конспект УРока по теме &quot

Электролиз
Цель урока.
1.Образовательная.
знакомство с окислительно-восстановительными реакциями электролитов под действием
электрического тока, с процессами, протекающими на аноде и катоде, установление различий
между процессами электролиза расплавов и растворов, выяснение зависимости продуктов
электролиза от состава электролитов.
2. Развивающая.
развивать у учащихся познавательный интерес к электрохимическим процессам, умение
составлять уравнения реакций, протекающих на электродах, способность давать теоретическое
обоснование наблюдаемым процессам, умение ставить задачу и делать выводы.
3. Воспитательная: воспитать необходимость в познании науки химии в целом и отведение ей
одного из первых мест в практической, технологической и бытовой деятельности.
Задачи: познакомить учащихся с понятиями электролиз, катод, анод, электролизер. Развить
понятия окисление – восстановление, окислитель – восстановитель.
Начальная подготовка учащихся
Учащиеся уже знают из предыдущего учебного материала понятия степень окисления, окисление
– восстановление, окислитель – восстановитель, электролитическая диссоциация, сильные и
слабые электролиты; могут составлять уравнения реакций диссоциации, окислительновосстановительных процессов, определять окислитель и восстановитель.
Ожидаемые результаты обучения
слушатели должны знать: понятия электролиз, катод, анод, области применения электролиза,
технику безопасности при работе с химическими реактивами,
лабораторным оборудованием и электроприборами;
слушатели должны уметь: анализировать состав электролита, определять продукты электролиза,
исходя из состава электролита, составлять уравнения катодных и
анодных процессов, суммарные уравнения.
Форма урока: лекционно-практическое занятие
Оборудование урока: прибор для электролиза, растворы электролитов, индикаторы, лучина.
Программное обеспечение: Учебное электронное издание «Химия (8 – 11 класс). Виртуальная
лаборатория».
Дидактическое обеспечение: (карточки, рабочая тетрадь, опорный конспект, упражнения…)
Замечания для преподавателя
Предварительно учитель должен установить программу через сеть на все намеченные
для использования компьютеры, запланировать варианты работы с программой в этапы урока и
запасные варианты (в зависимости от подготовленности класса в целом (навыки и умения
работать с ПК для экономии времени и четкости выполнения требований преподавателя)). На
уроке главное для учителя давать четко указания по работе с тем или иным заданием, путь
выхода на него, рассчитывая время, на его выполнения учитывая индивидуальные способности
учащихся в расчете на среднего ученика. Если с инструкцией по работе с этой программой
учащиеся уже знакомы, то время на организационные моменты можно будет не учитывать.
Замечания для ученика
Деятельность ученика будет более эффективна, если он будет четко выполнять все
указания учителя по работе с тем или иным разделом программы, а также внимательно слушать и
выполнять пояснения и замечания виртуального инструктора;

слушай внимательно, выполняй только то, что от тебя требуют, не отвлекайся, и ты
все успеешь!!!
ХОД УРОКА
Теоретический модуль
Электролиз — это окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, при
пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока.
Анод — электрод, на котором протекает окисление.
Катод — электрод, на котором протекает восстановление.
В ходе электролиза анод заряжен положительно, катод — отрицательно.
Электролизер — прибор, в котором осуществляется электролиз.
1. Электролиз расплавов.
а) Рассмотрим случай электролиза расплава NaCl.
В расплаве NaCl диссоциирует на ионы:
NaCl → Na+ + Сl¯
Катодный процесс:
Анодный процесс:
Na+ + 1ё → Na°
2Сl¯ – 2ё → С12
2
1
Суммарное ионное уравнение:
2Na+ + 2С1¯ → 2Na° + С12°
Суммарное уравнение:
2NaCl → 2Na° + Сl2º
б) Рассмотрим случай электролиза расплава NaOH.
В расплаве NaOH диссоциирует на ионы:
NaOH → Na+ + ОН¯
Катодный процесс:
Анодный процесс:
Na+ + 1ё → Na°
4
4ОН¯ – 4ё → O2º + 2Н2O
1
Суммарное ионное уравнение:
4Na+ + 40Н¯ → 4Na° + O2º + 2Н2O
Суммарное уравнение:
4NaOH → 4Na° + O2º + 2Н2O
2. Электролиз растворов.
