Конспект урока к учебнику Г.Е. Рудзитис и Ф.Г. Фельдман "Сильные и слабые электролиты" (9 класс)

Урок по теме: «Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.»

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

Задачи: 

Обучающие: углубить понятия об электролитах и ЭД; показать влияние разбавления, температуры на степень диссоциации; определить понятие «степень электролитической диссоциации», сильные и слабые электролиты

Развивающие: развивать умение написания реакций диссоциации;  формировать понятие диссоциированных и недиссоциированных молекул; научиться определять силу электролита в зависимости от степени диссоциации; развивать умение учащихся на основе теоретических знаний сравнивать, анализировать, обобщать, логически рассуждать, делать выводы, развивать устную речь.

           Воспитательные: воспитывать интерес  к знаниям, взаимопомощь, чувство товарищества, коммуникабельность, критичность по отношению к себе и другим, развивать самооценку.

Тип урока: комбинированный

Ход урока:

I. Организация начала урока.

II. Проверка усвоения предыдущего материала.

Фронтальный опрос:

Закончить предложение:

1). Электролитическая диссоциация – это….

2). Электролиты – это….

3). Неэлектролиты – это…

4). Дайте определение кислотам с точки зрения ТЭД. Приведите примеры.

5). Дайте определение щелочам с точки зрения ТЭД. Приведите примеры.

6). Дайте определение солям с точки зрения ТЭД. Приведите примеры.

7). Что показывают уравнения:  а) NaCl – Na⁺+Cl^- и б) Na⁺+Cl^- - NaCl ? Как осуществить эти процессы в домашних условиях?

Карточки:

1).Составить уравнения диссоциации  веществ: NaNO₃, HCl, KOH

2). При диссоциации каких веществ в воде образуются ионы: Na⁺, Cl^-, H⁺, Br^-, Li⁺,OH^-

3). Составьте уравнения диссоциации веществ: серной кислоты, карбоната натрия, гидроксида кальция

III. Изучение новой темы.

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)

Классификация электролитов	Сильные электролиты	Средние электролиты	Слабые электролиты
Значение степени диссоциации (α)	α>30%	3%≤α≤30%	α<3%
Примеры	1. Растворимые соли; 2. Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НClO4, Н2SO4(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.

IV. 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.

V. Итоги урока. Выставление оценок.  Домашнее задание: п. 8, упр. 1, 4 стр. 33.