к какому полюсу источника тока двигаются отрицательно заряженные ионы 1 балл

К какому полюсу источника тока двигаются отрицательно заряженные ионы 1 балл

Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счёт движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электрическая проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединения, обладающим ионным строением, например, солям в твёрдом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить на две категории:

а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью, называются электролитами;

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью, называются неэлектролитами.

К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты, углеводы.

Оказалось, что, кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давлениями пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств, шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Сущность теории электролитической диссоциации С. Аррениуса

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

Электролиты подразделяются в зависимости от степени диссоциации на сильные и слабые.

вещества, которые диссоциируют полностью и необратимо, т. е. в растворе присутствуют только гидратиро-ванные ионы. Относятся все соли, сильные кислоты `»HI»`, `»HCl»`, `»HBr»`, `»HNO»_3`, `»H»_2″SO»_4`, `»HMnO»_4`, `»HClO»_4`, `»HClO»_3`, щелочи `»NaOH»`, `»LiOH»`, `»KOH»`, `»RbOH»`, `»CsOH»`, `»Ca»(«OH»)_2`, `»Ba»(«OH»)_2`, `»Sr»(«OH»)_2`.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе только ионы `»H»^+`:

Если кислота является двухосновной, то диссоциация кислоты происходит ступенчато. Количество стадий определяется основностью кислоты:

Сила бескислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующего элемента: `»HCl»-«HBr»-«HI»`. Бромоводородная кислота `»HBr»` и йодоводородная `»HI»` кислоты сильнее хлороводородной, что объясняется увеличением межъядерных расстояний в их молекулах.

Фтороводородная (плавиковая) кислота `»HF»` растворяет стекло, но это вовсе не говорит о её силе. В ряду бескислородных галогенсодержащих кислот она относится к кислотам средней силы ввиду низкой концентрации в растворе ионов водорода из-за способности молекул `»HF»` к объединению (ассоциации), благодаря сильным водородным связям, возникающим при взаимодействии ионов `»F»^-` с молекулами `»HF»` (водородные связи) с образованием ионов `»HF»_2^-`, `»H»_2″F»_3^-` и других боле сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе фтороводородной кислоты оказывается сильно пониженной.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например, йодная кислота `»HIO»_4` слабее хлорной кислоты `»HClO»_4`. Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность.

Так, в ряду кислот `»HClO»-«HClO»_2-«HClO»_3-«HClO»_4` хлорная кислота наиболее сильная.

Схематически процесс распада (диссоциации) соляной кислоты на ионы можно представить следующим образом. Чтобы вещество в воде было электролитом, его молекула должна быть полярной.

Полярная молекула вещества окружена полярными молекулами воды, которые разрывают молекулу на две противоположно заряженные частицы – ионы.

с точки зрения теории электролитической диссоциации, представляет собой вещество, способное отдавать в растворе гидроксильную группу `»OH»^-`:

Диссоциация многокислотного гидроксида происходит ступенчато, например:

В свете теории электролитической диссоциации соли представляют собой соединения, образующие в водном растворе положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (для средних солей), а также кроме них ионы водорода (для кислых солей) и гидроксид-ионы (для основных солей):

вещества, которые диссоциируют частично и обратимо.

В растворе слабого электролита присутствуют гидратированные ионы и некоторая часть недиссоциированных молекул.

К слабым электролитам относятся:

3) оставшиеся кислоты, не относящиеся к сильным, например, `»HF»`, `»H»_2″S»`, `»HNO»_2`, `»H»_3″PO»_4` и другие, а также незамещённые органические кислоты. При растворении углекислого газа в воде образуется его гидрат `»CO»_2*»H»_2″O»` и в незначительном количестве угольная кислота `»H»_2″CO»_3`_. Тем не менее, для диссоциации воспользуемся формулой угольной кислоты:

Практически диссоциация осуществляется лишь по первой ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион `»HCO»_3^-` ведёт себя как слабый электролит.

Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем. В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами воды, ионы.

Диссоциации проходит благодаря тому, что при гидратации ионов выделяется больше энергии, чем требуется на разрыв связи в молекуле. Примерно также происходит растворение ионного кристалла в воде и образование ионов. У кристаллов энергия гидратации ионов выше энергии кристаллической решётки.

