План урока на тему: "Диссоциация оснований, кислот и солей", 8 класс.

Тема урока: Диссоциация оснований, кислот, солей. Задачи: 1. сформировать   представление   у   учащихся   о   зависимости   свойств   растворов электролитов от свойств ионов, образуемых ими в растворах; 2. продолжить   совершенствование   умения   учащихся   записывать   уравнения диссоциации электролитов; 3. развитие умений у учащихся сравнивать, обобщать, делать выводы; 4. воспитывать коммуникативные способности учащихся. Мотивация и целеполагание:    Начинаем урок с устного опроса и подводим учащихся к теме урока. ­ Чем электролиты отличаются от неэлектролитов? ­ Как отличить сильный электролит от слабого? ­ Что такое степень электролитической диссоциации? ­ Что такое ион?  ­ Как определить заряд иона? ­ Какие ионы вы знаете? Изучение нового материала:        При   составлении   уравнений   электролитической   диссоциации   следует   поступать следующим   образом:   в   левой   части   уравнения   записать   формулу   электролита,   затем поставить знак равенства или обратимости в зависимости от силы электролита. В правой части записать формулы образующихся положительно и отрицательно заряженных ионов, указав значения и знаки их зарядов. Перед формулами ионов поставить коэффициенты, затем проверить сумму положительных и отрицательных ионов, она должна быть равна нулю.     водорода и анионы кислотного остатка.     Кислоты   –   это   электролиты,   при   диссоциации   которых   образуются   катионы Сильные кислоты диссоциируют полностью по одной ступени: При   диссоциации   сильных   кислот   ставится   знак   равенства,   а   при   диссоциации     слабых кислот вместо знака равенства ставится знак обратимости.     Многоосновные   слабые   кислоты   диссоциируют   ступенчато.   На   каждой   стадии отщепляется ион водорода. Например, диссоциация фосфорной кислоты идет в 3 ступени: HCl = H+ + Cl­ HNO3 = H+ + NO3 ­ H2SO4 = 2H+ + SO4 2­ HNO2 ⇆ H+ + NO2 ­ 1) H3PO4 ⇆ H+ + H2PO4 ­ ⇆ H+ + HPO4 2) H2PO4 2­ ⇆ H+ + PO4 3) HPO4 3­ ­ 2­     Следует учитывать, что диссоциация, в данном случае, по второй ступени протекает намного слабее, чем по первой, а диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.  Как видно, все кислоты объединяет то, что при диссоциации они образуют катионы    водорода, поэтому они имеют кислый вкус и изменяют окраску индикаторов: лакмус и метилоранж становятся красными. Основания   –   это   электролиты,   при   диссоциации   которых   образуются   катионы     металла и в качестве анионов гидроксид­ионы.    Сильные электролиты – щёлочи – диссоциируют полностью по первой ступени. NaOH = Na+ + OH­ Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH­     Многоосновные   слабые   основания   диссоциируют   ступенчато   и   вместо   знака равенства  ставится  знак обратимости.  Например,  гидроксид  меди  (II) диссоциирует  по двум ступеням: 1) Cu(OH)2 ⇆ CuOH+ + OH­ 2) CuOH+ ⇆ Cu2+ + OH­     Т.к. при диссоциации оснований образуются гидроксид­ионы, то они будут иметь схожие свойства, такие как мыльность на ощупь, изменение окраски индикаторов: лакмус становится синим, метилоранж – жёлтым, фенолфталеин – малиновым.     (или аммония) и анионы кислотного остатка.      Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов Соли диссоциируют по одной ступени, в отличие от кислот и оснований.  NaCl = Na+ + Cl­ NH4NO3 = NH4 + + NO3 ­ Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO4 2­     Свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Например, соли аммония имеют общие свойства, обусловленные наличием иона аммония (NH4 +), так и различные, обусловленные анионами кислотного остатка.   Общие свойства сульфатов – солей серной кислоты – обусловлены наличием сульфат­ионов, а специфические свойства обусловлены различными катионами.     Однако   кислые   соли,   в   отличие   от   средних,   диссоциируют   ступенчато:   первая ступень   сопровождается   диссоциацией   катиона   металла   и   аниона   кислотного   остатка, содержащего ион водорода, вторая ступень – это отщепление иона водорода и кислотного остатка. NaHCO3 = Na+ + HCO3 2­ ­ ⇆ H+ + CO3 HCO3 ­ Обобщение и систематизация знаний:    ­ Какие ионы присутствуют в растворе любой кислоты?    ­ Чем определяются  общие свойства растворов кислот?    ­ Какие ионы присутствуют в растворе любой щёлочи?    ­ Чем определяются общие свойства растворов щелочей?    ­ Чем определяются различия в свойствах растворов кислот и оснований?    ­ Чем определяются свойства растворов сильных электролитов? Слабых электролитов? Закрепление и контроль знаний:    1. Пользуясь таблицей растворимости, допишите недостающие заряды ионов:    а) NaCl = Na. + Cl.;    б) HCl = H. + Cl.;    в) HBr = H. + Br.;    г) NaOH = Na. + OH.;    д) Ba(OH)2 = Ba. + 2OH.; е) Na2SO4 = 2Na. + SO4 ..    2. Закончите схемы диссоциации предложенных веществ: 2­;    а) AlCl3 = Al3+ + ?;    б) CuSO4 = ? + SO4    в) ? = K+ + OH­;    г) ? = 2H+ + SO4 2­;    д) Ba(OH)2 = ? + ?;    е) HNO3 = H+ + ?.    3. Запишите формулы не менее чем трёх веществ (для каждого иона), при растворении  которых в воде образуются следующие ионы: H+, OH­, Na+, Cu2+.    4. «Лови ошибку»: 2­;    а) H2SO4 = H+ + SO4    б) KOH = K­ + OH+;    в) Ba(OH)2 = Ba2+ + OH­;    г) HNO3 = H+ + NO3    д) HBr = H­ + Br­. 2­;      5. Напишите уравнения диссоциации следующих веществ: азотной кислоты, фосфата натрия, гидроксида калия, серной кислоты, соляной кислоты, гидроксида лития, бромида натрия, гидроксида бария. Укажите вещества, которые образуют одинаковые ионы при диссоциации.     Ответ:     Ba  3­  H   +   +  HNO3 =   NO3   ­ Na3PO4 = 3Na  +   + PO4  +   + OH    ­  +   + SO4  +   + Cl    ­  +   + OH    ­  ­  +   + Br    OH   2+   + 2   ­ KOH = K   H2SO4 = 2H  HCl = H   LiOH = Li   NaBr = Na    (  OH   Ba   )2 =    2­    6. Электронное строение атома некоторого элемента следующее: 2ē, 4ē… Определите: а) кислотой или основанием является высший гидроксид этого элемента; б) к сильным или слабым   электролитам   относится   данный   электролит.   Запишите   уравнение   диссоциации данного гидроксида и укажите ион, который характеризует гидроксид как кислоту или как основание. Приведите пример экспериментального доказательства наличия данного иона в растворе этого электролита.     Ответ:  Это   элемент   углерод.   Его   гидроксид   является   кислотой   –   Н2СО3.   Это   слабый электролит.  Н2СО3 ⇆ Н   + + НСО3 ­ ⇆ Н   + + СО3 НСО3 2­ ­ Для доказательства наличия иона водорода можно использовать индикаторы: лакмус или  метиловый оранжевый, они изменяют свою окраску в кислоте на красную. Рефлексия и подведение итогов:    ­ Как вы оцениваете свой уровень знаний, полученный на уроке? Домашнее задание:    I уровень: §37, упр. 4, 5, 6;    II уровень: тоже + доклад «Сванте Аррениус», «Пьер Теодор Клеве».