Обобщающие схем-конспекты по теме "Электролитическая диссоциация"

Обобщающие схем-конспекты по теме «Электролитическая диссоциация»

Глава 1. Комплект обобщающих схем-конспектов по теме «Электролитическая диссоциация»

Комплект состоит из четырех обобщающих схем (ОС):

OC-I. Электролитическая диссоциация. ОС-П. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли как электролиты. ОС-Ill. Реакции ионного обмена. OC-IV. Гидролиз солей.

Приводим краткий сопроводительный текст к каждой обобщающей схеме (поблочно). Он может быть использован учителем при повторном объяснении материала или при воспроизведении его учащимися.

OC-I. Электролитическая диссоциация

(см. с. 26)

1. Понятие об электролитах и диссоциации

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

В расплавах и в растворах электролиты распадаются на заряженные частицы -- ионы. Процесс распада электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией. Это обратимый процесс. Объединение противоположно заряженных ионов называется ассоциацией.

Ионы в расплавах отличаются от ионов в растворах тем, что последние окружены гидратной оболочкой. Ионы в растворах и расплавах движутся хаотично. Под действием электрического тока они приобретают направленное движение! Положительно заряженные ионы движутся к отрицательному электроду (катоду) и поэтому называются катионами, отрицательно заряженные ионы движутся в электрическом поле к аноду и называются анионами.

2. Строение молекулы воды. Механизм диссоциации электролитов в водных растворах

В молекуле воды связи О--Н полярны, электронная плотность этих связей смещена к атому кислорода как к более электроотрицательному. Вследствие этого на атоме кислорода возникает частичный отрицательный, а на атомах водорода -- частичный положительный заряд. Так как угол Н--О--Н составляет 105°, то атом кислорода и атомы водорода оказываются на разных концах молекулы, в которой возникают как бы два полюса. Такие молекулы называют диполями.

При погружении в воду ионного кристалла диполи воды ориентируются по отношению к его ионам противоположно заряженными концами (полюсами). В результате электростатического взаимодействия между ионами растворяемого ионного кристалла и образование в растворах гидратированных ионов (происходит диссоциация).

При растворении в воде веществ с ковалентной полярной связью процессу диссоциации предшествует поляризация связи. Диполи воды, ориентируясь соответствующим образом, поляризуют эту связь, превращая ее в ионную, и лишь затем следует диссоциация вещества с образованием гидратированных ионов.

Такие представления о диссоциации в водных растворах соединений с различным типом химической связи (ХС) сформировались не сразу. С. Аррениус и другие сторонники физической теории, обнаруживая в растворах ионы, образовавшиеся под действием растворителя, не учитывали их гидратации.

Д. И. Менделеев -- автор химической теории растворов, выделил гидраты серной кислоты при медленном упаривании ее растворов и высказал мысль о том, что в растворах образуются непрочные химические соединения растворенного вещества и растворителя (в общем случае сольваты).

Впоследствии И. А. Каблуков и другие ученые, объединив обе теории, показали, что растворение -- физико-химический процесс; в результате его образуются гидратированные ионы.

3. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Количественно процесс диссоциации вещества в растворе можно оценить по степени диссоциации а. Ее рассчитывают как отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества и выражают в процентах.

Степень диссоциации а зависит от природы химической связи в кристаллах или молекулах растворенного вещества и растворителя. Чем полярнее эта связь, тем выше значение а. При разбавлении растворов а увеличивается (см. график, где с--концентрация раствора).

В зависимости от величины степени диссоциации все электролиты классифицируют на сильные (а>30 %), средней силы (а от 2 до 30 %), слабые (а<2 %).

ОС-П. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли как электролиты (см. с. 27)

1. Кислоты

Кислоты -- электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только катионы водорода (протоны). Наличием катионов водорода в растворах кислот и объясняются их общие свойства, в частности изменение окраски индикаторов.



Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем по первой ступени степень диссоциации всегда больше, чем по последующим.

