Урок ( фізика хімія, 2 години) за темою: «Електроліз. Закони та використання»



Скачати 91.09 Kb.
Дата конвертації29.04.2016
Розмір91.09 Kb.
Бінарний урок ( фізика – хімія, 2 години) за темою:

«Електроліз. Закони та використання»

Тип уроку. Засвоєння нових знань.

Мета. - Поглибити знання про типи хімічних реакцій, окисно-відновних реакцій;

- сформувати знання про електроліз і закономірності, що характеризують процеси, що відбуваються на катоді та аноді в розчинах та розплавах солей, ознайомити із використанням електролізу в промисловості;

- сформувати уміння складати рівняння хімічних реакцій, що протікають при електролізі розчинів та розплавів електролітів, розв’язувати якісні та розрахункові задачі;

- сформулювати два закони Фарадея;

- розвивати практичні навички при виконанні дослідів;

- розвивати увагу, спостережливість, логічне мислення;

- залучати учнів до дослідницької роботи, сприяти розвитку організаторських, інтелектуальних та комунікативних умінь;

- продовжувати формувати інтерес до вивчення явищ природи на основі

фізичних та хімічних знань, показати роль між предметних зв’язків курсів

фізики та хімії для розвитку учнів.



Обладнання для демонстрацій:

Комп’ютер, медіапроектор, НПЗ «Хімія 8-11. Віртуальна хімічна лабораторія», презентація до уроку, прилад для проведення електролізу, розчин калій йодиду, фенолфталеїн, розчин крохмалю, портрет Фарадея М., плакати «Гальваностегія», «Іонний зв'язок».

Епіграф.

Як без вітру не родить жито,

Як без вітру вода не шумить,

Так не можна без фізики й хімії жити

І не можна нічого творить.

Хід уроку.

І Організаційний момент

Вчитель фізики повідомляє тему та мету уроку і говорить про те, що сьогоднішній урок не звичайний, а саме: першу половину уроку проведе вчитель хімії, а другу – вчитель фізики.



IІ. Актуалізація опорних знань та способів дії.

Вчитель хімії показує (слайд №2) основні поняття, з якими учні будуть працювати в ході опрацювання теми уроку.

Учні дають визначення відомих їм понять.

Основні поняття теми «Електроліз»


  • Окисно-відновні реакції;

  • Електроліз;

  • Катод;

  • Анод;

  • Електролітична дисоціація;

  • Електроліт;

  • Катіони;

  • Аніони;

  • Процес відновлення;

  • Процес окиснення;

  • Електролізер.

Як ми уже з'ясували, що при вивченні цієї теми ми будемо використовувати поняття, які відомі вам із тем «Електролітична дисоціація» та «Окисно-відновні реакції», та ознайомимось із деякими новими поняттями теми «Електроліз».

Електроліз– це окисно-відновний процес, що відбувається на електродах при проходженні електролітичного струму через розплав або розчин електроліту.

Катод – негативно заряджений електрод, анод – позитивно заряджений. Катіони (позитивні йони) рухаються до катоду, а аніони (негативні йони) – до аноду.

На катоді відбувається процес відновлення.

На аноді – окиснення (слайд №3).

Розглянемо процеси, що відбуваються при електролізі розплавів солей:

Складемо схему електроліза розплаву натрій хлорида:
NaCl → Na+ + Cl-


Катод (-): Na+ + e = Na0 2

Анод (+): 2 Cl- – 2 e = Cl2 1
2 Na+ + 2 Cl- = 2Na0 + Cl02

2Na++2Cl- = 2Na + Cl2


Висновок: при електролізі розплавів солей на катоді катіони відновлюються,

на аноді аніони окислюються.

Розглянемо процес електролізу розчину солей. Учитель демонструє експеримент:

електроліз розчину калій йодиду.

В V- подібну трубку наливаємо розчин калій йодиду та фенолфталеїн, опускаємо електроди та пропускаємо електричний струм. Біля катоду виділяється газ, а розчин змінив колір на малиновий. Біля аноду утворилася речовина бурого кольору, при додаванні розчину крохмалю (Після відключення від джерела електропостачання), спостерігаємо зміну кольору на синій.

