Конспект по химии на тему " Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации".

Класс 9 А                                                                                                    Дата 04.10.21г.

Тема урока: Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.

Цель урока: сформировать знания о степени диссоциации и силе электролитов.

Задачи урока:

Образовательные

1.      Углубить понятия об электролитах и ЭД.

2.      Показать влияние разбавления, температуры на степень диссоциации.

3.      Определить понятие «степень ЭД», сильные и слабые электролиты.

Развивающие

1.      Развивать умение написания реакции диссоциации.

2.      Формировать понятие диссоциированных и недиссоциированных молекул.

3.      Умение определять силу электролита в зависимости от степени диссоциации.

4.      Развивать умение учащихся на основе теоретических знаний сравнивать, анализировать, обобщать, логически рассуждать, делать выводы, развивать устную речь.

Воспитательные:

1.      Воспитывать интерес к знаниям, взаимопомощь, чувство товарищества, коммуникабельность, критичность по отношению к себе и другим, развивать самооценку.

Планируемые образовательные результаты.

Предметные.

Дать определение сильных и слабых электролитов. Ввести понятие «степень диссоциации». Научить составлять полные ионные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Рассказать об условиях протекания реакций ионного обмена до конца (правило Бертолле)

Метапредметные (УУД).

Развивать умение генерировать идеи, выявлять причинно-следственные связи, искать аналогии и работать в команде, пользоваться альтернативными источниками информации.

Личностные.

Формирование умений управлять своей учебной деятельностью, подготовка к осознанию выбора дальнейшей образовательной траектории.

Способность к самооценке на основе наблюдения за собственной̆ речью.

Оборудование: презентация.

Ход работы:

       I.            Организационный момент.

    II.            Мотивация.

 III.            Актуализация знаний

1.Фронтальный опрос.

 - Сформулируйте определение кислот с точки зрения теории ЭД.

-  В чем сущность взаимодействия кислоты с водой?

- Сформулируйте определение оснований с точки зрения ТЭД.

- В чем сущность взаимодействия оснований с водой?

- Сформулируйте определение солей с точки зрения ТЭД.

2. Проверка домашнего задания.

Упр. 2 (с.29).

(Вызываю учеников к доске для обработки и закрепления уравнений ступенчатой диссоциации)

Упр.3 (с.29).

Задание в тетради:

 

;

Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

Fe(OH)2 = Fe(OH)+ + OH-
Fe(OH)+ = Fe2+ + OH-

      Учащиеся часто испытывают трудности при определении зарядов сложных ионов, образующихся при ступенчатой диссоциации. Следует научить их простому правилу.

      Зарядность сложного иона изменяется с каждой ступенью на единицу. Проверим это правило для Н₃РО₄. Заряды ионов кислотных остатков изменяются следующим образом: -1; -2; -3. На первой ступени диссоциации зарядность сложного иона – 1, на второй – 2, на третей – 3. То же относится и к основаниям.

V.Изучение нового материала.

До сих пор мы рассматривали электролиты, которые в водных растворах диссоциируют полностью. Возникает вопрос: все ли электролиты в одинаковой степени распадаются на ионы? Ответ на этот вопрос поможет дать эксперимент.

Если опустить в концентрированный раствор хлорида натрия электроды прибора для определения электрической проводимости, то лампочка в нем засветится ярко, а в концентрированном растворе уксусной кислоты – неярко. При добавлении воды к раствору уксусной кислоты лампочка начинает светиться все ярче. Разбавление же раствора хлорида натрия почти не влияет на яркость свечения лампочки. Так как электрическая проводимость зависит от числа ионов в растворе, то, следовательно, хлорид натрия даже в концентрированных растворах диссоциирует на ионы полностью, молекулы же уксусной кислоты в концентрированных растворах почти не диссоциируют. При разбавлении раствора уксусной кислоты число диссоциированных молекул увеличивается.

Выводы:

1). Некоторые электролиты независимо от концентрации в водных растворах диссоциируют на ионы полностью. Это вещества с ионной кристаллической решеткой.

2). Существуют электролиты, которые диссоциируют частично. Разбавление таких растворов приводит к смещению равновесия вправо, а увеличение концентрации – влево.

Степень электролитической диссоциации.

Отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, находящихся в растворе, называют степенью диссоциации.

Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) -  это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.

1.     Зависимость степени диссоциации от добавления одноименных ионов:  при добавлении одноименных ионов в раствор, степень диссоциации уменьшается.

2.     Зависимость степени диссоциации от концентрации  электролита:  с уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.

3.     Зависимость степени диссоциации от температуры:  степень диссоциации возрастает при повышении температуры.

Сильные и слабые электролиты

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка)

2. Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО₃, НClO₄, Н₂SO_4(разб.));

3. Сильные основания – щёлочи.

H₃PO₄

H₂SO₃

1. Почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH и др.);

2. Некоторые неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S и др.);

3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca₃(PO₄)₂; Cu(OH)₂; Al(OH)₃; NH₄OH);

4. Вода.

Силу кислородсодержащих кислот можно определить по следующему правилу:

HnROm, где R – кислотообразующий элемент, n – число атомов водорода, m – число атомов кислорода. Если m-n = 0, кислота очень слабая, m-n = 1 – слабая, m-n = 2 – сильная, m-n = 3 – кислота очень сильная.

Задание: рассчитайте силу кислоты: HNO₂, HClO₃, H₂SO₃, HClO₄.

VI. Закрепление:

1.Чему равна степень диссоциации электролита, если при растворении его в воде из каждых 100 молекул на ионы распалось: а) 5 молекул, б) 80 молекул?

2.В перечне веществ подчеркните слабые электролиты.

H₂SO₄; H₂S; CaCl₂; Ca(OH)₂; Fe(OH)₂; Al₂(SO₄)_3; Mg₃(PO4)₂; H₂SO₃; КОН, KNO₃; HCl; BaSO₄; Zn(OH)₂; CuS; Na₂CO₃.

3. При полной диссоциации 1 моль нитрата меди (II) в растворе образуется:

А) 3 моль катионов меди и 1 моль нитрат-ионов;

Б) 2 моль катионов меди и 3 моль нитрат-ионов;

В) 1 моль катионов меди и 2 моль нитрат-ионов;

Г) 1 моль катионов меди и 3 моль нитрат-ионов.

VII. Домашнее задание

1. § 8, выполнить упр.1-4 (с. 32).

2.  Выучить формулы сильных и слабых электролитов.

VIII. Рефлексия.

– Что мы узнали сегодня на уроке?

- Что узнали нового?

–  Что осталось непонятным?