Процесс диссоциации кислот в водных растворах сопровождается донорно-акцепторным взаимодействием положительно поляризованных атомов водорода с молекулами воды, в результате чего образуются гидратированные ионы водорода (ионы гидроксония).

2. Основания

Основания--электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ОН-. Двухкислотные основания диссоциируют ступенчато. При этом, как и в случае многоосновных кислот. Растворимые основания (щелочи) изменяют окраску индикаторов. Термины «амфотерность», «амфолит» отражают кислотно-основную двойственность вещества. Этот же корень содержится в слове «амфибия», о чем напоминает изображение лягушки. Амфотерные гидроксиды плохо растворимы в воде и не изменяют окраски индикаторов. Это слабые электролиты. Их двойственность проявляется в способности диссоциировать как по основному, так и по кислотному типу. В кислой среде усиливается диссоциация по основному типу, в щелочной -- по кислотному (с образованием гидроксокомплексных анионов, например [Al(OH)6]ff-, [Zn(OH)4]2-.4.

Сравнение графических формул кислородсодержащих кислот (например, H2SO4), амфотерных гидроксидов (Zn(OH)j) и оснований (Са(ОН)г) позволяет установить сходство в их строении: наличие одинаковой последовательности соединения атомов Н--О--Э. Это позволяет объединить указанные группы веществ общим понятием -- гидроксиды. Способность гидроксидов к диссоциации по кислотному, основному или амфотерному типу зависит от сравнительной полярности связей Н--О и О--Э. Если связь Н--О более полярна, чем О--Э, (разность между относительной электроотрицательностью кислорода и водорода (Дг ОЭО) больше разности ОЭО кислорода и элемента (Дг ОЭО), то гидроксид диссоциирует в водном растворе как кислота (отщепляя Нойоны). Если связь О,--Э более полярна, чем О--Н (Д2 ОЭО>Д ОЭО), то гидроксид диссоциирует по основному типу. И, наконец, если связи Н--О и О--Э примерно равнополярны (Д| ОЭО« «Дг ОЭО), гидроксид проявляет амфотерные свойства (амфолит).

5. Соли

В зависимости от состава соли подразделяют на средние, кислые и основные. Все соли -- сильные электролиты. Средние соли диссоциируют нацело на катионы металлов и анионы кислотных остатков. Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато: по первой ступени -- как сильные электролиты (кислые соли -- на катионы металлов и гидроанионы, основные -- на гидроксо-катионы и анионы кислотных остатков); вторая ступень -- диссоциация гидроанионов (в случае кислых солей) или гидроксокатионов (в случае основных). Эти частицы обычно -- слабые электролиты (ai>a2).



С-НГ. Реакции ионного обмена (см. с. 28)

1. Реакции ионного обмена

Реакции в растворах электролитов идут между ионами и направлены в сторону их большего «связывания» (образования нерастворимого вещества, газа или слабого электролита). Такие реакции практически необратимы, идут до конца. Ионные реакции, протекание которых не приводит к связыванию ионов, обратимы, не идут до конца.

2. Ионные уравнения

Реакции ионного обмена описываются как молекулярными, так и ионными уравнениями. Ионное уравнение составляют на основе молекулярного (с учетом коэффициентов). При этом согласно принятым правилам в ионном виде записывают формулы только сильных, хорошо растворимых электролитов. Формулы неэлектролитов (например, оксидов), а также слабых электролитов, малорастворимых и газообразных соединений записывают в молекулярном виде.

Краткое ионное уравнение получают после сокращения одинаковых членов в левой и правой частях полного ионного уравнения. Краткое ионное уравнение выражает суть реакции ионного обмена.

OC-IV. Гидролиз солей (см. с. 29)

1. Понятие о гидролизе

Вода -- слабый электролит. В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны (спиртовой раствор индикатора окраску не изменяет). В растворах солей это равновесие может быть нарушено, если соль образована слабым основанием или слабой кислотой.

