Урок на тему "Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти "

Урок №10

Тема: Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти.

Цілі уроку:

дидактичні: дати поняття про ступінь дисоціації та його залежність від природи речовини; розв’язувати прості задачі на визначення ступеня дисоціації.

розвивальні: формувати системність мислення, розвивати вміння працювати з підручником та дидактичним матеріалом, виділяти в головне у прочитаному; розвивати вміння пов’язувати властивості речовин з будовою; розвивати логічне мислення.

виховні: виховувати дисциплінованість і уважність, правильно оцінювати свої можливості, обираючи рівень складності завдання, вміння перевіряти та оцінювати власні знання.

Тип уроку: урок удосконалення набутих знань, комбінований.

Обладнання та матеріали: ПСХЕ; таблиця розчинності кислот, солей, основ; установка для демонстрації електропровідності розчинів; розчини хлоридної та оцтової кислот з однаковою концентрацією; опорна схема « Ступінь дисоціації та сила електроліту».

Базові поняття й терміни: Розчини, розчинник, електроліти, неелектроліти, розчинена речовина, електролітична дисоціація, гідратовані йони, йони гідроксонію, ступінь дисоціації, сильні та слабкі електроліти, електроліти середньої сили.

Хід уроку

 

І Організація класу

І. Актуалізація опорних знань

Експрес-опитування

1. Які речовини називають електролітами?
2. Які речовини називають неелектролітами?
3. Дати визначення кислот з точки зору електролітичної дисоціації.
4. Дати визначення основ з точки зору електролітичної дисоціації.
5. Дати визначення солей з точки зору електролітичної дисоціації.

ІІ. Мотивація проблемно-пізнавальної діяльності

(Створення проблемної ситуації)

Порівняйте електропровідність розчинів хлоридної та оцтової кислот однакової концентрації – розчин HCl дає більш яскраве світло.

- Чим можна пояснити електропровідність даних розчинів?

-Чим можна пояснити різну яскравість розглянутих розчинів?

Учні мають зробити висновок, що в розчині хлоридної кислоти йонів більше.

HCl ↔ H⁺ + Cl^-;

CH₃ COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺

Але написання рівнянь реакцій дисоціації спростовує цю думку, отже виникає проблема.

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

Не всі електроліти однаково дисоціюють на йони. Поряд з процесом дисоціації відбувається і зворотній процес – асоціація (з’єднання йонів). Тому в розчинах електролітів разом з йонами містяться і молекули.

Для сильних електролітів йонної будови (солей, лугів) процес дисоціації є необоротнім, у їхніх розчинах містяться лише гідратовані йони. NaNO3 = Na++ NO3- KOH = K+ + OH-

Для слабких електролітів і електролітів молекулярної будови процес дисоціації є оборотним. H2S ↔ 2H+ + S2- HNO3 ↔ H+ +NO3-

 

Кількісно процес дисоціації характеризується ступенем дисоціації (α- альфа), який є відношенням числа частинок n, що розпалися на йони, до загального числа частинок N розчиненої речовини:

        n (число частинок, що розпалися)

α = ————————————————————

       N (загальне число частинок, внесених у розчин)

 

 

Ступінь дисоціації виражають у частках одиниці або у відсотках. Якщо α = 0, то дисоціації немає, а якщо α = 1 або 100%, то електроліт повністю розщеплюється на йони.

Наприклад, якщо ступінь дисоціації фторидної кислоти дорівнює 30 %, або 0,3, це означає, що у водному розчині з кожних ста молекул кислоти тридцять розпалися на йони. Або з кожних десяти молекул кислоти три дисоціювали (мал. 11.1):

α (НF) = 0,3(30 %)

 

Ступінь дисоціації електролітів визначається експериментально. Він залежить від природи розчинника, природи розчинюваної речовини та її частки у розчині, температури тощо. Чим більша полярність розчинника, тим більший ступінь дисоціації електроліту в ньому. Підвищення температури, як правило, збільшує дисоціацію, тож за нагрівання ступінь дисоціації зростає. У разі зменшення частки електроліту у розчині, тобто під час його розбавляння, ступінь дисоціації збільшується. Тож, зазначаючи ступінь дисоціації, слід зазначати й концентрацію розчину.

Речовини, ступінь дисоціації яких високий (α ≈ 1), називаються сильними електролітами, а речовини, ступінь дисоціації яких низький – слабкими електролітами. До сильних електролітів належать речовини йонної будови:кислоти , луги та чи не всі солі.

Серед кислот є як сильні, так і слабкі електроліти.

Запитання

Від чого залежать сили кислот?

Назвати приклади сильних і слабких електролітів.

Робота з підручником (самостійне опрацювання).

Висновки учнів – сила електроліту залежить від полярності хімічного зв’язку: чим зв’язок полярніший, тим легше він розривається і тим електроліт сильніший.

Вода - дуже слабкий електроліт. Ступінь її дисоціації наближається де 0. Адже з кожного мільярда (1 000 000 000) молекул води на йони розгадаються лише дві. Вочевидь такої кількості йонів замало, аби забезпечити бодай трохи помітну електропровідність дистильованої води.

Н₂О            Н⁺    +  ОН^-   або      2Н₂О        Н₃О ⁺ +  ОН^-  

Н₃О ⁺  - йон гідроксонію.

У 1 л води при  = 22⁰С дисоціює 10 ^-7 моль води, утворюється 10 ^-7 моль/л йонів Н⁺  і 10 ^-7 моль/л йонів ОН^- .

[Н⁺ ] = [ОН^-] = 10 ^-7 моль -> нейтральне середовище;

[Н⁺ ]  > 10 ^-7 моль -> кисле середовище;

[Н⁺ ]  <  10 ^-7 моль -> лужне середовище;

Ступінь дисоціації  (α) – кількісна характеристика процесу дисоціації:

            n (число частинок, що розпалися)

α = ————————————————————

           N (загальне число молекул)

 

Одиниці вимірювання — частки від одиниці, відсотки.

 

Електроліти

 

 

Сильні                                     Середньої                           Слабкі                 

(α=1)                                          сили                                  (α <<1)                                         

А) Майже всі солі;                     H₂SO_4,                                                   А) Майже всі органічні

Б) луги;                                    H₃PO_4,                              кислоти

В) кислоти: H₂SO_4, Hl,                                                      Б) основи(окрім лугів)

HNO_3, HBr, HCl, HClO_4,                                                  В) деякі кислоти: HClO_,                                                 

HMnO₄                                                                                                                                 H₂S, HNO_2, H₂СO_3, 

                                                                                          H₂SiO_3,   HСN_.                                                                                                                                                  

Сильні кислоти    –     HClO₄ = HNO₃ = HCl = H₂SO₄>

Середні кислоти   –     H₂SO₃ >H₃PO₄>HF > HNO₂>

Слабкі кислоти    –     CH₃COOH > H₂CO₃>H₂S >H₂SiO₃.

 

ІV. Творче застосування отриманих знань

( керована практика)

 

Самостійна робота

Завдання 1. Обчисліть ступінь дисоціації речовин, якщо:

Варіант 1

а) з кожних 200 молекул продисоціювали 5;

б) з кожних 60 молекул продисоціювали 40;

Варіант 2

а) з кожних 300 молекул продисоціювали 15;

б) з кожних 80 молекул продисоціювали 50;

Завдання 2. До якої групи електролітів можна віднести їх за ступенем дисоціації?

Завдання 3. Розв'яжіть кросворд, ключове слово якого по вертикалі - назва літери - позначення ступеня дисоціації.

 По горизонталі:

 1. Найпоширеніший дуже слабкий електроліт.(вода)

 2. Клас неорганічних сполук, здебільшого сильні електроліти.(солі)

3. Кількісна характеристика дисоціації електролітів.(ступінь)

 4. Кислотний залишок слабкої галогеноводневої кислоти.( фторид )

 5. Слабка кислота із жарознижувальним ефектом.  (аспірин)

 

V. Підсумки уроку

Стисло про головне

Ступінь дисоціації - кількісна характеристика, яку використовують для оцінювання здатності електролітів дисоціювати у водних розчинах на йони. Солі та луги - йонні речовини, тому у водних розчинах вони дисоціюють повністю. У розчинах кислот поряд з йонами є й недисоційовані молекули.

Ступінь електролітичної дисоціації - це відношення числа молекул (формульних одиниць), які розпалися на йони, до загального числа молекул (формульних одиниць) розчиненої речовини.

Ступінь дисоціації позначають літерою грецького алфавіту а (вимовляють «альфа»). Її виражають у частках одиниці або у відсотках:

де n(X) дис. -  кількість формульних одиниць електроліту, які розпалися на йони, а п(Х)заг. - загальна кількість формульних одиниць електроліту.

Ступінь дисоціації електролітів залежить від природи розчинника, природи  розчинюваної речовини та її частки у розчині, температури тощо.

Електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у відносно концентрованих розчинах високий (близький до 1), називають сильними, а електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у розведених розчинах невеликий, - слабкими.

Сильними електролітами є луги та чи не всі солі. У розбавлених розчинах сульфатна, нітратна, хлоридна, бромідна, йодидна кислоти також дисоціюють практично повністю. Силу кислот визначають за ступенем електролітичної дисоціації.

Карбонатна, сульфітна, сульфідна, силікатна, молочна, оцтова, аскорбінова (вітамін С) й ацетилсаліцилова (аспірин) кислоти, гідроксиди металічних елементів (за винятком лугів) - слабкі електроліти. Ступінь дисоціації слабких електролітів зазвичай не перевищує 3 % .

Вода - дуже слабкий електроліт. Ступінь її дисоціації наближається до 0.

 Оцінювання

VІ. Домашнє завдання

§ 8 ст.43-46; Вправи 6,7 ст.73(сильним), 4.5 ст.73 (слабшим).

 

1. Чим більший ступінь електролітичної дисоціації речовин, тим вона:

а) сильний електроліт; б)слабкіший електроліт.

2. При підвищенні концентрації електроліту ступінь дисоціації:

а) збільшується; б) зменшується; в) не змінюються.

Завдання для допитливих. Для приготування маринадів використовують столовий оцет (6-9%) чи оцтову есенцію (37%). Чи різниться ступінь дисоціації в першому і другому випадках? Чи однаково проводитимуть електричний струм ці розчини? Який із них найчастіше використовують при консервуванні? Як ти гадаєш, чому? Обґрунтуй свої висновки відповідними розрахунками.