Методическая разработка урока по теме:
«
ЭЛЕКТРОЛИЗ».

Сергеева С.П.

учитель химии

первой квалификационной категории

2016 г
1

1. Аннотация.
В данной методической разработке рассматривается урок по теме «Электролиз» в 11 профильном химико-биологическом классе. Материал урока разработан по рабочей программе О.С. Габриеляна, соответствующей Федеральному компоненту государственного стандарта общего образования и допущенной Министерством образования и науки Российской Федерации. Основное внимание на уроке уделено работе в группах и групповая дискуссия по изучаемой проблеме. Педагог выступает в роли организатора учебной деятельности. Данная методика проведения уроков используется в рамках традиционной классно-урочной системе, дает возможность реализоваться каждому ученику через решение задач частично-поискового и творческого характера. Разработку можно использовать для подготовки учащихся к сдаче ЕГЭ. 2

2. Содержание
. 1 Аннотация. 2 2. Содержание. 3 3. Введение. 4 4. Основная часть. 6 5. Заключение. 37 6. Список использованных источников. 38 7. Приложения. 3

3. Введение.
В настоящее время в Российском образовании идет процесс перехода к стандартам нового поколения, при этом определяется роль информатизации и подтверждается факт вхождения человечества в эпоху глобализации информационных процессов. Стандарты второго поколения: преемственность и инновационность. Впервые объектом модернизации становится не сфера образования, не образовательная среда, а образовательное пространство как совокупность институтов социализации, определяющих социально-экономическое развитие государства. Требования задаются в деятельностной форме и определяют, что в результате изучения химии учащиеся должны знать, уметь использовать в практической деятельности и повседневной жизни. 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, а также формирование навыков и умений решать расчетные и качественные задачи, составлять уравнения химических реакций, протекающих при электролизе растворов и расплавов электролитов позволит учащимся химико-биологического профиля успешно справиться с вопросами, встречающимися в заданиях ЕГЭ. Тема «Электролиз» изучается в курсе 11 класса в разделе: «Вещества и их свойства», где изучаются свойства металлов
-
Металлургия. Общие способы получения металлов.(3ч) Проводится занятие на сдвоенном уроке.
Планируемые результаты обучения
Данный урок является заключительным по теме, предполагается, что учащиеся должны продемонстрировать знания: определения понятия 4
электролиз;. катодные и анодные процессы, протекающие при электролизе различных веществ; составление уравнений ОВР электролиза. понимать суть металлургических процессов; уметь составлять уравнения электролиза, производить по ним вычисления.
специальные умения:
планировать и регулировать свою учебную деятельность; проводить самооценку; коммуникативные умения (работа в группах, устная речь, ведение записей в тетради). применять знания в нестандартных ситуациях ( С целью формирования стремления к с а м о о б р а зо ва н и ю , совершенствованию, развитию навыков саморегуляции и в соответствии с реализацией принципа осознанности выстраивается деятельность учащихся с учетом дифференцированного подхода к обучению. Данный подход позволят добиться следующих результатов: - положительный микроклимат на уроках; - появляется стремление учащихся к полноценному диалогу и сотрудничеству, их осознанное и активное включение в обмен мнениями; - возрастает уровень активности учащихся на уроках; - у к р е п л я е т с я с т р е м л е н и е у ч а щ и хс я к п р о я в л е н и ю индивидуальности и самообразованию; - повышается показатель качества знаний по предмету 5

4. Основная часть.

Учебный предмет:
Химия .
Уровень образования школьников:
11 профильный химико-биологический класс.
Форма учебной работы :
классно-урочная.
Тема урока:
« ЭЛЕКТРОЛИЗ».
Время урока:
90 минут.
Цель:
и з у ч е н и е м е х а н и з м а э л е к т р о л и з а к а к окислительно- восстановительного процесса, происходящего в системе водных растворов и расплавов под действием электрического тока.
Задачи урока:
ОБУЧАЮЩИЕ: сформировать у учащихся представление о процессе электролиза, умение составлять уравнения анодных и катодных процессов, суммарных процессов электролиза; РАЗВИВАЮЩИЕ: совершенствовать умения учащихся анализировать, сравнивать, наблюдать, делать выводы, устанавливать взаимосвязь между физическими и химическими процессами, решать расчетные и качественные задачи, составлять химические реакции, протекающие при электролизе растворов и расплавов электролитов, выступать с докладами по заданной теме; ВОСПИТЫВАЮЩИЕ: продолжать воспитывать информационную культуру учащихся, формировать коммуникативные умения, навыки самостоятельной работы, акцентировать в н и м а н и е у ч а щ и хс я н а в а ж н о с т и з н а н и й о б э л е к т р о л и з е .
Тип урока:
изучение нового материала.
Вид урока:
урок – практикум.
Методы

и

методические

приемы:
репродуктивный, исследовательский, частично поисковый.
Форма организации занятий:
беседа, практическая работа, самостоятельная работа, тестирование.
Форма

организации

работы

учащихся:
фронтальная, индивидуальная, групповая, коллективная.
Оборудование:
-Таблица «Растворимости солей» -Таблица «Электрохимический ряд напряжения металлов» -Периодическая система элементов Д.И.Менделеева 6

Учебное оборудование:
1.Габриелян О.С., Лысова Г.Г. «Химия 11 класс. Профильный уровень». М., 2008 г. 2.Глинка Н.Л. «Общая химия», М., 2005 г. 3.Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. «Сборник задач по химии для поступающих в ВУЗы», М., 1999 г. 4.Библиотека зарубежной фантастики. «Миллион завтра. На последнем берегу. Космический врач»: Флокс; Москва; 1992 (Библиотека Альдебаран: lib.aldebaran
Мультимедийные средства обучения:
-компьютер, -учебно-электронное издание «Виртуальная лаборатория», -презентация урока в программе Microsoft PowerPoint; -демонстрация опытов из коллекции ЦОР «Электролиз» (предназначен для изучения темы «Электролиз» в рамках программы курса химии (профильный уровень), элективных курсов углубленного содержания, при подготовке к ЕГЭ.)
Рекомендации по организации и методике изучения темы:
- проводить занятия на сдвоенном уроке; - провести беседу по технике безопасности при выполнении лабораторного эксперимента; - обеспечить учащихся раздаточным материалом (тексты задач, периодические системы химических элементов Д.И. Менделеева, таблицы электрохимический ряд напряжений металлов); - задачи для самостоятельного решения учащиеся выбирают по уровню трудности.
План урока:
1.Организационный момент 2.Целеполагание, мотивация 3.Проверка домашнего задания. 4.Изучение нового материала. 5.Первичное закрепление. 6.Домашнее задание. 7.Рефлексия. Поведение итогов.
Технологическая карта.

Ход урока
:
Этап урока

Деятельность учителя

Деятельность

учащихся

Врем

я
1.Организаци онный момент Приветствует учащихся, создаёт доброжелательную атмосферу, проверяет Приветствуют учителя, настраиваются на 1 мин 7
отсутствующих, организует внимание. работу. 2.Целеполага ние, мотивация 1. Объявляет тему урока. 2. Выясняет, какие вопросы хотели бы обсудить учащиеся. 3. Предлагает сформулировать эти вопросы. 4. Записывает эти вопросы на доске. 5.Раздает раздаточный материал. 1. Участвуют в беседе. 2. Формулируют цели данного урока. 2-3 мин 3.Проверка домашнего задания. 1.Предлагает разноуровневые задания. ПРИЛОЖЕНИЕ 2. 2. Организует работу учащихся с текстом учебника и дополнительным материалом. 3. Оказывает помощь при затруднениях. 1. Выбирают программу по своему уровню подготовки или заинтересованности. 2. Работают с текстом. 3. Делают записи в своих тетрадях. Готовят краткие ответы. 7-10 мин. 4.Изучение нового материала. 1.постановка проблемного вопроса Для усиления мотивации изучения данной темы, демонстрации практического значения химии в жизни человека и применения полученных в школе знаний в нестандартных ситуациях зачитывается отрывок из произведения американского фантаста Гарри Гаррисона «Космический врач». Сюжет данного произведения: с космическим кораблем произошла авария, из офицерского состава в живых остался врач Дональд Чейз, к которому переходит командование кораблем. Восприятие 1мин 8
Дональду приходится решать множество проблем, одна из которых - нехватка кислорода на борту, т.к. многие его производители – зеленые одноклеточные водоросли – погибли. «…Где взять кислород в глубине межпланетного пространства? Думай! Он вбивал все это в свой утомленный мозг, но там была лишь полная пустота. И, тем не менее, его терзала мысль, что ответ находится прямо перед глазами. Единственной вещью, находящейся перед ним, были водоросли в их водяной купели. Они делали все, что могли, он знал это, и, тем не менее, ответ где-то здесь. Но где?..» Ответ на этот вопрос учащиеся смогут дать после изучения опытов. 2.Демонстрация опыта. 1) Электролиз раствора хлорида меди (II). Демонстрационный эксперимент проводится с помощью УЭИ «Виртуальная лаборатория». Признаки реакции: выделение красной металлической меди на катоде и хлора (газа, вызывающего обесцвечивание влажной лакмусовой бумаги) на аноде. Восприятие, обсуждение, самостоятельное составление уравнений катодного и анодного процессов, аргументирование собственных выводов 4мин Задание на закрепление 1. ПРИЛОЖЕНИЕ 1и3. Учащиеся самостоятельно объясняют результаты 3мин 9
эксперимента, исходя из выводов опытов 2 и 3 (см. таблицы по анодным и катодным процессам Демонстрация опыта. 2) Электролиз раствора сульфата меди (II). Демонстрационный эксперимент проводится с помощью УЭИ «Виртуальная лаборатория». Признаки реакции: выделение красной металлической меди на катоде и кислорода (газа, вызывающего загорание тлеющей лучины) на аноде. Восприятие, обсуждение, самостоятельное составление уравнений катодного и анодного процессов, аргументирование собственных выводов 4мин Задание 2: ПРИЛОЖЕНИЕ 4. Учащиеся самостоятельно объясняют результаты эксперимента, исходя из выводов опытов 2 и 3 (см. таблицы по анодным и катодным процессам 3мин Учитель сообщает об анодных процессах в водных растворах электролитов. ПРИЛОЖЕНИЕ 5. Делают записи в своих тетрадях. Готовят краткие ответы. 3мин Задание 3: ПРИЛОЖЕНИЕ 6 Учащиеся самостоятельно объясняют результаты эксперимента, исходя из выводов опытов 2 и 3 (см. таблицы по анодным и катодным процессам 3мин Демонстрация опыта. 3) Электролиз раствора иодида калия KI. Демонстрационный Самостоятельное составление уравнений катодного и анодного 4мин 10
эксперимент проводится с помощью УЭИ «Виртуальная лаборатория». Учитель: Признаки реакции: выделение газа на катоде и окрашивание околокатодного раствора в малиновый цвет; выделение молекулярного йода коричневой окраски на аноде. процессов, аргументирование собственных выводов Учитель сообщает об катодных процессах в водных растворах электролитов. ПРИЛОЖЕНИЕ 7. Делают записи в своих тетрадях. Готовят краткие ответы. 3мин Задание 4. ПРИЛОЖЕНИЕ 8. Учащиеся самостоятельно объясняют результаты эксперимента, исходя из выводов опытов 2 и 3 (см. таблицы по анодным и катодным процессам 3мин Демонстрация опыта. 4) Электролиз раствора сульфата натрия Na 2 SO 4 . Демонстрационный эксперимент проводится с помощью УЭИ «Виртуальная лаборатория». Признаки реакции: на катоде – выделение газа и окрашивание лакмуса в синий цвет; на аноде – выделение газа и окрашивание лакмуса в красный цвет. Самостоятельное составление уравнений катодного и анодного процессов, аргументирование собственных выводов 4мин Задание 5: ПРИЛОЖЕНИЕ 9. Учащиеся самостоятельно объясняют результаты эксперимента, исходя из выводов опытов 2 3мин 11
и 3 (см. таблицы по анодным и катодным процессам). Предлагает ответить на вопрос, поставленный перед изучением темы: где взять кислород на борту космического корабля? Учащиеся дают ответ 2мин Предлагает заслушать сообщение о применении электролиза, подготовленное учеником заранее: ПРИЛОЖЕНИЕ 13. Ученик выступает с сообщением, остальные слушают 4 мин 5.Первичное закрепление. Фронтальный опрос по основным вопросам темы. ПРИЛОЖЕНИЕ 10. Отвечают на вопросы. 5мин Тестирование. ПРИЛОЖЕНИЕ 11. Один ученик пишет формулы на переносной доске, остальные работают в своих тетрадях. 6 мин Проверяет правильность написания уравнений катодного и анодного процессов, исправляет ошибки, объясняет ошибки. Проверка и взаимопроверка теста. Обмениваются тетрадями, проверяют правильность написания у соседа и ставят оценку. Обсуждение, аргументирование выбранных ответов и решений. 4 мин ФИЗКУЛЬТМИНУТКА 2мин Показывает алгоритм решения задачи. Решение задач. ПРИЛОЖЕНИЕ 12. Делают записи в своих тетрадях. Самостоятельно решают задачи. 20 6.Домашнее задание. Даёт задание на дом: §18 стр. 217-222 (конспект урока), упражнения23,24,26 * Записывают в дневник 2мин 12
ПРИЛОЖЕНИЕ 14. 7.Рефлексия. Поведение итогов. Даёт характеристику деятельности учащихся на уроке. Выставляет и комментирует оценки. Учащиеся выполняют упражнение: «Закончите предложение….» ПРИЛОЖЕНИЕ 15. 2мин 13

