Поурочный план по химии на тему Электролиты и неэлектролиты. Основные положения теории электролитической диссоциации С. Аррениуса. Механизм электролитической диссоциации.

Дата:
Класс: 9
Урок№
Тема: Электролиты и неэлектролиты. Основные положения теории электролитической диссоциации
С. Аррениуса. Механизм электролитической диссоциации.
Цели:
Сформировать у учащихся представление об электролитической диссоциации, электролитах и неэлектролитах (сильных и слабых), ступенчатая диссоциация.
Познакомить с механизмом диссоциации электролитов с различным типом связи, с основными положениями теории электролитической диссоциации
Ввести понятия: степень электролитической диссоциации, катод, анод, катион, анион,
Обеспечить закрепление знаний и способов деятельности учащихся.
Тип урока: изучение нового материала
Методы урока: лекция - беседа
Ход урока
Организационный момент. 
Подготовка учащихся к работе на основном этапе.
Проверка домашнего задания.
Приведите примеры хорошо растворимых, малорастворимых и практически нерастворимых в воде веществ, пользуясь таблицей растворимости.
Назовите типы химической связи между атомами в молекулах веществ.
Приведите примеры веществ с ионным типом связи.
Приведите примеры веществ с ковалентной полярной связью.
Основной этап. Изучение нового материала
Электролиты и неэлектролиты.
Вещества, проводящие электрический ток, – электролиты; вещества, не проводящие электрический ток, – неэлектролиты.
Шведский ученый Сванте Аррениус изучая электропроводность растворов, пришёл к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.
Распад электролитов на ионы при растворении его в воде или расплавлении называют электролитической диссоциацией.
Произошло это в 1877 году.
Механизм электролитической диссоциации.
Диссоциация электролитов происходит в воде и не происходит, например, в керосине. Как это объяснить?
В молекуле воды связи между атомами водорода и атомами кислорода ковалентные полярные. Электронные пары, связывающие атомы смещены от атома водорода к атому кислорода. Поэтому на атомах водорода сосредоточен положительный заряд, а на атоме кислорода – отрицательный.
Для рассмотрения механизма диссоциации электролитов нужно учитывать не только полярность в молекуле воды связей между атомами водорода и кислорода, но и полярность самой молекулы воды. Полярную молекулу воды – диполь – можно изображать в виде эллипса с указанием зарядов на полюсах с указанием зарядов на полюсах знаками «+» и «–» (см. учебник с. 144).
При погружении кристалла соли в воду молекулы воды притягиваются к ионам, находящимся на поверхности кристалла: к положительным ионам своими отрицательными полюсами (атомы кислорода), а к отрицательным ионам – положительными полюсами (атомы водорода). Происходит реакция соединения ионов с молекулами воды – гидратация ионов, которая является основной причиной диссоциации электролита.
Притянувшись к ионам растворяемой соли молекулы воды во много раз ослабляют притяжение ионов друг к другу. Связи между положительными и отрицательными ионами в кристаллической решетке разрываются. Происходит разъединение гидратированных ионов.
Молекулы воды, притянувшиеся к ионам при растворении кристалла, остаются связанными с ними и в растворе. Поэтому ионы, содержащиеся в растворе, по составу и свойствам не те ионы, которые содержались в кристаллической решетке.
Аналогично диссоциируют и электролиты, в молекулах которых ковалентная полярная связь. (Слайд 6) Сначала происходит ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита и гидратация их, в результате чего ковалентная полярная связь превращается в ионную, затем происходит диссоциация молекул электролита на гидратированные ионы.
Степень диссоциации
В растворе не все молекулы электролита распадаются на ионы, поэтому растворы характеризуются степенью диссоциации, которая обозначается греческой буквой а («альфа»).
Степень диссоциации – это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (Nд), к общему числу растворенных частиц (Nр):
а = Nд/NрСильные и слабые электролиты 
По степени электролитической диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые.
Сильные электролиты – такие электролиты, которые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к единице.
К сильным электролитам относятся:
1) все растворимые соли;
2) сильные кислоты (H2SO4, HCl, HNO3);
3) все щелочи (NaOH, KOH).
Слабые электролиты – такие электролиты, которые при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремиться к нулю.
К слабым электролитам относятся:
1) слабые кислоты (H2S, H2CO3, HNO2);
2) водный раствор аммиака NH3 H2O;
3) вода.
Основные положения теории электролитической диссоциации.
Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома – это простые ионы или из нескольких атомов – сложные ионы.
Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, то есть взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нём.
При действии электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому первые называются катионами, а вторые – анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их к противоположено заряженным электродам.
Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.
Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.
Диссоциация кислот, солей и оснований.
Кислоты диссоциируют на ионы водорода и кислотного остатка.
Соли диссоциируют на ионы металла и кислотного остатка
Основания диссоциируют на ионы металла и гидроксид-ионы
Многоосновные кислоты, а также основания с двумя или тремя гидроксидными группами диссоциируют многоступенчато.
Закрепление новых знаний и способов действия.
Написать уравнения электролитической диссоциации.
Информация о домашнем задании. 
Подведение итогов урока.