Следует учитывать, что в растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. При некоторой постоянной температуре в данной системе устанавливается химическое равновесие, при котором скорость диссоциации станет равной скорости ассоциации.

Основные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением его валентности. Так, основные свойства у гидроксида железа (II) выражены сильнее, чем у гидроксида железа (III) и наоборот.

Слабым электролитом является гидроксид аммония `»NH»_4″OH»`. При растворении аммиака `»NH»_3` в воде образуется раствор, который слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора основная. В растворе образуются гидрат аммиака `»NH»_3*»H»_2″O»` и в незначительном количестве гидроксид аммония `»NH»_4″OH»`, который диссоциирует как слабый электролит с образованием ионов аммония `»NH»_4^+` и гидроксид-иона `»OH»^-`.

К слабым электролитам относят некоторые соли, например хлорид цинка `»ZnCl»_2`, тиоцианат железа `»Fe»(«NCS»)_3`, цианид ртути `»Hg»(«CN»)_2`, которые также диссоциируют по ступеням.

Разделение электролитов на сильные, средние и слабые зависит от доли продиссоциированных молекул или степени диссоциации `alpha`, которая показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы `(N_»д»)`, к общему числу введённых в раствор молекул `(N_»р»)`:

Степень диссоциации не является строгим показателем силы электролита, т. к. она зависит от концентрации раствора, природы растворителя, присутствия в растворе другие электролитов.

При понижении концентрации степень диссоциации может повышаться, и в очень разбавленных растворах слабый электролит может находиться в состоянии почти полной диссоциации, в то же время в концентрированном растворе сильный электролит может вести себя как слабый и даже как неэлектролит.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор). Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

Поскольку диссоциация слабого электролита является обратимым равновесным процессом, то к данной реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как

`[AK]` – концентрация недиссоцированных молекул;

Рассчитайте количество ионов водорода в `1` л раствора серной кислоты с концентрацией `0,1` моль/л.

Количество ионов водорода равно `0,1` моль.

Запишем уравнение диссоциации по второй ступени и по справочным данным определим степень диссоциации (`0,3`):

Используем формулу для нахождения степени диссоциации (при решении задачи степень диссоциации удобно выразить в долях от единицы):

`n(«диссоцH»_2″SO»_4)=0,1` моль/л `*0,3=0,03` моль.

Таким образом, в растворе появилось ионов `»H»^+` :

`0,1` моль `+ 0,03` моль `= 0,13` моль.

Следовательно, концентрация ионов водорода в растворе серной кислоты равна `0,13` моль/л.

Степень диссоциации гидроксида бария по первой ступени `- 92%`, по второй ступени `- 56%`. Рассчитайте число катионов бария и число гидроксид-ионов в `0,5` л `1,5 M` растворе.

1) Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида бария:

1 ступень: `»Ba(OH»)_2-> «BaOH»^+ + «OH»^-`,

2) Найдём количество вещества гидроксида бария, содержащегося в данном образце раствора:

3) Зная степень диссоциации вычислим число молекул `»Ba(OH»)_2` распавшихся на ионы по первой ступени диссоциации:

Согласно диссоциации по `»I»` ступени, это количество вещества равно количеству вещества гидроксид-ионов, образовавшихся по первой ступени диссоциации, и количество ионов `»Ba(OH»)^+`:

4) Исходя из количества вещества гидроксокатионов бария, образовавшихся на первой стадии диссоциации, и степени диссоциации по второй ступени, вычислим количество ионов `»Ba»(«OH»)^+`, диссоциирующих по второй ступени:

В соответствии с диссоциацией по `»II»` ступени, это количество вещества равно количеству вещества катионов `»Ba»^(2+)` и количеству ионов `»OH»^-`, образовавшихся по `»II»` ступени диссоциации:

5) Найдём число катионов `»Ba»^(2+)`, образующихся при диссоциации:

6) Вычислим количество вещества гидроксид-ионов, образовавшихся на обеих стадиях диссоциации, и их число:

Источник

Ток в электролитах (движение ионов)

Природа тока, ток в электролитах Законы Фарадея

Вещества, которые в водном растворе распадаются на ионы, называются электролитами. Раствор электролита является ионным проводником электрического тока: носителями зарядов в нем являются положительные и отрицательные ионы.