Приложение 1. Опорный конспект.
Электрометаллургия — восстановление металлов в процессе электролиза растворов или расплавов их соединений. Электролиз. Если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться направленно: катионы — к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы - к аноду (положительно заряженному электроду). Па катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются на аноде, анионы отдают электроны и окисляются. Этот процесс называют электролизом. Электролиз - это окислительно - восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита. Простейший пример таких процессов электролиз расплавленных солей. Рассмотрим процесс электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве идет процесс термической диссоциации. Под действием электрического тока катионы движутся к катоду и принимают от него электроны. На катоде образуется металлический натрий, на аноде — газообразный хлор. Главное, что вы должны помнить: в процессе электролиза за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая самопроизвольно идти не может. Сложнее дело обстоит в случае электролиза растворов электролитов. В растворе соли, кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют молекулы воды. Поэтому при рассмотрении процессов на электродах необходимо учитывать их участие в электролизе. Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила. 1. Процесс на катоде зависит не от материала катода, из которого он сделан, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений, при этом если: 1.1. Катион электролита расположен в ряду напряжений в начале ряда (по Аl включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды 14
(выделяется водород). Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе. 1.2. Катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды. 1.3. Катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла. 1.4. В растворе содержится катионы разных металлов, то сначала восстанавливается катион металла, стоящего в ряду напряжений правее. Эти правила отражены на схеме 1. 2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона (схема 2). 1. Коли анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона. 2. Если анод не растворяется (его называют инертным — графит, золото, платина), то: а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона; б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кисяот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды. Анионы не окисляются, они остаются в растворе. Схема 1. Катодные процессы в водных растворах электролитов Электрохимический ряд напряжений металлов усиление окислительных свойств катионов (способности принимать электроны Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni Н 2 Cu, Hg, Ag, Pt, Au Me n+ не восстанавливается Восстановление молекул воды: 2H 2 O + 2e - = Н 2 ↑ + 2ОН - Оба процесса: 1) Me n+ + ne - = Me 0 2) 2H 2 O + 2e - = Н 2 ↑ +2ОН - Восстановление катиона: Me n+ + ne - = Me 0 Схема 2. Анодные процессы в водных растворах электролитов Анод Кислотный остаток (анион) А m- Бескислородный (Cl - , Br - , I - , S 2- и др., кроме F - ) Кислородсодержащий (SO 4 2- , NO 3 - , CO 3 2- и др.) и F - Растворимый Окисление аниона (кроме фторида) А m- - me - = А 0 В кислой и нейтральной среде – окисление молекул воды: 2H 2 O – 4e - = O 2 ↑ + 4H + в щелочной среде: 15
4OH - - 4e - = O 2 ↑ + 2H 2 O Нерастворимый Окисление металла анода Me 0 - ne - = Me n+ анод раствор Электролиз расплавов и растворов веществ широко используют в промышленности: 1. Для получения металлов (алюминии, магний, натрий, кадмий получают только электролизом). 2. Для получения водорода, галогенов, щелочей. 3. Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом). 4. Для защиты металлов от коррозии — нанесения защитных покрытий в виде тонкого слоя другого металла, устойчивого к коррозии (хроме, никеля, меди, серебра, золота) — гальваностегия. 5. Получение металлических копий, пластинок — гальванопластика. 16

