Понятие о скорости химической реакции. Катализаторы

Данный урок посвящен знакомству с понятием «скорость химической реакции». Из материалов урока вы также узнаете, от чего зависит скорость химической реакции, что такое «обратимые реакции» и «химическое равновесие». В ходе урока демонстрируются химические опыты, иллюстрирующие зависимость скорости реакции от различных факторов.

I. Понятие «скорость химической реакции»

Вы знакомы с понятием "скорость" из курса физики. В общем виде скорость - это величина, показывающая как изменяется какая либо характеристика за единицу времени.

Скорость химической реакции - это величина, показывающая как изменяются концентрации исходных веществ или продуктов реакции за единицу времени. 

Скорость химической реакции характеризует, насколько превращение веществ протекает быстро или медленно. Изучением скоростей химических реакций занимается химическая кинетика. Одна из важнейших ее задач – управление скоростью реакции.

Для оценки скорости необходимо изменение концентрации одного из веществ.

1. Наибольший интерес представляют реакции, протекающие в однородной (гомогенной) среде.

Гомогенные системы (однородные) –  газ/газ, жидкость/жидкость  – реакции идут во всём объёме.

Математически скорость химической гомогенной реакции можно представить с помощью формулы:

2. Для гетерогенной реакции, скорость реакции определяется числом молей веществ, вступивших в или образующихся в результате реакции в единицу времени на единице поверхности:

Гетерогенные (неоднородные) системы  – твёрдое/жидкость, газ/твёрдое, жидкость/газ – реакции идут на поверхности раздела фаз.

Таким образом, скорость химической реакции показывает изменение количества вещества в единицу времени, в единице объёма или на единице поверхности раздела фаз.

II. Зависимость скорости реакций от различных факторов

Скорость химических реакций в окружающем нас мире

IV. Памятки

1. Зависимость скорости химической реакции от катализаторов
2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов
3. Зависимость скорости химической реакции от природы веществ
4. Зависимость скорости химической реакции от температуры
5. Катализаторы
6. Каталитические реакции
7. Факторы, влияющие на скорость химических реакций

V. Видео - эксперименты

1. "Зависимость скорости реакции от температуры"
2. "Зависимость скорости реакции от природы веществ"
3. "Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов"
4. "Зависимость скорости реакции от катализатора"
5. "Зависимость скорости реакции от площади соприкосновения реагирующих веществ"

ЦОРы

Видео-опыт:“Влияние ингибиторов на скорость химических реакций”

Презентация:Скорость химических реакций в окружающем нас мире

Памятка №1: Зависимость скорости химической реакции от катализаторов

Памятка №2: Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов

Памятка №3: Зависимость скорости химической реакции от природы веществ

Памятка №4: Зависимость скорости химической реакции от температуры

Памятка №5: Катализаторы

Памятка №6: Каталитические реакции

Памятка №7: Факторы, влияющие на скорость химических реакций

Видео-эксперименты: 

1. "Зависимость скорости реакции от температуры"
2. "Зависимость скорости реакции от природы веществ"
3. "Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов"
4. "Зависимость скорости реакции от катализатора"
5. "Зависимость скорости реакции от площади соприкосновения реагирующих веществ"

Практическая работа №1 по теме: "Изучение влияния условий проведения химической реакции на ее скорость"

На уроке проводятся эксперименты, демонстрирующие зависимость скорости химической реакции от различных факторов. Из материалов данного урока вы узнаете, как влияют на скорость химической реакции степень измельчения, концентрация и природа веществ, а также температура и наличие катализатора.

Цель: рассмотреть влияние различных факторов на скорость химической реакции.

Оборудование и реактивы:

• пробирки,
• спиртовка,
• держатель,
• штатив для пробирок,
• цинк,
• магний,
• железо: гранулы и порошок,
• растворы серной (1:5, 1:10) и соляной кислоты,
• пероксид водорода,
• оксид марганца (IV),
• оксид меди (II).

Ход работы:

Вспомните правила техники безопасности при выполнении химического эксперимента.

• Многие вещества при попадании на кожу могут вызвать ожоги.  Никогда не берите вещества руками.
• Некоторые вещества имеют неприятный запах, а их пары могут вызвать отравление.  Не подносите близко к лицу открытую склянку.
• В химической лаборатории не пробуют на вкус даже известные вещества, они могут содержать примеси, ядовитые для человека.
• Кислоты – едкие вещества. Разрушают и раздражают кожу, слизистые оболочки.
• Если кислота или щёлочь попала на кожу, её надо немедленно промыть большим   количеством проточной воды.
• Если зажечь спиртовку сразу же после снятия колпачка, загорается плёнка спирта на горлышке спиртовки как раз на том месте, где колпачок прилегает к горлышку. Пламя проникает под диск с трубкой, и пары спирта внутри резервуара загораются. Может произойти взрыв и выброс диска вместе с фитилём. Чтобы избежать этого, приподнимите на несколько секунд диск с фитилём для удаления паров. Если случится воспламенение паров, быстро отставьте в сторону предметы (тетрадь для практических работ) и позовите учителя.
• Зажигать спиртовку только спичками, гасить крышкой или колпачком, накрывая сверху.
• Запрещается передавать зажжённую спиртовку и зажигать одну спиртовку от другой.
• При нагревании вещества в пробирке её необходимо сначала прогреть, отверстие    пробирки во время нагревания должно быть направлено от себя и соседа.      
• Стекло – хрупкий материал, имеющий малое сопротивление при ударе и незначительную прочность при изгибе. Категорически запрещается использовать посуду, имеющую трещины и отбитые края.
• Пробирку закрепляют в держателе так, чтобы от горлышка пробирки до держателя было расстояние 1 – 1, 5 см.
• Опыты проводить с таким количеством  веществ, которые  указаны в методическом  руководстве по проведению каждого опыта.
• Без разрешения учителя, ничего на столах не трогать.
• Во время проведения эксперимента или оформлении отчёта  соблюдайте тишину.
• После работы приведи порядок на рабочем месте.

Опыт 1. Влияние природы реагирующих веществ

Налейте  в три пробирки по 2 мл раствора соляной кислоты. Положите в первый стакан кусочек магния, во второй стакан - гранулу цинка, в третий – кусочек железа. Наблюдайте скорость трех реакций.  Какая из реакций самая быстрая и почему?

Опыт 2. Влияние концентрации  реагирующих веществ

В две пробирки, наклонив их, опустите по грануле цинка, осторожно прилейте растворы серной кислоты: в первую пробирку раствор кислоты 1:5, во вторую – 1:10. В какой из них реакция идет быстрее?

Опыт 3. Влияние площади соприкосновения реагирующих веществ

В одну пробирку насыпьте  немного порошка железа, в другую – положите железную скрепку и в обе пробирки прилить по 2 мл разбавленной соляной кислоты (1:2). В какой из пробирок  реакция идет быстрее? Почему?

Опыт 4. Влияние температуры

В де пробирки поместите немного черного порошка оксида меди (II), прилейте в обе пробирки раствор серной кислоты. Одну из пробирок нагрейте. В какой из пробирок  реакция идет быстрее? Почему?

Опыт 5. Влияние катализатора

В две пробирки налейте по 2 мл пероксида водорода Н2О2, в одну из пробирок добавьте несколько кристалликов оксида марганца (IV) MnO2. В какой из пробирок  реакция идет быстрее? Почему?

При обычных условиях реакция разложения пероксида водорода протекает медленно, признаков реакции (т. е. выделения пузырьков газа) мы не наблюдаем. Добавим в стакан с перекисью водорода немного черного порошка оксида марганца (IV). Наблюдаем интенсивное выделение пузырьков газа. Внесем в стакан тлеющую лучинку – она разгорается, следовательно, выделяющийся газ – кислород. Почему при внесении в стакан оксида марганца скорость реакции увеличилась? Дело в том, что оксид марганца является катализатором реакции разложения пероксида водорода. Катализатор, участвуя в реакции, ускоряет ее, но сам в ней не расходуется.

Рис. Разложение пероксида водорода под действием катализатора MnO2

Оформите работу в виде таблицы:

Сделайте вывод по всей работе.

Обратимые и необратимые химические реакции. Понятие о химическом равновесии. Решение задач

На уроке будет рассмотрена тема «Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие», будут рассматриваться факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Вы познакомитесь с принципом Ле Шателье. Вводится понятие обратимых и необратимых реакций.

I. Понятие прямой и обратной реакции

Рассмотрим некоторую абстрактную реакцию, которую запишем в виде:

А+В→АВ, прямая реакция

Но многие химические реакции могут идти в обратную сторону.

АВ А+В, обратная реакция

Для краткости такую реакцию записывают, используя две стрелки, одну – вперед, другую – назад.

А+ВАВ

При повышении температуры скорость большинства химических реакций увеличивается. Но оказывается, что в случае некоторых реакций продукт реакции при температуре, когда она идет с хорошей скоростью, уже начинает разлагаться. В частности, такая ситуация реализуется при взаимодействии водорода с йодом при получении йодоводорода.

Н2 + I2       (1)

Скорость химической реакции увеличивается с увеличением концентрации исходных веществ и соответственно уменьшается с уменьшением концентрации исходных веществ. Получается, что, по мере прохождения реакций, скорость прямой реакции будет уменьшаться, т. к. исходные вещества будут расходоваться. А скорость обратной реакции будет возрастать, потому что концентрация вещества АВ исходного для обратной реакции будет постепенно увеличиваться. До каких пор скорость прямой реакции будет уменьшаться, а обратной увеличиваться? Это будет до того момента, когда скорости прямой и обратной реакции станут равными. Наступит химическое равновесие. Рис. 1.

Рис. 1

Химическое равновесие– это состояние реакционной системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны.

II. Константа равновесия

Равновесная концентрация веществ

Равновесная концентрация веществ – это концентрации веществ в реакционной смеси, находящихся в состоянии химического равновесия. Равновесная концентрация обозначается химической формулой вещества, заключенной в квадратные скобки.                                            

 Например, следующая запись обозначает,  что равновесная концентрация водорода в равновесной системе составляет 1 моль/л.

Рис. 2

Химическое равновесие  (Рис. 2) отличается от привычного для нас понятия «равновесие». Химическое равновесие – динамическое. В системе, находящейся в состоянии химического равновесия, происходят и прямая, и обратная реакции, но их скорости равны, и поэтому концентрации участвующих веществ не меняются. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, равной отношению констант скоростей прямой и обратной реакций.

Константы скорости прямой и обратной реакции – это скорости данной реакции при концентрациях исходных для каждой из них веществ в равных единицах. Также константа равновесия равна отношению равновесных концентраций продуктов прямой реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций реагентов. 

Если  , то в системе больше исходных веществ. Если  , то в системе больше продуктов реакции.

III. Обратимые и необратимые химические реакции

Если константа равновесия значительно больше 1, такую реакцию называют необратимой.

Необратимыми называются химические реакции, которые происходят только в одном направлении до полного расходования одного из реагентов.

Например, это реакция:                          

4Р+5О2 =2Р2О5                (2)

Обратимыми называются  химические реакции, которые осуществляются во взаимно противоположных направлениях при одних и тех же условиях.

IV. Факторы, влияющие на смещение равновесия

Если изменить внешние условия, то состояние химического равновесия нарушится. Смещение равновесия в зависимости от изменения внешних условий в общем виде определяется 

Принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведённого воздействия.

Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении.

Равновесие смещается вправо, если повысились равновесные концентрации продуктов прямой реакции. Если повышаются равновесные концентрации исходных веществ прямой реакции, то равновесие смещается влево. Какие факторы можно изменять, чтобы сместить равновесие? Это

· Температура

· Давление

· Концентрации веществ

Добавление катализатора и изменение площади реакционной поверхности гетерогенных реакций не оказывают влияние на смещение химического равновесия.

Рассмотрим влияние факторов на смещение химического равновесия более детально.

1. Влияние температуры

Реакция синтеза аммиака относится к экзотермическим реакциям. При прохождении прямой реакции теплота выделяется, а при прохождении обратной – поглощается.

Правило: Если увеличить температуру, то, согласно правилу Ле Шателье, равновесие сместится в таком направлении, чтобы уменьшить это воздействие.

В данном случае влево, так как теплота поглощается. Реакция синтеза аммиака проводится при температуре около 500

Если реакция эндотермическая, то повышение температуры приведет к смещению равновесия вправо.

2. Изменение концентрации веществ

Правило:При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесной реакции, равновесие реакции сместится в сторону его расходования, а соответственно, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ – в сторону реакции его образования.

Например, при увеличении концентрации азота в реакции синтеза аммиака, равновесие сместится вправо, т. е. в сторону расходования азота. Если же в этой реакции удалять из реакционной смеси аммиак, то равновесие сместится в сторону его образования. Сделать это можно, например, при растворении аммиака в воде.

3. Изменение давления

Правило:Изменение давления может оказывать влияние только на реакции с участием газообразных веществ. При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону уменьшения объемов веществ. 

Если в реакции синтеза аммиака увеличить давление, равновесие сместится в сторону уменьшения числа моль газа. Если слева число моль газа больше, чем справа, равновесие сместится в сторону образования аммиака.

Если число моль газа одинаково и слева и справа, например, в реакции получения оксида азота (II),

N2 +O2      (3)

то изменение давления не будет оказывать влияние на положение химического равновесия в таких реакциях. Изучение химического равновесия имеет большое значение, как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. Окончательный выбор условий требует учета влияния их и на скорость процесса.

Видео "Химическое равновесие в растворах"

V. Примеры решения задач

Задача №1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2]= a, [О2] = b, [SO3] = с.Согласно закону действия масс скорости v прямой и обратной реакции до изменения объема:

vпр = Ка2b

    vобр = К1с2

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3а, [О2] = 3b; [SO3] = 3с. При новых концентрациях скорости v’ прямой и обратной реакции:

v’пр = К(3а)2(3b) = 27Ка2b

v’обр = К1(3с)2 = 9К1с2

Отсюда:

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.

Задача №2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70оС, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

Следовательно, скорость реакции νТ2 при температуре 70оС больше скорости реакции νТ1при температуре 30оС в 16 раз.

Задача № 3. Константа равновесия гомогенной системы: СО(г) + Н2О(г) = СО2(г) + Н2(г)

при 850оС равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]исх =3 моль/л, [Н2О]исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

vпр = К1 [СО][Н2О]

vобр = К2[СО2][Н2]

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение Кр входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО2]р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н2О расходуется для образования по х молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ:

[СО2]р = [Н2]р = х моль/л; 

[СО]р = (3 – х) моль/л;

[Н2О]р = (2 – х) моль/л.

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО2]р = 1,2 моль/л;

[Н2]р= 1,2 моль/л;

[СО]р = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

[Н2О]р = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.

Задача № 4. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO (г) + O2 (г) ↔ 2CO2(г) составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O2] = 0,32 моль/л, [CO2] = 0,16 моль/л. Определить константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O2, если исходная смесь не содержала СО2.

Решение:

1). Так как в условии задачи  даны равновесные концентрации, то константа равновесия равна 2:

2). Если исходная смесь не содержала СО2, то на момент химического равновесия в системе образовалось 0,16 моль СО2.

По УХР: 2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г)

На образование 0,16 моль СО2 затрачено:

υпрореагировавшее(СО)=υ(CO2)=0,16 моль

υпрореагировавшее(О2)=1/2υ(CO2)=0,08 моль

Следовательно,

υисходное = υпрореагировавшее + υравновесное

υисходное (СО)=0,16 +0,2 = 0,36 моль

υисходное (O2)=0,08 +0,32 = 0,4 моль

Задача № 5. Определить равновесную концентрацию HI в системе H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г), если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H2 , I2 и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени образовалось x моль/л  HI 

Тогда,

Решая это уравнение, получаем, что равновесная концентрация HI равна 1,33 моль/л.

Задача №6. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению: PCl5(г) = РСl3(г) + Сl(г); ΔН = + 92,59 кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения PCl5?

Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесно, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения PCl5 эндотермическая (ΔН > 0) то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение РСl5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РСl5, так и уменьшением концентрации РСl3 или Сl2.

VI. Решите задачи

Задача №1. Исходные концентрации СO и O2 в обратимой реакции 2CO(г) + O2(г)↔ 2CO2(г) равны соответственно 6  и 4 моль/л. Вычислите константу равновесия, если концентрацияCO2 в момент равновесия равна 2 моль/л.

Задача №2. Реакция протекает по уравнению 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) + Q

Укажите, куда сместится равновесие, если

а) увеличить давление

б) повысить температуру

в) увеличить концентрацию кислорода

г) введение катализатора?

ЦОРы

Видео:"Химическое равновесие в растворах"

Домашнее задание

1. Параграф 5.

Урок №1 Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация веществ в водных растворах

В 1887 году шведский физико - химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду.

Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются толькопереносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит черезраствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которою часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.

Электрический ток - это направленное движение свободных заряженных частиц. Вы уже знаете, что растворы и расплавы солей и щелочей электропроводны, так как состоят не из нейтральных молекул, а из заряженных частиц – ионов. При расплавлении или растворении ионы становятся свободными переносчиками электрического заряда.

Процесс распада вещества на свободные ионы при его растворении или расплавлении называют электролитической диссоциацией.

Рис. 1. Схема распада на ионы хлорида натрия

Пронаблюдайте  за следующим экспериментом: “Изучение электрической проводимости веществ”

II. Сущность процесса электролитической диссоциации. Теория ЭД

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи.

Современные положения теории электролитической диссоциации

1. Электролиты при растворении в воде или расплавлении распадаются (диссоциируют) на ионы – положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные частицы.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО3-, SO2-4, РОЗ-4 и т.д.).

2. В растворах и расплавах электролиты проводят электрический ток.

Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые  называются катионами, вторые  - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате  притяжения их противоположно заряженными электродами.

Электропроводность расплавов

Испытание веществ на электропроводность

Памятка

Электролиты и неэлектролиты

Тепловые эффекты пи растворении веществ в воде

3.  Диссоциация  - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации  вместо знака равенства ставят  знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К+ и анион А- в общем виде записывается так:  КА ↔  K+ + A-

Интерактивное объяснение материала по теме

III. Процесс растворения электролитов в воде

В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н2О атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы (рис. 1). Поэтому молекула воды представляет собой диполь.

Рис. 1. Молекула воды полярна и представляет собой диполь

Растворение в воде веществ с ионной химической связью                        

(на примере хлорида натрия – поваренной соли)

Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде (рис. 2) состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора полярными молекулами воды. Вслед за переходом ионов Na+  и Сl–  из кристалла в раствор происходит образование гидратов этих ионов.

Рис. 2. Механизм растворения хлорида натрия в воде:
а – ориентация молекул воды на поверхности кристалла NaCl  и отрыв иона Na+; б – гидратация (окружение молекулами воды) ионов Na+ и  Сl–

Растворение в воде веществ с ковалентной сильнополярной химической связью  

(на примере соляной кислоты)

При растворении в воде соляной кислоты (в молекулах HCl cвязь между атомами ковалентная сильнополярная) происходит изменение характера химической связи. Под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь превращается в ионную. Образовавшиеся ионы остаются связанными с молекулами воды – гидратированными. Если растворитель неводный, то ионы называют сольватированными (рис.3).

Рис. 3. Диссоциация молекул HCl на ионы в водном растворе

Основные положения:

Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении.

Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы.

Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.

 Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам

Пример 1. Сравним свойства молекулярного водорода (состоит из двух нейтральных атомов водорода) со свойствами иона.

Посмотрите опыт: “Отличие ионов водорода от молекул водорода”

Пример 2.  Сравним свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами иона.

Запомните!

1. Ионы отличаются от атомов и молекул по строению и свойствам;

2. Общий и характерный признак ионов – наличие электрических зарядов;

3. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток из-за наличия в них ионов.

IV. Тренажеры

Тренажёр:"Определение электрической проводимости растворов веществ"
Тренажёр:"Электролиты и неэлектролиты"

ЦОРы

Учебный фильм: “Теория электроитической диссоциации”

Видео-эксперимент: “Изучение электрической проводимости веществ”

Видео:“Электропроводность расплавов”

Видео:“Испытание веществ на электропроводность”

Памятка (электролиты и неэлектролиты)

Электролиты и неэлектролиты

Анимация: “Тепловые эффекты пи растворении веществ в воде”

Интерактивное объяснение материала по теме

Опыт: “Отличие ионов водорода от молекул водорода”

Урок 2. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

I. Электролитическая диссоциация кислот

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H +)

1. Электролитическая диссоциация одноосновных кислот

Рис. Строение молекул хлороводорода и воды

Рассмотри процесс электролитической диссоциации кислот. Молекулы кислот образованы ковалентной полярной связью, а значит, кислоты состоят не из ионов, а из молекул.

Возникает вопрос – как же тогда кислота диссоциирует, т. е как в кислотах образуются свободные заряженные частицы? Оказывается, ионы образуются в растворах кислот именно при растворении.

Рассмотрим процесс электролитической диссоциации хлороводорода в воде, но для этого запишем строение молекул хлороводорода и воды.

Обе молекулы образованы ковалентной полярной связью. Электронная плотность в молекуле хлороводорода смещена к атому хлора, а в молекуле воды – к атому кислорода. Молекула воды способна оторвать катион водорода от молекулы хлороводорода, при этом образуется катион гидроксония Н3О+.

В уравнении реакции электролитической диссоциации не всегда учитывают образование катиона гидроксония – обычно говорят, что образуется катион водорода.

Тогда уравнение диссоциации хлороводорода выглядит так:

HCl⇄H+ + Cl-

При диссоциации одного моля хлороводорода образуются один моль катиона водорода и один моль хлорид - анионов.

2. Электролитическя диссоциация многоосновных кислот

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Рассмотри процесс электролитической диссоциации серной кислоты. Серная кислота диссоциирует ступенчато, в две стадии.

I–я стадия диссоциации

На первой стадии отрывается один катион водорода и образуется гидросульфат-анион.

H2SO4⇄H+ + HSO4-

                       гидросульфат-анион                                                                              

II - я стадия  диссоциации                                                                                                                         

На второй стадии происходит дальнейшая диссоциация гидросульфат - анионов. 

HSO4-⇄H+ + SO42-

Эта стадия является обратимой, то есть, образующиеся сульфат - ионы могут присоединять к себе катионы водорода и превращаться в гидросульфат - анионы. Это показано знаком обратимости.

Существуют кислоты, которые даже на первой стадии диссоциируют не полностью – такие кислоты являются слабыми. Например, угольная кислота Н2СО3.

Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО4-(первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н2РО-4 ↔ Н+ + НРO42-(вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО2-4 ↔ Н+ + PО4З- (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.

II. Электролитическая диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH -)

Нерастворимые в воде основания практически не подвергаются электролитической диссоциации, так как в воде они практически нерастворимы, а при нагревании – разлагаются, так что расплав их получить не удается.

III. Электролитическая диссоциация солей

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH+4) и анионы кислотных остатков.

Например, диссоциация средних солей :

(NH4)2SO4 -> 2NH4++ SO42-

Na3PO 4 -> 3Na+ + PO43-

Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато:

Например,

IV. Тренажеры

Тренажёр №1 - Уравнения диссоциации электролитов

Тренажёр №2 - Катионы и анионы

Тренажёр №3 – Электролитическая диссоциация оснований

Тренажёр №4 – Электролитическая диссоциация кислот

Тренажёр №5 – Электролитическая диссоциация солей

Проверь себя: “Вставьте в пропуски слова, которые соответствуют конкретному тексту"

Интерактивное задание LearningApps.org по теме: “Химические свойства растворов кислот"

V. Памятки

Памятка – Определение солей

Памятка – Определение кислот

Памятка – Определение оснований

Памятка – Схема диссоциации кислот

Памятка – Диссоциация многоосновных кислот (серная кислота)

Интерактивная таблица - Анионы некоторых кислот

VI. Задания для закрепления

Задание №1. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ:

HF, Mg(OH)2, CaCl2, Zn(NO3)2, Ba(OH)2, K2SO4, H2SiO3, FeI3, NiCl2, H3PO4

Задание №2. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: Ca(OH)2, Na2CO3, Na3PO4, HNO3, KOH, Ba(OH)2, H2SO3, Ca(NO3)2, Ca3(PO4)2, H2S, NaOH, HBr

ЦОРы

Памятка – Определение солей

Памятка – Определение кислот

Памятка – Определение оснований

Памятка – Схема диссоциации кислот

Памятка – Диссоциация многоосновных кислот (серная кислота)

Интерактивная таблица - Анионы некоторых кислот

Урок 3. Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации

Электролитическая диссоциация в той или иной степени – процесс обратимый. Но при растворении некоторых соединений равновесие диссоциации в значительной степени смещено в сторону диссоциируемой формы. В растворах таких электролитов диссоциация протекает практически необратимо. Поэтому при написании уравнений диссоциации таких веществ пишется или знак равенства или прямая стрелка, обозначающая, что реакция происходит практически необратимо. 

I. Степень электролитической диссоциации

Посмотрите видео-презентацию: “Степень электролитической диссоциации”

https://youtu.be/Gxr3X3EG7zQ

Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Другими словами, различные электролиты, согласно теории С. Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.

Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) -  это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.

1. Зависимость степени диссоциации от природы:  чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, тем  сильнее выражен процесс диссоциации электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.

2. Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита: с уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.

3. Зависимость степени диссоциации от температуры: степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы).

II. Сильные и слабые электролиты

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка)

Определение сильных и слабых электролитов

III. Тренажёр 

"Сильные и слабые электролиты"

ЦОРы

Видео-презентация: “Степень электролитической диссоциации”

Видео:Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита

Видео: Зависимость степени диссоциации от температуры

Определение сильных и слабых электролитов

Урок 4. Реакции ионного обмена и условия их протекания

Урок посвящен изучению темы «Реакции ионного обмена». На нём вы рассмотрите сущность реакций, протекающих между растворами кислот, солей и щелочей. На уроке будет дано определение новому понятию реакции ионного обмена.

Также будут рассмотрены условия протекания реакций ионного обмена до конца. Чтобы лучше понять, какие необходимо соблюдать условия протекания реакций ионного обмена до конца, будет проведено повторение, что собой представляют эти реакции, их сущность. Приводятся примеры на закрепление этих понятий.

Урок поможет закрепить умение составлять уравнения реакций ионного обмена в молекулярной и ионной формах, научит составлять по сокращенному ионному уравнению молекулярные.

I. Сущность реакций ионного обмена

Реакциями ионного обмена называют реакции между растворами электролитов, в результате которых они обмениваются своими ионами.

Реакции ионного обмена протекают до конца (являются практически необратимыми) в тех случаях, если образуются слабый электролит, осадок (нерастворимое или малорастворимое вещество), газ.

Примеры:

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3
Реакция протекает до конца, так как выпадает осадок хлорида серебра

Сu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Реакция идет до конца, так как образуется слабый электролит вода

Na2CO3 + 2H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
Реакция протекает до конца, так как образуется углекислый газ

II. РИО, идущие с образованием осадка

Посмотрите видео-опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с образованием ярко-окрашенных солей”

Запишем реакцию: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4

Правила написания уравнений реакций в ионном виде

Интерактивное объяснение алгоритма

1. Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.

2. Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ (солей, кислот, оснований), обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.

3. Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.

4. Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение. 

5. Помните!

Р - растворимое вещество;

М - малорастворимое вещество;

ТР - таблица растворимости.

Алгоритм составления реакций ионного обмена (РИО)

в молекулярном, полном и кратком ионном виде

Заишем еще несколько примеров РИО, идущих с образованием осадка:

Пример №1

а) Молекулярное уравнение реакции двух растворимых солей:

 Al2(SO4)3 (р) + 3BaCl2 (р) = 3BaSO4↓ + 2AlCl3(р)

б) Полное ионное уравнение реакции:

2Al3+ + 3SO42- + 3Ba2+ + 6Cl- = 3BaSO4↓ + 2Al3+ + 6Cl-

в) Cокращенное ионное уравнение реакции:

SO42- + Ba2+  = BaSO4↓

Пример №2

а) Молекулярное уравнение реакции нерастворимого основания с кислотой:

Fe(OH)3 (н) + H3PO4 (р) = FePO4↓ + 3H2O

б) Полное ионное уравнение реакции:

Fe(OH)3 + 3H+ + PO43- = FePO4↓ + 3H2O.

В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два факта: образование вещества, нерастворимого в воде, и выделение воды.

III. РИО, идущие с образованием газа

Посмотрите опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа"

Na2CO3 + 2HСl = 2NaCl + H2O + CO2↑

Полное ионное уравнение реакции: 

2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- = 2Na+ + CO2↑ + H2O + 2Cl-

Cокращенное ионное уравнение реакции:

CO32- + 2H+ = CO2↑ + H2O

О протекании данной реакции до конца свидетельствуют два признака: выделение воды и газа – оксида углерода (IV).

Заишем еще несколько примеров РИО, идущих с образованием газа:

Пример №1

Молекулярное уравнение реакции растворимой соли (сульфида) с кислотой:

K2S + 2HCl = 2KCl + H2S↑

Полное ионное уравнение реакции:

2K+ + S2– + 2H+ + 2Cl– = 2K+ + 2Cl– + H2S↑

Cокращенное ионное уравнение реакции:

S2– + 2H+ = H2S↑

Пример №2

Молекулярное уравнение реакции нерастворимой соли (карбоната) с кислотой:

3СaCO3 + 2H3РO4 = Са3(PO4)2↓ + 3H2O + 3CO2↑

Полное ионное уравнение реакции:

3СaCO3 + 6H+  + 2 РO43- = Са3(PO4)2↓ + 3H2O + 3CO2↑

В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным уравнением. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу три признака: выделение газа, образование осадка и выделение воды.

IV. РИО, идущие с образованием малодиссоциирующего вещества

Посмотрите видео-опыт: “Реакция нейтрализации”

Пример №1

Молекулярное уравнение реакции щелочи с кислотой:

KOH (р) + HCl (р)  =  KCl(р)  + H2O (мд)

Полное ионное уравнение реакции:

K+ + OH– + H+ + Cl– = K+ + Cl– + H2O

Cокращенное ионное уравнение реакции:

H+ + OH– = H2O

Пример №2

Молекулярное уравнение реакции основного оксида с кислотой:

CaO (оксид) + 2HNO3 (р) = Ca(NO3)2 (р) + H2O (мд)

Полное ионное уравнение реакции:

CaO + 2H+ + 2NO3- =  Ca2+ + 2NO3- + H2O

Cокращенное ионное уравнение реакции:

CaO + 2H+ = Ca2+ + H2O.

Пример №3

Молекулярное уравнение реакции нерастворимого основания с кислотой:

3Mg(OH)2 (н) + 2H3PO4 (р) = Mg3(PO4)2↓ + 6H2O (мд)

Полное ионное уравнение реакции:

3Mg(OH)2 + 6H+ + 2PO43- = Mg3(PO4)2↓ + 6H2O

В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.

V. Выполнение заданий

Задание №1. Определите, может ли осуществляться взаимодействие между растворами гидроксида калия и хлорида аммония, записать реакциив молекулярном, полном, кратком ионном виде.

Решение

- Составляем химические формулы веществ по их названиям, используя валентности и записываем РИО в молекулярном виде (проверяем растворимость веществ по ТР):

KOH + NH4Cl = KCl + NH4OH

так как NH4OH неустойчивое вещество и разлагается на воду и газ NH3уравнение РИО примет окончательный вид

KOH (p) + NH4Cl (p) = KCl (p) + NH3 ↑+ H2O

- Cоставляем полное ионное уравнение РИО, используя ТР (не забывайте в правом верхнем углу записывать заряд иона):

K+ + OH- + NH4+ + Cl- = K+ + Cl- + NH3 ↑+ H2O

- Cоставляем краткое ионное уравнение РИО, вычёркивая одинаковые ионы до и после реакции:

OH- + NH4+ = NH3 ↑+ H2O

- Делаем вывод:

Взаимодействие между растворами следующих веществ может осуществляться, так как продуктами данной РИО являются газ (NH3 ↑) и малодиссоциирующее вещество вода (H2O).

Задание №2.  Дана схема: 2H+ + CO32- = H2O + CO2↑

Подберите вещества, взаимодействие между которыми в водных растворах выражается следующими сокращёнными уравнениями. Составьте соответствующие молекулярное и полное ионное уравнения.

Решение

- Используя ТР подбираем реагенты - растворимые в воде вещества, содержащие ионы 2H+и CO32-.

Например, кислота - H3PO4 (p) и соль -K2CO3 (p).

- Составляем молекулярное уравнение РИО:

2H3PO4 (p) +3 K2CO3 (p) -> 2K3PO4 (p) + 3H2CO3 (p)

так как угольная кислота – неустойчивое вещества, она разлагается на углекислый газ CO2 ↑ и воду H2O, уравнение примет окончательный вид:

2H3PO4 (p) +3 K2CO3 (p) -> 2K3PO4 (p) + 3CO2 ↑ + 3H2O

- Составляем полное ионное уравнение РИО:

6H+ +2PO43- + 6K+ + 3CO32- -> 6K++ 2PO43-+ 3CO2 ↑ + 3H2O

- Составляем краткое ионное уравнение РИО:

6H+ +3CO32- = 3CO2 ↑ + 3H2O

Сокращаем коэффициенты на три и получаем:

2H+ +CO32- = CO2 ↑ + H2O

- Делаем вывод:

В конечном итоге мы получили искомое сокращённое ионное уравнение, следовательно, задание выполнено верно.

Задание №3. Запишите реакцию обмена между оксидом натрия и фосфорной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Решение

1. Составляем молекулярное уравнение, при составлении формул учитываем валентности (см. ТР)

3Na2O (нэ) + 2H3PO4 (р) -> 2Na3PO4 (р) + 3H2O (мд), где нэ - неэлектролит, на ионы не диссоциирует,
мд - малодиссоциирующее вещество, на ионы не раскладываем, вода - признак необратимости реакции

2. Составляем полное ионное уравнение:

3Na2O + 6H+ + 2PO43- -> 6Na+ + 2PO43- + 3H2O

3. Сокращаем одинаковые ионы и получаем краткое ионное уравнение:

3Na2O + 6H+ -> 6Na+ + 3H2O
Сокращаем коэффициенты на три и получаем:
Na2O + 2H+ -> 2Na+ + H2O

Данная реакция необратима, т.е. идёт до конца, так как в продуктах образуется малодиссоциирующее вещество вода.

VI. Задания для самостоятельной работы

Задание №1. Посмотрите следующий эксперимент: 

“Взаимодействие карбоната натрия с серной кислотой”

Составьте уравнение реакции ионного обмена карбоната натрия с серной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Задание №2. Закончите уравнения реакций в молекулярном, полном и кратком ионном виде:

ZnF2 + Ca(OH)2 ->
K2S + H3PO4 ->

При выполнении задания используйте таблицу растворимости веществ в воде. Помните об исключениях!

Задание №3. Посмотрите следующий эксперимент: 

“Осаждение сульфата бария”

Составьте уравнение реакции ионного обмена хлорида бария с сульфатом магния в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Задание №4. Закончите уравнения реакций в молекулярном, полном и кратком ионном виде:

Hg(NO3)2 + Na2S ->
K2SO3 + HCl ->

При выполнении задания используйте таблицу растворимости веществ в воде. Помните об исключениях!

VII. Тренажеры

Тренажер №1: "Реакции ионного обмена"

Интерактивное задание LearningApps.org по теме: “Реакции между ионами”

ЦОРы

Видео-опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с образованием ярко-окрашенных солей”

Видео-опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа"

Видео-опыт: “Реакция нейтрализации”

Урок 5-7. Свойства оксидов, кислот, оснований и солей в свете ТЭД и процессов окисления-восстановления

Как объяснить тот факт, что кислоты, соли и основания вступают в реакции не со всеми веществами, а со строго определенными? Чем определяются свойства кислот, оснований и солей? 

На эти вопросы вы найдете ответы на данном уроке.

I. Химические свойства щелочей

1. Взаимодействие щелочей с кислотами: Me(OH)x + HxR

NaOH +HCl NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- Na++ Cl- + H2O
H+ +OH- H2O

2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами: Me(OH)x + неMexOy

2NaOH +CO2 Na2CO3 + H2O 
2Na+ + 2OH- + CO22Na+ + CO32- + H2O
2OH- + CO2 CO32- + H2O

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

3. Взаимодействие щелочей с солями: Me(OH)x + MexRy

Щёлочи вступают 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.

Другой пример:

2NaOH +MgCl2Mg(OH)2 + 2NaCl
2Na++2OH-+ Mg2++2Cl- Mg(OH)2 +2Na++2Cl-
2OH-+ Mg2+Mg(OH)2

II. Химические свойства солей

1. Взаимодействие солей с металлами: MexOy + Me*

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 ≠

2. Взаимодействие солей с щелочами:

(см. выше)

3. Взаимодействие солей с кислотами:

(см. выше)

4. Взаимодействие солей с солями: MexRy + MexRy

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.

III. Химические свойства кислот

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.  

1. Кислоты 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.

2. 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

3. 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 четвёртой – нет.  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.

IV. Выполнение упражнений

На “4” и “5”

Задание: составьте уравнения цепочки реакций (на “4”)

Еесли реакция является обменом, разберите ее как РИО, если реакция является ОВР, разберите ее с помощью электронного баланса (на “5”)

1) Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe → FeCl3 → FeOHCl2

2) Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → SiO2

3) НCl → CaCl2 → Ca(OH)2 → CaCO3 → CO2

4) CO2 → CaCO3 → CaCl2 → CaCO3 → CO2

5) на “5”: Zn(OH)2 → Na2ZnO2 → ZnCl2 → ZnCO3 → ZnO

6) на “5”: Zn → Zn(НSO4)2 → ZnSO4 →Zn(OH)2 → Na2[Zn(OH)4]

7) на “5”: Al2O3 → KAlO2 → Al(OH)3 → Al2(SO4)3→ ВаSO4

8) Сu(OH)2 → CuO → Cu → CuSO4 → Cu(OH)2

9) P → P2O5 → H3PO4 → Ca3(PO4)2 → Ca(H2PO4)2

10) Fe → FeCl3 → FeOHCl2 → Fe2(SO4)3 → Fe(NO3)3

11) на “5”: AlCl3 → AlOHCl2 → Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] → Na3[Al(OH)6]

​12) Fe(OH)3 → FeOHSO4 → Fe2(SO4)3 → Fe(HSO4)2 → Fe(OH)3

13) на “5”: CrCl3 → Cr(OH)3 → Na3[Cr(OH)6] → CrCl3 →AgCl

14) CaCl2 → Ca(OH)2 → CaCO3 → CO2 → CaCO3

15) NaHCO3 → Na2CO3 → Na2O → Na2SO4 → NaOH

16) Cu → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2 → CuCl2 → [Cu(NH3)4]Cl2 (последняя реакция на “5”)

17) CuSO4 → Cu → CuSO4→ Cu (OH)2 → CuO

18) на “5”: B → B2O3 → H3BO3 → HBO2 → KBO2

19) N2 → NH3 → NH4Cl → NH4OH → NH4NO3

20) Ва(OH)2 → ВаCO3 → ВаO → ВаCl2 → ВаSO4

Урок 8. Гидролиз солей

В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе – обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю – так называемому РН.

I. Механизм гидролиза

Гидролиз – это обменная реакция вещества с водой, приводящая к его разложению. 

Попробуем разобраться в причине данного явления.

Электролиты делятся на сильные электролиты и слабые. См. Табл. 1.

Табл. 1

Вода относится к слабым электролитам и поэтому диссоциирует на ионы лишь в незначительной степени  

Н2О ↔ Н++ ОН-

Ионы веществ, попадающие в раствор, гидратируются молекулами воды. Но при этом может происходить и другой процесс. Например, анионы соли, которые образуются при её диссоциации,  могут взаимодействовать с катионами водорода, которые, пусть и в незначительной степени, но все-таки образуются при диссоциации воды. При этом может происходить смещение равновесия диссоциации воды. Обозначим анион кислоты Х-.

Предположим, что кислота сильная. Тогда она по определению практически полностью распадается на ионы. Если кислота слабая, то она диссоциирует неполностью. Она будет образовываться при прибавлении в воду из анионов соли и ионов водорода, получающихся при диссоциации воды. За счет её образования, в растворе будут связываться ионы водорода, и их концентрация будет уменьшаться. Н++ Х-↔ НХ

Но, по правилу Ле Шателье, при уменьшении концентрации ионов водорода равновесие смещается в первой реакции в сторону их образования, т. е. вправо. Ионы водорода будут связываться с ионами водорода воды, а гидроксид ионы – нет, и их станет больше, чем было в воде до прибавления соли. Значит, среда раствора будет щелочная. Индикатор фенолфталеин станет малиновым. См. рис. 1.

Рис. 1

Аналогично можно рассмотреть взаимодействие катионов с водой. Не повторяя всю цепочку рассуждений, подытоживаем, что если основание слабое, то в растворе будут накапливаться ионы водорода, и среда будет кислая.

II. Классификация катионов и анионов

Катионы и анионы солей можно разделить на два типа. Рис. 2.

Рис. 2. Классификация катионов и анионов по силе электролитов

К сильным кислотам относятся:

• H2SO4 (серная кислота),
• HClO4 (хлорная кислота),
• HClO3 (хлорноватая кислота),
• HNO3 (азотная кислота),
• HCl (соляная кислота),
• HBr (бромоводородная кислота),
• HI (иодоводородная кислота).

Ниже приведен список слабых кислот:

• H2SO3 (сернистая кислота),
• H2CO3 (угольная кислота),
• H2SiO3 (кремниевая кислота),
• H3PO3 (фосфористая кислота),
• H3PO4 (ортофосфорная кислота),
• HClO2 (хлористая кислота),
• HClO (хлорноватистая кислота),
• HNO2 (азотистая кислота),
• HF (фтороводородная кислота),
• H2S (сероводородная кислота),
• большинство органических кислот, напр., уксусная (CH3COOH).

​Слабые основания - это:

• все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH)3, Cu(OH)2 и т. д.),
• NH4OH (гидроксид аммония).

III. Отношение к гидролизу солей разных типов

Поскольку и катионы и анионы, согласно данной классификации, бывают двух типов, то всего существует 4 разнообразных комбинации при образовании их солей. Рассмотрим, как относится к гидролизу каждый из классов этих солей. 

1.  Гидролиз не возможен (гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой)

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2. Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой)

Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой"

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4) гидролизу подвергается катион:

FeCl2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl 
Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- <=> FeOH+ + 2Cl- + Н+

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы.                       

рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:

1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;

3) реакция среды в растворах таких солей кислотная (рН < 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.

3. Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион, т.е. это гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой)

Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой"

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3,CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН- и другие ионы.

K2SiO3 + НОH <=>KHSiO3 + KОН 
2K+ +SiO32- + Н+ + ОH-<=> НSiO3- + 2K+ + ОН-

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;

3) реакция среды в растворах подобных солей щелочная (рН > 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.

4. Совместный гидролиз: и по катиону, и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион и анион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3,Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной: 

Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

Гидролиз - процесс обратимый. 

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота

Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей"

Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой"

IV. Алгоритм составления уравнений гидролиза солей

V. Практическое применение гидролиза

На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает. Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли. Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.

В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).

На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.

VI. Задания для закрепления

Задание №1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na2SiO3 , AlCl3, K2S.

Задание №2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду  раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)

Задание №3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:
сульфид калия - K2S,  бромид алюминия - AlBr3,  хлорид лития – LiCl, фосфат натрия - Na3PO4,  сульфат калия - K2SO4,  хлорид цинка - ZnCl2, сульфит натрия - Na2SO3,  сульфат аммония - (NH4)2SO4,  бромид бария - BaBr2

ЦОРы

Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей"

Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой"

Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой"

Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой"

Видео - Эксперимент: "Усиление гидролиза солей при нагревании"

 Документы (всего: 1)

1.

ИДЗ. Гидролиз солей.docx

Скачать

Hекоторые файлы и информация, находящиеся на данном сайте, были взяты из методической литературы, найдены в сети Интернет, как свободно распространяемые (авторство данных материалов сохранено). 
Если Вы являетесь правообладателем той или иной продукции или информации, и условия, на которых она представлена на данном ресурсе, не соответствуют действительности, просьба сообщить об этом с целью устранения правонарушения.

сайт создан в рамках проекта «Каждому учителю - профессиональный сайт»
www.teacher-site.ru

ЗАГРУЖАЕТСЯ...

Изображение 2 из 2

Практическая работа №2. Решение экспериментальных задач по теме «Электролитическая диссоциация»

Задание №1

Посмотрите опыт как серная кислота взаимодействует с металлами - медью и цинком.

Опыт: “Взаимодействие кислот с металлами”

Ответьте на вопросы и выполните задания:

1. Почему цинк вступает в реакцию с раствором серной кислоты, а медь нет?

2. Какой газ выделяется при взаимодействии растворов кислот с металлами, стоящими в ряду активности до водорода?

3. Запишите уравнение реакции взаимодействия цинка с серной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

4.  В реакции взаимодействия цинка с серной кислотой определите атомы, изменяющие свои степени окисления,  и составьте электронный баланс, в котором укажите переход электронов.  Назовите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Задание №2

Опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа”

Ответьте на вопросы и выполните задания:

1. Какой признак реакции можно наблюдать при взаимодействии соляной кислоты с раствором карбоната натрия?

2. Какой газ выделяется в наблюдаемой  реакции?

3. Является ли наблюдаемая реакция обратимой или она протекает до конца и почему?

4. Запишите уравнение реакции взаимодействия  соляной кислоты с раствором карбоната натрия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Задание №3

Посмотрите опыт "Взаимодействие гидроксида натрия  с соляной кислотой"

Опыт: “Реакция нейтрализации”

Ответьте на вопросы и выполните задания:

1. Почему в наблюдаемой реакции фенолфталеин меняет цвет два раза?

2. Является ли наблюдаемая реакция обмена обратимой или она протекает до конца? Если реакция необратима, то какой признак необратимости  в наблюдаемой реакции проявляется?

3. Как называется реакция обмена между щёлочью и кислотой?

4. Запишите уравнение реакции взаимодействия  соляной кислоты с раствором гидроксида натрия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Задание №4

Посмотрите опыт "Качественные реакции на анионы: сульфат (SO42-), карбонат (CO32-), хлорид (Cl-), иодид (I-)"

Опыт: “Качественные реакции на анионы”

Заполните таблицу

Задание №5

Посмотрите опыт "Качественные реакции на анионы: сульфат (SO 42-), карбонат (CO32-), хлорид (Cl-), иодид (I-)"

Видео: “Качественные реакции на анионы”

Заполните таблицу

Практическая работа №2. Решение экспериментальных задач по теме «Электролитическая диссоциация»

Задание №1

Посмотрите опыт как серная кислота взаимодействует с металлами - медью и цинком.

Опыт: “Взаимодействие кислот с металлами”

Ответьте на вопросы и выполните задания:

1. Почему цинк вступает в реакцию с раствором серной кислоты, а медь нет?

2. Какой газ выделяется при взаимодействии растворов кислот с металлами, стоящими в ряду активности до водорода?

3. Запишите уравнение реакции взаимодействия цинка с серной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

4.  В реакции взаимодействия цинка с серной кислотой определите атомы, изменяющие свои степени окисления,  и составьте электронный баланс, в котором укажите переход электронов.  Назовите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Задание №2

Опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа”

Ответьте на вопросы и выполните задания:

1. Какой признак реакции можно наблюдать при взаимодействии соляной кислоты с раствором карбоната натрия?

2. Какой газ выделяется в наблюдаемой  реакции?

3. Является ли наблюдаемая реакция обратимой или она протекает до конца и почему?

4. Запишите уравнение реакции взаимодействия  соляной кислоты с раствором карбоната натрия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Задание №3

Посмотрите опыт "Взаимодействие гидроксида натрия  с соляной кислотой"

Опыт: “Реакция нейтрализации”

Ответьте на вопросы и выполните задания:

1. Почему в наблюдаемой реакции фенолфталеин меняет цвет два раза?

2. Является ли наблюдаемая реакция обмена обратимой или она протекает до конца? Если реакция необратима, то какой признак необратимости  в наблюдаемой реакции проявляется?

3. Как называется реакция обмена между щёлочью и кислотой?

4. Запишите уравнение реакции взаимодействия  соляной кислоты с раствором гидроксида натрия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Задание №4

Посмотрите опыт "Качественные реакции на анионы: сульфат (SO42-), карбонат (CO32-), хлорид (Cl-), иодид (I-)"

Опыт: “Качественные реакции на анионы”

Заполните таблицу

Задание №5

Посмотрите опыт "Качественные реакции на анионы: сульфат (SO 42-), карбонат (CO32-), хлорид (Cl-), иодид (I-)"

Видео: “Качественные реакции на анионы”

Заполните таблицу

Сера: строение атома, аллотропные модификации, физические и химические свойства

1. Посмотрите научно-популярный фильм: “Сера”
2. https://youtu.be/LQt9rRnaxtM

Сейчас невозможно установить, когда человек впервые познакомился с серой и её соединениями. Произошло это очень давно. Она помогала нашим предкам получать огонь, вернее, снопы искр при ударе кресалом по обломку пирита. Использовали её для приготовления красок и косметических средств. Знали её и древние индийцы, именно они дали название - «сира» - означает «желтый». Химический символ произошел от латинского слова «сульфур». Древние римляне называли серу «желчью бога Вулкана» (покровителя огня).Картина Карла Брюллова «Гибель Помпеи».

Сера считалась произведением сверхчеловеческих существ из мира духов или подземных богов. Очень давно сера стала применяться в составе различных горючих смесей для военных целей. Уже у Гомера описаны «сернистые испарения», смертельное действие выделений горящей серы. Сера, вероятно, входила в состав «греческого огня», наводившего ужас на противников. Около VIII в. китайцы стали использовать её в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха. Горючесть серы, лёгкость, с которой она соединяется с металлами с образованием сульфидов (например, на поверхности кусков металла), объясняют то, что её считали «принципом горючести» и обязательной составной частью металлических руд.Пресвитер Теофил (XII в.) описывает способ окислительного обжига сульфидной медной руды, известный, вероятно, ещё в древнем Египте. В период арабской алхимии возникла ртутно-серная теория состава металлов, согласно которой сера почиталась обязательной составной частью (отцом) всех металлов. В дальнейшем она стала одним из трёх принципов алхимиков, а позднее «принцип горючести» явился основой теории флогистона. Элементарную природу серы установил Лавуазье в своих опытах по сжиганию. С введением пороха в Европе началось развитие добычи природной серы, а также разработка способа получения её из пиритов; последний был распространён в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы. Таким образом, точное время открытия серы не установлено, но, как сказано выше, этот элемент использовался до нашей эры, а значит, знаком людям с древнейших времён.

II. Положение серы в ПСХЭ, строение атома

В подгруппу кислорода(халькогены) входят элементы: кислород, сера, селен, теллур, полоний.

Химический элемент сера расположен в VIА-группе, 3 периоде ПСХЭ.

На внешнем электронном слое атома серы находится 6 электронов. Относится к р-элементам. Неметалл.

Проявляя свойства окислителя при образовании веществ с металлами и водородом, сера приобретает степень окисления -2 (принимает 2 электрона).

В составе кислородсодержащих соединений сера проявляет степени окисления +4 и +6. Таким образом, для серы характерны степени окисления -2; 0; +4; +6.

III. Сера в природе

Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и в связанном виде.

Самородная сера:

Украина, Поволжье, Центральная Азия и др.

Важнейшие природные минералы серы:

• FeS2 — железный колчедан, или пирит (кошачье золото)
• ZnS — цинковая обманка, или сфалерит (вюрцит) 
• PbS — свинцовый блеск, или галенит
• HgS — киноварь
• Sb2S3 —антимонит

Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах.

Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обусловливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах, ногтях, кожных покровах. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос.

Содержание серы в организме человека  массой 70 кг - 140 г. В сутки человеку необходимо 1 г серы.

Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго. Соединения серы могут служить лекарственными препаратами. 

Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями.

Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.

Сульфаты

• CaSO4 x 2H2O - гипс
• MgSO4 x 7H2O – горькая соль (английская)
• Na2SO4 x 10H2O – глауберова соль (мирабилит) 

IV. Физические свойства, аллотропия

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С

Аллотропия

Для серы характерны несколько аллотропных модификаций:

Взаимопревращение аллотропных модификаций серы 

V. Получение серы

В древности и в средние века серу добывали, вкапывая в землю большой глиняный горшок, на который ставили другой, с отверстием в дне. Последний заполняли породой, содержащей серу, и затем нагревали. Сера плавилась и стекала в нижний горшок. В настоящее время серу получают главным образом путём выплавки самородной серы непосредственно в местах её залегания под землёй. Серные руды добывают разными способами — в зависимости от условий залегания. Залежам серы почти всегда сопутствуют скопления ядовитых газов — соединений серы. К тому же нельзя забывать о возможности её самовозгорания.

1. Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода): 2H2S + O2 = 2S + 2H2O

3. Реакция Вакенродера: 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

VI. Химические свойства серы

VII. Применение

Примерно половина производимой серы используется в производстве серной кислоты.

Серу применяют для вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона. Сера находит применение для производства пиротехнических составов, ранее использовалась в производстве пороха, применяется для производства спичек.

Получение эбонита, производство пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний). Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется для борьбы с нею.

Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и  CuSO4×5H2O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства.

Железный купорос FeSO4×7H2O используют при анемии.

BaSO4 применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника.

Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4) 2×12H2O - кровоостанавливающее средство при порезах.

Минерал Na2SO4×10H2O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика Глаубера И.Р. Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато- бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла.

Применение серы и её соединений

IX. Задания

№1. Закончите уравнения реакций:

S + O2 =
S + Na =
S + H2 =
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.

№2. Осуществите превращения по схеме:
H2S → S → Al2S3 → Al(OH)3

№3. Закончите уравнения реакций, укажите, какие свойства проявляет сера (окислителя или восстановителя):

Al + S =  (при нагревании)

S + H2 = (150-200)

S + O2 = (при нагревании)

S + F2 =  (при обычных условиях)

S + H2SO4(к) =

S + KOH =

S + HNO3 =

ЦОРы

Научно-популярный фильм: “Сера”

Видео: Получение пластической серы 

Анимацмя: Взаимопревращение аллотропных модификаций серы 

Опыт: “Взаимодействие серы с натрием”

Опыт: “Взаимодействие серы с цинком”

Опыт: “Взаимодействие меди с серой”

Применение серы и её соединений

Сероводород. Сульфиды

"Тогда услышал я (о, диво!), запах скверный,
Как будто тухлое разбилося яйцо,
Или карантинный страж курил жаровней серной.
Я, нос себе зажав, отворотил лицо..."

Пушкин А.С.

I. Строение молекулы сероводорода

Сероводород

II. Физические свойства

Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H2O растворяется 3V H2S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С. 

Влияние сероводорода на организм:

Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.

Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то просто.

Посмотрите видео-фильм: “Опасный сероводород черного моря”

https://youtu.be/iPUVqVXAtM0https://youtu.be/iPUVqVXAtM0

III. Получение

1) H2 + S  → H2S↑ (при t) 

2) FeS + 2HCl →  FeCl2 + H2S↑ 

IV. Химические свойства

1. Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота. Диссоциация происходит в две ступени:

H2S → H+ + HS- (первая ступень, образуется гидросульфид - ион)

HS-  → 2H+ + S2- (вторая ступень) 

Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

Na2S – сульфид натрия;

CaS – сульфид кальция;

NaHS – гидросульфид натрия;

Ca(HS)2 – гидросульфид кальция.

2. Взаимодействует с основаниями: 

H2S + 2NaOH(избыток) → Na2S + 2H2O

H2S (избыток) + NaOH → NaНS + H2O

3. H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства: 

H2S-2 + Br2 → S0 + 2HBr

H2S-2 + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S0 + 2HCl

H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O →  H2S+6O4 + 8HCl

3H2S-2 + 8HNO3(конц) →  3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O

H2S-2 + H2S+6O4(конц) →  S0 + S+4O2 + 2H2O 

при нагревании реакция идет по - иному:

H2S-2 + 3H2S+6O4(конц)  → 4S+4O2 + 4H2O

4. Сероводород окисляется:

при недостатке O2

2H2S-2 + O2 → 2S0 + 2H2O

при избытке O2

2H2S-2 + 3O2 → 2S+4O2 + 2H2O 

5. Серебро при контакте с сероводородом чернеет: 

4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S↓ + 2H2O 

Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.

6. Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS: 

H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3

Na2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2NaNO3

Pb2+ + S2- → PbS↓ 

Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS. Свинцовые белила – это пигмент, представляющий собой карбонат свинца (II). Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя сульфид свинца (II), соединение чёрного цвета:

PbCO3 + H2S = PbS↓ + CO2 + H2O

При обработке сульфида свинца (II) пероксидом водорода происходит реакция:

PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O,

при этом образуется сульфат свинца (II), соединение белого цвета.

Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.

7. Реставрация:  

PbS + 4H2O2 → PbSO4(белый) + 4H2O 

V. Сульфиды

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора растворимой соли сероводородной кислоты, например, сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены.

Для всех щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M+HS и M2+(HS)². Гидросульфиды Са²+ и Sr2+ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, в водном растворе растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления, либо гидроксиды которых являются очень слабыми основаниями (например, Al2S3, Cr2S3 и др.), часто проходит необратимо с выпадением в осадок нерастворимого гидроксида.

Сульфиды применяются в технике, например, полупроводники и люминофоры (сульфид кадмия, сульфид цинка), смазочные материалы (дисульфид молибдена) и др.

Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь, молибденит).

1. Получение сульфидов

1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой: 

Hg + S → HgS

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода  на щелочи: 

H2S + 2KOH → K2S + 2H2O 

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями: 

CdCl2 + Na2S → 2NaCl + CdS↓

Pb(NO3)2 + Na2S → 2NaNO3 + PbS↓

ZnSO4 + Na2S → Na2SO4 + ZnS↓

MnSO4 + Na2S → Na2SO4 + MnS↓

2SbCl3 + 3Na2S → 6NaCl + Sb2S3↓

SnCl2 + Na2S → 2NaCl + SnS↓

2. Химические свойства сульфидов

1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию: 

K2S + H2O → KHS + KOH

S2- + H2O → HS- + OH- 

2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах: 

ZnS + H2SO4 → ZnSO4 + H2S

3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3: 

FeS2 + 8HNO3 → Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O 

VI. Задания для закрепления

Задание №1

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Cu →CuS →H2S →SO2

Задание №2
Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций полного и неполного сгорания сероводорода. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции, а так же процессы окисления и восстановления.

Задание №3
Запишите уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца (II) в молекулярном, полном и кратком ионном виде. Отметьте признаки этой реакции, является ли реакция обратимой?

Задание №4
Сероводород пропустили через 18%-ый раствор сульфата меди (II) массой 200 г. Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции. 

Задание №5
Определите объём сероводорода (н.у.), образовавшегося при взаимодействии соляной кислоты с 25% - ым раствором сульфида железа (II) массой 2 кг?

ЦОРы

Анимация: “Сероводород”

Видео-фильм: “Опасный сероводород черного моря”

 Документы (всего: 1)

1.

Сероводород сульфиды.ppt

Изображение 1 из 2

Сульфиды

Сернистый газ. Сернистая кислота и её соли

I. Cернистый ангидрид; сернистый газ, оксид серы (IV) SO2  

1. Физические свойства 

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40VSO2 при н.у.); более чем в два раза тяжелее воздуха, ядовит; t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

2. Получение

1) При сжигании серы в кислороде: S + O2 → SO2

2) Окислением сульфидов: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами: Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O

4) При окислении металлов концентрированной серной кислотой: Cu + 2H2SO4(конц) → CuSO4 + SO2 + 2H2O

3. Химические свойства 

1) Реакции окисления, SO2 - восстановитель  (S+4 – 2ē → S+6)

2 SO2 + O2 → 2 SO3 (катализатор – V2O5)

      SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

      5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

2) Реакции восстановления,  SO2 - окислитель  (S+4 + 4ē → S0) 

SO2 + С  →  S + СO2 (при нагревании)

SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O

3) Сернистый ангидрид - кислотный оксид: взаимодействие с водой 

При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)

Видео - эксперимент "Получение сернистой кислоты"

SO2 + H2O  ↔  H2SO3

Видео: "Получение оксида серы (IV) и сернистой кислоты"

II. Сернистая кислота и ее соли

1. Сернистая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Отвечает степени окисления серы +4. Химическая формула .

2. Химические свойства

1) Сернистая кислота диссоциирует ступенчато:

H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (первая ступень, образуется гидросульфит – анион)

HSO3- ↔ H+ + SO32- (вторая ступень, образуется анион сульфит)

H2SO3 образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты).

Качественной реакцией на соли сернистой кислоты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO2 с резким запахом:

Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl +  SO2 ↑+ H2O 

      2H+  +  SO32- → SO2 ↑+ H2O  

2) Раствор сернистой кислоты H2SO3 обладает восстановительными свойствами. Сернистая кислота взаимодействует с раствором йода, обесцвечивая его. При этом образуются йодоводородная и серная кислоты.

Опыт: “Свойства сернистой кислоты”

H2SO3 + I2  + H2O = H2SO4 + 2НI

3) Как и все кислоты, сернистая кислота меняет цвет растворов индикаторов. Метиловый оранжевый в растворе кислоты становится красным. В старину дамские соломенные шляпки отбеливали сернистой кислотой. Раствор сернистой кислоты отбеливает ткани из растительного материала, шерсти, шелка.  Видео: "Свойства сернистой кислоты"

4) Взаимодействие со щелочами 

Ba(OH)2 + SO2 → BaSO3↓(сульфит бария) + H2O

Ba(OH)2 + 2SO2 (избыток)→ Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)

5) Взаимодействие с основными оксидами: SO2 + CaO = CaSO3 

6) Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе: 

2Na2SO3 + O2 → 2Na2SO4

2SO32- + O2 → 2SO42- 

III. Задания для закрепления

Задание №1 Закончите уравнения химических реакций, составьте электронный баланс, укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель:

SO2 + Br2 + H2O→

PbS + O2 →

Задание №2 Осуществите превращения по схемам. Уравнения реакций ионного обмена напишите в полном и кратком ионном виде.

S → H2S → SO2 → Na2SO3 → BaSO3 → SO2

SO2 + Br2,H2O →А→Na2SO4→BaSO4

FeS2 → SO2→Na2SO3 +HCl→A+ O2→B→H2SO4

SO2  +KMnO4,H2O →A+ BaCl2→B

SO2→S→K2S→H2S→PbS→SO2

H2SO3 +I2→A+Cu→B+NaOH→C

K2SO3→SO2→MgSO3→SO2→KHSO3→SO2

ЦОРы

Видео - эксперимент "Получение сернистой кислоты"

Опыт: “Свойства сернистой кислоты”

Оксид серы (VI). Серная кислота и её соли

I. Оксид серы (VI) (серный ангидрид, триокись серы, серный газ)

SO3 — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь.

1. Физические свойства

Бесцветная летучая маслянистая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO3 + H2O → H2SO4

SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом. 

2. Получение

1) 2SO2 + O2  →  2SO3 (катализатор – V2O5, при 450˚С)

 2) Fe2(SO4)3  →  Fe2O3 + 3SO3 (разложение при нагревании) 

3. Химические свойства 

Серный ангидрид - кислотный оксид. Его химическая активность достаточно велика.

1) Взаимодействие с водой

При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

Анимация: “Взаимодействие оксида серы (VI) с водой”

SO3 + H2O → H2SO4

2) Взаимодействие со щелочами 

2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O

NaOH + SO3 (избыток) → NaHSO4

3) Взаимодействие с основными оксидами

Na2O + SO3 → Na2SO4