В процессе растворения дипольные молекулы воды располагаются вокруг молекулы электролита так, что каждый ион окружается противоположными по знаку заряда концами молекул воды.

Силы притяжения между ионами ослабляются, и молекула распадается на ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией. Ионы, сталкиваясь между собой в процессе теплового движения, могут рекомбинироваться в молекулу. Этот процесс называется молизацией.

Если в раствор электролита поместить металлические или угольные электроды и присоединить их к полюсам генератора постоянного напряжения, то между электродами образуется электрическое поле. Под действием поля скорости ионов, находящихся в беспорядочном тепло вом движении, получают составляющие в направлении действия сил поля и ионы начинают перемещаться между электродами вдоль линий напряженности поля.

Это движение ионов и образует электрический ток. Движение ионов происходит во всем объеме раствора, находящегося между электродами. Скорость ионов невелика, так как при движении они испытывают столкновения с молекулами растворителя (воды), а также нераспавшимися молекулами самого электролита.

От чего зависит скорость движения ионов

Скорость движения ионов зависит от их природы, температуры раствора, а также от напряженности электрического поля. Скорость движения ионов (в см/сек), отнесенную к единице напряженности поля (1 в/см), назы вают подвижностью ионов. Подвижности измеряют в см 2 /(в•сек). При повышении температуры вязкость раствора уменьшается, в связи с чем подвижность ионов повышается примерно обратно пропорционально изменению коэффициента вязкости

Подвижность некоторых ионов при температуре раствора 18° С приведена в таблице.

Движение ионов можно показать следующим опытом (рис. 2). На стеклянную пластинку П наложен лист фильтровальной бумаги, пропитанной раствором сернокислого натрия (Na₂SO₄), с примесью фенолфталеина и посредине его нитка Н, смоченная раствором едкого натрия (NaOH). Ионы гидроксила (ОН—) из едкого натра, взаимодействуя с фенолфталеином, окрашивают нитку и бумагу под ней в яркий малиновый цвет.

Если наложить на края бумаги плоские медные электроды Э и соединить их с генератором постоянного напряжения Б, то вследствие движения ионов гидроксила к аноду окрашенная полоса будет расширяться. По скорости перемещения ее переднего края можно судить о скорости движения ионов гидроксила в данных условиях опыта.

Вследствие различной скорости поступательного движения ионов противоположного знака они неравномерно участвуют в образовании тока.

Доля участия данного иона в образовании тока в растворе электролита называется его числом переноса а. Сумма чисел переноса анионов а_а и катионов а_к равняется единице:

Для растворов слабой концентрации числа переноса анионов и катионов прямо пропорциональны их подвижнос тям:

Совмещая эти две зависимости, можно вычислить число переноса:

Передвигаясь в растворе, ионы достигают электродов и, нейтрализуя заряды, превращаются в атомы соответствующего вещества. На аноде отрицательные ионы отдают лишние электроны, которые поступают во внешнюю цепь и поддерживают ток в ней. На катоде положительные ионы присоединяют электроны, поступающие из внешней цепи (см. рис. 222, б). Эти процессы называют первичными реакциями на электродах.

За единицу времени как на положительном, так и отрицательном электродах нейтрализуют свои заряды равные количества ионов (считая их валентность одинаковой). Поэтому более подвижные ионы не успевают полностью нейтрализовать свои заряды, накапливаются около электрода и образуют пространственный заряд противоположного по отношению к электроду знака.

Таким образом, при прохождении тока через электролит происходит постепенное убывание ионов из раствора. Количество ионов пополняется путем дальнейшей диссоциации молекул растворенного вещества. Пока средняя концентрация ионов в растворе остается неизменной, сила тока подчиняется закону Ома. Если пополнение убыли ионов прекратится, то ток через электролит ослабляется и затем прекращается.

При повышении температуры вследствие увеличения подвижности ионов электропроводность растворов электролитов увеличивается.

Жидкие среды организма (плазмы крови, лимфа, различные тканевые жидкости) содержат слабые растворы электролитов, преимущественно поваренной соли. Общая концентрация этих растворов эквивалентна 0,9% раствору поваренной соли. Удельная электропроводность подобного раствора в зависимости от температуры приведена в таблице.

Первый закон Фарадея

Процессы разложения электролита с выделением соответствующих веществ на электродах, которые происходят под действием электрического тока, называются электролизом. Законы электролиза были установлены Экспериментально Фарадеем и носят его имя I закон Масса m выделившегося на электроде вещества прямо пропорциональна количеству электричества q, протекшего через электролит:

где m подставляется в мг, q — в кулонах, I — сила тока в а, t — время действия тока в сек.

Коэффициент пропорциональности k называется электрохимическим эквивалентом и зависит только от природы вещества. Численно он равен массе вещества (в мг), выделившегося при прохождении через электролит единицы количества электричества в 1 к. В свое время это использовалось-для определения кулона, как количества электричества, необходимого для выделения на катоде 1,118 мг (электрохимический эквивалент) серебра из раствора его азотнокислой соли.

Электрохимические эквиваленты некоторых веществ приведены в таблице (см. стр. 168).

Второй закон Фарадея

II закон. Электрохимические эквиваленты k элементов прямо пропорциональны их химическим эквивалентам (химический эквивалент равен отношению атомного веса А к валентности п элемента в данном соединении):

Совмещая формулы, выражающие I и II законы, имеем m = (1/F)(A/n)q. При m = A/n получаем F = q т. е. число Фарадея равно количеству электричества, проходящего через электролит при выделении на каждом из электродов одного грамм-эквивалента вещества; F = 96 494 (округленно 96 500) к/г-экв.

Число атомов в грамм-эквиваленте простого одновалентного вещества равняется числу Авогадро. Поэтому отношение чисел Фарадея F и Авогадро N_a позволяет определить элементарный электрический заряд одновалентного иона, равный заряду электрона:

Вторичные реакции на электродах

Не всегда в результате электролиза на электродах выделяются те вещества, ионы которых образуют ток в электролите. В связи с тем что атомы и ионы одного и того же элемента могут отличаться по химической активности, вещества, первично выделяющиеся на электродах, могут вступать в химическое взаимодействие с веществом электродов или с растворителем. Это взаимодействие называется вторичными реакциями на электродах.

Рассмотрим, например, процессы, происходящие на электродах, погруженных в слабый раствор поваренной соли. При растворении в воде молекулы поваренной соли диссоциируют на ионы натрия и хлора:

В растворе имеется также небольшое количество ионов диссоциированной воды:

которые также участвуют в процессе. Под действием электрического поля между электродами ионы натрия и водорода двигаются к катоду. На катоде ионы водорода (которые легче присоединяют электрон, чем ионы натрия) присоединяют электрон и превращаются в атомы водорода:

Атомы соединяются в молекулы Н₂ и выделяются в виде пузырьков газа. Ионы натрия вместе с оставшимися в растворе ионами гидроксила образуют едкую щелочь:

В связи с уходом из раствора ионов водорода диссоциируют новые молекулы воды и процесс продолжается.

Ионы хлора двигаются к аноду, отдают электрон во внешнюю цепь и превращаются в атомы хлора:

Сl — → Сl + е.

Атомы хлора соединяются в молекулы Сl₂ и выделяются в виде пузырьков, однако частью реагируют с водой, образуя соляную кислоту с выделением кислорода:

4Cl + 2H₂O → 4HCl + O₂ (реакция протекает с промежуточным образованием НOСl).

Кислород (вместе с хлором) выделяется в форме пузырьков газа на электроде.

Вторичные реакции могут не только изменить химический состав или состояние поверхности электродов (например, путем выделения пузырьков газа на его поверхности), но и вызвать появление на них разности потенциалов, обратной по знаку приложенному напряжению. К этим явлениям относится также отмеченное ранее образование около электродов пространственных зарядов противоположного знака и т. п. Все эти явления объединяются названием электролитической поляризации, а образующаяся при этом на электродах разность потенциалов называется обратной электродвижущей силой поляризации.

Покажем эти явления на опыте. Пропустим постоянный ток через два угольных электрода, опущенных в банку с раствором поваренной соли. Через некоторое время электроды (отрицательный и большей степени) покрываются мелкими пузырьками газа.