Для учителя
С помощью компьютера рассмотрим опыт опыт №1. Электролиз раствора хлорида меди (II). Признаки реакции: выделение красной металлической меди на катоде и хлора (газа, вызывающего обесцвечивание влажной лакмусовой бумаги) на аноде. Схема процесса: Вывод: электролиз раствора данной соли практически не отличается от электролиза ее расплава. С помощью компьютера рассмотрим опыт опыт №2: в раствор сульфата меди (II) на угольных электродах, на аноде пробирка. Через раствор проходит постоянный электрический ток.  Что наблюдаете? (На отрицательно заряженном электроде образуется красный налет меди, а в анодном пространстве видим пузырьки бесцветного газа) Наблюдаем установление газа на аноде (в неё вносят тлеющую лучину, она ярко вспыхивает ) .  О чем свидетельствует возгорание тлеющей лучины? (В пробирке образовался кислород поддерживающий горение). Теперь наблюдаем изменение цвета синей лакмусовой бумажки, в анодном пространстве.  Что означает покраснение лакмусовой бумажки? ( Покраснение лакмусовой бумажки доказывает образование кислоты в анодном пространстве) Вывод из опыта: при пропускании через раствор электролита постоянного электрического тока на электродах образуются новые вещества, в результате химической реакции. Таким образом, процесс в результате которого, на электродах выделяются новые вещества, входящие в состав электролита при протекании через его раствор постоянного электрического тока называется электролизом (Электролиз – выделение вещества на электродах при окислительно-восстановительных реакциях). Составим уравнение реакции: CuS O 4 → 2 −¿ 2 +¿+ S O 4 ¿ C u ¿ H 2 O 17
Катод( ) Анод(+) 2 +¿ C u ¿ +2 е → C u 0 H 2 O 2 −¿ S O 4 ¿ 2 H 2 O 4 е → O 2 +¿ 4 +¿ H ¿ восстановление окисление 2С u + 2 +2 H 2 O → 2 C u 0 + O 2 + 4 +¿ H ¿ 2CuS O 4 + 2 H 2 O → 2 Cu + O 2 + 2 H 2 S O 4 Вывод: последовательность разрядки анионов на аноде зависит от природы аниона: 1. При электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде окисляются анионы кислотных остатков, например: 2Cl - - 2e - = Cl 2 0 ↑ 2. При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления молекул воды: 2H 2 O – 4e - = O 2 ↑ + 4 H + (среда околоанодного пространства кислая). Анионы кислотных остатков таких кислот остаются в растворе вместе с образующимися ионами водорода H + , т.е. после электролиза получается раствор кислоты. 3. При электролизе растворов щелочей окисляются гидроксид-ионы: 4OH - - 4e - = O 2 ↑ + 2H 2 O 4. Анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке: Анодные процессы в водных растворах электролитов Кислотный остаток (анион) А m- Бескислородный ( C l - , Br - , I - , S 2- и др., кроме F - ) Кислородсодержащий (SO 4 2- , NO 3 - , CO 3 2- и др.) и F - Окисление аниона (кроме фторида) А m- - me - = А 0 В кислой и нейтральной среде – окисление молекул воды: 2H 2 O – 4 e - = O 2 ↑ + 4 H + в щелочной среде: 4OH - - 4e - = O 2 ↑ + 2H 2 O С помощью компьютера рассмотрим опыт опыт №3; в сосуд для электролиза помещают раствор иодида калия. На электроды надевают две пробирки с тем же раствором. В пробирку, надетую на анод, добавляют немного крахмального клейстера, а в пробирку, надетую на катод, несколько капель фенолфталеина.  Что наблюдаете? (В одной пробирке фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет, а в другой под действием свободного йода крахмал окрашивается в синий цвет)  О чем свидетельствуют эти признаки реакции? ( На аноде образуется йод, в катодном пространстве щёлочь) 18
Вывод из опыта: при электролизе растворов различных веществ образуются разные вещества (продукты). Чтобы выбрать основной процесс в конкретном случае можно использовать следующий ряд способности к окислению: M > S 2– , I – > Br – > Cl – ЭО x m – RCOO – > OH – > H 2 O > ЭО y n – > F – алгоритмом составления уравнений электролиза: Исходные частицы Процесс Продукты Металл M – nē = M n+ Ионы металла Анионы бескислородных кислот. S 2– > I – > Br – > Cl – 2Hal – –2ē = Hal 2 Свободные неметаллы Анионы кислот с промежуточной степенью окисления элемента SO 3 2– , NO 2 – , и т.п. SO 3 2– + H 2 O –2ē = SO 4 2– +2H + Анионы кислот с высшей степенью окисления элемента Анионы карбоновых кислот 2RCOO – –2ē = R-R + 2CO 2 Углеводороды и оксид углерода(IV) Гидроксид-ион 4OH – – 4ē = O 2 + 2H 2 O Кислород Вода 2H 2 O – 4ē = O 2 + 4H + Кислород Анионы кислот с высшей степенью окисления элемента SO 4 2– , NO 3 – , и т.п. SO 4 2– –2ē = S 2 O 8 2– Перекисные соединения Фторид-ион 2F – –2ē = F 2 Фтор  Составьте уравнение электролиза иодида калия с использованием алгоритма. KI +¿ → K ¿ + −¿ I ¿ H 2 O Катод(-) Анод(+) +¿ K ¿ 2 H 2 O +2 е → H 2 +2O −¿ H ¿ 2 −¿−¿ I ¿ 2 е → I 2 H 2 O 2 H 2 O + 2 −¿ I ¿ → H 2 +2O −¿ H ¿ + I 2 2 H 2 O + 2 KI → H 2 +2KOH + I 2 19
Таким образом, если речь идет об электролизе с инертными электродами (уголь, золото, платина, платиновые металлы), – первый процесс (окисление материала анода) отпадает. Если соль содержит бескислородный анион (кроме фторид-ионов) – идет окисление аниона, в противном случае протекает окисление молекул воды. Вывод: 1. Если металл неактивен и расположен после водорода, то на катоде восстанавливаются ионы металлов: Me n+ + ne - = Me 0 2. Если металл обладает высокой химической активностью и расположен в начале ряда, от лития до алюминия включительно, то на катоде восстанавливаются молекулы воды: 2H 2 O + 2e - = Н 2 ↑ + 2ОН - (среда околокатодного пространства щелочная). Катионы таких металлов остаются в растворе вместе с образующимися гидроксид-анионами ОН - , т. е. после электролиза получается раствор щелочи. 3. Если металл обладает средней химической активностью и расположен в ряду напряжений между алюминием и водородом, то будут происходить оба процесса (в зависимости от концентрации соли, рН среды, плотности тока и других факторов): и восстановление ионов металла, и восстановление молекул воды. 4. Если в растворе находится смесь катионов разных металлов, то сначала восстанавливаются катионы менее активного металла. 5. При электролизе растворов кислот на катоде восстанавливаются катионы водорода: H + + 2e - = Н 2 ↑ Катодные процессы в водных растворах электролитов Электрохимический ряд напряжений металлов Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni Н 2 Cu, Hg, Ag, Pt, Au Восстановление молекул воды: 2H 2 O + 2e - = Н 2 ↑ + 2ОН - О б а п р о ц е с с а : 1) Me n+ + ne - = Me 0 2) 2H 2 O + 2e - = Н 2 ↑ + 2ОН - Восстановление к а т и о н а : Me n+ + ne - = Me 0 С помощью компьютера рассмотрим опыт 4. Электролиз раствора сульфата натрия Na 2 SO 4 . Признаки реакции: на катоде – выделение газа и окрашивание лакмуса в синий цвет; на аноде – выделение газа и окрашивание лакмуса в красный цвет. Схема процесса: 20
Вывод: электролиз данной соли сводится к разложению воды; соль необходима для увеличения электропроводности, так как чистая вода является очень слабым электролитом; масса самой соли в растворе не изменяется. Учащиеся дают ответ на вопрос, поставленный перед изучением темы: где взять кислород на борту космического корабля? Ответ – получить его электролизом воды, в которую добавлена нужная соль. 21

