Конспект урока «Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов».
план-конспект урока по химии (8 класс) на тему

Конспект урока.

Тема урока: Обобщение и систематизация знаний по теме:

«Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов».

Цели урока:

Обучающие: обобщить и систематизировать знания по теме «Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов», сформировать наглядное представление о процессах, происходящих в растворах, проверить степень усвоения материала

Развивающие: совершенствовать учебные умения школьников при составлении химических уравнений, при выполнении лабораторных опытов; развивать память, устойчивое внимание, применять свои знания на практике.

Воспитательные: воспитывать чувство сопричастности к общему делу, умение работать коллективно

Оборудование и реактивы: презентация к уроку «Теория электролитической диссоциации», штатив, пробирки, растворы веществ электролитов

Ход урока:

        Учитель: Ребята, мы с вами закончили изучать тему «Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов», и цель нашего сегодняшнего урока повторить, обобщить и систематизировать знания по изученной теме.

        Термин "электролит" (от греческого "разлагаемый электричеством") впервые предложил английский химик и физик М.Фарадей (1791-1867). В 30-х гг. прошлого века М.Фарадей высказал идею, что электролиты под действием электрического поля диссоциируют на "ионы" (в буквальном смысле перевод этого слова означает "скитальцы", "странники").

        Мы с вами знает, что растворы одних веществ проводят электрический ток, других – нет. Почему же растворы электролитов проводят электрический ток?

        Показ презентации слайд 1-2

        Для объяснения этих особых свойств растворов электролитов в 1887 г. шведский химик Сванте Аррениус (1859-1927) предложил Теорию электролитической диссоциации.

        Слайд 3

        Чтобы проверить способность растворов проводить электрический ток  можно провести следующий опыт: в стакан наливают раствор исследуемого вещества. В стакан погружают угольные электроды, к клеммам которых присоединены провода. Один из них соединен с лампочкой. Выходной контакт от лампочки и провод от другой клеммы идут к источнику тока. Если раствор, налитый в стакан, проводит электрический ток, то лампочка загорается, и чем лучше эта способность, тем ярче горит лампочка.

        Вещества, растворы которых проводят электрический ток называются электролитами.

        Вещества, растворы которых не проводят электрический ток называются неэлектролитами.

        Слайд 4

        К электролитам относятся растворимые кислоты, соли, основания (щелочи).

        Неэлектролиты – нерастворимые соли, основания, кислоты, простые вещества, газы, оксиды, органические вещества.

        Слайд 5

        Задание: Из предложенных веществ выберите вещества электролиты и неэлектролиты.

        Ученики выполняют задание в тетради, один учащийся – у доски. Затем осуществляют проверку и самопроверку.

        Слайд 6

        Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией С. Аррениус придерживался физической теории растворов, он не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д.И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы.

        Молекулы воды представляют собой диполи, так как атом водорода расположен под углом 104,50, благодаря чему молекула имеет угловую форму.

        Слайд 7-8

        Механизм электролитической диссоциации веществ с ионной связью

        а) ориентация молекул – диполей воды около ионов кристалла

        б) гидратация молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла

        в) диссоциация кристалла электролита на гидратированные  ионы

        Слайд 9-11

        Механизм электролитической диссоциации веществ с ковалентной полярной связью

        а) ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита

        б) гидратация молекул воды с молекулами электролита

        в) превращение ковалентной полярной связи в ионную

        г) диссоциация молекул  электролита на гидратированные  ионы

        Слайд 12

        Степень электролитической диссоциации

        При растворении в воде молекулы кислот, оснований и солей

диссоциируют на ионы:

      HCl→  H+ + Cl-,

      KOH→  K+ + OH-,

   Na2SO4 → 2Na+ + SO42-.

        Диссоциация молекул на ионы у слабых электролитов является неполной. Поэтому следует ввести понятие "степень диссоциации" и определять его, как долю молекул, распавшихся на ионы к общему числу растворенных частиц.

        Слайд 13

        Сильные и слабые электролиты

        Сила электролита определяется степенью его диссоциации на ионы: если в 0.1 М растворе a > 30 %, то электролит называют сильным;

если в 0.1 М растворе a < 3 %, то электролит называют слабым;

если в 0.1 М растворе 3 % < a < 30 %, то это электролит средней силы.

        К сильным электролитам относятся почти все соли, ряд неорганических кислот (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (щелочи).

        К слабым электролитам относится соль Fe(SCN)3 - роданистое железо, большинство кислот и оснований [H2S, H2CO3, Al(OH)3, NH4OH].

        К электролитам средней силы относятся HF, H3PO4, H2SO3.

        Слайд 14-16

        На основе теории электролитической диссоциации все свойства растворов электролитов нашли естественное объяснение и была создана первая теория кислот и оснований.

        Кислоты - это соединения, молекулы которых диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка.

        Основания - это соединения, молекулы которых диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксила.

        Соли – это соединения, молекулы которых диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков.

        Слайд 17

        Задание: Напишите уравнения диссоциации электролитов

        Ученики выполняют задание в тетради, один учащийся – у доски. Затем осуществляют проверку и самопроверку.

        Слайд 18

        Правило Бертолле – условия течения реакций ионного обмена до конца

        Химические реакции между электролитами имеют ряд

особенностей. При сливании растворов хлорида натрия и нитрата калия можно ожидать, что образуются две новые соли - хлорид калия и нитрат натрия:

NaCl + KNO3=  KCl + NaNO3.

Если записать эту реакцию в ионной форме:

Na+ + Cl- + K+ + NO3- = K+ + Cl- + Na+ + NO3-,

то легко видеть, что как были ионы в растворах до их смешения, так они же и остались после сливания растворов солей, и никакая химическая реакция между ионами при этом не идет.

        Реакция между электролитами идет в том случае, если какой-либо из продуктов реакции:

1) выпадает в осадок:

BaCl2 + K2SO4 = BaSO4↓ + 2 KCl,

   Ba2+ + SO42- = BaSO4↓;

2) выделяется в виде газа:

K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2↑,

   CO32- + 2H+ = H2O + CO2↑;

3) представляет собой слабый электролит:

FeCl3 + 3KSCN = 3 KCl + Fe(SCN)3,

   Fe3+ + 3 SCN- = Fe(SCN)3.        

        Слайд 18

        Задание: Закончите уравнения реакций, протекающих до конца, составьте для них ионные уравнения.

        Ученики выполняют задание в тетради, один учащийся – у доски. Затем осуществляют проверку и самопроверку.

        Лабораторный опыт: Проведите реакции ионного обмена, сущность которых выражена сокращенными ионными уравнениями:

Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓

H+ + OH- = H2O

        Запишите полные ионные и молекулярные уравнения, опишите свои

наблюдения.

        Подведение итогов урока. Оценивание наиболее активных учащихся, комментарий оценок.