислый или щелочной? Мероприятия. Затем активность Color creactions может быть использована для введения универсального индикатора и шкалы pH перед переходом к нейтрализации.

    Стремитесь одинаково вводить кислоты и щелочи, а не сосредотачиваться только на кислотах.В качестве домашнего задания попросите учащихся определить бытовые вещества, которые являются кислотами и щелочами. Их обычно можно найти на кухне и в ванной комнате. Например, уксус и лимонный сок являются кислотами, а разрыхлитель и зубная паста — щелочами. Студент может принести образцы и протестировать их с помощью «Кислота или щелочь? Кислая или щелочная активность? ’(Rsc.li/2PueBT7). Затем активность «Цветные реакции» можно использовать для введения универсального индикатора и шкалы pH перед переходом к нейтрализации (rsc.li / 2CaCriy).

    Важно продумать, чему вы хотите, чтобы учащиеся извлекли уроки из этих занятий, и как этого можно достичь. Время должно быть поровну разделено между практическими занятиями (включая просмотр демонстраций и видео) и последующей умственной деятельностью по обсуждению основных концепций и идей. Учащиеся могут совместно работать над развитием своего понимания, используя структурированные беседы, которые позволяют установить связи между практической работой и лежащими в основе концепциями.

    Связь практических задач с основополагающими концепциями

    Помните, что время, выделяемое на практическую работу, должно быть поровну разделено между практическими занятиями и установлением связей между явлениями и лежащими в их основе концепциями.

    Призывайте студентов наблюдать и интерпретировать, задавая вопросы. Попробуйте повторить их ответы на правильном языке. Например, замените «проделал дыру» или «прожжил» на «корродировал».

    С практикой студенты могут вести свои собственные практические беседы в своей группе.У структурированных разговоров должны быть строгие ограничения по времени. Строительные леса, такие как основы предложений, побуждают как слушать, так и отвечать друг другу.

    Вопросы
    • Что вы наблюдали?
    • Что вы можете сделать из этого?
    • Почему…?
    • Что вы думаете о…?
    • Каковы последствия для…?
    • Как может…?
    Основы приговора
    • Я видел…
    • Я думаю, это показывает…
    • Это говорит о том, что…
    • Я думаю, это говорит нам…
    • А как насчет…?
    • Я не согласен с вами, потому что…
    • Я не понимаю…

    Распространенные заблуждения

    Студенты часто считают, что только кислоты вызывают коррозию и могут быть идентифицированы, потому что они разъедают / сжигают материалы.Однако щелочи также могут быть очень агрессивными, как показано на видео о банках из-под кока-колы.

    Студенты часто считают, что только кислоты вызывают коррозию и могут быть идентифицированы, потому что они разъедают / сжигают материалы. Однако щелочи также могут вызывать сильную коррозию, как показано в видеоролике «Коксовые банки в кислоте и щелоче» (bit.ly/2C5YyXv).

    Используйте видео как подсказку, чтобы выявить идеи коррозии. Объясните, что коррозию можно определить как «разрушение или разрушение материала из-за реакции с окружающей средой».Деградация — это изменение объемных свойств материала, который будет по-другому выглядеть, станет слабее или даже разрушится из-за химических изменений. Это описание побуждает студентов видеть материалы как на макроскопическом (объемном) уровне, так и на субмикроскопическом (частицы) уровне. Например, раствор гидроксида натрия добавляется в алюминиевую банку, которая распадается с выделением газа (макроскопически), потому что частицы гидроксида натрия реагируют с частицами алюминия с образованием соли алюминия и газообразного водорода (субмикроскопические). .

    Используйте видео как подсказку, чтобы выявить идеи коррозии. Объясните, что коррозию можно определить как «разрушение или разрушение материала из-за реакции с окружающей средой». Деградация — это изменение объемных свойств материала, который будет по-другому выглядеть, станет слабее или даже разрушится из-за химических изменений. Это описание побуждает студентов видеть материалы как на макроскопическом (объемном) уровне, так и на субмикроскопическом (частичном) уровне (подробнее о том, как заставить ваших учеников задуматься о том, как они учатся: rsc.li / 2C596X0). Например, раствор гидроксида натрия добавляется в алюминиевую банку, которая распадается с выделением газа (макроскопически), потому что частицы гидроксида натрия реагируют с частицами алюминия с образованием соли алюминия и газообразного водорода (субмикроскопические). .