Приложение 2.

Учащийся у доски
отвечает на вопросы по изученному материалу, выбирая правильный ответ из предложенных, при записывают букву в таблицу: Вопросы Ответы 1 Как называется наука о методах и процессах производства металлов из руд? а - высокая температура 2 Что лежит в основе методов пирометаллургии? д- щелочные и щелочноземельные металлы 3 Какие восстановители используются в пирометаллургии? к- металлургия 4 Каковы условия осуществления гидрометаллургических методов? о- наличие растворов солей 5 Какие металлы нельзя получить гидрометаллургическим способом? т-водород, уголь, оксид углерода (II), более активный металл В результате получается слово:
катод
. к а т о д
Первый уровень.
1. Укажите соответствие способа получения металла и химической записи процесса, допишите уравнения химических реакций. 1) пирометаллургия 2) гидрометаллургия 3) электролиз. а) AgNO 3 (р-р) + Cu → электролиз б) KI (расплав) → t o в) V 2 O 5 + H 2 → 22
2.В каких парах обе из реакций, схемы которых приведены ниже, позволяют получить металл: t o а. CuO + CO → и CuSO 4(р-р) + Zn → t o t o б. AgNO 3 → и Cr 2 O 3 + Al → t o в. ZnS + O 2(изб) → и Fe 2 O 3 + H 2 → t o t o г. KNO 3 → и ZnO + C →
Второй уровень
1 группа. 1.Составьте уравнения получения цинка из цинковой обманки (сфалерита), согласно цепочке ZnS →ZnO → Zn. Какой способ получения металлов иллюстрирует эта цепочка? Каковы обязательные условия протекания данных реакций? К какому типу реакций относится каждая из указанных реакций? (признак: изменение степени окисления). Составьте ОВР для данных реакций, укажите окислитель и восстановитель. 2.Сколько грамм технического серебра можно получить, поместив медную проволоку в 10% раствор нитрата серебра массой 50 г. 2 группа. 1.Составьте уравнение получения меди из минерала тенорита (CuO) согласно цепочке CuO → CuSO 4 → Cu. Для иллюстрации какого способа получения металлов подходит эта цепочка? Каковы условия? Тип реакции (признак: изменение степени окисления)? Для ОВР составьте баланс, укажите окислитель и восстановитель. 2.Восстановлением оксида железа (III) массой 50 кг оксидом углерода (II) было получено 20 кг железа. Определите массовую долю выхода продукта реакции 3 группа. 1.Какой способ получения металлов отражает следующая запись электролиз 2NaCl → 2Na + Cl 2 . расплав Каковы условия прохождения данной реакции? К какому типу (ОВР или не ОВР) относится эта реакция. Распишите ОВР, укажите окислитель и восстановитель. 2.Барий получают алюминотермическим восстановлением оксида бария. Какая масса бария будет получена при взаимодействии оксидного 23
концентрата массой 600 г (массовая доля ВаО 91,8%) с техническим алюминием массой 100 г (массовая доля Al = 98,55%).
Приложение 3.
Задание: сравните электролиз расплава и раствора хлорида меди (II), есть ли разница в продуктах? Самостоятельно составьте схему электролиза раствора данной соли.
Приложение 4.
Задание: сравните состав хлорида и сульфата меди (II), найдите принципиальную разницу и сделайте вывод, от чего зависит состав продуктов окисления на аноде.
Приложение 5.
Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы анода Последовательность разрядки анионов на аноде зависит от природы аниона: 1. При электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде окисляются анионы кислотных остатков, например: 2Cl - - 2e - = Cl 2 0 ↑ 2. При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления молекул воды: 2H 2 O – 4e - = O 2 ↑ + 4H + (среда околоанодного пространства кислая). Анионы кислотных остатков таких кислот остаются в растворе вместе с образующимися ионами водорода H + , т.е. после электролиза получается раствор кислоты. 3. При электролизе растворов щелочей окисляются гидроксид-ионы: 4OH - - 4e - = O 2 ↑ + 2H 2 O 4. Анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке: Анодные процессы в водных растворах электролитов Кислотный остаток (анион) А m- Бескислородный (Cl - , Br - , I - , S 2- и др., кроме F - ) Кислородсодержащий (SO 4 2- , NO 3 - , CO 3 2- и др.) и F - Окисление аниона (кроме фторида) А m- - me - = А 0 В кислой и нейтральной среде – окисление молекул воды: 2H 2 O – 4e - = O 2 ↑ + 4H + в щелочной среде: 4OH - - 4e - = O 2 ↑ + 2H 2 O
Приложение 6.
Задание на закрепление: Какие вещества будут образовываться на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор нитрата серебра AgNO3? 24
(серебро на катоде и кислород на аноде). Раствор какого вещества останется в электролизере после окончания реакции? (раствор азотной кислоты HNO3) На дом: составить схему данного процесса.
Приложение 8.
Задание : сравнить электролиз растворов хлорида меди и иодида калия. Катодными или анодными процессами они отличаются? Почему во втором случае невозможно выделение металлического калия? Подсказка – в положении меди и калия в ряду активности металлов (вернее, в электрохимическом ряду напряжений металлов).
Приложение 7.
Процесс на катоде зависит не от материала катода, на которого он сделан, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений, при этом если: 1. Если металл неактивен и расположен после водорода, то на катоде восстанавливаются ионы металлов: Me n+ + ne - = Me 0 2. Если металл обладает высокой химической активностью и расположен в начале ряда, от лития до алюминия включительно, то на катоде восстанавливаются молекулы воды: 2H 2 O + 2e - = Н 2 ↑ + 2ОН - (среда околокатодного пространства щелочная). Катионы таких металлов остаются в растворе вместе с образующимися гидроксид-анионами ОН - , т. е. после электролиза получается раствор щелочи. 3. Если металл обладает средней химической активностью и расположен в ряду напряжений между алюминием и водородом, то будут происходить оба процесса (в зависимости от концентрации соли, рН среды, плотности тока и других факторов): и восстановление ионов металла, и восстановление молекул воды. 4. Если в растворе находится смесь катионов разных металлов, то сначала восстанавливаются катионы менее активного металла. 5. При электролизе растворов кислот на катоде восстанавливаются катионы водорода: H + + 2e - = Н 2 ↑ Катодные процессы в водных растворах электролитов Электрохимический ряд напряжений металлов Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni Н 2 Cu, Hg, Ag, Pt, Au Восстановление молекул воды: 2H 2 O + 2e - = Н 2 ↑ + 2ОН - Оба процесса: 1) Me n+ + ne - = Me 0 2) 2H 2 O + 2e - = Н 2 ↑ + Восстановление катиона: Me n+ + ne - = Me 0 25
2ОН -
Приложение 9.
Какие вещества будут образовываться на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор хлорида натрия NaCl? (водород на катоде и хлор на аноде). Раствор какого вещества останется в электролизере после окончания реакции? (раствор щелочи NaOH) – правильность ответа проверяем с использованием таблицы «Электрохимическое получение водорода, хлора и гидроксида натрия. На дом: составить схему данного процесса.
Приложение 10.
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, H 2 , / 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 / 2H 2 O + 2e = H 2 0 + 2OH - / 2 / восстановление +А / 2H 2 O - 4e = O 2 0 +4H + /1 / окисление в) Выполните задание. Составьте схему анодного и катодного процессов и уравнение электролиза следующих электролитов с комментариями: 1) CuSO 4 р-р; 2) К 2 СО 3 р-р; 3) СаBr 2 р-в. Вывод! Электролиз – это__________, он применяется для____________. 26

