Ход урока. I. Организационно – психологический этап

Вариант 1

Задача 1.

При выпаривании 10%-го раствора сульфата натрия массой 500 г получили раствор массой 200 г. Какова массовая доля соли (%) в полученном растворе?

Задача 2.

Вычислить молярную концентрацию раствора серной кислоты, если массовая доля H₂SO₄ в этом растворе 12%. Плотность раствора 1,08 г/см³ при 20⁰С?

Вариант 2

Задача 1.

К 10%-му раствору сахара массой 250 г прилили воду объемом 150 см³. Какова массовая доля сахара в новом растворе?

Задача 2.

Молярная концентрация раствора едкого кали (КОН) равна 3,8 моль/дм³. Вычислить массовую долю(%) КОН в этом растворе.

Деятельность учащихся: учащиеся выполняют задания проверочной работы.

III. Операционно – познавательный этап

Ожидаемые результаты: приобретение учащимися знаний и умений в рамках изучаемой темы.

Деятельность учителя: организует работу с учебником, демонстрирует опыт; излагает новый материал; вовлекает учащихся в активное обсуждение ранее изученного материала.

1. Работа учащихся с учебником (стр. 154), заполнение таблицы в процессе беседы с учащимися.

Вывод: электролитическая диссоциация – это распад электролита на ионы при растворении в воде или расплавлении.

2. С использованием настенной таблицы «Механизм диссоциации веществ с иным типом связи» учитель объясняет сущность процесса на примере диссоциации соли NaCl: NaCl = Na⁺ + Cl^-

Следующая задача – выяснить, как происходит диссоциация полярных ковалентных соединений. На схеме диссоциации хлороводорода (настенная таблица) рассматриваем сущность процесса: гидратация молекул в момент соприкосновения газа с водой, образование гидратированных ионов H₃O⁺ и Cl^– • (H₂O)₄

Знакомим со строением иона гидроксония (стр. 155 учебника) поясняем донорно-акцепторный механизм образования связи в ионе гидроксония. Учащиеся составляют уравнения диссоциации хлороводорода:

HCl + H₂O = H₃O⁺ + Cl^–

Отмечаем, что хлорид-ион в растворе также гидротирован.

Учащиеся рассматривают рис. 60 стр. 155 учебника и составляют уравнение диссоциации азотной кислоты: HNO₃ + H₂O = H₃O⁺ + NO₃^-

Вспоминаем понятия катион, анион.

3. Учитель показывает записанные за доской уравнения диссоциации:

а) NaOH = Na⁺ + OH^-

Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2OH^-

б) KCl = K⁺ + Cl^-

Na₂SO₄ = 2Na⁺ + SO₄^-

в) HCl = H⁺ + Cl^-

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- = H⁺ + SO₄^2-

___________________________________________________

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

Обращаем внимание учащихся на то, что в зависимости от природы веществ, т.е. от прочности связи между ионами, зависящий от их зарядов и радиусов, равновесие при диссоциации устанавливается по-разному. Например, что можно сказать о сравнительном числе ионов гидроксония в растворах соляной и уксусной кислот одинаковой концентрации на основании опытов?

Демонстрируем опыты: а) испытание 0,5%-х растворов соляной и уксусной кислот индикатором метиловым оранжевым; б) проверка электрической проводимости данных растворов.

Учащиеся приходят к выводу: в растворе соляной кислоты ионов больше, чем нераспавшихся молекул, а в растворе уксусной кислоты – наоборот. Учитель дает понятие о степени диссоциации, разъясняет смысл формул: = , где N = n ∙ N_A, отсюда = = на конкретном примере.

Допустим (HCl) = 0,78 или 78%. Тогда при растворении каждых 100 молекул хлороводорода соотношение частиц при химическом равновесии будет таким:

HCl ⇄ H⁺ + Cl ^-

78 78 78

молекул ионов ионов

продиссоцировало

22

молекулы

осталось

Всего в данном растворе будет 178 частиц (ионов и молекул).

Вывод: если близка к 1, то электролит сильный, если близка к 0, то электролит слабый. Учащиеся называют примеры сильных и слабых электролитов.

Деятельность учащихся: усваивают новый материал, составляют уравнения диссоциации и анализируют их.

IV. Контрольно – коррекционный этап

Ожидаемые результаты: учащиеся выполняют задания, способствующие обобщению изученного материала.

Форма работы: индивидуальная, фронтальная

Оборудование: кодоскоп, экран (компьютер, мультимедийный проектор).

Деятельность учителя: на экране демонстрируются задания, которые обсуждают и выполняют учащиеся.

Проецируем на экран основные положения теории электролитической диссоциации, а учащиеся получают листы-конспекты с текстом на слайде. Учитель комментирует, а учащиеся делают записи в тетрадь.

Основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД) сформировал в 1887 году шведский ученый Сванте Аррениус.

1. Молекулы электролитов при растворении в воде или расплавлении распадаются на ионы.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в водном растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией или ионизацией.

Ионы – это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд. Ионы могут быть простые (Na⁺, Mg²⁺, S^2-, Cl^-); сложные (SO₄^2-, NH₄⁺, SO₃^2-).

2. В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы к положительно заряженному электроду (аноду).

Поэтому положительные ионы называют катионами, а отрицательные ионы – анионами.

К катионам относятся: ион водорода H⁺; ион аммония NH₄⁺; ионы металлов Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Al³⁺.

К анионам относятся: гидроксид-ион ОН^- ; анионы кислотных остатков: Cl ^- ; S^2-; NO₃^-; SO₄^2-; PO₄^3-.

4. Диссоциация многих электролитов – процесс обратимый. Это означает, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация или диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация или моляризация).

Например: ионизация (диссоциация)

HNO₂ H⁺ + NO₂^-

ассоциация (моляризация)

Деятельность учащихся: записывают в тетради предложенные знания, участвуют в обсуждении.