Интегрированный урок в 10 классе по теме «Ток в жидкостях»

Интегрированный урок в 10 классе

МБОУ Лицей №3 г. Саров Нижегородской обл.

по теме «Ток в жидкостях»

Преподаватель: Маначинская Людмила Александровна –

учитель физики высшей категории

Преподавание физики в 10-11 классах МБОУ «Лицей №3» города Сарова Нижегородской области ведется по программе для школ (классов) с углубленным изучением физики.

Авторы программы: Ю.И.Дик, В.А.Коровин, В.А.Орлов, А.А.Пинский, 6 часов в неделю.

В учебном процессе используются учебники для общеобразовательных учреждений и школ с углубленным изучением физики под редакцией А.А.Пинского, О.Ф.Кабардина и сборники задач: Л.А.Кирик «Физика. Самостоятельные и контрольные работы 10,11 классы», Н.И.Гольдфарб «Физика.Задачник 9-11классы», А.П.Рымкевич «Физика.Задачник10-11классы».

На уроках класс делится на две группы по 10-14 учащихся в каждой.

Состав группы, в которой проводится данный урок, достаточно сильный и работоспособный.

Предлагаемые уроки являются по счету уроками №7,8 в теме «Токи в разных средах» в 10 классе (проводится как один урок-спаренный).

К этому времени учащиеся знают механизм проводимости жидкостей и законы Фарадея.

Кроме того, к выполнению лабораторных работ учащиеся готовятся дома (повторяют теорию, изучают описание лабораторной работы №1 по учебнику, вспоминают как снять вольт-амперную характеристику проводника).

Поэтому урок как правило проходит плодотворно и с хорошей отдачей при большом объеме выполненной работы.

Лабораторные работы:

1. Измерение электрического заряда 1-валентного иона.

2. Измерение электрохимического эквивалента меди.

3. Снятие вольт-амперных характеристик электролитов.

Тип урока: практическая работа.

Учебная технология: деятельностного подхода.

Форма работы: парная.

Метод: частично – поисковый с элементами исследования.

Цели урока

1. Обучающие:

Используя электролиз раствора HCl, произвести необходимые измерения и вычислить заряд 1-валентного иона. Оценить погрешность.

Используя электролиз раствора CuSO4, вычислить электрохимический эквивалент меди.

Используя растворы разных электролитов, снять вольт – амперные характеристики и качественно объяснить их.

2. Развивающие:

Создать условия для обсуждения и объяснения вольт – амперных характеристик разных электролитов и для анализа процессов, происходящих при электролизе в разных электролитах.

3. Воспитательные:

Воспитание у учащихся навыков работы в паре, умения сопоставлять и анализировать информацию одноклассников.

Ход урока

Эпиграф к уроку: «Химия ты моя физическая» – М.В.Ломоносов. На доске – портреты М.В.Ломоносова и М.Фарадея.

Учитель объявляет цели урока, формулирует задачи и обращает внимание на две демонстрации, позволяющие провести измерения и вычислить электрохимический эквивалент меди:

1. Электролиз раствора CuSO₄(электроды угольные).

2. Электролиз раствора CuSO₄ (электроды медные).

Электроды подвешены на проводах к чашкам рычажных весов таким образом, что они опущены полностью в раствор и не касаются дна. Для этого опыта в чашках весов лучше всего просверлить по отверстию. Коромысло весов нужно подвесить на высокий штатив.

В каждую цепь включен демонстрационный гальванометр и источник тока, оба гальванометра вначале опыта показывают одно и то же значение тока. Объем раствора нужно подобрать таким образом, чтобы в процессе электролиза электроды оставались полностью погруженными в раствор.

Учитель предлагает заметить показания гальванометров, время начала опытов и после этого выполнять лабораторную работу «Измерение электрического заряда одновалентного иона». К выполнению этой работы учащиеся готовились дома по учебнику и выполняют работу по описанию.

При пропускании тока через раствор HCl у катода выделяется водород ,у анода Cl₂, который растворяется в воде и поэтому не опасен. Водород собирают в пробирку, проградуированную в см³.Градуировочная шкала приклеена вдоль пробирки скотчем. Вначале опыта пробирку полностью заполняют слабым раствором кислоты и закрывают маленьким листом бумаги, который придерживают пальцем. Переворачивают пробирку вверх дном, опускают в раствор кислоты и удаляют листок бумаги. Внутрь пробирки вводят конец провода без изоляции и соединяют второй конец проводника с отрицательным полюсом источника. Конец второго проводника опускают в раствор вне пробирки и через миллиамперметр соединяют с положительным полюсом источника.

