Электролитическая диссоциация. Механизм электролитической диссоциации
план-конспект урока по химии на тему

Тема урока: Электролитическая диссоциация. Механизм электролитической диссоциации 

Цели:

1. Сформировать у учащихся представление об электролитической диссоциации, электролитах и неэлектролитах (сильных и слабых), ступенчатая диссоциация.
2. Познакомить с механизмом диссоциации электролитов с различным типом связи, с основными положениями теории электролитической диссоциации
3. Ввести понятия: степень электролитической диссоциации, катод, анод, катион, анион,
4. Обеспечить закрепление знаний и способов деятельности учащихся.

Оборудование и реактивы: компьютер, мультимедийная установка, экран, установка для работы с электрическим током, хлорид натрия, сахар, вода, химические стаканы, стеклянная палочка для растворения, ложечка.

Ход урока

I.        Организационный момент. (Слайд 1)

II.        Подготовка учащихся к работе на основном этапе.

Проверка домашнего задания.

1.        Приведите примеры хорошо растворимых, малорастворимых и практически нерастворимых в воде веществ, пользуясь таблицей растворимости.

2.        Назовите типы химической связи между атомами в молекулах веществ.

3.        Приведите примеры веществ с ионным типом связи.

4.        Приведите примеры веществ с ковалентной полярной связью.

III.        Основной этап

1.        Электролиты и неэлектролиты.

Демонстрационный опыт (Слайд 2):

Собирается установка для работы с электрическим током. Сначала опыт проводится с сухими веществами – поваренной солью и сахаром. Затем – с раствором соли и раствором сахара.

Объясните полученные результаты.

Взятые в отдельности, вода, соли, щелочи и кислоты тока не проводят. Но водные растворы кислот, щелочей и солей проводят электрический ток. На какие группы можно разделить все вещества по отношению к электрическому току?

Вещества, проводящие электрический ток, – электролиты; вещества, не проводящие электрический ток, – неэлектролиты. (Слайд 3)

2.        Шведский ученый Сванте Аррениус (Слайд 4), изучая электропроводность растворов, пришёл к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.

Распад электролитов на ионы при растворении его в воде или расплавлении называют электролитической диссоциацией.

Произошло это в 1877 году.

3.        Механизм электролитической диссоциации.

Диссоциация электролитов происходит в воде и не происходит, например, в керосине. Как это объяснить?

В молекуле воды связи между атомами водорода и атомами кислорода ковалентные полярные. Электронные пары, связывающие атомы смещены от атома водорода к атому кислорода. Поэтому на атомах водорода сосредоточен положительный заряд, а на атоме кислорода – отрицательный.

Для рассмотрения механизма диссоциации электролитов нужно учитывать не только полярность в молекуле воды связей между атомами водорода и кислорода, но и полярность самой молекулы воды. Полярную молекулу воды – диполь – можно изображать в виде эллипса с указанием зарядов на полюсах с указанием зарядов на полюсах знаками «+» и «–» (см. учебник с. 144).

При погружении кристалла соли в воду (Слайд 5)молекулы воды притягиваются к ионам, находящимся на поверхности кристалла: к положительным ионам своими отрицательными полюсами (атомы кислорода), а к отрицательным ионам – положительными полюсами (атомы водорода). Происходит реакция соединения ионов с молекулами воды – гидратация ионов, которая является основной причиной диссоциации электролита.

Притянувшись к ионам растворяемой соли молекулы воды во много раз ослабляют притяжение ионов друг к другу. Связи между положительными и отрицательными ионами в кристаллической решетке разрываются. Происходит разъединение гидратированных ионов.

Молекулы воды, притянувшиеся к ионам при растворении кристалла, остаются связанными с ними и в растворе. Поэтому ионы, содержащиеся в растворе, по составу и свойствам не те ионы, которые содержались в кристаллической решетке.

Аналогично диссоциируют и электролиты, в молекулах которых ковалентная полярная связь. (Слайд 6) Сначала происходит ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита и гидратация их, в результате чего ковалентная полярная связь превращается в ионную, затем происходит диссоциация молекул электролита на гидратированные ионы.

4.        Степень диссоциации

В растворе не все молекулы электролита распадаются на ионы (Слайд 7), поэтому растворы характеризуются степенью диссоциации, которая обозначается греческой буквой а («альфа»).

Степень диссоциации – это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (Nд), к общему числу растворенных частиц (Nр):

                                а = Nд/Nр

5.        Сильные и слабые электролиты (Слайд 8)

По степени электролитической диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые.

Сильные электролиты (Слайд 9) – такие электролиты, которые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

        1) все растворимые соли;

        2) сильные кислоты (H2SO4, HCl, HNO3);

        3) все щелочи (NaOH, KOH).

Слабые электролиты (Слайд 10) – такие электролиты, которые при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремиться к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты (H2S, H2CO3, HNO2);

2) водный раствор аммиака NH3 H2O;

3) вода.

6.        Основные положения теории электролитической диссоциации.

1. (Слайд 11) Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома – это простые ионы или из нескольких атомов – сложные ионы.
2. (Слайд 12) Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, то есть взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нём.
3. (Слайд 13) При действии электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому первые называются катионами, а вторые – анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их к противоположено заряженным электродам.
4. (слайд 14) Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.

Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

7.        Диссоциация кислот, солей и оснований.

Кислоты диссоциируют на ионы водорода и кислотного остатка.(Слайд 15)

Соли диссоциируют на ионы металла и кислотного остатка (Слайд 16).

Основания диссоциируют на ионы металла и гидроксид-ионы (Слайд 17).

Многоосновные кислоты, а также основания с двумя или тремя гидроксидными группами диссоциируют многоступенчато. (Слайд 18)

4. Закрепление новых знаний и способов действия.

Написать уравнения электролитической диссоциации.

V.        Информация о домашнем задании. (Слайд 19)

VI.        Подведение итогов урока. (Слайд 20)

Литература:

1. Габриелян О.С. Химия. 8 класс: Учеб. для общеобразоват учеб. заведений. – М.: Дрофа, 2002
2. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. Под ред. А.С.Егорова. – Ростов н/Д: изд-во «Феникс», 2003.