Урок химии по теме "Электролитическая диссоциация" (11-й класс )

Разделы: Химия

Класс: 11

Цель урока:

  1. Закрепить и углубить знания учащихся об основных понятиях теории электролитической диссоциации.
  2. Совершенствовать умения учащихся применять эти знания на практике.
  3. Покаказать универсальность теории электролитической диссоциации.

Ход урока

I. Постановка цели урока

II. Инструктаж по технике безопасности

III. Обобщение знаний по теме «Электролитическая диссоциация»

1. Что такое электрический ток?

электрический ток – это движение электронов (электронная проводимость)
электрический ток – это движение ионов (ионная проводимость)

Вещества, растворы или расплавы которых способны проводить электрический ток, называются электролитами.

Электролиты – вещества обладающие электропроводностью ионного типа.

Соответственно, вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрического тока, называются неэлектролитами.

Почему электролиты проводят электрический ток?

2. Откуда возникают ионы?

3. Объясните значение термина электролитическая диссоциация

HNO2 ↔ H+ + NO2
→ диссоциация (ионизация)
← ассоциация (моляризация)

4. Назовите главную причину диссоциации.

Гидратация ионов

В растворе или расплаве электролиты распадаются на ионы - диссоциируют.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.

Электролитическая диссоциация происходит вследствие взаимодействия полярных молекул растворителя с молекулами или кристаллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку и переводят ионы в раствор в форме сольватированныхзаряженных частиц. Растворенное вещество и растворитель оказывают обоюдное влияние: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку, а высвобождающиеся ионы, переходя в раствор, вызывают упорядочивание молекул растворителя. В то же время полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов.

5. Классификация ионов:

ионы
Заряд иона Положительный (катион) Отрицательный (анион)
Простые H+ ; K+; Al3+ Cl-; F-; S2-
Сложные NH4+; SO42-; PO43-

Идеи С. Аррениуса, разработанные в 1887 г. составили основу теории электролитической диссоциации. Согласно ей, при растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные частицы. Под действием постоянного электрического тока неупорядоченное движение ионов в растворе или расплаве прекращается: положительно заряженные ионы (они называются катионами) движутся к катоду, отрицательно заряженные (называются анионами) - к аноду. Соответственно, на катоде минус, а на аноде – плюс. Одновременно с распадом электролита на ионы происходит объединение ионов в молекулы. Поэтому электролитическая диссоциация является обратимым процессом и при написании уравнений диссоциации указывается, что реакция идет в обе стороны.

6. ∑ сумма зарядов ионов в молекуле электролита = 0

Упражнение: Напишите формулы электролитов, в водном растворе которых имеются ионы:
а) Na+ и S2-
б) Co3+ и NO2
в) K+ и OH-
г) Ca2+ и HCO3-
д) CuOH+ и Cl-

Назовите эти электролиты.

7. Сила электролита - способность образовывать ионы.

8. Степень диссоциации выражается отношением числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.

Важной характеристикой электролитов служит степень диссоциации α:

Сила электролита Степень диссоциации - α Электролит
Сильные ~ 100% Растворимые в воде соли, основания (Li – Fr; Ca – Ra)
Сильные минеральные кислоты *
Средней силы 3….7 % HNO2; HF; H2CO3; H2CO3; H3PO4
Слабые < 3% Гидроксиды d-элементов в низкой степени окисления; амфотерные соединения, органические кислоты, NH4OH, H2O

Иcключения: Mg(OH)2 нерастворимое основание является сильным электролитом;

HgCl2; Fe(SCN)3 растворимые соли не являются электролитами.

*9. Силу кислородсодержащих кислот можно определить по следующему правилу

HmROn
R – кислотообразующий элемент
m – число атомов водорода
n – число атомов кислорода
если m - n = 0 очень слабая
m - n = 1 слабая
m - n = 2 сильная
m - n = 3 очень сильная

упражнение: рассчитайте силу кислоты

1 вариант 2 вариант
HNO2 2-1 =1 слабая
HNO3 3-1=2 сильная
H2SO4 4-2=2 сильная		 H2SO3 3-2=1 слабая
HClO4 4-1=3 очень сильная
HClO3 3-1=2 сильная

Сила бескислородных кислот:

Сильные: HI, HBr, HCl
Слабые: остальные бескислородные кислоты

Количественные характеристики силы электролита

α (степень электролитической диссоциации) определяется опытным путем КД (константа диссоциации) более точная характеристика способности электролита к диссоциации
зависит от
а) от природы электролита и растворителя
б) концентрации
в) от температуры раствора
г) от репрессии ионизации		 а) от температуры раствора

Значение константы диссоциации определяется по справочнику.

Чем больше Кд (константа диссоциации), тем больше ионов в растворе, тем сильнее электролит

Демонстрация опытов: (прибор для работы с электрическим током)

  1. электропроводность веществ с различным видом химической связи
    а) NaCl (кр), H2O, раствор NaCl;
    б) HCl, CH3COOH
    в) C12H22O11
  2. Разбавление раствора электролита
  3. Нагревание раствора электролита
    CH3COOH↔CH33COO- + H+
    CH3COONa ↔ CH3COO- + Na+
    Лабораторный опыт:
    Zn + 2CH3COOH → (CH3COO)2 Zn + H2↑ наблюдаем выделение водорода.

При добавлении в пробирку твердого ацетата натрия процесс выделения водорода замедляется и прекращается. Под влиянием ацетат-ионов α (степень электролитической диссоциации) подавляется – репрессия ионизации

Запомнить!

  1. Чем меньше концентрация электролита в водном растворе, тем больше степень диссоциации.
  2. Чем выше температура раствора электролита, тем выше степень диссоциации
  3. Репрессия ионизации под влиянием одноименных ионов α (степеньэлектролитической диссоциации) подавляется

Домашнее задание:

§15

10. Значение электролитов.