Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №12/2010
Я ИДУ НА УРОК

 

Электролиз растворов

Разработка открытого урока · 11 класс
· Химико-биологический профиль

На тему “Электролиз” в 11-м классе отводится 4 учебных часа:

1) сущность электролиза, электролиз расплавов;

2) электролиз растворов;

3) законы электролиза, количественные соотношения при электролизе, решение расчетных задач;

4) зачетный урок (обобщение и систематизация знаний).

Представлена разработка второго урока по данной теме – “Электролиз растворов”.

Цели урока. Расширить и углубить знания о процессе электролиза, его применении, особенностях электролиза растворов.

Активизировать познавательную деятельность учащихся.

Эпиграф к уроку. Только тот разум является действительно разумом, который доказывает свою состоятельность в акте познания. (Ф.Энгельс.)

Ход урока

Организационный момент

Учитель. Электролиз является одной из важных тем, входящих в состав экзаменационных вопросов по химии, поэтому эту тему мы изучаем глубже и подробнее. Все задания, которые вы будете сегодня выполнять на уроке, взяты из банка конкурсных вопросов по химии в различные вузы.

Этап повторения пройденной темы

Учитель. Наш прошлый урок был посвящен изучению электролиза расплавов. Давайте вспомним, что вы усвоили. Работаем по карточкам. (Раздает ученикам карточки.) Кому достались карточки № 1–3 – работает у доски. Те, кто получил карточки 4 и 5 – работает индивидуально.

Карточки

№1.Составьте схему электролиза расплава NaОН. Назовите продукты, выделившиеся на катоде и аноде.

 

№2. Составьте схему электролиза расплава Na3РО4. Назовите продукты, выделившиеся на катоде и аноде. Сделайте вывод об окислении кислородсодержащих кислотных остатков.

 

№3. Составьте схему электролиза расплава СаСl2. Назовите продукты, выделившиеся на катоде и аноде.

 

№4. Составьте схему электролиза расплава K2SO4.

 

№5. Составьте схему электролиза расплава MgBr2.

 

Ученики выполняют задания.

Фронтальный опрос

1. Как называется раздел химии, изучающий процессы электролиза?

2. Что такое электролиз?

3. Что называется электролитом? Какие вещества к ним относятся?

4. Что такое ион? Какие бывают ионы?

5. Какие электроды вы знаете? Что такое катод? Анод?

6. Что такое электрический ток?

7. Через электролит пропускают электрический ток: что происходит?

8. Какой электрохимический процесс идет на катоде? На аноде?

9. В чем сущность процесса электролиза?

10. Какова роль электрического тока?

Учащиеся отвечают на вопросы.

Учитель. Проверим, как выполнены задания по карточкам.

Отчет по карточкам (у доски).

Результаты работы с дополнительной литературой

Учитель. Сейчас выступят ученики, подготовившие дома ответы на вопросы.

Вопрос 1. Назовите фамилии ученых, внесших вклад в развитие электрохимии, в частности электролиза.

– В 1799 г. Алессандро Вольта сконструировал первый химический источник электрической энергии.

– Русский ученый Виктор Владимирович Петров создал в 1801 г. батарею большой мощности, с помощью которой впервые выделил ряд металлов (олово, свинец, ртуть).

– В 1808 г. английский химик и физик Г.Дэви посредством электролиза расплавов солей и щелочи впервые получил калий, кальций, натрий, барий.

– Майкл Фарадей (английский физик и химик) в 30-х гг. XIX в. открыл законы электролиза. М.Фарадей – один из крупнейших создателей электрохимии, ученик Г.Дэви. У него очень много работ, большая часть которых относится к области электричества. Именно Фарадей ввел в науку все основные современные термины электрохимии: электрод, электролиз, катод, анод, катион, анион.

– Адольф Вильгельм Герман Кольбе (немецкий ученый, химик) в 1849 г. открыл электрохимический метод получения предельных углеводородов электролизом водных растворов солей карбоновых кислот.

Вопрос 2. Роль электролиза, его применение в технике и значение терминов “гальванопластика” и “гальваностегия”.

– Методом электролиза в промышленности получают алюминий, а также активные металлы, такие, как калий, натрий, магний, кальций, барий.

– Методом электролиза получают фтор, хлор, едкий натр, водород высшей степени чистоты.

– Электролиз применяют для разделения и очиcтки металлов.

– Гальваностегия – это процесс нанесения путем электролиза на поверхность изделий слоев других металлов для предохранения их от коррозии, для придания их поверхности твердости, в декоративных целях, например хромирование, никелирование, цинкование.

– Гальванопластика – это процесс получения точных копий с рельефных предметов электроосаждением металла. Путем гальванопластики изготовляют матрицы для прессования различных изделий, типографические, печатные, радиотехнические схемы.

Этап объяснения новой темы

Учитель. Давайте вспомним результаты электролиза расплава KI (рисует схему 1):

Схема 1

Демонстрация опыта: электролиз водного раствора KI.

Учитель. Что мы наблюдаем?

