Электролиз -окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающую электролит.
Химические реакции, протекающие при электролизе, осуществляются при помощи энергии электрического тока, подведённого извне. Следовательно, при электролизе происходит преобразование электрической энергии в химическую. Процессы окисления и восстановления в этом случае протекают раздельно, т.е. на различных электродах. Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором происходит окисление, - анодом. Катод подключён к отрицательному полюсу, и поэтому к нему движутся катионы, анод – к положительному полюсу, к нему движутся анионы. Минимальный потенциал (В), при котором процесс электролиза становится возможным, называется потенциалом (напряжением) разложения. Его находят вычитанием электродного потенциала катиона из соответствующего значения электродного потенциала аниона, единица измерения вольт (В).
Электролиз расплава. Рассмотрим электролиз расплава СuCl2, который диссоциирует на ионы Сu2+ и Cl⁻. При подключении напряжения к электродам через расплав начинает протекать электрический ток. Так, при электролизе расплава хлорида меди (II) электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:
на катоде (–): Сu2+ + 2e → Cu0 – катодное восстановление
на аноде (+): 2 Cl– – 2e → Cl2 – анодное окисление
Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением
Cu2+ + 2 Cl– → Cu + Cl2
Электролиз растворов осложняется участием в электродных процессах ионов Н⁺ и ОН⁻. Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться электродному окислению или восстановлению.
Катодные процессы в водных растворах при электролизе не зависят от материала катода, а только от природы катиона.
Анодные процессы в водных растворах зависят от материала анода и природы аниона. При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться.
В 1913 году датский физик Н. Бор предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может. Почему это так, Н. Бор в то время объяснить не мог. Но он выяснил, что такая модель позволяет объяснить многие экспериментальные факты.
Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, 3, … n, начиная от ближайшей к ядру. Уровни, в свою очередь, могут состоять из близких по энергии подуровней. В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме заселяют ближайшие к ядру уровни и подуровни, потому что в этом случае их энергия меньше, чем, если бы они заселяли более удаленные уровни. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов.
Подуровни состоят из одинаковых по энергии орбиталей. Каждая орбиталь - это как бы "квартира" для электронов в "доме"-подуровне. В каждой "квартире"-орбитали могут "жить" не больше двух электронов. Запрещение электронам "селиться" более чем по-двое на одной орбитали называют запретом Паули - по имени ученого, который выяснил эту важную особенность строения атома. "Адрес" каждого электрона в атоме записывается набором квантовых чисел.
Квантовая ячейка – символическое изображение орбитали на энергетической диаграмме.
Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы.
studfiles.net
курсовая работа
Формирование и развитие химических понятий при изучении темы: «Электролиз растворов и расплавов»
СОДЕРЖАНИЕ
ВВЕДЕНИЕ
1. ЭТАПЫ ФОРМИРОВАНИЯ ПОНЯТИЯ «ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ»
2. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ
2.1 Содержание и последовательность изложения
3. МЕТОДИЧЕСКИЕ ОСОБЕННОСТИ ИЗУЧЕНИЯ ТЕМЫ: «ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ
ЛИТЕРАТУРА
ВВЕДЕНИЕ
В современных условиях одной из самых актуальных проблем методики преподавания химии в школе становится обеспечение практической ориентированности предметного знания. Это означает необходимость выявления тесной взаимосвязи между изучаемыми теоретическими положениями и практикой жизни, демонстрации прикладного характера химических знаний. Единство теоретического и прикладного материала в процессе преподавания – один из реальных путей реализации специфического требования современной педагогики средней школы о том, чтобы школьник в максимально возможной мере усваивал учебный материал непосредственно в классе.
Актуальность выбранной темы заключается в том, что изучение раздела об электролизе позволяет показать связь теории и практики, дает возможность продемонстрировать применение химической науки, ее законов к практической деятельности человека, рассмотреть проблему охраны окружающей среды, развивать у учащихся интерес к химии, к труду, связанному со знанием химии.
1. ЭТАПЫ ФОРМИРОВАНИЯ ПОНЯТИЯ «ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ»
В силу того, что понятие химическая реакция является достаточно сложным и многогранным, сформировать полное представление обо всех его сторонах, раскрыть всю его философскую сущность невозможно за короткий промежуток времени. Более того, данное понятие формируется на протяжении всего курса обучения химии.
Понятие «химическая реакция» формируется поэтапно [1].
Первый этап (8 класс). На первоначальных этапах изучения химии используется индуктивный подход. В основе изучения, как источник химического познания лежит химический эксперимент. В результате наблюдения за экспериментом учащиеся осознают образования новых веществ в ходе протекания химической реакции. Но в экспериментальном изучении реакций не уделяется внимания ее сущности, акцент делается на внешние проявления (изменение окраски раствора, выделение газа, выпадение осадка).
Понятие о химической реакции начинает формироваться с самых первых уроков. Сначала дают понятие о явлениях, происходящих в природе, повседневной жизни, быту, разграничивая явления на физические и химические. А затем сообщают учащимся о тождественности понятий «химическое явление» и «химическая реакция». На уровне атомно-молекулярного учения разъясняют, как можно по внешним признакам обнаружить протекание химической реакции.
Классификация химических реакций дается на уровне сравнения числа исходных и полученных веществ. При этом учащиеся используют такие мыслительные приемы как сравнение, анализ, синтез, обобщение. Все эти сведения включены в раздел «Первоначальные химические понятия». Далее все стороны системы понятий о химической реакции должны расширяться и дополняться новыми данными, т. е начинается этап накопления. Закономерности протекания химической реакции разбираются на простейших примерах: так влияние температуры рассматривается на реакции образования сульфида железа, реакции окисления рассматриваются как процесс соединения вещества с кислородом, понятие о реакциях обмена на примере взаимодействия кислот с оксидами и т.д.
На втором этапе (8 класс) понятие о химической реакции получает дальнейшее развитие. Начинают формироваться энергетические представления о химических реакциях. Рассматривается понятие об экзо- и эндотермических реакциях, вводится новое понятие о тепловом эффекте химической реакции, термохимических уравнениях и их составлении. При изучении энергетических эффектов появляется возможность показать не только качественную, но и количественную сторону химической реакции. Количественные отношения веществ, вступивших в реакцию, трактуются как молярные отношения реагирующих веществ.
На третьем этапе (8 класс) формирования понятие «химическая реакция» претерпевает качественные изменения в теме «Химическая связь. Строение вещества». В данной теме химическая реакция начинает трактоваться как разрушение одних связей и образование других. Рассматривается это на примере окислительно-восстановительных реакций. Механизм этих реакций объясняют с точки зрения перехода электронов, поднимаясь тем самым на более высокий теоретический уровень.
На основе нового понятия «степень окисления» анализируют известные учащимся реакции разных типов, доказывая тем самым, что среди реакций любого типа можно найти окислительно-восстановительные.
В теме «Подгруппа кислорода» вводится новое понятие аллотропия и соответствующие ей новый тип реакций — аллотропные превращения.
Четвертый этап (9 класс). В разделе «Закономерности химической реакции» вводится понятие о скорости химической реакции и о влияющих на нее факторах (температура, концентрация, поверхность соприкосновения). Здесь же рассматривается вопрос об обратимости химической реакции и о химическом равновесии. Необходимо подчеркнуть динамический характер химического равновесия, факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Таким образом, учащиеся знакомятся еще с одним типом химической реакции — обратимыми.
Этап пятый. На данном этапе происходит знакомство учащихся с такой важной темой как «электролиз растворов и расплавов». Она помимо мировоззренческого значения (иллюстрация единства и борьбы противоположностей – моляризации и диссоциации) вносит много нового в объяснение механизма реакций. Далее изучение химической реакции происходит дедуктивно. Знания, сформированные на базе перечисленных теорий, применяются для объяснения фактов и явлений и прогнозирования протекания процессов.
Этап шестой (9 – 10 классы). Дальнейшие развитие понятия о химической реакции осуществляется в курсе органической химии. Дополняются понятия о классификации химических реакций, вводятся новые типы реакций, например реакции изомеризации, полимеризации, этерификации и др. В органике вводится качественно новый материал и в понятие о механизмах реакций. Так, например, рассматривается свободнорадикальный механизм на примере реакций замещения (галогенирование алканов), присоединения (полимеризация), отщепления (крекинг). Расширяется понятие об ионном механизме химической реакции: приводятся примеры присоединения неорганических соединений к алкенам, реакций замещения при гидролизе галогеналканов.
Дополняется также система понятий о закономерностях протекания химических реакций. При развитии понятия «скорость химической реакции» отмечается влияние энергии связи и ее типа. Знания о катализе и катализаторах дополняются в органике знаниями о ферментах.
Этап седьмой (11 класс). На завершающем этапе обучения подводятся итоги, обобщаются знания о химических реакциях. В конце обучения учащиеся должны суметь охарактеризовать предложенную им в качестве примера химическую реакцию в свете компонентов ее содержания.
Формирование знаний о типах химических реакций
Изучение атомно-молекулярного учения и первоначальных химических понятий, а также некоторое накопление фактов позволяет более осмысленно подойти к классификации реакций.
Первое ознакомление с классификацией веществ показывает, что в ее основу положен их состав и свойства: вещества делятся на простые и сложные (по составу), а простые вещества на металлы и неметаллы (по свойствам).
Таким образом, всякая классификация явлений, предметов, веществ связана с выбором каких то существенных признаков, которые можно положить в основу деления предметов или явлений на группы [2].
Можно ли классифицировать химические реакции? Что положить в основу их классификации?
Сущность всякой химической реакции состоит в изменении состава молекул веществ, взятых для реакции. Поэтому характер этих изменений и нужно положить основу классификации химических реакций. После разъяснения поставленной перед учащимися проблемы можно предложить назвать известные им реакции и написать на доске уравнения этих реакций.
Fe + S= FeS
Cu + O2 =CuO
Mg + O2 = MgO
h3O= h3 + O2
После написания уравнений учитель совместно с учащимися выясняет, какие из них сходны по характеру изменения состава молекул.
В одних случаях из молекул одного вещества получается 2 молекулы других веществ – это реакции разложения, в других, наоборот, из молекул двух веществ образуется одна молекула нового вещества – это реакции соединения. Учитель совместно с учащимися, анализируя данные выводы, выясняет, всегда ли из молекул одного сложного вещества образуются молекулы простого вещества. Для ответа на данный вопрос учитель проводит реакцию разложения, например малахита или перманганата калия.
Таким образом, учащиеся осознают, что в ходе разложения сложных веществ могут образоваться как сложные, так и простые вещества (либо их смесь). В заключении учащиеся зарисовывают схему данного опыта, делают необходимые пометки к чертежу и записывают уравнения реакции.
Далее при формировании у учащихся понятия о типах реакций, учитель вновь выдвигает проблему: могут ли во время протекания химической реакции происходить какие-либо другие перегруппировки атомов кроме тех, которые происходят при химических реакциях присоединения и разложения?
Для ответа на этот вопрос учитель демонстрирует ученикам опыт между раствором CuCl2 и железом (железным гвоздем). В ходе процесса железный гвоздь покрывается налетом меди. Учитель задает вопрос: можно ли данную реакцию отнести к реакциям соединения или разложения? Для ответа на этот вопрос учитель записывает на доске уравнение реакции (связывая тем самым модель процесса с реальным, только что проведенным опытом) и поясняет, что ни к тому, ни к другому типу данную реакцию отнести нельзя, поскольку в ходе процесса из молекул двух веществ образуется также две молекулы новых веществ. А значит, есть основание выделить еще один тип реакции. Это третий тип химической реакции, который называется замещением (вытеснением). Необходимо подчеркнуть, что в реакцию замещения вступает одно простое и одно сложное вещество.
В завершении урока учащиеся выполняют ряд упражнений по данной теме, приобретая и закрепляя тем самым навыки работы с новым материалом. Кроме того, по данной теме учащимся задается задание на дом.
Как видно из вышеперечисленного, в ходе урока учитель при объяснении данного материала использует методы беседы, рассказа, объяснения. Благодаря наводящим вопросам, учащиеся включаются в мыслительный процесс. Здесь рационально использовать наглядность, в качестве которой ведущую роль отводят химическому эксперименту. Важно провести связь типов реакций с процессами, происходящими в жизни (например, процесс выделения меди на железном гвозде свидетельствует о его разрушении, данный процесс разрушения металла присутствует повсеместно). Самой трудной темой в курсе химии средней школя является «Электролиз растворов и расплавов», рассмотрим ее методические особенности.
--PAGE_BREAK--2. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ
2.1 Содержание и последовательность изложения
Тема «Электролиз растворов и расплавов» логически продолжает изучение закономерностей протекания химических реакций, смещения равновесия обратимых процессов и является одним из существенных вопросов теории растворов. Многие вопросы промышленности, металлургии связаны с явлением гидролиза солей, поскольку он является основой их устойчивости и равновесия.
Преподавание темы «Электролиз растворов и расплавов» начинается с 9 класса, первого полугодия. При изучении этой темы пользуются учебником химии под редакцией Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, также учебником за 8 — 9 класс под редакцией Н. С. Ахметова. Дидактическим материалом служит книга по химии для 8 — 9 классов под редакцией А. М. Радецкого, В. П. Горшкова; используются задания для самостоятельной роботы по химии за 9 класс под редакцией Р. П. Суровцева, С. В. Софронова; используется сборник задач по химии для средней школы и для поступающих в вузы под редакцией Г. П. Хомченко, И. Г. Хомченко. В 9 классе на изучение данной темы отводится 4 ч [1].
Электролиз растворов
Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании через электролит электрического тока. При электролизе катод является восстановителем, т. к. отдает электроны, а анод – окислителем, т. к. принимает электроны от анионов.
/>
Электролиз раствора хлорида меди(II)
Для выбора наиболее вероятного процесса на катоде и аноде при электролизе растворов с использованием инертного (нерастворимого) анода (например, графита, угля, платины, иридия) используют следующие правила.
1. На аноде образуются:
а) при электролизе растворов, содержащих анионы F–, />–, />, />, OH–, – O2;
б) при окислении анионов Сl–, Вr–, I–– соответственно Сl2, Вr2, I2.
2. На катоде образуются:
а) при электролизе растворов, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl3+, – Н2;
б) если ионы расположены в ряду напряжений правее водорода – металлы; в) если ионы расположены в ряду напряжений между Аl3+и H+, то на катоде могут протекать конкурирующие процессы – восстановление как металлов, так и водорода;
г) если водный раствор содержит катионы различных металлов, то их восстановление протекает в порядке уменьшения величины стандартного электродного потенциала (справа налево по ряду напряжений металлов).
В случае использования активного (растворимого) анода (из меди, серебра, цинка, никеля, кадмия) анод сам подвергается окислению (растворяется) и на катоде кроме катионов металла соли и ионов водорода восстанавливаются катионы металла, полученные при растворении анода. Восстановительные свойства металлов удобно сравнивать, используя электрохимический ряд напряжений, в который включен и водород. Восстановительная способность элементов в этом ряду уменьшается слева направо, в этом же направлении увеличивается окислительная способность соответствующих катионов.
/>
Электролиз расплавов электролитов
Рассмотрим электродные реакции на примере электролиза расплава хлорида натрия.
Под действием температуры ионная кристаллическая решетка NaCl разрушается на ионы Na+ и Cl-. Если погрузить в расплавленную соль два графитовых (инертных) электрода и подключить их к полюсам внешнего источника тока, то в электролите начнется направленное движение ионов и на электродах будут происходить следующие реакции:
а) восстановление ионов Na+ до металлического натрия (катодный процесс).
б) окисление ионов Cl- до газообразного хлора (анодный процесс).
NaCl
Ї
(-) K
¬ Na++ Cl-®
A (+)
/>
/>
Суммируя уравнения катодного и анодного процессов, (с учетом электронного баланса) получим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую при электролизе:
2NaCl = 2Na(ж) + Cl2(г)
Задания на закрепление материала
Задание 1. Составьте схему электролиза расплава бромида натрия.
/>
Задание 2.Составьте схему электролиза расплава сульфата натрия.
/>
Электролиз расплавов щелочей.
Задание 3. Составьте схему электролиза расплава гидроксида натрия. [3,4]
/>
3. МЕТОДИЧЕСКИЕ ОСОБЕННОСТИ ИЗУЧЕНИЯ ТЕМЫ: «ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ
Урок по теме: Электролиз"
Проверка, корректировка и углубление знаний учащихся по теме «Электролиз» через эксперимент и решение задач. — Формирование навыков техники выполнения эксперимента, умения решать расчетные и качественные задачи, составлять уравнения химических реакций, протекающих при электролизе растворов и расплавов электролитов.- Воспитание самостоятельности, организованности, формирование умения работать в группе, развитие творческих способностей, логического мышления, внимания, памяти.
Оборудование:компьютер, медиапроектор, кодоскоп, мультимедиа учебный курс «1 С: Образовательная коллекция. Общая и неорганическая химия 10-11 классы» (или таблица «Получение алюминия в промышленности»), презентация к уроку, источник питания на 4 В, раствор сульфата меди (II), прибор для проведения электролиза, лабораторные амперметры, ключи, реостаты, соединительные провода, зажимы, карточки с заданиями, текстами задач.
Ход урока
I. Организационный этап.(2-3 минуты) (слайд 1 приложения № 5)
Учитель химии: Здравствуйте, на прошлом уроке мы теоретически рассмотрели процессы, проходящие при электролизе. Сегодня продолжим изучение темы «Электролиз», практически применяя знаний. Закрепим умения: составлять уравнения химических реакций процессов, проходящих при электролизе расплавов и растворов электролитов; проводить расчеты по реакциям и с помощью законов Фарадея; практически проводить электролиз раствора. Будьте внимательны, активны, организованны. За практическое занятие вы получите итоговую оценку, основными показателями качества вашей работы будут четкость и глубина ответов, аккуратность выполнения эксперимента, правильное решение задач, выполнение домашнего задания (слайды 2,3).
II. Проверка домашнего задания.(15 минут)
Учитель физики: У доски работают 4 учащихся. Задания:
1 учащийся– вывести формулу заряда электрона,2 учащийся— написать уравнения электролиза раствора серной кислоты.3 учащийся— написать уравнения электролиза раствора хлорида ртути (II),4 учащийся— написать уравнения электролиза раствора фторида калия.
Остальные учащиеся пишут в тетрадях уравнения процессов, проходящих при электролизе раствора хлорида бария (один учащийся пишет эти уравнения на пленке для кодоскопа с последующей проверкой).Учитель химии контролирует работу учащихся у доски, учитель физики, проходя по классу, проверяет домашнее задание у каждого учащегося и фиксирует это в листе «Результатов и достижений учащихся».
III. Исследовательский этап. (25 минут)
Лабораторный эксперимент
Учитель физики: Ребята, для вас приготовлен раствор сульфата меди (II) (слайды 4,5) Выполните следующее задание: пропустите электрический ток через раствор медного купороса и определите, как изменится масса меди (судить по показаниям амперметра), выделившейся на катоде за один и тот же небольшой промежуток времени, при изменении условий, указанных в картах-заданиях (Приложение 1).
продолжение --PAGE_BREAK--Внимание:
На начало опыта электроды должны быть погружены в раствор наполовину.
Сделать отчет по форме:
а) запись уравнения реакции;
б) схема опыта;
в) полученный результат.
Перед проверкой выполненного каждой группой учащихся лабораторного эксперимента учитель физики на одной из опытных установок (на первой парте, например) меняет полюса подключения источника тока к угольным электродам, предварительно показав катод всем учащимся, обратив внимание на его характерную окраску. Поочередно спрашивает результат, полученный каждой группой при выполнении эксперимента. Затем включает кодоскоп, и учащиеся сравнивают свои результаты с записями на пленке кодоскопа, записывают общий вывод в тетрадь:
масса вещества выделяемого на электродах зависит от напряжения, концентрации раствора, температуры, расстояния между электродами, площади электродов (слайд 6)
Учитель химии:Вы экспериментально подтвердили, что с помощью электролиза можно получать разные вещества, в частности, медь. В промышленности электролизом получают и другие металлы, например алюминий.Далее следует сообщение учащегосяо получении алюминия в промышленности (приложение 2).
Демонстрационный эксперимент
Учитель физики: посмотрим на результат нашего эксперимента по замене полярности угольных электродов. (Отключает установку и достает электрод, который был покрыт медью. Учащиеся убеждаются, что электрод стал чистым). Формулируется вывод: медь, осевшая на катоде, прореагировала, когда он стал анодом.
Вопрос: Что произойдет, если анод будет из меди?
Учитель химии: Тогда процессы для раствора сульфата меди (II) будут следующими (слайд 8):
/>
Учащиеся записывают все в тетрадь. Учитель сообщает, что электролиз с растворимым анодом применяют для очистки металлов. Этот способ называется электролитическим рафинированием (приложение 3).
IV. Решение задач. (10 минут)
Учитель физики:переходим к следующей части занятия – решению задач. Вызывает к доске двух учащихся, которые решают задачи: № 1 и №2. Остальные учащиеся решают задачу № 3 в тетради (приложение 4).Один из учащихся решает задачу № 3 на пленке кодоскопа для последующей проверки.
После разбора задач-примеров, решенных на доске и задачи на пленке кодоскопа, учащимся предлагается выполнить самостоятельную работу по решению задач (уровень сложности задачи ученик может выбрать сам (приложение 4)
V. Самостоятельная работа. (25 минут) (приложение 4)
VI. Подведение итогов урока. (8 минут)
Учитель физики проводит собеседование с учащимися по вопросам (слайд 9):
-что сделано?
-что повторили?
-что узнали нового?
Далее выставляется итоговая оценка каждому учащемуся в лист «Результатов и достижений учащихся».
VII. Домашнее задание. (2 минуты)
Учитель химии комментирует домашнее задание.
Литература к уроку:
Касьянов В.А. Физика. 11 кл.: Учебник для общеобразоват. учреждений. — М.: Дрофа, 2007.
Рымкевич А.П. Физика. Задачник. 10-11 кл.: Пособие для общеобразоват. учеб. заведений. — М.: Дрофа, 2004.
Общая химия: учебник для 11 кл. общеобраз. учреждений с углубл. изуч. химии/ Габриелян О.С.и др. — М: Просвещение ,2006.
Урок 2. «Электролиз»
Цели:
— дать представление об электролизе как окислительно-восстановительном процессе;
— научить составлять схемы анодного и катодного процессов, о также уравнения электролиза;
— раскрыть значение электролиза для получения различных веществ.
Оборудование: лист фронтальной работы, ряд активности.
Ход урока.
I. Актуализация знаний.
1) Предложите способ получения Zn из ZnS.
(фронтально, 1 человек у доски).
Беседа после выполнения задания.
— Какой способ применяется для получения Zn из ZnS?
— В чем сущность пирометаллургического способа получения металлов?
— Какие еще способы получения металлов вам известны?
— В чем их сущность?
— А какой способ вы можете предложить для получения Na?
( идет обсуждение применения одного из известных способов)
— Почему ни один из известных вам способов не подходит для получения Na?
— Какие еще металлы нельзя получить известными вам способами?
II. Изложение нового материала.
Получить активные металлы удалось только после открытия электричества и сегодня мы познакомимся с этим способом получения. Тема урока: «Электролиз».
1) Беседа.
— Какие вещества называются электролитами?
— За счет чего электролиты проводят электрический ток?
— Как катионы и анионы электролитов движутся в растворе или расплаве при обычных условиях?
— А что произойдет, если в раствор или расплав электролита погрузить электроды и пропустить электрический ток?
+ катионы движутся к катоду –
— анионы движутся к аноду +
— К / Кn+ + ne — K0 / восстановление
+А / An — -ne — A0/ окисление
Электролиз – это окислительно – восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.
Пример 1.
NaCl р-в = Na+ + Cl-
-K / Na+ +1e = Na0/ 2 / восстановление
+A / 2Cl — — 2e = Cl20/ 1 / окисление
2NaCl электролиз 2Na + Cl2
Восстановительное и окислительное действие электрического тока во много раз сильнее действия самых сильных химических окислителей. Электролиз водных растворов протекает иначе, чем в расплавах.
Пример 2.
NaCl р-в = Na+ + Cl-
— K / 2h3O + 2e = h30+ 2OH — / 1 / восстановление
+A / 2Cl — — 2e = Cl20 / 1 / окисление
2NaCl + 2h3Oэлектролиз2NaOH +h3 + Cl2
продолжение --PAGE_BREAK--— Почему же в растворах электролиз протекает иначе, чем в расплавах?
III. Работа с фронтальным листом
Задание: заполнить пропуски по ходу объяснения.
а) Правила восстановления катионов на катоде.
Ряд активности металлов:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, / Be, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, P, h3, / Sb, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
I II III
I группа – активные металлы – не восстанавливаются, вместо них восстанавливается вода.
II группа – менее активные металлы – восстанавливаются вместе с водой.
III группа – неактивные металлы – восстанавливаются.
б) Правила окисления анионов на аноде.
Cl-, Br-, S2-, I — и другие бескислородные анионы – окисляются.
SO42-, NO3-, PO43-, CO32- и другие кислородсодержащие анионы — не окисляются, вместо них окисляется вода.
— K / 2h3O + 2e = h30+ 2OH — / 2 / восстановление
+А / 2h3O — 4e = O20+4H+ /1 / окисление
в) Выполните задание.
— Составьте схему анодного и катодного процессов и уравнение электролиза следующих электролитов с комментариями:
1) CuSO4 р-р;
2) К2СО3 р-р;
3) СаBr2 р-в.
Вывод! Электролиз – это_______________, он применяется для_________________.
Закрепление.
Работа с тестом. (5 минут).
Тест по теме: «Электролиз».
Вариант 1.
При электролизе водного раствора какого вещества происходит разложение воды на кислород и водород?
1)NaCl, 2) CuSO4, 3) Na2SO4, 4)AgNO3.
При электролизе водного раствора какого вещества не происходит разложения воды на кислород и водород?
1) NaOH, 2) MgSO4, 3) MgCl2, 4) KOH.
Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора
Формула вещества Продукты электролиза
1) KOH A) h3, O2.
2) CuSO4 Б) h3, Cl2.
3) K3PO4B) K, h3, O2.
4) KCl Г) K, Cl2.
Д) Cu, O2.
E) Cu, O2, SO2.
Установите соответствие между формулой вещества и коэффициентом перед ней в уравнении электролиза раствора.
Ch4COONa + h3O = C2H6 + CO2 + NaOH + h3
Формула вещества Коэффициент
1) Ch4COOH A) 1
2) C2H6 Б) 3
3) NaOH B) 2
4) h3 Г) 4
Д) 0
Установите соответствие между металлом и источником его электролитического получения.
Название металла Источник
1) Натрий А) Расплав нитрата
2) Магний Б) Раствор гидроксида
3) Медь В) Расплав хлорида
4) Свинец Г) Расплав оксида
Д) Раствор оксида в расплавленном
криолите
Е) Водный раствор солей.
9. Домашнее задание. & 8, упр. 2 (б), сообщение «Применение электролиза».
10. Приложение.
Лист фронтальной работы по теме: «Электролиз»
Задание: заполнить пропуски по ходу объяснения.
а) Правила восстановления катионов на катоде.
Ряд активности металлов:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, / Be, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, P, h3, / Sb, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
I II III
I группа –____________– не восстанавливаются, вместо них восстанавливается вода.
II группа –______________– восстанавливаются вместе с водой.
III группа________________– восстанавливаются.
б) Правила окисления анионов на аноде.
______________________________________- окисляются.
____________________- не окисляются, вместо них окисляется вода.
Катодный и анодный процесс, протекающий с участием воды:
— K / 2h3O + 2e = h30+ 2OH — / 2 / восстановление
+А / 2h3O — 4e = O20+4H+ /1 / окисление
в) Выполните задание.
Составьте схему анодного и катодного процессов и уравнение электролиза следующих электролитов с комментариями:
1) CuSO4 р-р;
2) К2СО3 р-р;
3) СаBr2 р-в.
Вывод! Электролиз – это__________, он применяется для____________[5,6].
ЛИТЕРАТУРА
Кузнецова Л.М., Дронова Н.Ю., Евстигнеева Т.А. К методике изучения химической кинетики и химического равновесия // Химия в школе. – 2001. – № 9. – с.7.
Кузнецова Н.Е. Методика преподавания химии: Учеб. пособие для студентов пед. ин-тов по хим. и биол. спец. – М.: Просвещение, 1984. –415 с., ил.
Кузнецова Н.Е. Формирование систем понятий при обучении химии. – М.: Просвещение, 1989. – 144 с.
Чернобельская Г.М. Методика обучения химии в средней школе: Учеб. для студ. высш. учеб. заведений. – М.: Гуманит. изд. центр ВЛАДОС, 2000. – 336 с.
Шелинский Г.И. Насущные вопросы формирования важнейших химических понятий химии на начальном этапе обучения // Химия в школе. – 2001. – № 5. – с.17.
Стабалдина С.Т. Принципы и законы диалектики в обучении химии // Химия в школе. – 2003. – № 7. – с.16.
www.ronl.ru
курсовая работа
Формирование и развитие химических понятий при изучении темы: «Электролиз растворов и расплавов»
СОДЕРЖАНИЕ
ВВЕДЕНИЕ
1. ЭТАПЫ ФОРМИРОВАНИЯ ПОНЯТИЯ «ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ»
2. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ
2.1 Содержание и последовательность изложения
3. МЕТОДИЧЕСКИЕ ОСОБЕННОСТИ ИЗУЧЕНИЯ ТЕМЫ: «ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ
ЛИТЕРАТУРА
ВВЕДЕНИЕ
В современных условиях одной из самых актуальных проблем методики преподавания химии в школе становится обеспечение практической ориентированности предметного знания. Это означает необходимость выявления тесной взаимосвязи между изучаемыми теоретическими положениями и практикой жизни, демонстрации прикладного характера химических знаний. Единство теоретического и прикладного материала в процессе преподавания – один из реальных путей реализации специфического требования современной педагогики средней школы о том, чтобы школьник в максимально возможной мере усваивал учебный материал непосредственно в классе.
Актуальность выбранной темы заключается в том, что изучение раздела об электролизе позволяет показать связь теории и практики, дает возможность продемонстрировать применение химической науки, ее законов к практической деятельности человека, рассмотреть проблему охраны окружающей среды, развивать у учащихся интерес к химии, к труду, связанному со знанием химии.
1. ЭТАПЫ ФОРМИРОВАНИЯ ПОНЯТИЯ «ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ»
В силу того, что понятие химическая реакция является достаточно сложным и многогранным, сформировать полное представление обо всех его сторонах, раскрыть всю его философскую сущность невозможно за короткий промежуток времени. Более того, данное понятие формируется на протяжении всего курса обучения химии.
Понятие «химическая реакция» формируется поэтапно [1].
Первый этап (8 класс). На первоначальных этапах изучения химии используется индуктивный подход. В основе изучения, как источник химического познания лежит химический эксперимент. В результате наблюдения за экспериментом учащиеся осознают образования новых веществ в ходе протекания химической реакции. Но в экспериментальном изучении реакций не уделяется внимания ее сущности, акцент делается на внешние проявления (изменение окраски раствора, выделение газа, выпадение осадка).
Понятие о химической реакции начинает формироваться с самых первых уроков. Сначала дают понятие о явлениях, происходящих в природе, повседневной жизни, быту, разграничивая явления на физические и химические. А затем сообщают учащимся о тождественности понятий «химическое явление» и «химическая реакция». На уровне атомно-молекулярного учения разъясняют, как можно по внешним признакам обнаружить протекание химической реакции.
Классификация химических реакций дается на уровне сравнения числа исходных и полученных веществ. При этом учащиеся используют такие мыслительные приемы как сравнение, анализ, синтез, обобщение. Все эти сведения включены в раздел «Первоначальные химические понятия». Далее все стороны системы понятий о химической реакции должны расширяться и дополняться новыми данными, т. е начинается этап накопления. Закономерности протекания химической реакции разбираются на простейших примерах: так влияние температуры рассматривается на реакции образования сульфида железа, реакции окисления рассматриваются как процесс соединения вещества с кислородом, понятие о реакциях обмена на примере взаимодействия кислот с оксидами и т.д.
На втором этапе (8 класс) понятие о химической реакции получает дальнейшее развитие. Начинают формироваться энергетические представления о химических реакциях. Рассматривается понятие об экзо- и эндотермических реакциях, вводится новое понятие о тепловом эффекте химической реакции, термохимических уравнениях и их составлении. При изучении энергетических эффектов появляется возможность показать не только качественную, но и количественную сторону химической реакции. Количественные отношения веществ, вступивших в реакцию, трактуются как молярные отношения реагирующих веществ.
На третьем этапе (8 класс) формирования понятие «химическая реакция» претерпевает качественные изменения в теме «Химическая связь. Строение вещества». В данной теме химическая реакция начинает трактоваться как разрушение одних связей и образование других. Рассматривается это на примере окислительно-восстановительных реакций. Механизм этих реакций объясняют с точки зрения перехода электронов, поднимаясь тем самым на более высокий теоретический уровень.
На основе нового понятия «степень окисления» анализируют известные учащимся реакции разных типов, доказывая тем самым, что среди реакций любого типа можно найти окислительно-восстановительные.
В теме «Подгруппа кислорода» вводится новое понятие аллотропия и соответствующие ей новый тип реакций — аллотропные превращения.
Четвертый этап (9 класс). В разделе «Закономерности химической реакции» вводится понятие о скорости химической реакции и о влияющих на нее факторах (температура, концентрация, поверхность соприкосновения). Здесь же рассматривается вопрос об обратимости химической реакции и о химическом равновесии. Необходимо подчеркнуть динамический характер химического равновесия, факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Таким образом, учащиеся знакомятся еще с одним типом химической реакции — обратимыми.
Этап пятый. На данном этапе происходит знакомство учащихся с такой важной темой как «электролиз растворов и расплавов». Она помимо мировоззренческого значения (иллюстрация единства и борьбы противоположностей – моляризации и диссоциации) вносит много нового в объяснение механизма реакций. Далее изучение химической реакции происходит дедуктивно. Знания, сформированные на базе перечисленных теорий, применяются для объяснения фактов и явлений и прогнозирования протекания процессов.
Этап шестой (9 – 10 классы). Дальнейшие развитие понятия о химической реакции осуществляется в курсе органической химии. Дополняются понятия о классификации химических реакций, вводятся новые типы реакций, например реакции изомеризации, полимеризации, этерификации и др. В органике вводится качественно новый материал и в понятие о механизмах реакций. Так, например, рассматривается свободнорадикальный механизм на примере реакций замещения (галогенирование алканов), присоединения (полимеризация), отщепления (крекинг). Расширяется понятие об ионном механизме химической реакции: приводятся примеры присоединения неорганических соединений к алкенам, реакций замещения при гидролизе галогеналканов.
Дополняется также система понятий о закономерностях протекания химических реакций. При развитии понятия «скорость химической реакции» отмечается влияние энергии связи и ее типа. Знания о катализе и катализаторах дополняются в органике знаниями о ферментах.
Этап седьмой (11 класс). На завершающем этапе обучения подводятся итоги, обобщаются знания о химических реакциях. В конце обучения учащиеся должны суметь охарактеризовать предложенную им в качестве примера химическую реакцию в свете компонентов ее содержания.
Формирование знаний о типах химических реакций
Изучение атомно-молекулярного учения и первоначальных химических понятий, а также некоторое накопление фактов позволяет более осмысленно подойти к классификации реакций.
Первое ознакомление с классификацией веществ показывает, что в ее основу положен их состав и свойства: вещества делятся на простые и сложные (по составу), а простые вещества на металлы и неметаллы (по свойствам).
Таким образом, всякая классификация явлений, предметов, веществ связана с выбором каких то существенных признаков, которые можно положить в основу деления предметов или явлений на группы [2].
Можно ли классифицировать химические реакции? Что положить в основу их классификации?
Сущность всякой химической реакции состоит в изменении состава молекул веществ, взятых для реакции. Поэтому характер этих изменений и нужно положить основу классификации химических реакций. После разъяснения поставленной перед учащимися проблемы можно предложить назвать известные им реакции и написать на доске уравнения этих реакций.
Fe + S= FeS
Cu + O2 =CuO
Mg + O2 = MgO
h3O= h3 + O2
После написания уравнений учитель совместно с учащимися выясняет, какие из них сходны по характеру изменения состава молекул.
В одних случаях из молекул одного вещества получается 2 молекулы других веществ – это реакции разложения, в других, наоборот, из молекул двух веществ образуется одна молекула нового вещества – это реакции соединения. Учитель совместно с учащимися, анализируя данные выводы, выясняет, всегда ли из молекул одного сложного вещества образуются молекулы простого вещества. Для ответа на данный вопрос учитель проводит реакцию разложения, например малахита или перманганата калия.
Таким образом, учащиеся осознают, что в ходе разложения сложных веществ могут образоваться как сложные, так и простые вещества (либо их смесь). В заключении учащиеся зарисовывают схему данного опыта, делают необходимые пометки к чертежу и записывают уравнения реакции.
Далее при формировании у учащихся понятия о типах реакций, учитель вновь выдвигает проблему: могут ли во время протекания химической реакции происходить какие-либо другие перегруппировки атомов кроме тех, которые происходят при химических реакциях присоединения и разложения?
Для ответа на этот вопрос учитель демонстрирует ученикам опыт между раствором CuCl2 и железом (железным гвоздем). В ходе процесса железный гвоздь покрывается налетом меди. Учитель задает вопрос: можно ли данную реакцию отнести к реакциям соединения или разложения? Для ответа на этот вопрос учитель записывает на доске уравнение реакции (связывая тем самым модель процесса с реальным, только что проведенным опытом) и поясняет, что ни к тому, ни к другому типу данную реакцию отнести нельзя, поскольку в ходе процесса из молекул двух веществ образуется также две молекулы новых веществ. А значит, есть основание выделить еще один тип реакции. Это третий тип химической реакции, который называется замещением (вытеснением). Необходимо подчеркнуть, что в реакцию замещения вступает одно простое и одно сложное вещество.
В завершении урока учащиеся выполняют ряд упражнений по данной теме, приобретая и закрепляя тем самым навыки работы с новым материалом. Кроме того, по данной теме учащимся задается задание на дом.
Как видно из вышеперечисленного, в ходе урока учитель при объяснении данного материала использует методы беседы, рассказа, объяснения. Благодаря наводящим вопросам, учащиеся включаются в мыслительный процесс. Здесь рационально использовать наглядность, в качестве которой ведущую роль отводят химическому эксперименту. Важно провести связь типов реакций с процессами, происходящими в жизни (например, процесс выделения меди на железном гвозде свидетельствует о его разрушении, данный процесс разрушения металла присутствует повсеместно). Самой трудной темой в курсе химии средней школя является «Электролиз растворов и расплавов», рассмотрим ее методические особенности.
--PAGE_BREAK--2. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ
2.1 Содержание и последовательность изложения
Тема «Электролиз растворов и расплавов» логически продолжает изучение закономерностей протекания химических реакций, смещения равновесия обратимых процессов и является одним из существенных вопросов теории растворов. Многие вопросы промышленности, металлургии связаны с явлением гидролиза солей, поскольку он является основой их устойчивости и равновесия.
Преподавание темы «Электролиз растворов и расплавов» начинается с 9 класса, первого полугодия. При изучении этой темы пользуются учебником химии под редакцией Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, также учебником за 8 — 9 класс под редакцией Н. С. Ахметова. Дидактическим материалом служит книга по химии для 8 — 9 классов под редакцией А. М. Радецкого, В. П. Горшкова; используются задания для самостоятельной роботы по химии за 9 класс под редакцией Р. П. Суровцева, С. В. Софронова; используется сборник задач по химии для средней школы и для поступающих в вузы под редакцией Г. П. Хомченко, И. Г. Хомченко. В 9 классе на изучение данной темы отводится 4 ч [1].
Электролиз растворов
Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании через электролит электрического тока. При электролизе катод является восстановителем, т. к. отдает электроны, а анод – окислителем, т. к. принимает электроны от анионов.
/>
Электролиз раствора хлорида меди(II)
Для выбора наиболее вероятного процесса на катоде и аноде при электролизе растворов с использованием инертного (нерастворимого) анода (например, графита, угля, платины, иридия) используют следующие правила.
1. На аноде образуются:
а) при электролизе растворов, содержащих анионы F–, />–, />, />, OH–, – O2;
б) при окислении анионов Сl–, Вr–, I–– соответственно Сl2, Вr2, I2.
2. На катоде образуются:
а) при электролизе растворов, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl3+, – Н2;
б) если ионы расположены в ряду напряжений правее водорода – металлы; в) если ионы расположены в ряду напряжений между Аl3+и H+, то на катоде могут протекать конкурирующие процессы – восстановление как металлов, так и водорода;
г) если водный раствор содержит катионы различных металлов, то их восстановление протекает в порядке уменьшения величины стандартного электродного потенциала (справа налево по ряду напряжений металлов).
В случае использования активного (растворимого) анода (из меди, серебра, цинка, никеля, кадмия) анод сам подвергается окислению (растворяется) и на катоде кроме катионов металла соли и ионов водорода восстанавливаются катионы металла, полученные при растворении анода. Восстановительные свойства металлов удобно сравнивать, используя электрохимический ряд напряжений, в который включен и водород. Восстановительная способность элементов в этом ряду уменьшается слева направо, в этом же направлении увеличивается окислительная способность соответствующих катионов.
/>
Электролиз расплавов электролитов
Рассмотрим электродные реакции на примере электролиза расплава хлорида натрия.
Под действием температуры ионная кристаллическая решетка NaCl разрушается на ионы Na+ и Cl-. Если погрузить в расплавленную соль два графитовых (инертных) электрода и подключить их к полюсам внешнего источника тока, то в электролите начнется направленное движение ионов и на электродах будут происходить следующие реакции:
а) восстановление ионов Na+ до металлического натрия (катодный процесс).
б) окисление ионов Cl- до газообразного хлора (анодный процесс).
NaCl
Ї
(-) K
¬ Na++ Cl-®
A (+)
/>
/>
Суммируя уравнения катодного и анодного процессов, (с учетом электронного баланса) получим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую при электролизе:
2NaCl = 2Na(ж) + Cl2(г)
Задания на закрепление материала
Задание 1. Составьте схему электролиза расплава бромида натрия.
/>
Задание 2.Составьте схему электролиза расплава сульфата натрия.
/>
Электролиз расплавов щелочей.
Задание 3. Составьте схему электролиза расплава гидроксида натрия. [3,4]
/>
3. МЕТОДИЧЕСКИЕ ОСОБЕННОСТИ ИЗУЧЕНИЯ ТЕМЫ: «ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ
Урок по теме: Электролиз"
Проверка, корректировка и углубление знаний учащихся по теме «Электролиз» через эксперимент и решение задач. — Формирование навыков техники выполнения эксперимента, умения решать расчетные и качественные задачи, составлять уравнения химических реакций, протекающих при электролизе растворов и расплавов электролитов.- Воспитание самостоятельности, организованности, формирование умения работать в группе, развитие творческих способностей, логического мышления, внимания, памяти.
Оборудование:компьютер, медиапроектор, кодоскоп, мультимедиа учебный курс «1 С: Образовательная коллекция. Общая и неорганическая химия 10-11 классы» (или таблица «Получение алюминия в промышленности»), презентация к уроку, источник питания на 4 В, раствор сульфата меди (II), прибор для проведения электролиза, лабораторные амперметры, ключи, реостаты, соединительные провода, зажимы, карточки с заданиями, текстами задач.
Ход урока
I. Организационный этап.(2-3 минуты) (слайд 1 приложения № 5)
Учитель химии: Здравствуйте, на прошлом уроке мы теоретически рассмотрели процессы, проходящие при электролизе. Сегодня продолжим изучение темы «Электролиз», практически применяя знаний. Закрепим умения: составлять уравнения химических реакций процессов, проходящих при электролизе расплавов и растворов электролитов; проводить расчеты по реакциям и с помощью законов Фарадея; практически проводить электролиз раствора. Будьте внимательны, активны, организованны. За практическое занятие вы получите итоговую оценку, основными показателями качества вашей работы будут четкость и глубина ответов, аккуратность выполнения эксперимента, правильное решение задач, выполнение домашнего задания (слайды 2,3).
II. Проверка домашнего задания.(15 минут)
Учитель физики: У доски работают 4 учащихся. Задания:
1 учащийся– вывести формулу заряда электрона,2 учащийся— написать уравнения электролиза раствора серной кислоты.3 учащийся— написать уравнения электролиза раствора хлорида ртути (II),4 учащийся— написать уравнения электролиза раствора фторида калия.
Остальные учащиеся пишут в тетрадях уравнения процессов, проходящих при электролизе раствора хлорида бария (один учащийся пишет эти уравнения на пленке для кодоскопа с последующей проверкой).Учитель химии контролирует работу учащихся у доски, учитель физики, проходя по классу, проверяет домашнее задание у каждого учащегося и фиксирует это в листе «Результатов и достижений учащихся».
III. Исследовательский этап. (25 минут)
Лабораторный эксперимент
Учитель физики: Ребята, для вас приготовлен раствор сульфата меди (II) (слайды 4,5) Выполните следующее задание: пропустите электрический ток через раствор медного купороса и определите, как изменится масса меди (судить по показаниям амперметра), выделившейся на катоде за один и тот же небольшой промежуток времени, при изменении условий, указанных в картах-заданиях (Приложение 1).
продолжение --PAGE_BREAK--Внимание:
На начало опыта электроды должны быть погружены в раствор наполовину.
Сделать отчет по форме:
а) запись уравнения реакции;
б) схема опыта;
в) полученный результат.
Перед проверкой выполненного каждой группой учащихся лабораторного эксперимента учитель физики на одной из опытных установок (на первой парте, например) меняет полюса подключения источника тока к угольным электродам, предварительно показав катод всем учащимся, обратив внимание на его характерную окраску. Поочередно спрашивает результат, полученный каждой группой при выполнении эксперимента. Затем включает кодоскоп, и учащиеся сравнивают свои результаты с записями на пленке кодоскопа, записывают общий вывод в тетрадь:
масса вещества выделяемого на электродах зависит от напряжения, концентрации раствора, температуры, расстояния между электродами, площади электродов (слайд 6)
Учитель химии:Вы экспериментально подтвердили, что с помощью электролиза можно получать разные вещества, в частности, медь. В промышленности электролизом получают и другие металлы, например алюминий.Далее следует сообщение учащегосяо получении алюминия в промышленности (приложение 2).
Демонстрационный эксперимент
Учитель физики: посмотрим на результат нашего эксперимента по замене полярности угольных электродов. (Отключает установку и достает электрод, который был покрыт медью. Учащиеся убеждаются, что электрод стал чистым). Формулируется вывод: медь, осевшая на катоде, прореагировала, когда он стал анодом.
Вопрос: Что произойдет, если анод будет из меди?
Учитель химии: Тогда процессы для раствора сульфата меди (II) будут следующими (слайд 8):
/>
Учащиеся записывают все в тетрадь. Учитель сообщает, что электролиз с растворимым анодом применяют для очистки металлов. Этот способ называется электролитическим рафинированием (приложение 3).
IV. Решение задач. (10 минут)
Учитель физики:переходим к следующей части занятия – решению задач. Вызывает к доске двух учащихся, которые решают задачи: № 1 и №2. Остальные учащиеся решают задачу № 3 в тетради (приложение 4).Один из учащихся решает задачу № 3 на пленке кодоскопа для последующей проверки.
После разбора задач-примеров, решенных на доске и задачи на пленке кодоскопа, учащимся предлагается выполнить самостоятельную работу по решению задач (уровень сложности задачи ученик может выбрать сам (приложение 4)
V. Самостоятельная работа. (25 минут) (приложение 4)
VI. Подведение итогов урока. (8 минут)
Учитель физики проводит собеседование с учащимися по вопросам (слайд 9):
-что сделано?
-что повторили?
-что узнали нового?
Далее выставляется итоговая оценка каждому учащемуся в лист «Результатов и достижений учащихся».
VII. Домашнее задание. (2 минуты)
Учитель химии комментирует домашнее задание.
Литература к уроку:
Касьянов В.А. Физика. 11 кл.: Учебник для общеобразоват. учреждений. — М.: Дрофа, 2007.
Рымкевич А.П. Физика. Задачник. 10-11 кл.: Пособие для общеобразоват. учеб. заведений. — М.: Дрофа, 2004.
Общая химия: учебник для 11 кл. общеобраз. учреждений с углубл. изуч. химии/ Габриелян О.С.и др. — М: Просвещение ,2006.
Урок 2. «Электролиз»
Цели:
— дать представление об электролизе как окислительно-восстановительном процессе;
— научить составлять схемы анодного и катодного процессов, о также уравнения электролиза;
— раскрыть значение электролиза для получения различных веществ.
Оборудование: лист фронтальной работы, ряд активности.
Ход урока.
I. Актуализация знаний.
1) Предложите способ получения Zn из ZnS.
(фронтально, 1 человек у доски).
Беседа после выполнения задания.
— Какой способ применяется для получения Zn из ZnS?
— В чем сущность пирометаллургического способа получения металлов?
— Какие еще способы получения металлов вам известны?
— В чем их сущность?
— А какой способ вы можете предложить для получения Na?
( идет обсуждение применения одного из известных способов)
— Почему ни один из известных вам способов не подходит для получения Na?
— Какие еще металлы нельзя получить известными вам способами?
II. Изложение нового материала.
Получить активные металлы удалось только после открытия электричества и сегодня мы познакомимся с этим способом получения. Тема урока: «Электролиз».
1) Беседа.
— Какие вещества называются электролитами?
— За счет чего электролиты проводят электрический ток?
— Как катионы и анионы электролитов движутся в растворе или расплаве при обычных условиях?
— А что произойдет, если в раствор или расплав электролита погрузить электроды и пропустить электрический ток?
+ катионы движутся к катоду –
— анионы движутся к аноду +
— К / Кn+ + ne — K0 / восстановление
+А / An — -ne — A0/ окисление
Электролиз – это окислительно – восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.
Пример 1.
NaCl р-в = Na+ + Cl-
-K / Na+ +1e = Na0/ 2 / восстановление
+A / 2Cl — — 2e = Cl20/ 1 / окисление
2NaCl электролиз 2Na + Cl2
Восстановительное и окислительное действие электрического тока во много раз сильнее действия самых сильных химических окислителей. Электролиз водных растворов протекает иначе, чем в расплавах.
Пример 2.
NaCl р-в = Na+ + Cl-
— K / 2h3O + 2e = h30+ 2OH — / 1 / восстановление
+A / 2Cl — — 2e = Cl20 / 1 / окисление
2NaCl + 2h3Oэлектролиз2NaOH +h3 + Cl2
продолжение --PAGE_BREAK--— Почему же в растворах электролиз протекает иначе, чем в расплавах?
III. Работа с фронтальным листом
Задание: заполнить пропуски по ходу объяснения.
а) Правила восстановления катионов на катоде.
Ряд активности металлов:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, / Be, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, P, h3, / Sb, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
I II III
I группа – активные металлы – не восстанавливаются, вместо них восстанавливается вода.
II группа – менее активные металлы – восстанавливаются вместе с водой.
III группа – неактивные металлы – восстанавливаются.
б) Правила окисления анионов на аноде.
Cl-, Br-, S2-, I — и другие бескислородные анионы – окисляются.
SO42-, NO3-, PO43-, CO32- и другие кислородсодержащие анионы — не окисляются, вместо них окисляется вода.
— K / 2h3O + 2e = h30+ 2OH — / 2 / восстановление
+А / 2h3O — 4e = O20+4H+ /1 / окисление
в) Выполните задание.
— Составьте схему анодного и катодного процессов и уравнение электролиза следующих электролитов с комментариями:
1) CuSO4 р-р;
2) К2СО3 р-р;
3) СаBr2 р-в.
Вывод! Электролиз – это_______________, он применяется для_________________.
Закрепление.
Работа с тестом. (5 минут).
Тест по теме: «Электролиз».
Вариант 1.
При электролизе водного раствора какого вещества происходит разложение воды на кислород и водород?
1)NaCl, 2) CuSO4, 3) Na2SO4, 4)AgNO3.
При электролизе водного раствора какого вещества не происходит разложения воды на кислород и водород?
1) NaOH, 2) MgSO4, 3) MgCl2, 4) KOH.
Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора
Формула вещества Продукты электролиза
1) KOH A) h3, O2.
2) CuSO4 Б) h3, Cl2.
3) K3PO4B) K, h3, O2.
4) KCl Г) K, Cl2.
Д) Cu, O2.
E) Cu, O2, SO2.
Установите соответствие между формулой вещества и коэффициентом перед ней в уравнении электролиза раствора.
Ch4COONa + h3O = C2H6 + CO2 + NaOH + h3
Формула вещества Коэффициент
1) Ch4COOH A) 1
2) C2H6 Б) 3
3) NaOH B) 2
4) h3 Г) 4
Д) 0
Установите соответствие между металлом и источником его электролитического получения.
Название металла Источник
1) Натрий А) Расплав нитрата
2) Магний Б) Раствор гидроксида
3) Медь В) Расплав хлорида
4) Свинец Г) Расплав оксида
Д) Раствор оксида в расплавленном
криолите
Е) Водный раствор солей.
9. Домашнее задание. & 8, упр. 2 (б), сообщение «Применение электролиза».
10. Приложение.
Лист фронтальной работы по теме: «Электролиз»
Задание: заполнить пропуски по ходу объяснения.
а) Правила восстановления катионов на катоде.
Ряд активности металлов:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, / Be, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, P, h3, / Sb, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
I II III
I группа –____________– не восстанавливаются, вместо них восстанавливается вода.
II группа –______________– восстанавливаются вместе с водой.
III группа________________– восстанавливаются.
б) Правила окисления анионов на аноде.
______________________________________- окисляются.
____________________- не окисляются, вместо них окисляется вода.
Катодный и анодный процесс, протекающий с участием воды:
— K / 2h3O + 2e = h30+ 2OH — / 2 / восстановление
+А / 2h3O — 4e = O20+4H+ /1 / окисление
в) Выполните задание.
Составьте схему анодного и катодного процессов и уравнение электролиза следующих электролитов с комментариями:
1) CuSO4 р-р;
2) К2СО3 р-р;
3) СаBr2 р-в.
Вывод! Электролиз – это__________, он применяется для____________[5,6].
ЛИТЕРАТУРА
Кузнецова Л.М., Дронова Н.Ю., Евстигнеева Т.А. К методике изучения химической кинетики и химического равновесия // Химия в школе. – 2001. – № 9. – с.7.
Кузнецова Н.Е. Методика преподавания химии: Учеб. пособие для студентов пед. ин-тов по хим. и биол. спец. – М.: Просвещение, 1984. –415 с., ил.
Кузнецова Н.Е. Формирование систем понятий при обучении химии. – М.: Просвещение, 1989. – 144 с.
Чернобельская Г.М. Методика обучения химии в средней школе: Учеб. для студ. высш. учеб. заведений. – М.: Гуманит. изд. центр ВЛАДОС, 2000. – 336 с.
Шелинский Г.И. Насущные вопросы формирования важнейших химических понятий химии на начальном этапе обучения // Химия в школе. – 2001. – № 5. – с.17.
Стабалдина С.Т. Принципы и законы диалектики в обучении химии // Химия в школе. – 2003. – № 7. – с.16.
www.ronl.ru
Электролиз и сферы его применения.
Содержание
Электролиз протекает только в тех средах, которые проводят электрический ток. Способностью проводить ток обладают также водные растворы оснований и солей. Безводные кислоты – очень плохие проводники, но водные растворы кислот хорошо проводят ток. Растворы кислот, оснований и солей в других жидкостях в большинстве случаев тока не проводят, но и осмотическое давление таких растворов оказывается нормальным, точно так же не проводят тока водные растворы сахара, спирта, глицерина и другие растворы с нормальным осмотическим давлением.Различные отношения веществ к электрическому току можно иллюстрировать следующим опытом:Соединим провода идущие от осветительной сети, с двумя угольными электродами. В один из проводов включим электрическую лампу, позволяющую грубо судить о наличии тока в цепи. Погрузим теперь свободные концы электродов в сухую поваренную соль или безводную серную кислоту. Лампа не загорается, т.к. эти вещества не проводят тока и цепь остается не замкнутой. То же самое происходит, если погрузить электроды в стакан с чистой дистиллированной водой. Но стоит только растворить в воде немного соли или прибавить к ней какой-нибудь кислоты или основания, как лампа тотчас же начинает ярко светиться. Свечение прекращается если опустить электроды в раствор сахара или глицерина и т.п.Таким образом, среди растворов способностью проводить ток обладают преимущественно водные растворы кислот, оснований и солей. Сухие соли, безводные кислоты и основания (в твердом виде) тока не проводят; почти не проводит тока чистая вода, очевидно, что при растворении в воде кислоты основания или соли подвергаются каким-то глубоким изменениям, которые и обуславливают электропроводность получаемых растворов.Электрический ток, проходя через растворы, вызывает в них, так же как и в расплавах, химические изменения, выражающиеся в том, что из растворов выделяются продукты разложения растворенного вещества или растворителя. Вещества, растворы которые проводят электрический ток, получили названия электролитов. Электролитами являются кислоты, основания и соли.Химический процесс, происходящий при пропускании тока через раствор электролита, называется электролизом. Исследуя продукты, выделяющиеся у электрода, при электролизе кислот, оснований и солей, установили, что у катодов всегда выделяются металлы и водород, а у анода кислотные остатки или гидроксильные группы, которые затем подвергаются дальнейшим изменениям. Таким образом, первичными продуктами электролиза оказываются те же части кислот, оснований и солей, которые при реакциях обмена, не изменяются, переходят из одного вещества в другое.Теперь, рассмотрим процесс электролиза подробнее.Через проводники первого рода электричество переносится электронами, а через проводники второго рода—ионами. В тех местах электрической цепи, где проводник первого рода граничит с проводником второго рода, электроны вступают во взаимодействие с ионами—происходят электрохимические процессы. Если эти процессы протекают самопроизвольно, то система называется химическим источником энергии. Если же их протекание обусловлено подводом электрической энергии извне, то происходит электролиз.Примером электролиза может служить электролиз расплава хлорида магния. При прохождении тока через расплав MgCl
2 катионы магния по действием электрического поля движутся к отрицательному электроду. Здесь, взаимодействуя с приходящими по внешней цепи электронами, они восстанавливаются: Анионы хлора перемещаются к положительному электроду, и, отдавая избыточные электроны, окисляются. При этом первичным процессом является собственно электрохимическая стадия—окисление ионов хлора, а вторичным—связывание образующихся атомов хлора в молекулы. Складывая уравнения процессов, протекающих у электродов, получим суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, происходящей при электролизе расплава MgCl2:Mg2+ 2Cl-l=Mg + Cl2Эта реакция не может протекать самопроизвольно; энергия, необходимая для её осуществления, поступает от внешнего источника тока.Как и в случае химического источника электрической энергии, электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом; электрод, на котором происходит окисление, называется анодом. Но при электролизе катод заряжен отрицательно, а анод—положительно, т.е. распределение знаков заряда электродов противоположно тому, которое имеется при работе гальванического элемента. При электролизе химическая реакция осуществляется за счёт энергии электрического тока, подводимой извне, в то время как при работе гальванического элемента энергия самопроизвольно протекающей в нем химической реакции превращается в электрическую энергию. На основании этого были выведены следующие законы: Первый закон Фарадея
если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.Электрохимические эквиваленты различных веществ относятся, как их химические эквиваленты.
Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент
, где — постоянная Фарадея.
Первый закон Фарадея записывается в следующем виде:
где — молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), — время, в течение которого проводился электролиз, — постоянная Фарадея, — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).
Не все вещества будут электролизироваться при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.
| Катионы активных металлов | Катионы менее активных металлов | Катионы неактивных металлов |
| Li+, Cs+, Rb+, K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Be2+, Al3+ | Mn2+, Cr3+, Zn2+, Ga3+, Fe2+, Cd2+, In3+, Tl+, Co2+, Ni2+, Mo4+, Sn2+, Pb2+ | Bi3+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pd3+, Pt2+, Au3+ |
| тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водорода | В водном растворе восстанавливаются металлы (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород) | Легко разряжаются и восстанавливается только металлы |
| Анионы кислородсодержащих кислот | Гидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот (кроме F-) |
| PO43-, CO32-, SO42-, NO3-, NO2-, ClO4- | OH-, Cl-, Br-, I-, S2- |
| Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода | Легко разряжаются |
Применение электролиза в промышленностиЭлектролиз широко применяется в различных отраслях промышленности. В химической промышленности электролизом получают такие важные продукты как хлор и щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, перманганат калия, органические соединения, химически чистые водород, кислород, фтор и ряд других ценных продуктов.В цветной металлургии электролиз используется для рафинирования металлов, для извлечения металлов из руд. Металлы, которые не могут быть выделены из водных растворов вследствие высокого отрицательного потенциала получают в цветной металлургии электролизом расплавленных сред, в качестве которых служат соли этих металлов, содержащие добавки различных соединений, вводимые с целью понижения температуры плавления расплава, повышения электропроводности и т.д. К числу металлов, получаемых электролизом расплавленных сред относятся алюминий, магний, цирконий, титан, уран, бериллий и ряд других металлов.Электролиз применяют во многих отраслях машиностроения, радиотехники, электронной, полиграфической промышленности для нанесения тонких покрытий металлов на поверхность изделий для защиты их от коррозии, придания декоративного вида, повышения износостойкости, жаростойкости, получения металлических копий.Несмотря на большое разнообразие электролитов, электродов, электролизеров, имеются общие проблемы технического электролиза. К ним следует отнести перенос зарядов, тепла, массы, распределение электрических полей. Для ускорения процесса переноса целесообразно увеличивать скорости всех потоков и применять принудительную конвекцию. Электродные процессы могут контролироваться путем измерения предельных токов.
Заключение
Исследование процессов электролиза растворов и расплавов электролитов не потеряло своей актуальности и в настоящее время, т.к. не только обогащает теоретические положения об этом достаточно сложно физико-химическом явлении, но и позволяет определить перспективные направления практического использования этого процесса с целью получения целевых продуктов с заданными свойствами и качествами.
Электролиз широко используют в промышленности для выделения и очистки металлов, получения щелочей, хлора, водорода.Алюминий, магний, натрий, кадмий, кальций, бериллий, титан получают только электролизом расплавов, т.к. потенциалы их выделения из водных растворов более отрицательны, чем потенциал выделения водорода.Очистку меди, никеля, свинца проводят целиком электрохимическим методом. Производство фтора основано на электролизе расплавленной смеси фторида калия и фтороводородной кислоты, хлора – при электролизе водных растворов или расплавов хлоридов. Водород и кислород высокой степени чистоты получают электролизом водных растворов щелочей. Таким образом, с помощью электролиза удается осуществлять реакции окисления и восстановления с большим выходом и высокой селективностью, которые в обычных химических процессах трудно достижимы.Важной отраслью применения электролиза является защита металлов от коррозии: при этом электрохимическим методом на поверхность металлических изделий наносится тонкий слой другого металла (хрома, серебра, меди, никеля, золота) устойчивого к коррозии.Отличительной особенностью электролиза растворов или расплавов электролитов является возможность протекания на электродах совокупности конкурирующих химических реакций окисления и восстановления. Оказывает влияние на продукты электролиза и материал электродов.При электролизе водных растворов электролитов окислительно-восстановительные процессы на катоде и аноде зависят от окислительной способности катионов и характера аниона электролита.На основании проделанной работы можно сделать следующие выводы:
bukvasha.ru
курсовая работа
Формирование и развитие химических понятий при изучении темы: «Электролиз растворов и расплавов»
СОДЕРЖАНИЕ
ВВЕДЕНИЕ
1. ЭТАПЫ ФОРМИРОВАНИЯ ПОНЯТИЯ «ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ»
2. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ
2.1 Содержание и последовательность изложения
3. МЕТОДИЧЕСКИЕ ОСОБЕННОСТИ ИЗУЧЕНИЯ ТЕМЫ: «ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ
ЛИТЕРАТУРА
ВВЕДЕНИЕ
В современных условиях одной из самых актуальных проблем методики преподавания химии в школе становится обеспечение практической ориентированности предметного знания. Это означает необходимость выявления тесной взаимосвязи между изучаемыми теоретическими положениями и практикой жизни, демонстрации прикладного характера химических знаний. Единство теоретического и прикладного материала в процессе преподавания – один из реальных путей реализации специфического требования современной педагогики средней школы о том, чтобы школьник в максимально возможной мере усваивал учебный материал непосредственно в классе.
Актуальность выбранной темы заключается в том, что изучение раздела об электролизе позволяет показать связь теории и практики, дает возможность продемонстрировать применение химической науки, ее законов к практической деятельности человека, рассмотреть проблему охраны окружающей среды, развивать у учащихся интерес к химии, к труду, связанному со знанием химии.
1. ЭТАПЫ ФОРМИРОВАНИЯ ПОНЯТИЯ «ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ»
В силу того, что понятие химическая реакция является достаточно сложным и многогранным, сформировать полное представление обо всех его сторонах, раскрыть всю его философскую сущность невозможно за короткий промежуток времени. Более того, данное понятие формируется на протяжении всего курса обучения химии.
Понятие «химическая реакция» формируется поэтапно [1].
Первый этап (8 класс). На первоначальных этапах изучения химии используется индуктивный подход. В основе изучения, как источник химического познания лежит химический эксперимент. В результате наблюдения за экспериментом учащиеся осознают образования новых веществ в ходе протекания химической реакции. Но в экспериментальном изучении реакций не уделяется внимания ее сущности, акцент делается на внешние проявления (изменение окраски раствора, выделение газа, выпадение осадка).
Понятие о химической реакции начинает формироваться с самых первых уроков. Сначала дают понятие о явлениях, происходящих в природе, повседневной жизни, быту, разграничивая явления на физические и химические. А затем сообщают учащимся о тождественности понятий «химическое явление» и «химическая реакция». На уровне атомно-молекулярного учения разъясняют, как можно по внешним признакам обнаружить протекание химической реакции.
Классификация химических реакций дается на уровне сравнения числа исходных и полученных веществ. При этом учащиеся используют такие мыслительные приемы как сравнение, анализ, синтез, обобщение. Все эти сведения включены в раздел «Первоначальные химические понятия». Далее все стороны системы понятий о химической реакции должны расширяться и дополняться новыми данными, т. е начинается этап накопления. Закономерности протекания химической реакции разбираются на простейших примерах: так влияние температуры рассматривается на реакции образования сульфида железа, реакции окисления рассматриваются как процесс соединения вещества с кислородом, понятие о реакциях обмена на примере взаимодействия кислот с оксидами и т.д.
На втором этапе (8 класс) понятие о химической реакции получает дальнейшее развитие. Начинают формироваться энергетические представления о химических реакциях. Рассматривается понятие об экзо- и эндотермических реакциях, вводится новое понятие о тепловом эффекте химической реакции, термохимических уравнениях и их составлении. При изучении энергетических эффектов появляется возможность показать не только качественную, но и количественную сторону химической реакции. Количественные отношения веществ, вступивших в реакцию, трактуются как молярные отношения реагирующих веществ.
На третьем этапе (8 класс) формирования понятие «химическая реакция» претерпевает качественные изменения в теме «Химическая связь. Строение вещества». В данной теме химическая реакция начинает трактоваться как разрушение одних связей и образование других. Рассматривается это на примере окислительно-восстановительных реакций. Механизм этих реакций объясняют с точки зрения перехода электронов, поднимаясь тем самым на более высокий теоретический уровень.
На основе нового понятия «степень окисления» анализируют известные учащимся реакции разных типов, доказывая тем самым, что среди реакций любого типа можно найти окислительно-восстановительные.
В теме «Подгруппа кислорода» вводится новое понятие аллотропия и соответствующие ей новый тип реакций — аллотропные превращения.
Четвертый этап (9 класс). В разделе «Закономерности химической реакции» вводится понятие о скорости химической реакции и о влияющих на нее факторах (температура, концентрация, поверхность соприкосновения). Здесь же рассматривается вопрос об обратимости химической реакции и о химическом равновесии. Необходимо подчеркнуть динамический характер химического равновесия, факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Таким образом, учащиеся знакомятся еще с одним типом химической реакции — обратимыми.
Этап пятый. На данном этапе происходит знакомство учащихся с такой важной темой как «электролиз растворов и расплавов». Она помимо мировоззренческого значения (иллюстрация единства и борьбы противоположностей – моляризации и диссоциации) вносит много нового в объяснение механизма реакций. Далее изучение химической реакции происходит дедуктивно. Знания, сформированные на базе перечисленных теорий, применяются для объяснения фактов и явлений и прогнозирования протекания процессов.
Этап шестой (9 – 10 классы). Дальнейшие развитие понятия о химической реакции осуществляется в курсе органической химии. Дополняются понятия о классификации химических реакций, вводятся новые типы реакций, например реакции изомеризации, полимеризации, этерификации и др. В органике вводится качественно новый материал и в понятие о механизмах реакций. Так, например, рассматривается свободнорадикальный механизм на примере реакций замещения (галогенирование алканов), присоединения (полимеризация), отщепления (крекинг). Расширяется понятие об ионном механизме химической реакции: приводятся примеры присоединения неорганических соединений к алкенам, реакций замещения при гидролизе галогеналканов.
Дополняется также система понятий о закономерностях протекания химических реакций. При развитии понятия «скорость химической реакции» отмечается влияние энергии связи и ее типа. Знания о катализе и катализаторах дополняются в органике знаниями о ферментах.
Этап седьмой (11 класс). На завершающем этапе обучения подводятся итоги, обобщаются знания о химических реакциях. В конце обучения учащиеся должны суметь охарактеризовать предложенную им в качестве примера химическую реакцию в свете компонентов ее содержания.
Формирование знаний о типах химических реакций
Изучение атомно-молекулярного учения и первоначальных химических понятий, а также некоторое накопление фактов позволяет более осмысленно подойти к классификации реакций.
Первое ознакомление с классификацией веществ показывает, что в ее основу положен их состав и свойства: вещества делятся на простые и сложные (по составу), а простые вещества на металлы и неметаллы (по свойствам).
Таким образом, всякая классификация явлений, предметов, веществ связана с выбором каких то существенных признаков, которые можно положить в основу деления предметов или явлений на группы [2].
Можно ли классифицировать химические реакции? Что положить в основу их классификации?
Сущность всякой химической реакции состоит в изменении состава молекул веществ, взятых для реакции. Поэтому характер этих изменений и нужно положить основу классификации химических реакций. После разъяснения поставленной перед учащимися проблемы можно предложить назвать известные им реакции и написать на доске уравнения этих реакций.
Fe + S= FeS
Cu + O2 =CuO
Mg + O2 = MgO
h3O= h3 + O2
После написания уравнений учитель совместно с учащимися выясняет, какие из них сходны по характеру изменения состава молекул.
В одних случаях из молекул одного вещества получается 2 молекулы других веществ – это реакции разложения, в других, наоборот, из молекул двух веществ образуется одна молекула нового вещества – это реакции соединения. Учитель совместно с учащимися, анализируя данные выводы, выясняет, всегда ли из молекул одного сложного вещества образуются молекулы простого вещества. Для ответа на данный вопрос учитель проводит реакцию разложения, например малахита или перманганата калия.
Таким образом, учащиеся осознают, что в ходе разложения сложных веществ могут образоваться как сложные, так и простые вещества (либо их смесь). В заключении учащиеся зарисовывают схему данного опыта, делают необходимые пометки к чертежу и записывают уравнения реакции.
Далее при формировании у учащихся понятия о типах реакций, учитель вновь выдвигает проблему: могут ли во время протекания химической реакции происходить какие-либо другие перегруппировки атомов кроме тех, которые происходят при химических реакциях присоединения и разложения?
Для ответа на этот вопрос учитель демонстрирует ученикам опыт между раствором CuCl2 и железом (железным гвоздем). В ходе процесса железный гвоздь покрывается налетом меди. Учитель задает вопрос: можно ли данную реакцию отнести к реакциям соединения или разложения? Для ответа на этот вопрос учитель записывает на доске уравнение реакции (связывая тем самым модель процесса с реальным, только что проведенным опытом) и поясняет, что ни к тому, ни к другому типу данную реакцию отнести нельзя, поскольку в ходе процесса из молекул двух веществ образуется также две молекулы новых веществ. А значит, есть основание выделить еще один тип реакции. Это третий тип химической реакции, который называется замещением (вытеснением). Необходимо подчеркнуть, что в реакцию замещения вступает одно простое и одно сложное вещество.
В завершении урока учащиеся выполняют ряд упражнений по данной теме, приобретая и закрепляя тем самым навыки работы с новым материалом. Кроме того, по данной теме учащимся задается задание на дом.
Как видно из вышеперечисленного, в ходе урока учитель при объяснении данного материала использует методы беседы, рассказа, объяснения. Благодаря наводящим вопросам, учащиеся включаются в мыслительный процесс. Здесь рационально использовать наглядность, в качестве которой ведущую роль отводят химическому эксперименту. Важно провести связь типов реакций с процессами, происходящими в жизни (например, процесс выделения меди на железном гвозде свидетельствует о его разрушении, данный процесс разрушения металла присутствует повсеместно). Самой трудной темой в курсе химии средней школя является «Электролиз растворов и расплавов», рассмотрим ее методические особенности.
--PAGE_BREAK--2. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ
2.1 Содержание и последовательность изложения
Тема «Электролиз растворов и расплавов» логически продолжает изучение закономерностей протекания химических реакций, смещения равновесия обратимых процессов и является одним из существенных вопросов теории растворов. Многие вопросы промышленности, металлургии связаны с явлением гидролиза солей, поскольку он является основой их устойчивости и равновесия.
Преподавание темы «Электролиз растворов и расплавов» начинается с 9 класса, первого полугодия. При изучении этой темы пользуются учебником химии под редакцией Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, также учебником за 8 — 9 класс под редакцией Н. С. Ахметова. Дидактическим материалом служит книга по химии для 8 — 9 классов под редакцией А. М. Радецкого, В. П. Горшкова; используются задания для самостоятельной роботы по химии за 9 класс под редакцией Р. П. Суровцева, С. В. Софронова; используется сборник задач по химии для средней школы и для поступающих в вузы под редакцией Г. П. Хомченко, И. Г. Хомченко. В 9 классе на изучение данной темы отводится 4 ч [1].
Электролиз растворов
Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании через электролит электрического тока. При электролизе катод является восстановителем, т. к. отдает электроны, а анод – окислителем, т. к. принимает электроны от анионов.
/>
Электролиз раствора хлорида меди(II)
Для выбора наиболее вероятного процесса на катоде и аноде при электролизе растворов с использованием инертного (нерастворимого) анода (например, графита, угля, платины, иридия) используют следующие правила.
1. На аноде образуются:
а) при электролизе растворов, содержащих анионы F–, />–, />, />, OH–, – O2;
б) при окислении анионов Сl–, Вr–, I–– соответственно Сl2, Вr2, I2.
2. На катоде образуются:
а) при электролизе растворов, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl3+, – Н2;
б) если ионы расположены в ряду напряжений правее водорода – металлы; в) если ионы расположены в ряду напряжений между Аl3+и H+, то на катоде могут протекать конкурирующие процессы – восстановление как металлов, так и водорода;
г) если водный раствор содержит катионы различных металлов, то их восстановление протекает в порядке уменьшения величины стандартного электродного потенциала (справа налево по ряду напряжений металлов).
В случае использования активного (растворимого) анода (из меди, серебра, цинка, никеля, кадмия) анод сам подвергается окислению (растворяется) и на катоде кроме катионов металла соли и ионов водорода восстанавливаются катионы металла, полученные при растворении анода. Восстановительные свойства металлов удобно сравнивать, используя электрохимический ряд напряжений, в который включен и водород. Восстановительная способность элементов в этом ряду уменьшается слева направо, в этом же направлении увеличивается окислительная способность соответствующих катионов.
/>
Электролиз расплавов электролитов
Рассмотрим электродные реакции на примере электролиза расплава хлорида натрия.
Под действием температуры ионная кристаллическая решетка NaCl разрушается на ионы Na+ и Cl-. Если погрузить в расплавленную соль два графитовых (инертных) электрода и подключить их к полюсам внешнего источника тока, то в электролите начнется направленное движение ионов и на электродах будут происходить следующие реакции:
а) восстановление ионов Na+ до металлического натрия (катодный процесс).
б) окисление ионов Cl- до газообразного хлора (анодный процесс).
NaCl
Ї
(-) K
¬ Na++ Cl-®
A (+)
/>
/>
Суммируя уравнения катодного и анодного процессов, (с учетом электронного баланса) получим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую при электролизе:
2NaCl = 2Na(ж) + Cl2(г)
Задания на закрепление материала
Задание 1. Составьте схему электролиза расплава бромида натрия.
/>
Задание 2.Составьте схему электролиза расплава сульфата натрия.
/>
Электролиз расплавов щелочей.
Задание 3. Составьте схему электролиза расплава гидроксида натрия. [3,4]
/>
3. МЕТОДИЧЕСКИЕ ОСОБЕННОСТИ ИЗУЧЕНИЯ ТЕМЫ: «ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ
Урок по теме: Электролиз"
Проверка, корректировка и углубление знаний учащихся по теме «Электролиз» через эксперимент и решение задач. — Формирование навыков техники выполнения эксперимента, умения решать расчетные и качественные задачи, составлять уравнения химических реакций, протекающих при электролизе растворов и расплавов электролитов.- Воспитание самостоятельности, организованности, формирование умения работать в группе, развитие творческих способностей, логического мышления, внимания, памяти.
Оборудование:компьютер, медиапроектор, кодоскоп, мультимедиа учебный курс «1 С: Образовательная коллекция. Общая и неорганическая химия 10-11 классы» (или таблица «Получение алюминия в промышленности»), презентация к уроку, источник питания на 4 В, раствор сульфата меди (II), прибор для проведения электролиза, лабораторные амперметры, ключи, реостаты, соединительные провода, зажимы, карточки с заданиями, текстами задач.
Ход урока
I. Организационный этап.(2-3 минуты) (слайд 1 приложения № 5)
Учитель химии: Здравствуйте, на прошлом уроке мы теоретически рассмотрели процессы, проходящие при электролизе. Сегодня продолжим изучение темы «Электролиз», практически применяя знаний. Закрепим умения: составлять уравнения химических реакций процессов, проходящих при электролизе расплавов и растворов электролитов; проводить расчеты по реакциям и с помощью законов Фарадея; практически проводить электролиз раствора. Будьте внимательны, активны, организованны. За практическое занятие вы получите итоговую оценку, основными показателями качества вашей работы будут четкость и глубина ответов, аккуратность выполнения эксперимента, правильное решение задач, выполнение домашнего задания (слайды 2,3).
II. Проверка домашнего задания.(15 минут)
Учитель физики: У доски работают 4 учащихся. Задания:
1 учащийся– вывести формулу заряда электрона,2 учащийся— написать уравнения электролиза раствора серной кислоты.3 учащийся— написать уравнения электролиза раствора хлорида ртути (II),4 учащийся— написать уравнения электролиза раствора фторида калия.
Остальные учащиеся пишут в тетрадях уравнения процессов, проходящих при электролизе раствора хлорида бария (один учащийся пишет эти уравнения на пленке для кодоскопа с последующей проверкой).Учитель химии контролирует работу учащихся у доски, учитель физики, проходя по классу, проверяет домашнее задание у каждого учащегося и фиксирует это в листе «Результатов и достижений учащихся».
III. Исследовательский этап. (25 минут)
Лабораторный эксперимент
Учитель физики: Ребята, для вас приготовлен раствор сульфата меди (II) (слайды 4,5) Выполните следующее задание: пропустите электрический ток через раствор медного купороса и определите, как изменится масса меди (судить по показаниям амперметра), выделившейся на катоде за один и тот же небольшой промежуток времени, при изменении условий, указанных в картах-заданиях (Приложение 1).
продолжение --PAGE_BREAK--Внимание:
На начало опыта электроды должны быть погружены в раствор наполовину.
Сделать отчет по форме:
а) запись уравнения реакции;
б) схема опыта;
в) полученный результат.
Перед проверкой выполненного каждой группой учащихся лабораторного эксперимента учитель физики на одной из опытных установок (на первой парте, например) меняет полюса подключения источника тока к угольным электродам, предварительно показав катод всем учащимся, обратив внимание на его характерную окраску. Поочередно спрашивает результат, полученный каждой группой при выполнении эксперимента. Затем включает кодоскоп, и учащиеся сравнивают свои результаты с записями на пленке кодоскопа, записывают общий вывод в тетрадь:
масса вещества выделяемого на электродах зависит от напряжения, концентрации раствора, температуры, расстояния между электродами, площади электродов (слайд 6)
Учитель химии:Вы экспериментально подтвердили, что с помощью электролиза можно получать разные вещества, в частности, медь. В промышленности электролизом получают и другие металлы, например алюминий.Далее следует сообщение учащегосяо получении алюминия в промышленности (приложение 2).
Демонстрационный эксперимент
Учитель физики: посмотрим на результат нашего эксперимента по замене полярности угольных электродов. (Отключает установку и достает электрод, который был покрыт медью. Учащиеся убеждаются, что электрод стал чистым). Формулируется вывод: медь, осевшая на катоде, прореагировала, когда он стал анодом.
Вопрос: Что произойдет, если анод будет из меди?
Учитель химии: Тогда процессы для раствора сульфата меди (II) будут следующими (слайд 8):
/>
Учащиеся записывают все в тетрадь. Учитель сообщает, что электролиз с растворимым анодом применяют для очистки металлов. Этот способ называется электролитическим рафинированием (приложение 3).
IV. Решение задач. (10 минут)
Учитель физики:переходим к следующей части занятия – решению задач. Вызывает к доске двух учащихся, которые решают задачи: № 1 и №2. Остальные учащиеся решают задачу № 3 в тетради (приложение 4).Один из учащихся решает задачу № 3 на пленке кодоскопа для последующей проверки.
После разбора задач-примеров, решенных на доске и задачи на пленке кодоскопа, учащимся предлагается выполнить самостоятельную работу по решению задач (уровень сложности задачи ученик может выбрать сам (приложение 4)
V. Самостоятельная работа. (25 минут) (приложение 4)
VI. Подведение итогов урока. (8 минут)
Учитель физики проводит собеседование с учащимися по вопросам (слайд 9):
-что сделано?
-что повторили?
-что узнали нового?
Далее выставляется итоговая оценка каждому учащемуся в лист «Результатов и достижений учащихся».
VII. Домашнее задание. (2 минуты)
Учитель химии комментирует домашнее задание.
Литература к уроку:
Касьянов В.А. Физика. 11 кл.: Учебник для общеобразоват. учреждений. — М.: Дрофа, 2007.
Рымкевич А.П. Физика. Задачник. 10-11 кл.: Пособие для общеобразоват. учеб. заведений. — М.: Дрофа, 2004.
Общая химия: учебник для 11 кл. общеобраз. учреждений с углубл. изуч. химии/ Габриелян О.С.и др. — М: Просвещение ,2006.
Урок 2. «Электролиз»
Цели:
— дать представление об электролизе как окислительно-восстановительном процессе;
— научить составлять схемы анодного и катодного процессов, о также уравнения электролиза;
— раскрыть значение электролиза для получения различных веществ.
Оборудование: лист фронтальной работы, ряд активности.
Ход урока.
I. Актуализация знаний.
1) Предложите способ получения Zn из ZnS.
(фронтально, 1 человек у доски).
Беседа после выполнения задания.
— Какой способ применяется для получения Zn из ZnS?
— В чем сущность пирометаллургического способа получения металлов?
— Какие еще способы получения металлов вам известны?
— В чем их сущность?
— А какой способ вы можете предложить для получения Na?
( идет обсуждение применения одного из известных способов)
— Почему ни один из известных вам способов не подходит для получения Na?
— Какие еще металлы нельзя получить известными вам способами?
II. Изложение нового материала.
Получить активные металлы удалось только после открытия электричества и сегодня мы познакомимся с этим способом получения. Тема урока: «Электролиз».
1) Беседа.
— Какие вещества называются электролитами?
— За счет чего электролиты проводят электрический ток?
— Как катионы и анионы электролитов движутся в растворе или расплаве при обычных условиях?
— А что произойдет, если в раствор или расплав электролита погрузить электроды и пропустить электрический ток?
+ катионы движутся к катоду –
— анионы движутся к аноду +
— К / Кn+ + ne — K0 / восстановление
+А / An — -ne — A0/ окисление
Электролиз – это окислительно – восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.
Пример 1.
NaCl р-в = Na+ + Cl-
-K / Na+ +1e = Na0/ 2 / восстановление
+A / 2Cl — — 2e = Cl20/ 1 / окисление
2NaCl электролиз 2Na + Cl2
Восстановительное и окислительное действие электрического тока во много раз сильнее действия самых сильных химических окислителей. Электролиз водных растворов протекает иначе, чем в расплавах.
Пример 2.
NaCl р-в = Na+ + Cl-
— K / 2h3O + 2e = h30+ 2OH — / 1 / восстановление
+A / 2Cl — — 2e = Cl20 / 1 / окисление
2NaCl + 2h3Oэлектролиз2NaOH +h3 + Cl2
продолжение --PAGE_BREAK--— Почему же в растворах электролиз протекает иначе, чем в расплавах?
III. Работа с фронтальным листом
Задание: заполнить пропуски по ходу объяснения.
а) Правила восстановления катионов на катоде.
Ряд активности металлов:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, / Be, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, P, h3, / Sb, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
I II III
I группа – активные металлы – не восстанавливаются, вместо них восстанавливается вода.
II группа – менее активные металлы – восстанавливаются вместе с водой.
III группа – неактивные металлы – восстанавливаются.
б) Правила окисления анионов на аноде.
Cl-, Br-, S2-, I — и другие бескислородные анионы – окисляются.
SO42-, NO3-, PO43-, CO32- и другие кислородсодержащие анионы — не окисляются, вместо них окисляется вода.
— K / 2h3O + 2e = h30+ 2OH — / 2 / восстановление
+А / 2h3O — 4e = O20+4H+ /1 / окисление
в) Выполните задание.
— Составьте схему анодного и катодного процессов и уравнение электролиза следующих электролитов с комментариями:
1) CuSO4 р-р;
2) К2СО3 р-р;
3) СаBr2 р-в.
Вывод! Электролиз – это_______________, он применяется для_________________.
Закрепление.
Работа с тестом. (5 минут).
Тест по теме: «Электролиз».
Вариант 1.
При электролизе водного раствора какого вещества происходит разложение воды на кислород и водород?
1)NaCl, 2) CuSO4, 3) Na2SO4, 4)AgNO3.
При электролизе водного раствора какого вещества не происходит разложения воды на кислород и водород?
1) NaOH, 2) MgSO4, 3) MgCl2, 4) KOH.
Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора
Формула вещества Продукты электролиза
1) KOH A) h3, O2.
2) CuSO4 Б) h3, Cl2.
3) K3PO4B) K, h3, O2.
4) KCl Г) K, Cl2.
Д) Cu, O2.
E) Cu, O2, SO2.
Установите соответствие между формулой вещества и коэффициентом перед ней в уравнении электролиза раствора.
Ch4COONa + h3O = C2H6 + CO2 + NaOH + h3
Формула вещества Коэффициент
1) Ch4COOH A) 1
2) C2H6 Б) 3
3) NaOH B) 2
4) h3 Г) 4
Д) 0
Установите соответствие между металлом и источником его электролитического получения.
Название металла Источник
1) Натрий А) Расплав нитрата
2) Магний Б) Раствор гидроксида
3) Медь В) Расплав хлорида
4) Свинец Г) Расплав оксида
Д) Раствор оксида в расплавленном
криолите
Е) Водный раствор солей.
9. Домашнее задание. & 8, упр. 2 (б), сообщение «Применение электролиза».
10. Приложение.
Лист фронтальной работы по теме: «Электролиз»
Задание: заполнить пропуски по ходу объяснения.
а) Правила восстановления катионов на катоде.
Ряд активности металлов:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, / Be, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, P, h3, / Sb, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
I II III
I группа –____________– не восстанавливаются, вместо них восстанавливается вода.
II группа –______________– восстанавливаются вместе с водой.
III группа________________– восстанавливаются.
б) Правила окисления анионов на аноде.
______________________________________- окисляются.
____________________- не окисляются, вместо них окисляется вода.
Катодный и анодный процесс, протекающий с участием воды:
— K / 2h3O + 2e = h30+ 2OH — / 2 / восстановление
+А / 2h3O — 4e = O20+4H+ /1 / окисление
в) Выполните задание.
Составьте схему анодного и катодного процессов и уравнение электролиза следующих электролитов с комментариями:
1) CuSO4 р-р;
2) К2СО3 р-р;
3) СаBr2 р-в.
Вывод! Электролиз – это__________, он применяется для____________[5,6].
ЛИТЕРАТУРА
Кузнецова Л.М., Дронова Н.Ю., Евстигнеева Т.А. К методике изучения химической кинетики и химического равновесия // Химия в школе. – 2001. – № 9. – с.7.
Кузнецова Н.Е. Методика преподавания химии: Учеб. пособие для студентов пед. ин-тов по хим. и биол. спец. – М.: Просвещение, 1984. –415 с., ил.
Кузнецова Н.Е. Формирование систем понятий при обучении химии. – М.: Просвещение, 1989. – 144 с.
Чернобельская Г.М. Методика обучения химии в средней школе: Учеб. для студ. высш. учеб. заведений. – М.: Гуманит. изд. центр ВЛАДОС, 2000. – 336 с.
Шелинский Г.И. Насущные вопросы формирования важнейших химических понятий химии на начальном этапе обучения // Химия в школе. – 2001. – № 5. – с.17.
Стабалдина С.Т. Принципы и законы диалектики в обучении химии // Химия в школе. – 2003. – № 7. – с.16.
www.ronl.ru
