| 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.