| Тема урока: «Электролиты и неэлектролиты. Основные положения теории электролитической диссоциации С. Аррениуса. Механизм электролитической диссоциации»
Класс: 9
Цель: сформировать понятия об электролитах и неэлектролитах, ЭД, раскрыть механизм диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью, ввести понятие «степень электролитической диссоциации» и показать ее зависимости от различных факторов
Задачи:
1. Образовательная: сформулировать основные положения ТЭД; формировать умения у обучающихся составлять уравнения диссоциации;
2. Развивающая: развивать умения сравнивать, анализировать и делать выводы, навыки само– и взаимоконтроля, интеллектуальные способности;
3. Воспитательная: воспитывать компетентную личность с практической направленностью.
Ход урока
I. Организационный момент
II. Сообщение темы, постановка цели.
III. Изучение нового материала
Одни вещества проводят ток, а другие нет.
Вещества, растворы которых проводят электрический ток назвали электролитами, а вещества, которые не проводят ток –неэлектролитами.
• К веществам, которые проводят электрический ток, относятся растворы кислот, щелочей, солей.
•
С ионной, ковалентной сильно полярной химической связью растворы веществ проводят электрический ток
•
Все кристаллические вещества, оксиды, газы не проводят электрический ток
• С ковалентной неполярной и слабо полярной химической связью вещества не проводят электрический ток
Электролитическая диссоциация - распад электролита на ионы при растворении или расплавлении.
Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса содержит следующие положения:
1) при растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации);
2) под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+);
3) электролитическая диссоциация – процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией);
4) степень электролитической диссоциации α (Приложение Г) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул, введенных в раствор (N):
. (2.37)
Степень диссоциации слабого электролита можно связать с изотоническим коэффициентом. Будем считать, что из ^ N молекул электролита продиссоциировало n молекул, образовав νn ионов (ν – число ионов, на которое диссоциирует молекула). Поскольку изотонический коэффициент показывает, во сколько раз общее число молекул и ионов в растворе больше числа молекул до диссоциации, получаем:
, (2.39)
. (2.7.3)
Соотношение (2.39) дает возможность, экспериментально определив изотонический коэффициент раствора, рассчитать степень диссоциации слабого электролита.
Однако теория С. Аррениуса не учитывала всей сложности явлений в растворах. В частности, она рассматривала ионы как свободные, независимые от молекул растворителя частицы. Теории С. Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория растворов Д.И. Менделеева, в основе которой лежало представление о взаимодействии растворенного вещества с растворителем. Кажущееся противоречие обеих теорий было устранено предположением о гидратации ионов (И.А. Каблуков).
Механизм электролитической диссоциации ионных веществ можно представить следующим образом.
При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.
Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.
Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.
Механизм электролитической диссоциации полярных веществ можно представить следующим образом.
Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи. Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl) определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.
IV. Закрепление: NaOH, HCl, HBr, KCl, LiOH
V. Д/з конспект
|