Приложение 11.
Работа с тестом. (5 минут).
Тест по теме: «Электролиз».

Вариант 1.
1. При электролизе водного раствора какого вещества происходит разложение воды на кислород и водород? 1) NaCl, 2) CuSO 4 , 3) Na 2 SO 4 , 4)AgNO 3 . 2. При электролизе водного раствора какого вещества не происходит разложения воды на кислород и водород? 1) NaOH, 2) MgSO 4 , 3) MgCl 2 , 4) KOH. 3. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора Формула вещества Продукты электролиза 1) KOH A) H 2 , O 2. 2) CuSO 4 Б) H 2 , Cl 2 . 3) K 3 PO 4 B) K, H 2 , O 2 . 4) KCl Г) K, Cl 2 . Д) Cu, O 2. E) Cu, O 2 , SO 2 . 4. Установите соответствие между формулой вещества и коэффициентом перед ней в уравнении электролиза раствора. CH 3 COONa + H 2 O = C 2 H 6 + CO 2 + NaOH + H 2 Формула вещества Коэффициент 1) CH 3 COOH A) 1 2) C 2 H 6 Б) 3 3) NaOH B) 2 4) H 2 Г) 4 Д) 0 27
5. 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
Тест по теме: «Электролиз».

Вариант 2.
1. Расплав какого вещества подвержен электролизу? а) оксид кальция; б) парафин; в) глюкоза; г) азот. 2. Что следует подвергнуть электролизу для получения хлора? а) хлорную воду; б) раствор хлората калия; в) расплав хлорида калия; г) хлор электролизом не получают. 3. Цвет лакмуса в околокатодном пространстве при электролизе раствора бромида натрия а) малиновый; б) фиолетовый; в) красный; г) синий. 4. Какое вещество нельзя получить при электролизе раствора поваренной соли? а) Na; б) H 2 ; в) Cl 2 ; г) NaOH; 5. При электролизе раствора сульфата цинка с инертными электродами на аноде выделяется а) Zn; б) O 2 ; в) H 2 ; г) SO 2 . 6. При электролизе раствора нитрата меди(II) с медными электродами на аноде будет происходить а) выделение NO 2 ; б) выделение меди; в) выделение O 2 ; г) растворение анода. 7. Расставьте анионы в порядке уменьшения их восстановительной активности. Ответ запишите в виде последовательности букв. а) Cl - ; б) F - ; в) I - г) OH - . 8. Вставьте в предложение пропущенные слова: «При никелировании предмет, на который наносят слой никеля, надо соединять с ... полюсом батареи, чтобы он выступал в качестве ... ». Ответы: 1а, 2в, 3г, 4а, 5б, 6г, 7 – вагб, 8 – отрицательным, катода 28