В случае электролиза растворов электролитов, на электродах может также происходить
процесс окисления или восстановления воды. Порядок разрядки катионов и анионов
электролитов схематически выражен в таблицах. Однако, чтобы правильно представлять себе
совокупность процессов, происходящих в ходе электролиза, прокомментируем эти таблицы.
Порядок разрядки катионов при электролизе водных растворов солей, кислот, щелочей
Li+, K+, Na+, Mg2+, Al3+
Н+
2Н2О + 2ё → Н2↑ + 2ОН¯
Zn2+, Fe2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, Fe3+, Cu2+, Hg2+, Ag+
2Н+ + 2ё → Н2↑
Катодный процесс
Ионы
Men+ + ne→ Me0
Порядок разрядки анионов при электролизе водных растворов солей, кислот, щелочей
S2¯-, I¯, Br¯, Сl¯
Эn- – nё → Эº
OH¯
4OH¯ – 4ё → 2Н2О
Анодный процесс
Ионы
NO3¯, CO32¯, SO42¯, PO43¯
2H2O – 4e → O2↑ + 4H+
1. Процессы, происходящие на катоде при электролизе водных растворов электролитов.
1) Катионы металлов, имеющих стандартные электродные потенциалы меньшие, чем у
алюминия (расположенные в электрохимическом ряду напряжения металлов до А1) не
разряжаются на катоде. В этом случае происходит только восстановление воды:
2Н2О + 2ё → Н2↑ + 2ОН¯
2) Катионы металлов, имеющих стандартные электродные потенциалы меньшие, чем у
водорода, но большие, чем у алюминия (расположены в электрохимическом ряду
напряжений металлов от Аl до Н2) разряжаются одновременно с молекулами воды.
Одновременно происходят процессы:
Меn+ + пе → Ме°
и
2Н2О + 2ё → Н2↑+ 2ОН¯
3) При наличии в растворе катионов металлов, имеющих стандартные электродные
потенциалы большие, чем стандартный электродный потенциал водорода, на катоде
прежде всего происходит восстановление катионов таких металлов:
Меn+ + пё → Ме°
2. Процессы, происходящие на аноде при электролизе водных растворов электролитов.
Различают электролиз с инертным и электролиз с активным анодом.
Инертный анод — анод, материал которого не окисляется в ходе электролиза (например,
электрод из платины).
Активный анод — анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза.
Рассмотрим закономерности окисления на инертном аноде.
1) При электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей, а
также фтороводорода и фторидов происходит электрохимическое окисление воды с
выделением кислорода. В зависимости от среды, этот процесс может протекать по-разному:
а) в щелочной среде:
4ОН¯ – 4ё → О2↑ + 2Н2О
б) в кислой или нейтральной среде:
2Н2О – 4ё → О2 ↑ + 4Н+
При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме HF и
фторидов) у анода разряжаются анионы.
2) Если анод активен, число конкурирующих окислительных процессов увеличивается до трех:
электрохимическое окисление воды с выделением кислорода, окисление аниона и
электрохимическое окисление металла анода (анодное растворение металла). Из этих
процессов преимущественно протекает энергетически более выгодный процесс. Если
стандартный электродный потенциал металла меньше обеих других электрохимических
систем, то будет наблюдаться анодное растворение металла.
Рассмотрим четыре случая электролиза растворов солей с инертным анодом:
1.
На катоде восстанавливаются ионы металла, на аноде окисляются анионы кислотного
остатка.
☼На этом этапе урока учащимся предлагается демонстрационный эксперимент по
электролизу раствора хлорида меди в виртуальной лаборатории.
СuС12, р-р
СuС12 → Сu2+ + 2Сl¯ (ЭД)
Катод:
Сu2+, Н2O
Сu2+ + 2ё → Сuº (восстановление)
Анод:
1
Сl¯, Н2O
2Сl¯ – 2ё → С12 (окисление)
1
Сu2+ + 2Сl¯ → Сu° + Cl2º↑
CuCl2 → Cu + Cl2
2.