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и смещению ионного равновесия воды, называется гидролизом. Гидролиз солей -- частный случай ионных реакций.

Гидролизу подвергаются лишь те соли, в составе которых есть ион слабого основания (гидролиз по катиону) или слабой кислоты (гидролиз по аниону), так как только при этом условии происходит связывание ионов соли «противоионами» воды в слабый электролит; «несвязанные» ионы воды создают в растворах солей либо кислую, либо щелочную реакцию.

2. Влияние ионного состава солей на их взаимодействие с водой

а) соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, гидролизуются по аниону. Это обратимый процесс. Краткое ионное уравнение (в общем виде) отражает взаимодействие одного аниона слабой кислоты с одной молекулой воды, приводящее к присоединению протона и образованию одной молекулы слабой одноосновной кислоты или одного гидроаниона слабой многоосновной кислоты. Реакция среды в растворе такой соли -- щелочная;

б) соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, гидролизуются по катиону. Это также обратимый процесс. Каждый ион слабого основания взаимодействует с одной молекулой воды, «отрывая» от нее один гидроксид-ион. При этом образуется либо слабое однокислотное основание, либо гидроксокатион слабого многокислотного основания. Реакция среды в растворах таких солей кислая;

в) соли, образованные слабым основанием й слабой кислотой, подвергаются гидролизу в наибольшей степени (и по аниону, и по катиону), связывая и Н+, и ОН ионы воды. Реакция среды близка к нейтральной. В тех случаях; когда соль образована ионами слабого нерастворимого многокислотного основания и слабой летучей многоосновной кислоты (например, сульфиды А13+, Сг3+), гидролиз протекает мгновенно и необратимо. Такие соли не существуют в водном растворе, так как вступают с водой в необратимую химическую реакцию гидролиза, приводящую к образованию осадка слабого основания и летучей кислоты. В таблице растворимости такие соли отмечены прочерком;

г) соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как их ионы не могут связать ионы воды в слабый электролит. Реакция среды в растворах таких солей практически нейтральная.

3. Степень гидролиза

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (ft). Это отношение числа гидролизованных «молекул» к общему числу молекул растворенной соли, выраженное в процентах. Помимо ионного состава, степень гидролиза соли зависит от температуры (Т) и концентрации (с) раствора. Чем меньше концентрация (т. е. чем более разбавлен раствор) и чем выше температура его, тем больше ft.

Анализ работы учителей позволяет дать некоторые рекомендации по практическому применению ОС в учебном процессе. При объяснении материала учителю целесообразно использовать крупные цветные ОС (плакаты, схемы на доске). В дальнейшем при необходимости можно подготовить кодотранспаранты и проецировать на экран блоки ОС.

Для самостоятельной работы учащихся на уроке и вне его удобны ксерокопии в виде индивидуального раздаточного материала. При этом черно-белые схемы станут более наглядными, если их раскрасить, выделив каждый блок цветом. В публикуемом варианте схемы «Гидролиз солей» вместо цвета использована штриховка: горизонтальная (вместо розового и красного цвета) для обозначения слабых и сильных кислотных свойств и вертикальная (вместо голубого и синего) для обозначения слабых и сильных основных свойств.

Для контроля знаний в кабинете химии полезно иметь и комплект так называемых слепых ОС (без формул, терминов, вместо которых стоят вопросительные знаки). Такие ОС подобно контурным картам можно предлагать учащимся для самостоятельного заполнения.

Глава 2. Электролитическая диссоциация

Модульная программа

«Электролитическая диссоциация»



Интегрирующая цель. В результате работы над учебными элементами (УЭ-1 - УЭ-7):

· закрепить знания по теме «Электролитическая диссоциация»;

· развить навыки написания уравнений диссоциации (полных и сокращенных ионных), само- и взаимоконтроля, взаимопомощи;

· научиться выбирать уровень сложности по силам, работать на доверии, следить за временем, самостоятельно оперировать модульной программой, сравнивать результат своей работы с поставленными целями.

УЭ-1 · входной контроль (10 мин)

Цель. Подготовка к восприятию модуля.

Тестовые задания

Пользуйтесь таблицей растворимости. Ответы записывайте в тетради. Следите за временем! В спорных вопросах обращайтесь к учителю.

I вариант

1. Электролитом является:

а) кислород;

б) дистиллированная вода;

в) соляная кислота;

г) оксид серы(VI).

2. Какое вещество при диссоциации образует ион ?

а) H2SiO3; б) Na2SiO3; в) SiO2; г) CaSiO3.

3. Какому молекулярному уравнению соответствует сокращенное ионное:

Al+ + 3OH- = Al(OH)3?

а) Al2O3 + НСl ... ;

б) Al2O3 + Н2O ... ;

в) АlPO4 + КОН ... ;

г) АlCl3 + КОН ... .

4. C какими из веществ будет взаимодействовать гидроксид натрия:

а) KNO3; б) НNО3; в) СuCl2; г) СaO?

II вариант

1. Неэлектролитом является:

а) гидроксид натрия (р-р);

б) оксид кремния(IV);

в) хлорид натрия (р-р);

г) азотная кислота.

2. Какие вещества при диссоциации образуют катионы металла?

а) Кислоты;

б) оксиды;

в) соли;

г) основания.

3. Какому молекулярному уравнению соответствует сокращенное ионное:

Н+ + ОН- = Н2О?

а) Н2SO4 + NаОН ... ;

б) Н2SO4 + Al2O3 ... ;

в) НСl + СаСО3 ... ;

г) Н2 + О2 ... .

4. С какими из веществ будет взаимодействовать соляная кислота?

а) СО2;

б) Ва(ОН)2;

в) K2SO4;

г) К2СО3.

Поменяйтесь тетрадями с соседом по парте, проверьте ответы по приложению, обсудите ошибки. Оцените работу товарища, поставив за каждое правильно выполненное задание 1 балл. Занесите баллы в оценочный лист УЭ-1 (см. приложение 1). Если вы получили 4 балла, то переходите к УЭ-4. Если вы получили 2 или 3 балла, то переходите к УЭ-3. Если вы получили 0 или 1 балл, то приступайте к УЭ-2.

УЭ-2

Цель. Повторить основные положения теории электролитической диссоциации и свойства неорганических соединений.

1. Электролитическая диссоциация - это процесс распада электролитов на ионы в растворе или расплаве.

Электролиты - это вещества, проводящие электрический ток в растворе или в расплаве. Оксиды - неэлектролиты. Соли -- электролиты, диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка:

NaCl Nа+ + Cl-.

Основания - электролиты, диссоциирующие на катион металла и анион гидроксигруппы:

NаОН Nа+ + ОН-.

Кислоты - электролиты, диссоциирующие на катион водорода и анион кислотного остатка:

НCl Н+ + Cl-.

2. Основные оксиды взаимодействуют с водой и с кислотами.
Кислотные оксиды взаимодействуют с водой и с щелочами.
Кислоты взаимодействуют с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.
Основания взаимодействуют с кислотными оксидами, кислотами, солями.
Соли взаимодействуют с металлами, солями, кислотами, щелочами.
Реакции ионного обмена идут до конца в случае образования слабого электролита (вода, осадок, газ).

Молекулярное уравнение:

Полное ионное уравнение:

Сокращенное ионное уравнение:

Переходите к УЭ-3.

УЭ-3

Цель. Развитие навыков написания уравнения диссоциации и ионных уравнений реакции обмена.

Выполните задание письменно в тетради. При затруднении обращайтесь к УЭ-2.

I вариант

1. Какие из веществ при диссоциации образуют ион Н+? Запишите уравнения их диссоциации.

а) Са(ОН)2; б) Н2SO4; в) Н2SiO3; г) НNО3.