Если теперь электроды отключить от источника тока и присоединить к гальванометру, стрелка последнего отклонится, показывая наличие в цепи тока, в направлении обратном тому, в котором ток проходит под действием приложенного напряжения. Ток быстро снижается, одновременно исчезают пузырьки газа (атомы газа переходят обратно в раствор в форме ионов), покрывавшие пластины, и вскоре ток прекращается. Этот ток обусловлен ‘действием обратной электродвижущей силы поляризации, образовавшейся на электродах.

Наличие в цепи обратной э. д. с. поляризации должно учитываться путем введения ее величины E_пв формулу закона Ома:

В связи с этим сила тока в цепи, содержащей раствор электролита, при постоянном токе меньше по величине, чем при переменном (при таком же приложенном напряжении). Кроме того, что особенно нежелательно при точных измерениях, эта сила тока не остается постоянной, а с течением времени меняется в соответствии с ходом поляризационных процессов.

При физиологических исследованиях для того, чтобы исключить поляризацию, применяют неполяризующиеся электроды. Неполяризующиеся электроды изготовляются из металла, погруженного в раствор, который образует ион этого же металла (например, в раствор соли того же металла). В этом случае при первичных реакциях на электродах происходит или растворение (на аноде), или выделение (на катоде) металла, из которого состоят электроды; вторичных реакций не происходит.

Наиболее часто применяются цинковый и серебряный неполяризующиеся электроды. Цинковый электрод состоит из цинкового стержня Э, помещенного в узкую стеклянную трубку С, наполненную раствором сернокислого цинка. Отверстие трубки закрыто пробкой П из каолина или желатины, пропитанных физиологическим раствором, снабженной кисточкой, при помощи которой электрод соприкасается с объектом О.

В растворе появляется примесь хлористого цинка. На катоде ионы цинка приобретают электроны и выделяются в виде атомов. Остаю щиеся в избытке в растворе ионы радикала серной кислоты уравновешива ются ионами натрия, приходящими из объекта:

В растворе появляется примесь сернокислого натрия. После употребления раствор в обоих электродах заменяется.

Серебряный не поляризующийся электрод состоит из серебряного стержня, помещенного в раствор азотнокислого серебра, или из серебряной пластинки, покрытой электролитическим путем хлористым серебром.

Статья на тему Ток в электролитах

Похожие страницы:

Понравилась статья поделись ей

Источник

Урок по теме: «Электролитическая диссоциация»

Ищем педагогов в команду «Инфоурок»

Выбранный для просмотра документ Электролитическая диссоциация.pptx

Описание презентации по отдельным слайдам:

Электричество Начиная с XIX века, электричество прочно вошло в жизнь современной цивилизации. Электричество используют не только для освещения, но и для передачи информации (телеграф, телефон, радио, телевидение), а также для приведения механизмов в движение (электродвигатель), что активно используется на транспорте и в бытовой технике

Металлическая кристаллическая решетка Li Na K Rb Cs

Человек, провода и источник напряжения вместе образуют замкнутую электрическую цепь, через которую течет ток

Тело человека – проводник электрического тока Почему это возможно?

Гипотеза №1 «В теле человека есть вещества, способные проводить электрический ток

Причина электропроводности живой материи Исходя из того, что тело человека состоит из сложных органических и неорганических веществ, необходимо изучить: способность сложных веществ проводить э. ток; условия образование заряженных частиц в сложном веществе; все возможные механизмы этого явления.

Проверка заполнения таблицы H2O NaCl HCl Сахар Масло подсолн. NaOH Чистое вещество (проводитэл. ток?) _ _ _ _ _ _ Раствор (проводитэл. ток?) +(в растворе соли и кислот) + + _ _ + Класс веществ соль кислота углевод жиры щелочь Тип связи ковал. полярная ионная ковал.полярн. ков.слабо полярная ков.слабо полярная ионная

Проверка электропроводности раствора Электропроводность раствора хлорида натрия (NaCl) Электропроводность раствора сахара Начать Закончить Начать Закончить Баженов Алексей Анатольевич Коллекция учебных динамических слайдов по химии 8 класс.

Причины диссоциации веществ в воде Вода является полярной молекулой Вода ослабляет взаимодействие между ионами в 81 раз. диполи воды «вырывают» ионы из кристаллической решётки Кристаллическая решетка разрушается

Механизм диссоциации веществ: С ионной связью Этапы диссоц. 1.ориентация 2.гидратация 3.ионизация 4. диссоциация С ковалентной полярной связью

Тело человека – проводник электрического тока Почему это возможно?