Ученики. У катода выделяется газ без цвета и запаха; у анода образуется вещество буро-фиолетового цвета; раствор окрашивается фенолфталеином в малиновый цвет.

Учитель. Правильно, попробуйте ответить на следующие вопросы.

Что такое индикатор?

В какой среде фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет?

При электролизе расплава KI на катоде выделялся металлический калий, а в водном растворе мы наблюдаем выделение газа. Что это за газ?

Почему он выделяется на катоде?

Что за щелочь образуется в растворе?

Какие процессы идут при электролизе водных растворов?

Мы видим существенные отличия между процессами электролиза в расплаве и в растворе.

С чем это связано?

Чтобы ответить на эти вопросы, давайте ближе познакомимся с теорией электролиза растворов, а затем снова вернемся к опыту. Дело в том, что при электролизе водных растворов у катода и у анода теперь появляется конкурирующее вещество – вода, которая, являясь электролитом, тоже способна подвергаться электролизу, как у катода, так и у анода.

Какие именно процессы будут протекать у электродов, зависит от значений электродных потенциалов соответствующих электрохимических систем (катионов и анионов). Что такое электродный потенциал? Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с минимальной затратой энергии. Это означает, что на катоде будут восстанавливаться окисленные формы электрохимических систем, имеющих наибольший потенциал; а на аноде будут окисляться восстановленные формы систем с наименьшим электродным потенциалом.

Рассмотрим схему 2: катионы, включая Н+2О), и анионы кислотных остатков, включая ОН, расположены в порядке возрастания их электродных потенциалов (электрохимический ряд напряжений). Поэтому в ряду катионов наблюдается увеличение их химической активности по отношению к электролизу, а в ряду анионов – уменьшение их химической активности. Как же узнать, какие вещества будут образовываться на катоде и аноде?

Схема 2

При осуществлении электролиза имеются определенные правила, которые нужно соблюдать.

Рассмотрим отдельно процессы на катоде (К) и аноде (А).

Катодный процесс.

Материал катода не участвует в процессе электролиза.

1. Если металл расположен в ряду до алюминия (от Li+ до Al3+) – на катоде восстанавливаются молекулы воды (слабый электролит, хотя частично диссоциирует на H+ и ОН). Записываем уравнение электролиза молекул воды:

Катод (–): 2Н2О + 2е —> Н2 + 2ОН,

восстановление водорода;

в кислой среде: 2Н+ + 2e —> Н2.

2. Если металл расположен в ряду между алюминием и водородом (от Mn2+ до H+), то восстанавливаться будет и сам металл, и молекула воды.

3. Если металл расположен в электрохимическом ряду после водорода (от Сu2+ до Pt2+), то при электролизе соли такого металла будет восстанавливаться сам металл.

Анодный процесс.

Поскольку материал анода в процессе электролиза может окисляться, различают электролиз с инертным и активным анодом (схема 3).

Схема 3

Например, электролиз раствора CuSO4 c медным анодом:

К (–): Cu2+ + 2e —> Cu0,

А (+): Cu0 – 2e —> Cu2+.

На катоде осаждается чистая медь, примеси остаются в растворе электролита.

Электролиз раствора с инертным анодом.

Если анион расположен в ряду от I до ОН, при электролизе будут окисляться сами анионы.

Если анион стоит в ряду после ОН, происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода:

А (+): 2Н2О – 4e —> O2 + 4H+.

В щелочной среде окисляются гидроксиданионы:

4ОН– – 4e —> 2Н2О + О2.

При электролизе водных растворов различают:

первичные продукты электролиза (на катоде и на аноде);

вторичные продукты электролиза (продукты, которые образуются в катодном или анодном пространстве раствора).

П р и м е р ы.

1. Электролиз водного раствора KI.

Закрепление изученного материала

• Работа у доски по карточкам (четыре учащихся).

1. Электролиз водных растворов:

1) AgNO3; 2) CаВr2; 3) KОН; 4) НСl.

• Работа в классе: (задания взяты из банка контрольных вопросов Ставропольской медакадемии).

2. При электролизе водных растворов каких веществ на катоде будет восстанавливаться водород: СuSО4; K24; NiSO4? Ответ обоснуйте.

• Разбор карточек (у доски).

• Задание на логическое мышление.

3. Раствор содержит смесь солей: CuCl2, FeCl2, MgCl2 в одинаковой концентрации. В какой последовательности ионы металлов будут восстанавливаться на катоде при электролизе этого раствора? Что выделяется на аноде? Ответ обоснуйте.

Домашнее задание

1. Выписать значения терминов:

а) электроэкстракция;

б) электрорафинирование.

2. По А.С.Егорову*: № 7.2, с. 265; по задачнику Г.П.Хомченко**: № 7.12, с. 112 (схемы электролиза).


* Егоров А.С. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. М.: Феникс, 2003.

** Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Сборник задач по химии. М.: Новая волна, 2002.

Д.А.БАРАНУКОВА,
учитель химии
лицея-интерната им. Е.М.Хапсироковой,
а.Хабез, Карачаево-Черкесская Республика