2. Составьте молекулярное и ионные уравнения реакции между азотной кислотой и гидроксидом бария. Чему равны суммы всех коэффициентов в полном ионном и сокращенном ионном уравнениях?

II вариант

1. Какие из веществ при диссоциации образуют ион ОН-? Запишите уравнения их диссоциации.

а) Bа(ОН)2; б) Zn(OH)2; в) НClO; г) KOН.

2. Составьте молекулярное и ионные уравнения реакции между хлоридом бария и серной кислотой. Чему равны суммы всех коэффициентов в полном ионном и cокращенном ионном уравнениях?

Проверьте свои ответы по приложению 2. Занесите баллы в оценочный лист. За правильно выполненное задание 1 поставьте 1 балл, за задание 2 - 2 балла. Если вы набрали 2 или 3 балла, переходите к УЭ-4. Если вы набрали 0 или 1 балл, вернитесь к УЭ-2 или обратитесь за консультацией к учителю.

УЭ-4

Цель. Закрепление знаний о реакциях ионного обмена

Работайте письменно в тетради.

I вариант

1. Составьте молекулярное и ионные уравнения только для необратимой реакции:

а) NaCl + К2SO4 ... ;

б) СаСl2 + Na2СО3 ... .

2. Составьте молекулярное уравнение, соответствующее сокращенному ионному:

Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2.

II вариант

1. Составьте молекулярное и ионные уравнения только для необратимой реакции:

а) K2SO4 + HCl ... ;

б) K2CO3 + HNO3 ... .

2. Составьте молекулярное уравнение, соответствующее сокращенному ионному:

Проверьте ответы по приложению 2. За каждое правильно выполненное задание - по 2 балла. Занесите балл в оценочный лист. Переходите к УЭ-5.

УЭ-5

Цель. Закрепить знания о свойствах неорганических соединений в свете представлений об электролитической диссоциации.

Тестовые задания

I вариант

Какие вещества взаимодействуют между собой с образованием гидроксида меди(II)?

а) Сu и Н2О;

б) СuО и НСl;

в) СuSO4 и КОН;

г) СuСl2 и Ва(OH)2.

II вариант

Какие вещества взаимодействуют между собой с образованием хлорида серебра?

а) Аg и НСl;

б) АgNO3 и НСl;

в) Аg2O и NаСl;

г) AgNO3 и NаСl.

Проверьте ответы по приложению 2. За правильно выполненное задание поставьте 2 балла. Занесите баллы в оценочный лист. Если до выполнения выходного контроля осталось более 10 мин, то переходите к
УЭ-6. Если времени осталось мало, приготовьтесь к выполнению выходного контроля, проанализировав свои ошибки в УЭ-3, УЭ-4 и УЭ-5.

УЭ-6

Цель. Закрепить знания о гидролизе солей.

Пересядьте за стол с УЭ-6. Если за столом несколько человек, то решайте вместе. За выполнение данного задания ставится отдельная оценка.

Задание. Какие из солей подвергаются гидролизу?

а) Ba(NO3)2; б) Zn(NO3)2; в) ZnS; г) Nа2SiO3.

Составьте уравнение гидролиза с указанием реакции среды.

Выполненное задание сдайте на проверку учителю.

УЭ-7 · выходной контроль (30 мин)

Цель. Проверка умений и навыков по теме.

Получите карточку с заданиями у учителя. Задания выполняйте в тетради для контрольных работ. За выполнение задания, обозначенного значком - 3 балла, - 4 балла, - 5 баллов.

Сдайте выходной контроль и оценочный лист учителю.

Рефлексия

Вернитесь к целям урока. Достигли ли вы их в ходе работы? Оцените свою работу по направлениям: «я», «мы», «дело».

Приложение 1

Задания УЭ-1-УЭ-5 оценивают учащиеся, задания УЭ-6, УЭ-7 - учитель.

Приложение 2

Ответы к УЭ-1

I вариант

1 - в; 2 - б; 3 - г; 4 - б, в.

II вариант

1 - б; 2 - в, г; 3 - а; 4 - б, г.

Ответы к УЭ-3

I вариант



Cуммы коэффициентов равны 12 и 3.

II вариант

Cуммы коэффициентов равны 11 и 3.

Ответы к УЭ-4

I вариант

II вариант



Ответы к УЭ-5

I вариант

в) CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4;

г) CuСl2 + Ba(OH)2 = Cu(OH)2 + BaCl2.

II вариант

б) AgNO3 + HCl = AgCl+ HNO3;

г) AgNO3 + NaCl = AgCl+ NaNO3.

Глава 3. Методические разработки по теме: Проблемный урок по теме "Электролитическая диссоциация"

Вопрос об электролитической диссоциации веществ изучается в 8 классе в теме "Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов".

Электролитическая диссоциация изучается на примере веществ с ионной и ковалентной полярной связью. Обычно демонстрируются опыты, связанные только с электропроводностью растворов и расплавов электролитов. Данные опыты порождают заблуждение у учащихся в том, что растворы веществ в любых растворителях проводят электрический ток. А значит, электролитическая диссоциация веществ наблюдается при растворении веществ в любых растворителях.

С целью предупреждения такой ошибки можно начать рассмотрение вопроса об электролитической диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью без демонстрации опытов с электрическим током. Сначала с помощью химических опытов убедить учащихся в том, что в водном растворе происходит распад соединений с ионной и ковалентной полярной связью на ионы. А опыты с электрическим током провести как доказательство наличия в водных растворах электролитов ионов.

Поэтому в данном случае можно создать проблемную ситуацию конфликта между практически достигнутым результатом и недостаточностью знаний для его теоретического обоснования.

Это вызывает интерес у учащихся к изучаемому вопросу и стремление объяснить наблюдаемые явления, а также стремление к получению новых знаний.

Задачи урока:

Дать понятие об электролитах и неэлектролитах; рассмотреть механизм диссоциации веществ с различными типами связи; указать роль молекул воды в диссоциации веществ; познакомить с понятием "степень диссоциации" и классификацией электролитов.

Оборудование и реактивы:

Концентрированная H2SO4; H2O; Ca(OH)2 кристаллический; метилоранж на ацетоне; фенолфталеин кристаллический; ацетон; обезвоженный CuSO4; железные гвозди; пробирки; прибор для определения электропроводности растворов с лампочкой; NaCl кристаллический и раствор; растворы Ca(OH)2 и H2SO4.

Ход урока

Урок начинается с организационного момента: взаимное приветствие учащихся и учителя; фиксация отсутствующих; проверка готовности учащихся к уроку; организация внимания.

Далее следует создание опорных знаний: учитель ставит перед учащимися вопросы, ответы на которые будут использованы в процессе изучения нового материала:

1) Какие вещества относятся к классу кислот?

2) Приведите формулы известных вам кислот?

3) Выясните, что общего в составе всех кислот, как можно обнаружить кислоту в растворе?

4) Какие вещества относятся к классу оснований и как их классифицируют по растворимости в воде?

5) Приведите формулы известных щелочей и ответьте на вопросы:

а) что общего в их составе?

б) как можно обнаружить щелочь в растворе?

6)Какие вещества называются солями?

Вспомнив необходимые сведения, учитель приступает к изложению нового материала.

Учитель еще раз обращает внимание учащихся на тему урока: в ней оба слова новые, а поэтому и непонятные. Эти термины в ходе урока необходимо расшифровать. Это сообщение нацеливает учащихся на восприятие нового материала.

Далее учитель формулирует учебную проблему-1 в форме проблемного вопроса: Будет ли изменяться окраска индикатора в кислоте, если ее растворить не в воде, а в другом растворителе (например, в ацетоне)? Мнения учащихся различны: часть дает утвердительный ответ, часть - отрицательный, часть - затрудняется ответить.

Для проверки гипотез, выдвинутых учениками, учитель демонстрирует опыты:



Т.Б. Осторожно приливать концентрированную H2SO4, т.к. происходит сильное разогревание.

В ходе эксперимента учащиеся отмечают, что в первом случае цвет индикатора не изменился, а во втором - изменился, стал красным.

Совместно с учителем учащиеся делают вывод:

Кислоты изменяют окраску индикатора только в водном растворе.

Следующий шаг: формулировка учебной проблемы-2 в форме проблемного вопроса: Будет ли изменять окраску индикатора сухая щелочь? Мнения учащихся различны: да, нет, затрудняются ответить.

Для разрешения противоречий в ответах учитель демонстрирует опыты:

В две сухие пробирки насыпать немного кристаллического гидроксида кальция и добавить в обе пробирки кристаллы фенолфталеина. Встряхнуть. В одну их пробирок прилить небольшое количество воды.

Т.Б. Пробирки должны быть абсолютно сухими.

Учащиеся отмечают, что в первой пробирке ни каких изменений не произошло, а во второй - окраска фенолфталеина изменилась в малиновую.

Совместно с учителем учащиеся делают вывод:

Индикатор изменяет окраску только в водном растворе щелочи.

Учитель сообщает учащимся, что некоторые металлы, например железо, взаимодействуют с водными растворами некоторых солей, например, сульфата меди(II). Учитель формулирует проблему-3 в форме вопроса: Будет ли железо взаимодействовать с раствором сульфата меди(II), если соль растворена не в воде, а в ацетоне?

Исходя из результатов первого опыта, более сильные учащиеся догадываются, что, наверное, нет. Для подтверждения правильности гипотезы учитель демонстрирует опыт:

В две пробирки насыпать обезвоженный сульфат меди(II). В одну из пробирок прилить 1 мл ацетона, а в другую - 1 мл воды. Встряхнуть обе пробирки. В растворы опустить очищенные железные гвозди.

Сначала учащиеся наблюдают растворение соли в обоих случаях, затем - наблюдают выделение меди только на гвозде, находящемся в водном растворе соли, а соль, растворенная в ацетоне, не взаимодействует с железом.

Совместно с учителем учащиеся делают вывод:

Железо вытесняет медь только из водного раствора соли.

Учитель делает общий вывод: кислоты, щелочи, соли, т.е. вещества с ионной и ковалентной полярной связью проявляют свои качества только в водных растворах.

Значит, в водных растворах с веществами что-то происходит. Учитель обращает внимание учащихся на роль молекул воды в этих процессах и вводит понятие "электролитическая диссоциация". Определение заранее записано на доске. Учащиеся записывают определение в тетрадь.

Затем подробно рассматривается строение молекулы воды:

Связь в молекуле ковалентная полярная.

Схема рисуется учителем на доске.

Рассматривается механизм электролитической диссоциации на примере диссоциации хлорида натрия. Одновременно с объяснением учитель рисует схему на доске. Учащиеся зарисовывают в тетрадях и внимательно слушают и записывают стадии диссоциации в тетрадь.

Механизм электролитической диссоциации:

а) Вначале хаотически движущиеся молекулы воды у ионов кристалла ориентируются к ним противоположно заряженными полюсами - происходит ориентация.

б) Затем диполи воды притягиваются, взаимодействуют с ионами поверхностного слоя кристалла - происходит гидратация.

в) Молекулы воды, перемещаясь в раствор, захватывают с собой гидратированные ионы - происходит диссоциация.

NaCl -> Na+ + Cl-

Учитель объясняет, как происходит диссоциация веществ с ковалентной полярной связью: диссоциация веществ с ковалентной полярной связью протекает на одну стадию больше - ориентация -> гидратация -> ионизация (т.е. превращение ковалентной полярной связи в молекуле в ионную связь) -> диссоциация.

HCl -> H+ + Cl-

Учащиеся углубляют знания о механизме электролитической диссоциации; присваивают знания, записывают стадии диссоциации в тетрадь.