Питання учням:



  • Про що свідчить виникнення малинового забарвлення розчину? (В результаті електролізу в розчині утворився розчин лугу).

  • Поясніть причину виникнення бурого та синього забарвлення? (На аноді утворився йод).

В результаті дослідження ми побачили, що електроліз розчину солі відбувається інакше, ніж розплаву.

Існують деякі закономірності, що характеризують процеси на електродах, що відбуваються при електролізі розчинів солей (слайд №4)


На катоді:

Катіони активних металів

Li+… Al3+


відновлення води

2H2O + 2e→ H2 + 2OH-



Катіони менш активних металів

Mn2+… Pb2+


відновлення катіонів та H2O

Катіони неактивних металів

Cu2+… Au3+


Відновлення катіонів

Men+ + ne→ Me


На аноді:



Аніони оксигеновмісних кислот
Окиснення води:

2H2O – 4e = O2 + 4H+



Аніони безоксигенових кислот (крім F-)

Окиснення аніонів:


An- - ne → A

Запишемо схему електролізу розчину калій йодиду

KI = K++I-

Катод (-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH-

Анод (+): 2I- - 2e = I2

2H2O + 2KI = 2KOH + I2 + H2

ІV. Перевірка засвоєння та закріплення нового матеріалу.


  1. Тестування

1) Вкажіть правильне твердження. Під час електролізу…

а) на аноді катіони приймають електрони та відновлюються;

б) на катоді аніони віддають електрони та окислюються;

в) на катоді катіони приймають електрони та відновлюються.

2) Виберіть правильне твердження.

а) анод це позитивний електрод;

б) катод це позитивний електрод;

в) катод це негативний електрод.

3) Виберіть правильне твердження. Під час електролізу розплаву купрум(ІІ) хлориду…

а) на аноді відновлюється хлор;

б) на катоді виділяється хлор;

в) на катоді відновлюються катіони купруму.




  1. Демонстрація і електроліз розчину купрум (II) хлориду

Учням пропонується записати схему електролізу розчину купрум (II) хлориду (один учень біля дошки). Учитель перевіряє правильність виконання. Правильна відповідь демонструється на екрані (слайд №5)

      1. Використання електролізу в промисловості (слайд №6)

  • Нанесення захисного покриття на вироби з металів;

  • Гальванопластика (отримання точних копій різних предметів);

  • Добування металів (лужних, лужно-земельних, алюмінію та ін.);

  • Очистка металів від домішок;

  • Для добування лугів, оксигеновмісних кислот, галогенів.


Вчитель фізики Вперше явище електролізу докладно дослідив англійський фізик Майкл Фарадей (1791-1867 pp.). Вивчаючи явища, що відбуваються при проходженні струму через електроліти, М. Фарадей установив два основних закони електролізу. Він розпочав дослідження хімічної дії струму в червні 1833 року, коли йому було майже 42 роки. Цим дослідженням він присвятив 5, 6, 7, 8-у серії своїх експериментальних досліджень. Для опису явищ, які відбуваються в рідині, Фарадей вводить нову термінологію: анод і катод, електроліт, іон, аніон, катіон, електрохімічний еквівалент. У 1834р. він експериментально встановив, що за певний час даний струм завжди виділяє з розчину електроліту ту саму кількість даного хімічного елементу. Таким чином вчений сформулював закони, які назвали законами електролізу або законами Фарадея.

Кожний іон, який у процесі електролізу нейтралізується на електроді й виділяється на ньому у вигляді нейтрального атома, має певну масу. Але разом із тим він переносить через електроліт певний заряд. Тому й маса речовини, що виділилася, й кількість електрики, що пройшла, пропорційні числу іонів, які підходить до даного електрода.

Маса речовини, що виділилася , де — маса іона, N — число іонів, що нейтралізуються на даному електроді.

Масу іона можна визначити як , де M — молярна маса, а — стала Авогадро. Тоді .

Число іонів N, які проходять крізь розчин електроліту до даного електроду, можна знайти таким чином: кожний одновалентний іон несе заряд, який дорівнює заряду електрона e або, якщо валентність іона дорівнює n, кратний йому en. Уся кількість електрики, яка переноситься N іонами, — q = neN, звідси , тоді .

