Сделайте вывод о свойствах кислот как электролитов

Добавил пользователь Алексей Ф.
Обновлено: 04.10.2024

Практическая работа по химии в 9 классе на закрепление навыков соствления уравнений ионных реакция и их записи в виде молекулярного, полного и сокращенного ионных уравнений.

Практическая работа №2

Решение экспериментальных задач по теме

Цель работы: рассмотреть основные свойства кислот, оснований и солей при протекании реакций в растворах.

Реактивы и оборудование: серная кислота H₂SO₄, соляная кислота HCl, азотная кислота HNO₃, цинк Zn, магний Mg, хлорид магния MgCl₂, нитрат цинка Zn(NO₃)₂, гидроксид натрия NaOH, карбонат натрия Na₂CO₃, фосфат калия K₃PO₄, сульфид натрия Na₂S, нитрат калия KNO₃, карбонат калия K₂CO₃, хлорид цинка ZnCl₂, сульфат меди (II) CuSO₄, сульфит натрия Na₂SO₃, пробирки, штатив.

Составьте уравнения протекающих химических реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионном виде. Не забудьте расставить коэффициенты в молекулярном уравнении.

Вариант I.

1. Налейте в пробирку немного разбавленной серной кислоты и опустите в неё гранулу цинка. Опишите наблюдаемые явления.

2. В трёх пробирках дан раствор хлорида магния. В первую пробирку добавьте раствор гидроксида натрия, во вторую – карбоната натрия, в третью – нитрата цинка.

3. Даны растворы: а) карбоната калия и соляной кислоты; б) сульфида натрия и серной кислоты; в) хлорида цинка и азотной кислоты. Слейте эти растворы попарно и определите, в каких случаях реакции идут до конца и почему (укажите признак).

Практическая работа №2

Решение экспериментальных задач по теме

Цель работы: рассмотреть основные свойства кислот, оснований и солей при протекании реакций в растворах.

Вариант II.

2. В трёх пробирках дан раствор хлорида магния. В первую пробирку добавьте раствор фосфата калия, во вторую – сульфида натрия, в третью – нитрата калия.

3. Даны растворы: а) сульфита натрия и соляной кислоты; б) сульфата меди(II) и азотной кислоты; в) карбоната натрия и серной кислоты. Слейте эти растворы попарно и определите, в каких случаях реакции идут до конца и почему (укажите признак).

В предыдущих параграфах мы познакомились с теорией электролитической диссоциации. Рассмотрим теперь в свете этой теории свойства тех веществ — кислот, оснований и солей, которые являются электролитами в водных растворах.

1. Кислоты. Как известно, для кислот характерны следующие свойства:

б) способность изменять цвета многих индикаторов, в частности окрашивать лакмус в красный цвет;

в) способность растворять некоторые металлы с выделением водорода;

г) способность взаимодействовать с основаниями, с образованием солей.

Все эти свойства кислоты проявляют только в растворах, и притом почти исключительно в водных растворах. Так, например, сухой хлористый водород или раствор его в бензоле совсем не обладает кислотными свойствами, даже не окрашивает лакмусовую бумажку в красный цвет, а раствор его в воде — соляная кислота — одна из наиболее типичных кислот; точно так же безводная серная кислота совершенно не действует на цинк при обыкновенной температуре, тогда как ее водный раствор энергично реагирует с цинком, выделяя водород.

Но в водных растворах, как мы теперь знаем, присутствуют не молекулы кислот, а главным образом свободные ионы. Понятно, что и свойства таких растворов должны зависеть от свойств отдельных ионов, а не целых молекул.

Так как при диссоциации любой кислоты обязательно образуются водородные ионы, то все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны приписать водородным ионам, или, точнее, ионам гидроксония. Это они окрашивают лакмус в красный цвет, они вступают в реакцию с металлами, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением водородных ионов, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием ионов водорода и не дающие никаких других положительно заряженных ионов. Последнее добавление необходимо потому, что некоторые кислые соли, как, например, КН₂РО4, NaHSО₄, также отщепляют в водных растворах ионы водорода, но наряду с ними образуют и положительно заряженные ионы металлов .

Кислоты, у которых ярко проявляются перечисленные выше свойства, называются сильные и кислотами. Так как носителями кислотных свойств являются ионы водорода, то, конечно, кислота будет тем сильнее, чем больше концентрация ионов водорода в ее растворе при данном разбавлении, т. е. чем лучше кислота диссоциирует. Сильными являются, например, соляная и азотная кислоты, которые, вероятно, диссоциированы целиком, но вследствие электрического взаимодействия между ионами их кажущаяся степень диссоциации в 0 ,1 н. растворе равна примерно 92%. Наоборот, такие кислоты, степень диссоциации которых не велика, как, например, уксусная, угольная и др., считаются слабыми.

Таким образом, мерой силы кислот служит степень их диссоциации.

О силе кислот можно судить по различным реакциям. В качестве примера укажем на скорость выделения водорода из различных кислот при взаимодействии их с металлами.

Произведем следующий опыт. Нальем в три маленькие колбочки нормальные растворы соляной, фосфорной и уксусной кислот. Бросив в колбочки по одинаковому кусочку цинка или магния, быстро закупорим их пробками с газоотводными трубками, концы которых подведены под отверстия бюреток, опрокинутых в ванну с водой (рис. 78).

Быстрее всего водород выделяется из соляной кислоты, значительно медленнее из фосфорной и очень медленно из уксусной. Таким образом, если судить о силе кислот по скорости выделения водорода, то наиболее сильной из взятых кислот оказывается соляная, а наименее сильной — уксусная, что вполне согласуется со степенью их диссоциации.

Различие в силе кислот по мере разбавления их растворов водой постепенно сглаживается, так как с увеличением разбавления степень диссоциации всех электролитов растет, приближаясь степень диссоциации и концентрация водородных ионов в растворах HCl к 100%. При очень большом разбавлении все кислоты и основания диссоциированы почти нацело, т. е. одинаково сильны. Отсюда не следует, однако, делать вывода, что чем более разбавлена кислота, тем энергичнее она действует. Дело в том, что действие кислоты определяется концентрацией находящихся в ее растворе ионов водорода, которая, в свою очередь, зависит как от степени диссоциации, так и от общей концентрации кислоты. Хотя с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается, но общая концентрация кислоты уменьшается, и притом обыкновенно быстрее, чем растет первая. Поэтому в разбавленных растворах концентрация водородных ионов всегда меньше, чем в концентрированных. В сказанном легко убедиться хотя бы на примере соляной кислоты (табл. 13).

2. Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты, например окрашивать лакмус в синий цвет;

в) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей.

Так как общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксильных ионов, то ясно, что носителем щелочных свойств является ион гидроксила. Поэтому с точки зрения ионной теории основания — это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с отщеплением гидроксильных ионов .

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от степени их диссоциации. Наиболее сильные основания — едкий натр и едкое кали, которые в водных растворах, вероятно, диссоциируют полностью, хотя кажущаяся степень их диссоциации в 0,1 н. растворах составляет около 90%. Большинство оснований являются слабыми электролитами.

3. Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от ионов гидроксила. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не

обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциированы, и тем лучше, чем меньше валентность образующих соль ионов.

Вы читаете, статья на тему Свойства кислот, оснований и солей

Содержимое разработки

Практическая работа №2

Решение экспериментальных задач

Цель работы:

часто встречающихся кислот, солей и оснований,

Техника безопасности

Налейте в пробирку 1-2 мл разбавленной серной кислоты и опустите в неё кусочек цинка.

1. Напишите молекулярное и ионное уравнение соответствующих реакций: ______________________________________________________ ______________________________________________________ 2. Покажите переход электронов и объясните, что в этой реакции является окислителем

Налейте в три пробирки раствор хлорида магния.
Впервуюпробирку прилейте раствор гидроксида натрия,

во вторую карбоната натрия,

в третью –

нитрата цинка.

1. Напишите молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций: _____________________________________________

3.Объясните, почему проведенные реакции идут до конца:

а) карбонат калия и соляная кислота;

б) сульфид натрия и серная кислота;

в) хлорид цинка и азотная кислота.

1. Напишите молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций: _________________________________________________ _________________________________________________

3.Объясните, почему проведенные реакции идут до конца: _________________________________

1. Напишите молекулярное и ионное уравнение соответствующих реакций: ____________________________________________________________________

Сделайте общий вывод

по проделанной работе,

исходя из цели урока .

-80%

Читайте также:

Сделайте вывод о свойствах кислот как электролитов

Похожие страницы:

Содержимое разработки