    Старайтесь избегать использования антропоморфных описаний, таких как «атаковать» или «съесть». Эти термины, как правило, приводят к представлениям о химических веществах, которые «хотят» или «нуждаются» в реакции. Это усложнит учащимся четкое понимание того, как и почему протекают химические реакции.

    Формирующее оценивание

    Сопоставление концепций — полезный инструмент для усиления связи этой темы с учебной программой. Упражнение «Пересмотр кислот» (rsc.li/2OTINtu) было адаптировано как оценивание для учебной деятельности (rsc.li/2A365VQ).

    Предоставьте студентам возможность практиковаться как в более длинных ответах (четыре и шесть баллов), так и в вопросах с несколькими вариантами ответов (одна оценка) при подготовке к экзаменам. Покажите вопрос и дайте студентам две минуты, чтобы написать свой ответ на мини-доске.Важно, попросите их написать, почему они выбрали свой ответ. Это дает возможность выявить недопонимание и незамедлительно дать обратную связь.

    Переход на 14–16

    В уроках 14–16 используется более сложная модель кислотности, основанная на ионах водорода и гидроксида. Кислоты выделяют ионы водорода (H + ) в растворе и ионы гидроксида щелочей (OH ).

    pH формально определяется как логарифмическая мера концентрации ионов водорода.Нейтрализация определяется как реакция ионов водорода и гидроксид-ионов с образованием воды. Также проводится различие между разбавленным / концентрированным (количество вещества) и слабым / сильным (степень ионизации). Наконец, есть специальные устройства и методы, которые необходимо использовать и понимать, включая скорость реакции и титрование (см. Наши руководства по практической работе в спецификациях GCSE).

    pH формально определяется как логарифмическая мера концентрации ионов водорода. Нейтрализация определяется как реакция ионов водорода и гидроксид-ионов с образованием воды.Также проводится различие между разбавленным / концентрированным (количество вещества) и слабым / сильным (степень ионизации). Наконец, есть специальные устройства и методы, которые необходимо использовать и понимать, включая скорость реакции и титрование (см. Наши руководства по практической работе в спецификациях GCSE: rsc.li/2pIPwbD).

    Итого

    • Кислые и щелочные растворы можно идентифицировать по их химическим свойствам.
    • Усилить твердую природу кислот, оснований и солей, чтобы учащиеся отошли от простого упоминания об объемных свойствах и антропоморфных описаниях, таких как «съел дыры».
    • Сделайте явным связь между практической работой и основополагающими концепциями, используя макроскопические и субмикроскопические представления.
    • Эта тема лежит в основе многих будущих тем, включая синтез и анализ химических веществ.

    Определения кислот и оснований и роль воды

    Определения
    кислот и оснований
    и роль воды


    Свойства кислот и
    Базы согласно Boyle

    В 1661 году Роберт Бойль резюмировал свойства кислот следующим образом:
    следует.

    1. Кислоты имеют кислый вкус.

    2. Кислоты едкие.

    3. Кислоты изменяют цвет некоторых растительных красителей, например
    лакмус, от синего до красного.

    4. Кислоты теряют кислотность при сочетании с
    щелочи.

    Название «кислота» происходит от латинского acidus ,
    что означает «кислый» и относится к резкому запаху и
    кисловатый вкус многих кислот.

    Примеры: уксус кислый на вкус, потому что это разбавленный раствор.
    уксусной кислоты в воде.Лимонный сок кислый на вкус, потому что
    содержит лимонную кислоту. Молоко скисает, когда портится, потому что
    образуется молочная кислота, и неприятный кисловатый запах гнилого
    мясо или масло можно отнести к таким соединениям, как масляная
    кислоты, образующиеся при порче жира.

    В 1661 году Бойль резюмировал свойства щелочей следующим образом:
    следует.

    • Щелочи кажутся скользкими.
    • Щелочи изменяют цвет лакмусовой бумажки с красного на синий.
    • Щелочи становятся менее щелочными при сочетании с
      кислоты.

    По сути, Бойль определил щелочи как вещества, которые потребляют,
    или нейтрализовать кислоты. Кислоты теряют свойственный кислый вкус
    и способность растворять металлы при смешивании с щелочами.
    Щелочи даже обращают вспять изменение цвета, которое происходит при лакмусовой бумажке.
    контактирует с кислотой. Со временем стали известны щелочи.
    как баз , потому что они служат «базой» для
    делая определенные соли.