Позначимо через k коефіцієнт пропорційності між масою речовини й зарядом: .



Перший закон Фарадея. Кількість речовини, яка виділяється на електроді, прямо пропорційна електричному заряду, що пройшов через електроліт або іншими словами: маса речовини, яка виділяється на електроді під час електролізу пропорційна силі струму І та часу t його проходження: m= kIt, де k – коефіцієнт пропорційності, який одержав назву електрохімічний еквівалент речовини. Оскільки q= It, то m= kq.

Зміст цього коефіцієнту можна з’ясувати з виразу: k= m / q.

Електрохімічний еквівалент чисельно дорівнює масі величини в кг, що виділяється при проходженні 1 Кл електрики.

Другий закон Фарадея. Електрохімічні еквіваленти речовин прямо пропорційні відношенням їхніх атомних мас до валентності.

Кожному учню на початку уроку роздана таблиця, у якій наведені електрохімічні еквіваленти деяких речовин.





Речовина

Атомна маса

Валентність

Електрохімічний еквівалент k, мг/Кл

Водень (Н+)

1,008

1

1,008

Натрій (Nа+)

23,07

1

23,07

Кисень ( О2-)

16

2

8

Алюміній (АI3+)

27,1

3

9,03

Двовалентний атом несе подвійну, тривалентний – потрійну порцію зарядів порівняно з одновалентними іонами. Також вчитель звертає увагу учнів, що електрохімічні еквіваленти деяких речовин приведені в таблиці на стор. 108 підручника.


ІІІ Закріплення вивченого матеріалу.

Навчаємося розв’язувати задачі.

Як сказав відомий математик П'єр Лаплас: «Те, що ми знаємо, — обмежене, а те, чого не знаємо, — безмежне. То ж пірнайте в цю безмежність і збагачуйтесь знаннями».


Задача №1 Визначте час, необхідний для покриття сталевої деталі з площею поверхні 400 см2 шаром хрому завтовшки 36мкм. ( Вчитель розв’язує задачу з коментуванням на дошці).

Задача №2. Під час сріблення виробу на катоді утворилося срібло масою 4,55г. Визначити силу струму при електролізі. ( Учень розв’язує задачу з коментуванням на дошці).

Задача №3 Під час електролізу, який тривав одну годину, при силі струму 25А, на катоді виділився метал, масою 30г. Визначте електрохімічний еквівалент цього металу ( Учень розв’язує задачу з коментуванням на дошці).

Самостійна робота

І варіант Скільки срібла осіло на катоді електролізної установки, якщо процес електролізу тривав 10 хв при силі струму 25А?

ІІ варіант За який час на катоді електролітичної ванни виділиться 40 г хрому, якщо електроліз проходить при силі струму 25А?

Учні працюють в парах (взаємоперевірка задачі, зразок на відкідній дошці, яка зараз відкрита).



Аналіз самостійної роботи.

Підведення підсумків уроку.

Вчитель фізики: Наш урок закінчено. Дозвольте оголосити результативність уроку.

Учні отримують оцінки.



Вчитель хімії: На уроці всі гарно попрацювали. Я дякую всім за співпрацю, за вашу старанність і кмітливість.

Домашнє завдання з фізики. Опрацювати зміст параграфів 19, 20, розвя’зати задачі ( збірник задач для 9 класу, І.Ю.Ненашев):



Завдання учням, які бажають отримати:

  • від 4 до 6 балів: с. 78 № 11.22, 11.23;

  • від 7 до 9 балів: с. 78 № 11.24, 11.26;

  • від 10 до 12 балів: с. 78 № 11.40, 11.42.

. Домашнє завдання з хімії: Задача: При електролізі розчину аргентум нітрату виділилось 5,6 л газу. Визначте масу метала який осів на катоді?


Вчитель хімії Харківської гімназії №144 Лашина Світлана Євгенівна
Вчитель фізики Харківської гімназії №144 Севастьян Оксана Юріївна

Цей урок надрукован в №1 2012р «Фізика в школах України».


База даних захищена авторським правом ©shag.com.ua 2016
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка