Урок по теме "Электролиз растворов солей". 11-й класс

Учебник: Рудзитис Г.Е, Фельдман Ф.Г. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник
для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 12-е изд. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2010. – 192 с.

Цель: сформировать представление учащихся об электролизе как совокупности окислительно-восстановительных процессов

Задачи:

• способствовать систематизации понятийного аппарата: электролиты и неэлектролиты, окислитель и восстановитель, окисление и восстановление, электролиз
• «5» – обосновать, доказать; «4» – характеризовать, применить; «3» – рассказать;
• способствовать совершенствованию специальных предметных умений: составлять схемы и уравнения реакции электролиза.
• способствовать формированию общеучебных умений:
• а) учебно-интеллектуальных (анализировать факты, устанавливать причинно-следственные связи; выдвигать гипотезу; сравнивать соли по свойству электролиза, делать выводы);
• б) учебно-информационных (работать с текстом);
• в) учебно-организационных (понимать смысл задания, распределять время для выполнения заданий планировать работу по организации работы, осуществлять самоконтроль);
• способствовать формированию критического мышления учащихся (критически оценивать собственные знания по теме и сопоставлять их с научными);

Форма проведения: урок с включением парных, индивидуальных форм организации учебно-познавательной деятельности учащихся с использованием ИКТ.

Продолжительность учебного занятия: 45 минут.

Использование педагогических технологий: метод эвристического обучения, обучение в сотрудничестве

ХОД УРОКА

1. Организационный момент – 1 мин: мобилизующее начало (приветствие, проверка готовности к уроку, организация внимания учащихся), информация о цели и ходе урока, мотивация (3 мин).

2. Фронтальная беседа (5 мин.)

– Что такое окислительно-восстановительные реакции (ОВР)? (Это реакции, в процессе которых меняются степени окисления как минимум двух элементов, один из которых является восстановителем, а другой – окислителем.)
– Что такое окислитель и что такое восстановитель? (Восстановитель – это элемент, который в процессе реакции отдает электроны, и сам при этом окисляется, окислитель – это тот элемент, который в процессе реакции принимает электроны, и сам при этом восстанавливается)
– Какие бывают ионы? Что такое катионы и анионы?(Катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы)

3. Изучение нового материала. Объяснение учителя (20 мин.)

Выводится определение (слайд 2):

Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах (катоде и аноде), если через раствор или расплав электролита протекает постоянный электрический ток.

Учащиеся записывают в тетрадях схему (слайды 3,4)

Слайд 3:

катионы металлы
металлы главных подгрупп I и II групп (Na+, Ca+2 и т.п., а также Al+3)	катионы – другие металлы, в основном побочных подгрупп (Cu+2, Ag+ и т.п.)
На катоде разряжается* водород: 2Н+1 + 2eН20	На катоде разряжается* металл: Ме+n + ne Me0

Слайд 4:

анионы – кислотные остатки
кислотный остаток не содержит кислорода (Cl–1, Br–1, S–2 …); исключение F–1	кислотный остаток содержит кислород (SO4–2, NO3–1, СО3–2, SO3–2…), а также F–1
На аноде разряжается* кислотный остаток: 2Сl–1 – 2e Cl20или S–2 – 2e S0	На катоде разряжаются* группы OH–1 4ОН–1 – 4e 2Н2О + О20

*Примечание – разрядиться, значит потерять заряд.

Используя таблицы, составим схемы и уравнения реакции электролиза:

Пример 1 (слайд 5)

Раствор нитрата меди (II) – Cu(NO₃)₂, HOH

1) Расставим заряды Cu⁺²(NO₃)^–1₂, H⁺¹OH^–1

2) Составим схему, определим, какие частицы из раствора направятся к катоду, а какие к аноду

3) Определим, что будет разряжаться на катоде, а что на аноде.

На катоде: Cu⁺² + 2e Cu0
На аноде: 4ОН^–1 – 4e 2Н₂О + О₂⁰
То что не разряжается, остается в растворе – HNO₂

4) Составим уравнение реакции электролиза:

2Cu(NO₃)₂ + 3Н₂О Сu⁰ + Н₂О + О2⁰ + 4HNO₃

Сократим Н₂О в обоих частях уравнения:

2Cu(NO₃)₂ + 2Н₂О Сu⁰ + О2⁰ + 4HNO₃

Пример 2 (слайд 6)

Раствор хлорида натрия – NaCl, HOH

1) Расставим заряды Na⁺¹Cl^–1, H^–+1OH^–1

2) Составим схему, определим, какие частицы из раствора направятся к катоду, а какие к аноду

3) Определим, что будет разряжаться на катоде, а что на аноде.

На катоде: 2H⁺¹ +2e H₂⁰
На аноде: 2Cl^–1 – 2e Cl₂⁰
То что не разряжается, остается в растворе – NaOH

4) Составим уравнение реакции электролиза:

2NaCl + Н₂О H₂⁰ + Cl2⁰ + 2NaOH

Задача (слайды 7, 8)

При электролизе раствора нитрата серебра масса катода увеличилась на 6 г. Вычислите объем газа выделившегося на аноде.

На катоде: Ag⁺¹ +1e Ag⁰
На аноде: 4ОН^–1 – 4e 2Н₂О + О₂⁰
То что не разряжается, остается в растворе – HNO₃

2) Составим уравнение реакции электролиза: 4AgNO₃ + 3Н₂О 4Ag⁰ + Н₂О + О₂⁰ + 4HNO₃

Сократим Н₂О в обоих частях уравнения:

4AgNO₃ + 2Н₂О 4Ag⁰ + О₂⁰ + 4HNO₃

3. ; v (Ag)=

4.

	Ag	O2
По уравнению	= 4 моль	= 1 моль
По условию	= 0,56 моль	х =

5. V (O₂)=
V (O₂)=0,14моль22,4л/моль =3,136 л

Ответ:V (O₂ =3,136 л

4. Закрепление изученного материала (7 мин.)

Учащимся предлагается выполнить задания в парах. Задания проверяются с использованием слайда 9. Сильным учащимся предлагается составить схемы и уравнения реакции электролиза предложенных солей.

1. Выберите формулы солей, при электролизе водных растворов которых на катоде оседает металл. Свой выбор объясните.
2. CuCl₂, KNO₃, AgNO₃, BaCl₂, Fe₂(SO₄)₃, Cr(NO₃)₃, NaBr
3. При электролизе водных растворов каких солей из задания 1 на аноде может быть получен кислород? Почему?
4. При электролизе водных растворов каких солей из задания 1 на катоде может быть получен водород? Почему?
5. При электролизе водных растворов каких солей из задания 1 в растворе будет образовываться кислота? Почему?
6. При электролизе водных растворов каких солей из задания 1 в растворе будет образовываться щелочь? Почему?

5. Первичный контроль (8 мин.)

Тест (Приложение 1)

6. Домашнее задание (слайд 10) (1 мин.)

§ 19, упр. 9, задачи 4,5 стр. 89

На следующем уроке:

• Количественная характеристика электролиза. Закон Фарадея
• Применение электролиза