    Аррениус
    Определение кислот и оснований

    В 1884 году Сванте Аррениус предположил, что соли, такие как NaCl
    диссоциируют, когда они растворяются в воде, давая частицы, которые он
    назвали ионов .

    H 2 O
    NaCl ( с ) Na + ( водн. ) + Cl ( водн. )

    Три года спустя Аррениус расширил эту теорию, предложив
    что кислоты — нейтральные соединения, которые ионизируют , когда они
    растворяются в воде с образованием ионов H + и соответствующего
    отрицательный ион.Согласно его теории, хлористый водород — это
    кислоты, потому что она ионизируется, когда растворяется в воде, чтобы дать
    ионы водорода (H + ) и хлорида (Cl ) как
    показано на рисунке ниже.

    H 2 O
    HCl ( г ) H + ( водн. ) + Cl ( водн. )

    Аррениус утверждал, что основания — это нейтральные соединения, которые либо
    диссоциируют или ионизируют в воде с образованием ионов OH и
    положительный ион.NaOH является основанием Аррениуса, потому что он диссоциирует в
    вода с образованием гидроксида (OH ) и натрия (Na + )
    ионы.

    H 2 O
    NaOH ( с ) Na + ( водн. ) + OH ( водн. )

    Аррениусовая кислота — это любое вещество, которое
    ионизируется при растворении в воде с образованием H + , или
    водород, ион.

    Основание Аррениуса — это любое вещество, которое дает ОН ,
    или гидроксид, ион, когда он растворяется в воде.

    Аррениусовы кислоты включают такие соединения, как HCl, HCN и H 2 SO 4
    которые ионизируются в воде с образованием иона H + . Аррениус
    основания включают ионные соединения, которые содержат OH
    ион, такой как NaOH, KOH и Ca (OH) 2 .

    Эта теория объясняет, почему кислоты обладают схожими свойствами:
    характерные свойства кислот возникают из-за присутствия
    ион H + , образующийся при растворении кислоты в воде.Это также объясняет, почему кислоты нейтрализуют основания и наоборот. Кислоты
    предоставить ион H + ; базы обеспечивают OH
    ион; и эти ионы объединяются, образуя воду.

    H + ( водн. ) + OH ( водн. )

    H 2 O ( л )

    Теория Аррениуса имеет несколько недостатков.

    • Может применяться только к реакциям, протекающим в воде.
      потому что он определяет кислоты и основания с точки зрения того, что
      происходит, когда соединения растворяются в воде.
    • Это не объясняет, почему некоторые соединения, в которых водород
      имеет степень окисления +1 (например, HCl) растворяется в
      вода для получения кислых растворов, тогда как другие (например,
      CH 4 ) нет.
    • Только соединения, содержащие ион OH
      можно отнести к базам Аррениуса. Аррениус
      теория не может объяснить, почему другие соединения (например, Na 2 CO 3 )
      обладают характерными свойствами оснований.


    Роль H +
    и ОН

    Ионы в химии водных растворов

    Кислород

    Becuase ( EN = 3,44) намного электроотрицательнее
    чем водород ( EN = 2,20), электроны в HO
    Связи в воде не разделяются поровну между водородом и кислородом.
    атомы.Эти электроны притягиваются к атому кислорода в
    центре молекулы и вдали от атомов водорода на любом
    конец. В результате молекула воды полярная . Кислород
    атом несет частичный отрицательный заряд (-),
    а атомы водорода несут частичный положительный заряд (+).

    Когда они диссоциируют с образованием ионов, молекулы воды
    образуют положительно заряженный ион H + и отрицательно
    заряженный ион OH .

    Возможна и обратная реакция.
    Ионы H + могут объединяться с ионами OH с образованием
    нейтральные молекулы воды.

    Тот факт, что молекулы воды диссоциируют с образованием H +
    и ионы OH , которые затем могут рекомбинировать с образованием воды
    молекул, указывается следующим уравнением.


    В какой степени
    Вода диссоциирует с образованием ионов?

    При 25 ° C плотность воды составляет 0,9971 г / см 3 , или
    0,9971 г / мл. Следовательно, концентрация воды составляет 55,35 моль.

    Концентрация ионов H + и OH
    образованных диссоциацией нейтральных молекул H 2 O при
    эта температура всего 1.0 x 10 -7 моль / л. Соотношение
    концентрации иона H + (или OH )
    концентрации нейтральных молекул H 2 O составляет
    поэтому 1,8 x 10 -9 .

    Другими словами, только около 2 частей на миллиард (ppb)
    молекулы воды диссоциируют на ионы при комнатной температуре. В
    На рисунке ниже показана модель из 20 молекул воды, одна из которых
    диссоциировал с образованием пары H + и OH
    ионы.Если бы эта иллюстрация была фотографией с очень высоким разрешением
    структуры воды мы бы встретили пару H + и
    OH ионов в среднем только один раз на каждые 25
    миллион таких фотографий.


    Оперативный
    Определение кислот и оснований

    Тот факт, что вода диссоциирует с образованием H + и OH
    ионов в обратимой реакции является основой для оперативного
    определение кислот и оснований, более мощное, чем
    определения, предложенные Аррениусом.С практической точки зрения, кислота
    любое вещество, повышающее концентрацию H +
    ион при растворении в воде. A base — любое вещество
    что увеличивает концентрацию иона OH при
    растворяется в воде.

    Эти определения связывают теорию кислот и оснований с
    простой лабораторный тест на кислоты и щелочи. Чтобы решить, будет ли
    соединение представляет собой кислоту или основание, мы растворяем его в воде и тестируем
    решение, чтобы узнать, H + или OH
    концентрация ионов увеличилась.


    Типичные кислоты и
    Основания

    Свойства кислот и оснований являются результатом различий
    между химией металлов и неметаллов, как видно
    из химии этих классов соединений: водород,
    оксиды и гидроксиды.

    Соединения, содержащие водород, связанный с неметаллом, называются
    гидриды неметаллов . Поскольку они содержат водород в +1
    степень окисления, эти соединения могут действовать как источник H +
    ион в воде.

    Гидриды металлов , с другой стороны, содержат водород
    привязан к металлу. Поскольку эти соединения содержат водород в
    -1 степень окисления, они диссоциируют в воде с образованием H
    (или гидридный) ион.

    Ион H с парой валентных электронов может
    абстрагировать ион H + из молекулы воды.

    Поскольку удаление ионов H + из молекул воды является одним
    способ увеличения концентрации ионов OH в
    раствор, гидриды металлов являются основаниями.

    Аналогичный образец можно найти в химии оксидов.
    образованный металлами и неметаллами. Оксиды неметаллов растворяются
    в воде с образованием кислот. CO 2 растворяется в воде с образованием
    угольная кислота, SO 3 дает серную кислоту, а P 4 O 10
    реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты.

    Оксиды металлов , напротив, являются основаниями.Металл
    оксиды формально содержат ион O 2-, который реагирует с
    вода с образованием пары ионов OH .

    Таким образом, оксиды металлов соответствуют рабочему определению
    база.

    Мы видим такую ​​же закономерность в химии соединений, которые
    содержат ОН,
    или гидроксид, группа. Гидроксиды металлов , такие как LiOH, NaOH,
    KOH и Ca (OH) 2 , являются основаниями.

    Гидроксиды неметаллов , такие как хлорноватистая кислота (HOCl),
    кислоты.

    В таблице ниже обобщены тенденции, наблюдаемые в этих трех
    категории соединений. Гидриды металлов, оксиды металлов и металл
    гидроксиды — основания. Гидриды неметаллов, оксиды неметаллов и
    гидроксиды неметаллов — кислоты.

    Типичные кислоты и основания

    Кислоты Основания
    Гидриды неметаллов
    HF, HCl, HBr, HCN,
    HSCN, H 2 S
    Гидриды металлов
    HI, LiH, NaH,
    KH, MgH 2 , CaH 2
    Неметаллические оксиды
    CO 2 , SO 2 , SO 3 ,

    НЕТ 2 , П 4 O 10
    Оксиды металлов
    Li 2 O, Na 2 O, K 2 O,

    MgO, CaO
    Гидроксиды неметаллов
    HOCl, HONO 2 ,
    O 2 S (OH) 2 , OP (OH) 3
    Гидроксиды металлов
    LiOH, NaOH, KOH,
    Ca (OH) 2 , Ba (OH) 2

    Кислые атомы водорода в гидроксидах неметаллов
    в таблице выше не связаны с азотом, серой или
    атомы фосфора.В каждом из этих соединений кислый водород
    присоединен к атому кислорода. Таким образом, все эти соединения
    примеры оксикислот.

