Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №4/2010
В ПОМОЩЬ МОЛОДОМУ УЧИТЕЛЮ

 

Теория электролитической диссоциации

Цели. Образовательные: расширить знания учащихся о поведении электролитов в растворах, научить составлять уравнения электролитической диссоциации солей, щелочей, кислот; выделить основные положения теории электролитической диссоциации и обобщить их; помочь учащимся понять значение этой теории; проверить понимание учащимися сущности реакций ионного обмена и умение составлять полные и сокращенные ионные уравнения реакций.

Развивающие: продолжить развитие умений использования теоретических знаний на практике посредством решения экспериментальных задач; продолжить развитие интеллекта и формирование логического мышления учащихся.

Средства обучения. Компьютеры, мультимедийный проектор; реактивы для опытов: нитрат свинца, йодид калия, сульфат меди, гидроксид натрия, вода, хлорид натрия, серная кислота.

Меж- и внутрипредметные связи: электрическая проводимость веществ (физика), электронное строение атомов, типы химической связи.

ХОД УРОКА

Мобилизующее начало урока

1. Проверка отсутствующих и готовности класса к уроку.

2. Постановка познавательных задач и объявление темы урока – демонстрация слайда № 1 (в статье приведены не все слайды).

3. Демонстрация опытов.

О п ы т  1. Смешиваем порошки двух солей – нитрата свинца и йодида калия – видимых изменений нет. Сливаем растворы этих солей (растворы готовим в присутствии учащихся) – протекает реакция с образованием осадка йодида свинца желтого цвета.

О п ы т  2. Смешиваем порошки соли сульфата или хлорида меди и гидроксида натрия – нет изменений, сливаем растворы этих веществ – образуется осадок гидроксида меди(II) синего цвета.

Учитель задает вопросы учащимся:

1) Что вы наблюдаете?

2) К какому типу химических реакций относятся данные процессы?

3) В чем отличия первой и второй частей каждого опыта?

Учащиеся отвечают.

Основная часть урока

Учитель. Попробуем объяснить это явление. Главное отличие первой и второй частей каждого опыта состоит в том, что во второй раз мы смешиваем растворы. Данные реакции идут в растворах. Обратите внимание на то, что рассмотренные нами вещества имеют ионную связь.

Вода, как вы помните, состоит из молекул, которые представляют из себя диполи, поскольку ковалентная связь между атомами О и Н – полярная (демонстрация слайда № 2).

Слайд 2

Рассмотрим теперь электронное строение KCl (слайд № 3).

Слайд 3

Учитель вспоминает вместе с учащимися электронное строение ионных соединений. Объясняет сущность реакции обмена, причину, почему она заметна только в растворе, демонстрирует слайды № 4, 5, 6 – механизм диссоциации веществ с ионной связью и слайды № 7, 8, 9 – механизм диссоциации веществ с ковалентной полярной связью.

Слайд 4

Учитель показывает опыт по электрической проводимости NaCl, H2SO4, NaOH с помощью прибора для определения электрической проводимости веществ. Вещества (NaCl и NaOH) берутся в растворенном и кристаллическом виде. Рассказывает о причинах проведения электрического тока растворами электролитов (ионная проводимость). Вспоминает вместе с учащимися понятия “электролиты” и “неэлектролиты”, а также “ионы”, “катионы”, “анионы”, демонстрирует слайд № 10.

Учитель. Создатель теории электролитической диссоциации (1887) – шведский ученый Сванте Аррениус. Ученый предсказал и доказал наличие, помимо молекулярной, ионной формы существования вещества. Главный недостаток теории Аррениуса заключался в том, что он не учел всей сложности явлений, протекающих в растворе, рассматривал ионы как свободные, независимые от молекул растворителя частицы. Преодолеть эти недостатки теории Аррениуса помогли работы по растворам Д.И.Менделеева и И.А.Каблукова. Менделеев противопоставил теории Аррениуса свою химическую, или гидратную, теорию. В ее основе лежало представление о взаимодействии растворенного вещества с молекулами растворителя. Возникло противоречие в понимании механизма диссоциации, который по-разному трактовали теории Аррениуса и Менделеева. В преодолении кажущегося противоречия обеих теорий большая заслуга принадлежит русскому ученому И.А.Каблукову, который занимался изучением электропроводности растворов. Он ввел в науку представление о гидратации ионов. Дальнейшее развитие этой плодотворной идеи привело затем к объединению теорий Аррениуса и Менделеева, к созданию современной теории электролитической диссоциации.

Теперь вспомним основные положения теории электролитической диссоциации.

1. Электролиты в растворе и расплаве диссоциируют на противоположно заряженные ионы. Каждый электролит образуют два вида ионов: катионы (+) и анионы (–). К катионам относятся ионы Н+, Мn+ и др. К анионам относятся ионы ОН и Аn и др.

2. В растворе и расплаве электролита сумма зарядов всех положительных ионов равна сумме зарядов всех отрицательных. Поэтому раствор и расплав в целом электронейтральны.

3. Ионы в растворе и расплаве находятся в состоянии непрерывного, беспорядочного движения.

4. Ионы отличаются от атомов и молекул наличием электрического заряда и, как следствие, свойствами.

5. При пропускании электрического тока через раствор или расплав движение ионов принимает направленный характер. Катионы движутся к катоду (–), анионы – к аноду (+).

6. Диссоциация – процесс обратимый. Процесс, обратный диссоциации, т.е. образование молекул, называется ассоциация.

Практическая часть урока.

Подведение итогов урока

Химия – наука экспериментальная. В процессе выполнения экспериментальных задач учащимися закрепляются не только умения работать с реактивами, но и умения составлять уравнения реакций электролитической диссоциации кислот, щелочей, солей; умения записывать полные и сокращенные ионные уравнения реакций обмена.

Учащимся предлагается задание: распознать вещества, образующие осадок, и составить полные и сокращенные ионные уравнения реакций.

На экране проектора демонстрируется таблица (слайд № 11):

Таблица

MgSO4 CuSO4 BaCl2 NaОН
MgSO4
CuSO4
BaCl2
NaОН

Учащиеся отвечают, в каких случаях образуется осадок (текст на экране проектора подтверждает их слова (слайд № 12)).

Несколько учеников, пользуясь таблицей растворимости, записывают полные и сокращенные ионные уравнения реакций на доске. Остальные учащиеся самостоятельно записывают уравнения на листочках.

Учитель подводит итоги урока.

Домашнее задание – на усмотрение учителя.

С.А.ГЕРУС,
профессор кафедры химии
Калужского государственного
педагогического университета,
Б.В.АНДРИЕВСКАЯ,
Е.Ю.ГОРОВАЯ,
Д.В.ГУРЧ, Е.А.ЮРГИНА,
(г. Калуга)