Далее учитель задает вопрос: Можно ли экспериментально подтвердить тот факт, что в водных растворах кислот, щелочей, солей находятся ионы? Учащиеся затрудняются ответить. С целью разрешения затруднения учитель демонстрирует опыты по испытанию кристаллических веществ и их растворов на электропроводность. Учащиеся ведут наблюдения и записывают их на доске и в тетрадь.

Запись на доске.

NaCl кристаллический - лампочка не загорается, не проводит электрический ток.

NaCl раствор - лампочка загорается, проводит электрический ток.

Ca(OH)2 кристаллический - лампочка не загорается, не проводит электрический ток.

Ca(OH)2 раствор - лампочка загорается, проводит электрический ток.

H2SO4 раствор - лампочка загорается, проводит электрический ток.

По результатам эксперимента проводится беседа по вопросам:

Почему загорается лампочка?

Учащиеся отвечают, что при пропускании электрического тока через раствор ионы приобретают направленное движение: отрицательно заряженные ионы (анионы) движутся к положительному полюсу, а положительно заряженные ионы (катионы) - к отрицательному полюсу. Цепь замыкается и лампочка загорается.

Почему кристаллические вещества не проводят электрический ток?

Потому что в кристаллах ионы связаны друг с другом.

Затем учитель кратко освещает историю развития вопроса о теории электролитической диссоциации:

Автор теории электролитической диссоциации шведский ученый Сванте Аррениус. Будучи приверженцем физической теории растворов, С.Аррениус не смог ответить на вопрос: почему именно в водном растворе происходит диссоциация солей и щелочей (ведь сухие соли электрического тока не проводят) и откуда берутся ионы в растворах кислот? Ответ на него дали русские химики И.А.Каблуков и В.А.Кистяковский, которые применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д.И.Менделеева.

Учитель вводит понятия "электролиты" и "неэлектролиты", "степень электролитической диссоциации":

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называют электролитами; вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называют неэлектролитами.

Так как в растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы, то растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которую обозначают греческой буквой a (альфа).

Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (Nд), к общему числу растворенных молекул (Nр): a = Nд / Np

Степень диссоциации электролита определяют опытным путем и выражают в долях или в процентах. Если a = 0, то диссоциация отсутствует, если a = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы.

Электролиты имеют различную степень диссоциации, т.е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается

Учащиеся расширяют и углубляют знания по теме урока, присваивают знания, записывают обозначения и формулу в тетрадь.

На основе понятия о степени электролитической диссоциации учитель дает понятие о сильных и слабых электролитах:

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относят:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: H2SO4, HCl, HNO3;

3) все щелочи, например: NaOH, KOH.

Слабые электролиты при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относят:

1) слабые кислоты - H2S, H2CO3, HNO2;

2) водный раствор аммиака NH3 * H2O.

Учащиеся расширяют понятие об электролитах, присваивают знания, записывают примеры в тетрадь.

После объяснения материала по теме следует закрепление знаний. Учитель предлагает учащимся выполнить следующие задания:

1) Объясните, почему раствор гидроксида калия проводит электрический ток, а раствор глюкозы С6Н12О6 - нет.

2) Почему при разбавлении раствора электролита степень его диссоциации увеличивается?

3) Как отличается по своей природе электропроводность металлов и электролитов?

4) Как объяснить электрическую проводимость водных растворов электролитов?

5) Какие из солей, чьи формулы приведены, являются электролитами: AlCl3, BaSO4, Cu(NO3)2, AgCl, Na3PO4, Mg3(PO4)2.

Учащиеся применяют полученные на уроке знания для решения вопросов.

Развивают умения объяснять свои ответы, анализировать условие задач, умения пользоваться дополнительными справочниками (таблицей растворимости).

Литература

1. Габриелян О.С. Химия. 8 класс : учеб. для общеобразоват. учреждений / О.С. Габриелян. - 11-е изд., испр. - М. : Дрофа, 2005. - 267 с. : ил.