Электролиты в живых организмах Электролиты – составная часть жидкостей всех тканей живых организмов. Электролиты имеют большое значение для протекания всех физиологических и биохимических процессов в живых организмах Вывод: наличие электролитов в живых организмах определяет их электропроводность.

Проверка усвоения учебного материала: Впишите недостающие слова: Все вещества по их способности проводить электрический ток в растворах делятся на: _________ _________ и ________________. 2)Процесс распада электролита на ионы называется: ________________ ______________. 3)В растворах электролиты диссоциируют на: _______________ и __________. 4) Электролитами являются кислоты, соли и __________. 5) Вещества с ковалентной неполярной связью (электролиты или неэлектролиты):________. электролиты неэлектролиты электролитической диссоциацией катионы анионы щелочи неэлектролиты

Гипотеза №1: возможно в теле человека есть вещества, способные проводить электрический ток. Гипотеза №2: Э. ток – это движение заряженных частиц, возможно в растворах и расплавах образуются какие – то заряженные частицы Гипотезы нашли подтверждение в ходе исследования на уроке

Утверждение Поставьте: (+) если правильное, (-) если неправильное 1. Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. 2.Неэлектролиты– это вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. 3.Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на катионы и анионы в растворе или расплаве. 4.К электролитам относятся вещества с ионной и ковалентной полярной связью. 5.Неэлектролитами являются вещества с ковалентной неполярной связью и ковалентнойслабополярнойсвязью.

Утверждение Поставьте: (+) если правильное, (-) если неправильное 1. Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. + 2.Неэлектролиты– это вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. + 3.Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на катионы и анионы в растворе или расплаве. + 4.К электролитам относятся вещества с ионной и ковалентной полярной связью. + 5.Неэлектролитами являются вещества с ковалентной неполярной связью и ковалентнойслабополярнойсвязью. +

Выбранный для просмотра документ анализ урока.docx

Анализ урока – исследования по теме «Электролитическая диссоциация»

перед учащимися была поставлена исследовательская задача, решение которой известно (но не учащимся).

деятельность учащихся и учителя на уроке была связана с решением учащимися (при поддержке учителя) творческой, исследовательской задачи (пусть и с заранее известным решением, но незнакомым учащимся) и предполагающую наличие основных этапов, характерных для исследования в научной сфере;

на у роке наблюдался совместный (учитель и ученик) процесс движения к истине;

на урокебыли поставлены две цели:

1.дидактическая цель — приобретение учащимися общеучебных умений (работать с учебником, справочниками, составлять таблицы, оформлять наблюдения в письменном виде, формулировать мысли во внутренней и внешней речи, осуществлять самоконтроль, проводить самоанализ и т.д.); приобретение учащимися специальных знаний и умений (усвоение фактического материала по теме «Электролитическая диссоциация»); приобретение учащимися интеллектуальных умений (анализировать, сравнивать, обобщать и т.д.).

2.обучение исследовательской деятельности (педагогическая цель) – дальнейшее приобретение учащимися исследовательских знаний и умений:

— знание специфики и особенностей процесса научного познания, ступеней исследовательской деятельности;

— знание методики научного исследования;

-умение выделять проблемы, формулировать гипотезы, планировать эксперимент в соответствии с гипотезой, интегрировать данные, делать вывод.

Использовались следующие учебные приемы , составляющие исследовательскую деятельность учащихся на уроке:

– выделение основной проблемы в предложенной ситуации;

– определение темы и цели исследования;

– формулирование и отбор полезных гипотез;

– планирование эксперимента для проверки гипотезы;

– анализ планируемых опытов, выбор наиболее подходящего из них;

– составление таблиц, схем для выявления закономерностей, обобщений, систематизации полученных результатов исследований, для установления связи полученных данных с поставленной проблемой и последовательности изучения данных);

– систематизация фактов, явлений;

– использование обобщений, методов анализа и синтеза, индукции и дедукции;

– формулирование определений и выводов на основе теоретических и фактических исследований;

– решение задач в новой ситуации: определение условий безопасности при работе с электроприборами;

Урок достиг поставленных дидактической и педагогических целей.

Научные гипотезы, выдвинутые в начале урока, нашли своё подтверждение в ходе исследования на уроке.

Источник