Тема урока: Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация.
Тема урока:
Цели урока:
1. Сформировать понятия об электролитах и
неэлектролитах.
2. Рассмотреть механизм диссоциации веществ
с ионной и ковалентной полярной связью.
3. Воспитывать любознательность к предмету.
Ход урока.
Т.Б. – Дорогие ребята, у вас на партах стоят в штативах
пробирки с реактивами, повторим т. б. Опыты проводить
только с теми веществами, на которые укажет учитель.
На вкус вещества не пробовать, для выяснения запаха не
подносить близко к лицу.
Не соединять вещества между собой.
Ребята, мы с вами на уроке познакомились с различными
растворителями, растворимыми веществами, а также с растворами.
А как вы думаете, все ли растворы способны проводить
электрический ток? Есть такие растворы веществ, которые
способны проводить электрический ток, а другие – нет.
Для выяснения этих особенностей, я продемонстрирую
классический опыт, используя специальный прибор для испытания
электропроводности. Для начала мы испытаем этот прибор на
дистиллированной воде (без растворенных солей). Электрическая
лампочка не загорается. Значит, чистая дистиллированная вода
электрического тока не проводит. Давайте повторим опыт на
органических веществах: растворе сахара в воде, спирте. Что же мы
видим? Электрическая лампочка вновь не горит. Так вот,
существуют такие растворы, которые не проводят электрический
ток. Ребята, связь в этих соединениях ковалентная слабополярная.
Теперь, используем этот прибор с кристаллами хлорида натрия
(поваренная соль). Кристаллы данного вещества также
неэлектропроводны. Попробуем растворить кристаллы соли в воде
и тщательно перемешать этот раствор. Экспериментальным путем
устанавливаем, что полученный раствор проводит электрический
ток, лампочка ярко загорелась. Из выше увиденного, можно
сформулировать следующее:
- Вещества, растворы которых не проводят электрический ток,
называются неэлектролитами.
- Вещества, растворы которых проводят электрический ток,
называются электролитами.
Неэлектролиты
Растворы сахара, спирта,
глюкозы (органические
вещества).
Нерастворимые соли, кислоты,
основания, оксиды.
Вода.
Простые вещества.
Неэлектролиты
Вода- H2O
Соли – CaCO3, BaSO4
Кислоты – H2S, HNO2
C2H5OH- спирт
Электролиты
1. Растворимые соли.
2. Кислоты.
3. Щелочи.
Электролиты
1. BaNO3, FeSO4
2. HCl, HNO3, H2SO4
3. NaOH, KOH
Вы можете сказать, что многие металлы относятся к простым
веществам и способны проводить электрический ток. Так вот, ток
могут проводить те вещества, у которых есть свободно движущиеся
заряженные частицы, и металлы обладают свободными
электронами, потому, что для них характерна металлическая связь.
Какие же частицы имеются в электролитах для проведения
электрического тока? Вспомните, какая химическая связь в
веществе хлорида натрия. Правильно, ионная. В кристаллах ионы
не свободны, они находятся строго в узлах кристаллической
решетки, поэтому мы видели, что кристаллы этого вещества не
проводят ток. При растворении в воде солей (щелочей) происходит
разрушение кристаллической решетки, и ионы становятся
свободными, т.е. способны к перемещению. Поэтому водные
растворы ионных соединений проводят ток.
А как же быть с растворами кислот, в которых связь ковалентная
полярная? В этом случае, при растворении в воде ковалентная
полярная связь переходит в ионную, и образовавшиеся ионы
обуславливают электропроводность растворов.
Распад вещества на ионы при растворении в воде
называется электролитической диссоциацией.
Аррениус Сванте (1859–1927)
Шведский физикохимик, член Королевской шведской АН (с 1901).
Родился в имении Вейк. Окончил Упсальский университет (1878). В
1881–1883 гг. совершенствовал образование в Физическом институте
Королевской шведской АН в Стокгольме. В 1884–1885 гг. работал в
Упсальском университете. В 1886 г. работал в Рижском
политехническом институте в лаборатории В. Ф. Оствальда, в 1886–
1887 гг. – в университетах Вюрцбурга и Граца, в 1888 г. – в
Амстердамском университете в лаборатории Вант-Гоффа, в 1889 г. –
снова в университете Граца. С 1891 г. в Стокгольмском университете
(с 1895 профессор, с 1897 ректор). В 1905–1927 гг. директор
Нобелевского института в Стокгольме.
Впервые этот процесс рассмотрел шведский ученый Сванте
Аррениус в 1877 году. Позднее это явление было изучено
подробнее с точки физико-химической теории растворов русскими
химиками Каблуковым и Кистяковским. Сущность этой теории
состоит в рассмотрении растворов, как систем ассоциации частиц,
т.е. взаимодействие растворенного вещества с молекулами
растворителя.
В данном случае, в качестве растворителя мы взяли воду, молекулы
которой представляют диполь, т.е. два полюса
+
Очевидно, процесс электролитической диссоциации для веществ с
ионной связью (солей и щелочей) состоит из следующих этапов:
1. Ориентация молекул диполей – воды около
ионов электролита.
2. Гидратация (взаимодействие) молекул воды с
ионами поверхностного слоя кристалла.
3. Диссоциация (распад) кристалла электролита на
гидратированные ионы.
Процесс диссоциации можно записать при помощи химических
формул и знаков в виде химического уравнения:
NaCl
Na+ + Cl –
В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и
молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются
степенью диссоциации (работа с текстом учебника с. 146 – 147.).
Степень диссоциации – это отношение числа частиц,
распавшихся на ионы (NД), к общему числу растворенных
частиц (NP).
Степень диссоциации зависит от природы электролита, а также от
его концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации
увеличивается.
По степени электролитической диссоциации электролиты
разделяют на сильные и слабые.
Сильные электролиты – такие электролиты, которые при
растворении в воде практически полностью диссоциируют на
ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации
стремиться к единице.
1. Все растворимые соли, например: BaNO3, FeSO4.
2. Сильные кислоты, например: HCl, HNO3, H2SO4.
3. Все щелочи, например: NaOH, KOH.
Опытным путем убедимся, что растворы веществ диссоциируют на
ионы: у вас на столах имеется в пробирке соляная кислота HCl и
универсальный индикатор, приравненный к лакмусу
HCl H+ + Cl –
Окраска индикатора – красная.
самостоятельная работа с азотной кислотой
HNO3
H ++ NO-3
А теперь убедимся на примере растворов щелочей:
NaOH
Na+ +OH-
Окраска индикатора – синяя.
Самостаятельная работа с гидроксидом калия
KOH
К+ +OHСлабые электролиты - это такие электролиты, которые при
растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких
электролитов значение степени диссоциации стремиться к нулю.
1. Вода- H2O.
2. слабые кислоты – H2S, HNO2.
Итог: Сегодня на уроке мы познакомились с
электролитической диссоциацией. Ответьте на следующие
вопросы:
1. Вещество, водный раствор которого проводит электрический
ток.
2. Основоположник теории электролитической диссоциации.
3. Вещество, продукт диссоциации которого Na+ и Cl –.
4. Вещество, водный раствор которого не проводит
электрический ток.
5. Универсальный растворитель.
6. Что называется электролитической диссоциацией?
7. Какие электролиты называются сильными?
8. Какие электролиты называются слабыми?
Д/з. & 35, упр. 1 - 6.