На катоде восстанавливаются молекулы воды, на аноде окисляются анионы кислотного
остатка.
На этом этапе урока учащимся предлагается реальный демонстрационный
эксперимент по электролизу раствора хлорида натрия.
NaCl, р-р
NaCl → Na+ + Сl¯ (ЭД)
Катод:
Na+, H2O
2Н2O + 2ё → 2OH¯ + H2° (восстановление)
Анод:
1
Сl¯, Н2O
2Сl¯ – 2ё → С12° (окисление)
1
2Н2O + 2Сl¯ → 2OН¯ + H2º + С12º
2Н2O + 2NaCl → 2NaOH + H2º↑ + C12°↑
3.
На катоде восстанавливаются катионы металла, на аноде окисляются молекулы воды.
CuSO4, р-р
CuSO4 → Cu2+ + SO42¯ (ЭД)
Катод:
Cu2+, H2O
Cu2+ + 2ё → Сuº (восстановление)
Анод:
2
SO42¯, H2O
2Н2O – 4ё → O2° + 4Н+ (окисление)
1
2Сu2+ + 2Н2O → 2Cu° + O2º↑ + 4Н+
2CuSO4 + 2Н2O → 2Сu° + O2º↑ + 2H2SO4
4.
На катоде восстанавливаются молекулы воды, на аноде окисляются молекулы воды.
☼На этом этапе урока учащимся предлагается демонстрационный эксперимент по
электролизу раствора сульфата натрия в виртуальной лаборатории.
Na2SO4, p-p
Na2SO4 → 2Na+ + SO42¯ (ЭД)
Катод:
Na+, H2O
2H2O + 2e → 20H¯ + H2° (восстановление)
Анод:
2
SO42¯, H2O
2H2O – 4e → O2° + 4H+ (окисление)
1
4H2O + 2H2O → 40H¯ + 2H2º + O2º + 4H+
2Н2О → 2H2º↑ + O2º↑
5.
Рассмотрим случай электролиза с активным анодом. Электролиз раствора NiSO4 с
никелевым анодом.
На этом этапе урока учащимся предлагается реальный демонстрационный
эксперимент по электролизу раствора сульфата никеля.
NiSO4, р-р
NiSO4 → Ni2+ + SO42¯ (ЭД)
Катод:
Ni2+, H2O
Ni2+ + 2е → Ni° (восстановление)
Анод:
2
Ni; SO42¯, H2O
Ni° – 2ё → Ni2+ (окисление)
1
Этот процесс применяется для электролитической очистки никеля (так называемое
электролитическое рафинирование).
Практическое применение электролиза.
Электролиз расплавов и растворов веществ широко используются в промышленности:
1.
2.
3.
4.
5.
Для получения металлов (алюминий, магний, натрий, кадмий получают только
электролизом).
Для получения водорода, галогенов, щелочей.
Для очистки металлов – рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят
элекитрохимическим методом).
Для защиты металлов от коррозии – нанесение защитных покрытий в виде тонкого слоя
другого металла, устойчивого к коррозии (хрома, никеля, меди, серебра, золота) –
гальваностегия.
Получение металлических копий, пластинок – гальванопластика.
Практический блок
Учащимся предлагается самостоятельно проделать эксперимент в виртуальной
лаборатории по электролизу растворов сульфата меди и иодида калия. Перед началом работы
учащиеся выполняют предлагаемый программой тест по технике безопасности. По окончании
виртуального эксперимента учащиеся оформляют электронный журнал наблюдений, где
формулируют цели работы, записывают свои наблюдения и иллюстрируют их с помощью
фотографий, сделанных во время эксперимента, составляют соответствующие уравнения реакций,
делают выводы.
В заключении учащиеся выполняют итоговый тестовый контроль по теме «Электролиз».
Контроль и форма отчетности: итоговый контрольный тест, электронный
журнал наблюдений, рабочая тетрадь.