    Структуры скелета для восьми оксикислот представлены на рисунке.
    ниже. Как правило, кислоты, содержащие кислород, имеют скелет.
    структуры, в которых кислые водороды присоединены к кислороду
    атомы.


    Почему металл
    Гидроксидные основы и неметаллические гидроксиды кислоты?

    Чтобы понять, почему гидроксиды неметаллов являются кислотами и металлами
    гидроксиды являются основаниями, мы должны смотреть на электроотрицательность
    атомов в этих соединениях.Начнем с типичного металла
    гидроксид: гидроксид натрия

    Разница между электроотрицательностями натрия и
    кислород очень большой ( EN
    = 2,5). В результате электроны в NaO
    облигации не делятся поровну
    электроны тянутся к более электроотрицательному атому кислорода.
    Таким образом, NaOH диссоциирует с образованием Na + и OH .
    ионы при растворении в воде.

    Мы получаем совсем другой узор, когда применяем тот же
    процедура для хлорноватистой кислоты, HOCl, типичного неметалла
    гидроксид.

    Здесь разница электроотрицательностей
    атомы хлора и кислорода небольшие ( EN
    = 0,28). В результате электроны в ClO
    связь распределяется между двумя атомами более или менее поровну. ОН
    связь, с другой стороны, является полярной ( EN
    = 1,24)
    электроны в этой связи тянутся к более электроотрицательным
    атом кислорода. Когда эта молекула ионизируется, электроны в OH
    связь остается с атомом кислорода, а OCl и H +
    образуются ионы.

    Нет резкого перехода от металла к неметаллу в ряду
    или вниз по столбцу периодической таблицы. Поэтому мы должны
    ожидайте найти соединения, которые лежат между крайностями металла
    и оксиды неметаллов, или гидроксиды металлов и неметаллов. Эти
    соединения, такие как Al 2 O 3 и Al (OH) 3 ,
    называются амфотерными (буквально, «либо или
    оба «), потому что они могут действовать как кислоты или основания.Al (OH) 3 ,
    например, действует как кислота, когда реагирует с основанием.

    И наоборот, он действует как основание, когда реагирует с кислотой.


    Br nsted
    Определение кислот и оснований

    Модель Брнстеда или Брнстеда-Лоури основана на простом
    предположение: Кислоты отдают ионы H +
    другой ион или молекула, которая действует как основание

    диссоциация воды, например, включает перенос H +
    ион от одной молекулы воды к другой с образованием H 3 O +
    и OH ионов.

    Согласно этой модели, HCl не диссоциирует в воде до
    образуют ионы H + и Cl + . Вместо этого H +
    ион передается от HCl к молекуле воды с образованием H 3 O +
    и ионов Cl , как показано на рисунке ниже.

    Поскольку это протон, ион H + составляет несколько порядков
    величины меньше самого маленького атома. В результате
    заряд изолированного иона H + распределяется по такой
    небольшое пространство, которое привлекает этот ион H +
    к любому источнику отрицательного заряда, который существует в растворе.
    Таким образом, момент образования иона H + в
    водный раствор, он связывается с молекулой воды.Брнстед
    модель, в которой ионы H + переносятся от одного иона
    или молекулы к другому, поэтому имеет больше смысла, чем
    Теория Аррениуса, которая предполагает, что ионы H + существуют в
    водный раствор.

    Даже модель Брнстеда наивна. Каждый ион H + , который
    Кислота, отданная воде, на самом деле связана с четырьмя соседними
    молекулы воды, как показано на рисунке ниже.

    Более реалистичная формула вещества, производимого при
    кислота теряет ион H + , следовательно, H (H 2 O) 4 + ,
    или H 9 O 4 + .Для всех практических
    однако это вещество может быть представлено как H 3 O +
    ион.

    Реакция между HCl и водой является основой для
    понимание определений кислоты Бренстеда и кислоты Бренстеда
    база. Согласно этой теории, ион H + является
    передается от молекулы HCl к молекуле воды, когда HCl
    диссоциирует в воде.

    HCl действует как донор ионов H + в этой реакции, а H 2 O
    действует как акцептор ионов H + .Кислота Брнстеда является
    поэтому любое вещество (например, HCl), которое может отдавать H +
    ион к основанию. Основание Brnsted — это любое вещество (например,
    H 2 O), который может принимать ион H + из
    кислота.

    Существует два способа присвоения имени H + ion. Некоторый
    химики называют это ионом водорода; другие называют это протоном. Как
    В результате кислоты Бренстеда известны как ион водорода .
    доноров
    или доноров протонов .Основания Брнстеда — это водород-ионные
    акцепторы
    или акцепторы протонов .

    С точки зрения модели Брнстеда, реакции между
    кислоты и основания всегда подразумевают перенос H +
    ион от донора протона до акцептора протона. Кислоты могут быть
    нейтральные молекулы.

    Они также могут быть положительными ионами

    или отрицательные ионы.

    Таким образом, теория Брнстеда расширяет число потенциальных
    кислоты.Это также позволяет нам решить, какие соединения являются кислотами из
    их химические формулы. Любое соединение, содержащее водород с
    степень окисления +1 может быть кислотой. Кислоты Бренстеда включают
    HCl, H 2 S, H 2 CO 3 , H 2 PtF 6 ,
    NH 4 + , HSO 4 и HMnO 4 .

    базы Брнстеда можно идентифицировать по их структурам Льюиса.
    Согласно модели Брнстеда, основанием является любой ион или молекула
    который может принимать протон.Чтобы понять последствия этого
    определения, посмотрите, как прототипная база, OH
    ион, принимает протон.

    Единственный способ принять ион H + — это сформировать
    ковалентная связь с ним. Для образования ковалентной связи с H +
    иона, не имеющего валентных электронов, база должна обеспечивать оба
    электроны, необходимые для образования связи.Таким образом, только соединения, которые
    имеют пары несвязывающих валентных электронов, могут действовать как H + -ион
    акцепторы, или базы Бренстеда.

    Следующие ниже соединения, например, могут действовать как Brnsted
    оснований, потому что все они содержат несвязывающие пары электронов.

    Модель Брнстеда расширяет список потенциальных баз до
    включают любой ион или молекулу, которая содержит одну или несколько пар
    несвязывающие валентные электроны.Брнстедское определение базы
    применимо к такому количеству ионов и молекул, что почти легче
    подсчитывать вещества, такие как следующие, которые нельзя Бренстед
    основания, потому что у них нет пар несвязывающей валентности
    электроны.


    Роль воды в
    Теория Брнстеда

    Теория Брнстеда объясняет роль воды в кислотно-щелочном
    реакции.

    • Вода диссоциирует с образованием ионов за счет переноса H +
      ион от одной молекулы, действующий как кислота к другой
      молекула, выступающая в качестве основы.
    H 2 O ( л ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + ОН ( водн. )
    кислота база
    • Кислоты реагируют с водой, отдавая ион H +
      к нейтральной молекуле воды с образованием H 3 O +
      ион.
    HCl ( г ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + класс ( водн. )
    кислота база
    • Основания реагируют с водой, принимая ион H +
      из молекулы воды с образованием иона OH .
    NH 3 ( водн. ) + H 2 O ( л ) NH 4 + ( водн. ) + ОН ( водн. )
    основание кислота
    • Молекулы воды могут действовать как промежуточные соединения в кислотно-основных
      реакции с получением ионов H + из кислоты
    HCl ( г ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + класс ( водн. )

    , а затем теряет эти ионы H + на основание.

    NH 3 ( водн. ) + H 3 O + ( водн. ) NH 4 + ( водн. ) + H 2 O ( л )

    Модель Брнстеда может быть расширена на кислотно-основные реакции в
    другие растворители.Например, в жидкости наблюдается небольшая тенденция
    аммиак для переноса иона H + из одного NH 3
    молекулы к другой с образованием NH 4 + и NH 2
    ионы.

    2 NH 3 NH 4 + + NH 2

    По аналогии с химией водных растворов делаем вывод
    что кислоты в жидком аммиаке включают любой источник NH 4 +
    ион, и эти основания включают любой источник NH 2
    ион.

    Модель Брнстеда может быть расширена даже на реакции, которые
    не встречаются в растворе. Классический пример газовой фазы
    кислотно-щелочная реакция встречается, когда открытые емкости с
    концентрированная соляная кислота и водный раствор аммиака
    друг другу. Вскоре образуется белое облако хлорида аммония,
    газообразный HCl, выходящий из одного раствора, вступает в реакцию с NH 3
    газ от другого.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *