Лабораторная работа 4 Свойства кислот и оснований в свете теории электролитической диссоциации.

Цель работы

Осуществить реакции, подтверждающие химические свойства кислот и оснований и объяснить при помощи сокращенных ионных уравнений сущность этих реакций.

Пояснения к работе

Электролитической диссоциацией называют процесс распада электролитов на ионы в водных растворах или в расплавах. При диссоциации молекулы электролитов (кислот, солей, оснований) распадаются на положительно заряженные ионы, называемые катионами и отрицательно заряженные ионы, называемые анионами. Катионы и анионы в растворе химически связаны с молекулами воды – гидратированы, но для простоты написания уравнений электролитической диссоциации в них обычно гидратацию не показывают.

Кислоты.

Диссоциация кислот:

HCl H⁺ + Cl^-

HNO₃ H⁺ + NO₃^-

Диссоциация многоосновных кислот происходит ступенчато:

первая ступень H₂S H⁺ + HS^-

вторая ступень HS^- H⁺ + S^2-

Из уравнений диссоциации видно, что общим для всех кислот является присутствие в растворе катионов водорода(H⁺).

Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода(H⁺).

Именно катионы водорода являются причиной общих свойств всех кислот: кислый вкус, изменение окраски индикаторов, взаимодействие с металлами, основными оксидами, основаниями.

Химические свойства кислот

1) Диссоциация

HCl = H⁺ + Cl^-

2) Взаимодействие растворов кислот с металлами:

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂#

2H⁺ + 2Cl^- + Zn⁰ = Zn²⁺ + 2Cl^- + H₂⁰#

2H⁺ + Zn⁰ = Zn²⁺ + H₂⁰#

3) Взаимодействие кислот с основными оксидами:

H₂SO₄ +MgO = MgSO₄ + H₂O

2H⁺ + SO₄^2- +MgO = Mg²⁺ + SO₄^2- + H₂O

2H⁺ +MgO = Mg²⁺ + H₂O

4) Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации):

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O

H⁺ + NO₃^- +Na⁺ + OH^- = Na⁺ + NO₃^- + H₂O

H⁺ + OH^- = H₂O

Сокращенные ионные уравнения этих взаимодействий еще раз показывают, что именно катионы водорода (H⁺) участвуют в реакциях со стороны кислот.

Кислоты могут реагировать с солями, если образуется газ, осадок или слабый электролит (см. “Реакции ионного обмена”).

H₂SO₄ + K₂CO₃ = K₂SO₄ + CO₂# + H₂O

2Н⁺ + SO₄^2- + 2K⁺ + CO₃^2- = 2K⁺ + SO₄^2- + CO₂# + H₂O

2Н⁺ + CO₃^2- = CO₂# + H₂O

H₂SO₄ + Ва(NO₃)₂ = ВаSO₄$ + 2HNO₃

2Н⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^2- = BaSO₄$ + 2H⁺ + 2NO₃^2-

Ва²⁺ + SO₄^2- = ВаSO₄$

H₂SO₄ + 2NaF = Na₂SO₄ + 2HF

2Н⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ +2F^- = 2Na⁺ + SO₄^2- + 2HF

Н⁺ + F^- = HF

Основания.

Диссоциация оснований:

NaOH D Na⁺ + OH^-

KOH D K⁺ + OH^-

Диссоциация многокислотных оснований происходит ступенчато:

первая ступень Ba(OH)₂ D BaOH⁺ + OH^-

вторая ступень BaOH⁺ D Ba⁺ + OH^-

Из уравнений диссоциации видно, что общим для всех оснований является присутствие в растворе гидроксид-ионов(OH^-).

Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы(OH^-).

Именно гидроксид-ионы являются причиной общих свойств всех оснований:

изменение окраски индикаторов (для растворимых оснований – щелочей), взаимодействие с кислотными оксидами, с кислотами, с растворами солей.