Приложение 12.
1.При электролизе водного раствора нитрата серебра (I) выделилось 5,6 л газа. Сколько граммов металла отложилось на катоде? 2.Рассчитайте массу серебра которая образуется при электролизе водного раствора нитрата серебра с графитовыми электродами на аноде, если выделился кислород массой 6 г. Решение 1. (химическое) Составим схемы электродных процессов электролиза: 4 на катоде: Ag + + e - Ag 0 1 на аноде: 2H 2 O O 2 + 4H + + 4e - Суммарный процесс: 4Ag + + 2H 2 O 4Ag + O 2 + 4H + Из суммарного уравнения видно, что при образовании 1 моль кислорода выделяется 4 моль серебра, т.е. m(Ag 0 ) =4n(O 2 ) = 4*6/32 = 0,75(моль). m(Ag 0 ) = 0,75* 108 = 81(г) Решение 2. (физическое) Из объединенной формулы законов Фарадея масса выделившегося вещества равна: m = Q*M / z *F гдеQ - количество электричества, пропущенного через электролизер; М - молярная масса выделившегося вещества; F - постоянная Фарадея, равная 96 500 Кл/моль; z - число электронов, участвующих в электродном процессе. Преобразовав формулу, получаем: Q = m*z*F/M; Q = 6*4*96 500/32 = 723,75 (Kл). Такое же количество электричества 29
было затрачено на выделение серебра. Следовательно, масса выделившегося серебра равна: m = 72 375 *108/1*96 500 = 81 (г). 3. При пропускании постоянного электрического тока силой 6,4 А в течение 30 мин через расплав хлорида неизвестного металла на катоде выделилось 1,07 г металла. Определить состав соли, которую подвергли электролизу. Решение: Cогласно закону Фарадея: m = M I τ / nF , следовательно, M/ n = m F/ I τ, время τ = 30 мин или 0,5 ч, постоянная Фарадея F = 26,8 А∙ч/моль. M/ n = 1,07 г ∙ 26,8 А∙ч/моль / 6,4 А ∙ 0,5 ч = 9 г/моль, т.е. числовое значение М в 9 раз больше n. Выписываем возможные значения n и М: n 1 2
3
4 M 9 18
27
36 М = 9 г/моль соответствует бериллию Ве, но для него n = 2, а не 1, т.е. Ве не удовлетворяет условию. М = 27 г/моль и n = 3 соответствует алюминию Al. Ответ: состав соли AlCl3.
Приложение 13.

Применение электролиза (доклад учащегося):
1. Электрометаллургия: - получение активных металлов (K, Na, Ca, Mg, Al и др.) электролизом расплавов природных соединений; - получение металлов средней активности (Zn, Cd, Co) электролизом растворов их солей. 2. В химической промышленности – получение газов: F 2 , Cl 2 , H 2 , O 2 ; щелочей: NaOH, KOH; пероксида водорода H 2 O 2 , тяжелой воды D 2 O и др. 3. Электролитическое рафинирование – очистка металлов (Cu, Pb, Sn и др.) от примесей электролизом с применением активных (растворимых) анодов. Неочищенная медь, которая является анодом, растворяется, т. е. переходит в раствор соли меди в виде ионов. Энергия электрического тока расходуется на перенос этих ионов к катоду, их восстановление и осаждение чистой меди (степень чистоты – 99,95%). Примеси (Ag, Au и другие благородные металлы), которые имеют больший стандартный электродный потенциал, не восстанавливаются, а выпадают в осадок на дне ванны, тем самым окупая расходы на проведение рафинирования меди. Данный процесс – одно их старейших электрохимических производств. Впервые этот метод был применен в России в 1847 г. 4. Гальваностегия – нанесение металлических покрытий на поверхность металлического изделия для защиты от коррозии или придания 30
декоративного вида. Например, оцинковка, хромирование, никелирование и пр. 5. Гальванопластика – получение металлических копий с различных матриц, а также покрытие неметаллических предметов слоем металлов. Последний процесс (золочение деревянных статуй и ваз) был известен еще в Древнем Египте, но научные основы гальванопластики были заложены русским ученым Б. Якоби в 1838 г.
Приложение 14.
11класс §18 стр. 217-222 (конспект урока), упражнения 23,24,26 * 1 уровень. 1. Что называется электролизом? 2.Как называется электрод, имеющий положительный заряд? 3.Как называется электрод, имеющий отрицательный заряд 4. Каково значение электролиза? 5. Напишите схемы электролиза иодида калия. 2 уровень. 1.Чем отличается электролиз расплава соли от электролиза водных растворов? 2. . В каких случаях при электролизе на катоде выделяется водород? Приведите примеры 3. Какие металлы можно получить только из расплавов их солей? 4.Напишите схемы электролиза расплава и раствора хлорида бария. Чем отличаются эти процессы друг от друга? 3 уровень. 1.. В чем отличие электролиза от множества других окислительно- восстановительных реакций? 2.В каких случаях при электролизе на аноде выделяется кислород? Приведите примеры 3. Какие металлы можно получить как из расплавов, так и из растворов их солей? 4.Составьте схему электролиза расплава хлорида магния и рассчитайте объем хлора, выделившегося в процессе электролиза, если было взято вещество массой 149 г.
Дополнительное задание:
На заводе был подвергнут электролизу раствор, содержащий 468 кг хлорида натрия. Полученные газы были использованы для синтеза хлороводорода. Образовавшийся хлороводород растворили в 708 31
л воды. Рассчитайте массовую долю хлороводорода в полученной соляной кислоте.
Приложение 15.

«Закончите предложение….»
Самым интересным для меня было ... Самым неинтересным для меня было ... Вопросы, рассмотренные на занятии для меня ... Я как практик хочу отметить ... Самым скучным на занятии для меня было... Мне не понравилось ... Теперь бы я хотел ещё узнать о .... Мне понравилось ... Я научился... Я был бы рад... Учащиеся или сознательно выбирают любое предложение, или предложение им достаётся путём случайного 32

Дополнительные задания:

Работаем в парах сменного состава.

Карточка задание с решением №1

С1
Запишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза водного раствора фторида калия на инертных электродах. В данном задании (электролиз раствора фторида калия): K(-) (K + ) – ион калия не восстанавливается, щелочной металл 2H 2 O + 2ē = H 2 + 2OH – |2 А(+) 2H 2 O – 4ē = O 2 + 4H + | 1 (F – ) – не окисляется, в ряду способности к окислению расположен после молекул воды. Для получения общего уравнения суммируем уравнения катодного и анодного процессов с учетом коэффициентов электронного баланса: 6H 2 O = 2H 2 + 4OH – + O 2 + 4H + Катионы водорода и гидроксид-анионы в одном растворе в значительных количествах сосуществовать не могут: они рекомбинируют, образуя воду. После сокращения получаем окончательное уравнение: 2H 2 O = 2H 2 + O 2 Задача для самостоятельного решения Запишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза водного раствора нитрата кальция на инертных электродах.
Карточка задание с решением №2
В качестве второго примера рассмотрим электролиз раствора ацетата калия (подобные реакции включались в задания С3 некоторых вариантов): K(-) (K + ) – не восстанавливается, щелочной металл 2H 2 O + 2ē = H 2 + 2OH – | 2 А(+) 2CH 3 COO – –2ē = CH 3 -CH 3 + 2CO 2 | 2 Суммарное уравнение: 2CH 3 COO – + 2H 2 O = H 2 + 2OH – + CH 3 -CH 3 + 2CO 2 Или 2CH 3 COOK + 2H 2 O = H 2 + 2KOH + CH 3 -CH 3 + 2CO 2 Задача для самостоятельного решения Запишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде, и общее уравнение электролиза раствора формиата калия. 33

Карточка задание с решением №3
В том случае, когда металл расположен в средней части ряда напряжения (от цинка до водорода) на катоде одновременно протекают два процесса: восстановление катиона металла и восстановление молекул воды. Рассмотрим электролиз водного раствора сульфата никеля с инертными электродами. В растворе: NiSO 4 = Ni 2+ + SO 4 2– ; На катоде: K(-) Ni 2+ + 2ē = Ni 2H 2 O + 2ē = H 2 + 2OH – Эти реакции никак не связаны между собой и суммировать их
нельзя!
Никакого простого соотношения между количеством никеля и водорода нет, оно зависит от концентрации, температуры, материала катода и прочих факторов. На аноде: А(+) (SO 4 2– – не окисляются ) 2H 2 O – 4ē = O 2 + 4H + Общих уравнений (катод + анод) в этом случае тоже будет два. Чтобы получить общее уравнение основной реакции, мы должны сложить уравнение основного процесса на катоде и уравнение анодного процесса, с учетом коэффициентов электронного баланса: K(-) Ni 2+ + 2ē = Ni |2 А(+) 2H 2 O – 4ē = O 2 + 4H + |1 2Ni 2+ + 2H 2 O = 2Ni + O 2 + 4H + – ионное, 2NiSO 4 + 2H 2 O = 2Ni + O 2 + 2H 2 SO 4 – молекулярное уравнение основной реакции. Аналогично получаем общее уравнение побочной реакции: K(-) 2H 2 O + 2ē = H 2 + 2OH – |2 А(+) 2H 2 O – 4ē = O 2 + 4H + |1 6H 2 O = 2H 2 + 4OH – + O 2 + 4H + 2H 2 O = 2H 2 + O 2 Опять же, суммировать общие уравнения основной и побочной реакций
нельзя!
(а это встречается в некоторых пособиях). 34

Самостоятельная работа учащихся.
Вариант № 1 1. Написать схемы электролиза растворов хлорида хрома (III), нитрата меди (II), фосфата калия, хлорида натрия и расплава иодида цинка. 2. Установите соответствие между металлом и способом его электролитического получения Металл Способ электролиза А) натрий 1) водного раствора солей Б) алюминий 2) водного раствора гидроксида В) серебро 3) расплава поваренной соли Г) медь 4) расплавленного оксида 5) раствора оксида в расплавленном криолите 6) расплавленного нитрата Вариант № 2 1. Написать схемы электролиза растворов хлорида кальция, нитрата железа (III), сульфата калия, хлорида железа (II) и расплава хлорида железа (II). 2. Установите соответствие между металлом и способом его электролитического получения Металл Способ электролиза А) натрий 1) водного раствора солей Б) алюминий 2) водного раствора гидроксида В) серебро 3) расплава поваренной соли Г) медь 4) расплавленного оксида 5) раствора оксида в расплавленном криолите 6) расплавленного нитрата 35

Самостоятельная работа
Установите соответствие между формулой вещества и продуктом, который образуется при электролизе водного раствора этого вещества:
I вариант

II вариант

на катоде

на аноде
формула вещества продукт электролиза а AuCl 3 1 алюминий б RbOH 2 рубидий в Hg(NO 3 ) 2 3 золото г AlCl 3 4 водород д CuCl 2 5 медь е H 2 O 6 кислород ж KCl 7 ртуть з CuSO 4 8 хлор Ответы на катоде: а б в г д е ж з 3 4 7 4 5 4 4 5 на аноде: 36
а б в г д е ж з 8 6 6 8 8 6 8 6
6. Список использованных источников.
1.Габриелян О.С., Лысова Г.Г. «Химия 11 класс. Профильный уровень». М., 2008 г. 2.Химия. 10 класс: Настольная книга учителя / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов. – М.: Дрофа, 2004. 3.Глинка Н.Л. «Общая химия», М., Высшая школа, 2005 г. 4. Онищук, В. А. Урок в современной школе:Пособие для учителя / В. А. Онищук – М. : Просвещение, 1986. – 158 с. 5. Поташник, М. М. Требования к современному уроку. Методическое пособие. / М. М. Поташник – М. : Центр педагогического образования, 2007. – 272 6.Сергеев С.А. «Химия. Темы школьного курса», М., 1997 г. 7.Строкатова С. Ф., Андросюк Е. Р., Орлова С. А. Электролиз в теории и практике. – ж-л «Химия в школе», №7, с.52-59. 8.Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. «Сборник задач по химии для поступающих в ВУЗы», М., 1999 г. 9.Химический энциклопедический словарь – М.: «Советская энциклопедия», 1983. 37
38