В ходе электролиза в пробирке выделяется водород, вытесняющий раствор. Заряд электрона можно вычислить следующим образом: N_A/N=Vµ/V, где V – объем выделившегося водорода, N – число молекул выделившегося водорода, N_A – число Авогадро, Vµ – молярный объем водорода. Отсюда N=N_AV/Vµ. Заряд одновалентного иона, т.е. заряд электрона e=q/2N=It/2N, где q – заряд, прошедший через электролит за время t, 2N – число ионов водорода.

Значение тока поддерживали постоянным, меняя положение второго электрода в растворе и таким образом изменяя его сопротивление. Результат обычно хорошо согласуется с теорией, погрешность составляет несколько процентов.

Учащимся предлагается также вычислить электрохимический эквивалент водорода и подумать, как повысить точность измерений. m=kIt, отсюда k=m/It; PV=(m/µ)RT, отсюда m=PVµ/RT.

Точность измерений увеличится, если давление водорода в пробирке равно атмосферному. Это будет в том случае, если водорода выделится столько, что уровень раствора в пробирке будет равен уровню раствора в стакане.

Учащиеся предлагают еще способы повышения точности измерений. На вопрос учителя: «При использовании раствора какой концентрации результат будет более точным, большой концентрации или малой?» учащиеся отвечают малой, т.к. в этом случае время проведения опыта больше, поэтому погрешность измерения времени меньше. Кроме того, значение тока меньше, и поэтому можно вместо миллиамперметра использовать микроамперметр и получать более точное значение тока.

После выполнения лабораторной работы №1 учитель вновь обращает внимание учащихся на демонстрационный опыт на столе. Учащиеся отмечают, что равновесие весов нарушилось в обоих случаях, но больше в той цепи, где использовались медные электроды.

За время проведения опыта (25-30 минут) сила тока уменьшилась в той ванночке, в которой электроды угольные. В растворе медного купороса с угольными электродами электроды не принимают участие в химических процессах, сопровождающих прохождения тока через электролит. Ионы меди уходят из раствора на катод, и ток уменьшается.

Если электроды медные, то анод постепенно растворяется в электролите, тем самым пополняя раствор ионами меди, и поэтому в этой ванночке ток не уменьшается.

Оба раствора приобрели зеленоватый цвет, особенно в той ванночке, где электроды угольные. Зеленоватую окраску раствор получают за счет того, что в результате вторичных химических процессов вблизи анода в раствор уходит серная кислота. В ванночке с медными электродами концентрация ионов меди, которые придают раствору синий цвет, больше, поэтому зеленый оттенок менее заметен.

Учащиеся приходят к выводу, что для определения электрохимического эквивалента меди нужно использовать результаты опыта с медными электродами: m=kIt, отсюда k=m/It.

Массу выделившейся меди можно вычислить, вновь уравновесив весы. Сравнивая результат с табличным, учащиеся оценивают абсолютную и относительную погрешности. Опыт дает хороший результат. Можно было использовать и раствор с угольными электродами, если силу тока поддерживать постоянной с помощью реостата.

На вопрос учителя: «Что еще можно вычислить с помощью этого эксперимента?» учащиеся дают ответ, что можно вычислить заряд электрона – т.к. k=µ/N_AеZ, то e=µ/kN_AZ. Учащимся предлагается сравнить результаты вычисления заряда электрона в двух проведенных опытах.

Учащиеся отмечают, что второй способ – электролиза раствора медного купороса – дает более точный результат потому, что массу выделившейся меди можно измерить точнее, чем объем выделившегося водорода, т.к. допущены погрешности при градуировке пробирки.

На выполнение лабораторной работы №1 и анализа демонстрационного опыта с учетом предварительной домашней подготовки уходит примерно один урок. После анализа первой лабораторной работы учащиеся переходят к выполнению лабораторной работы №2.

На каждом столе – растворы электролитов и задания. Работа ведется в группах по 2-3 человека. Для приготовления раствора брали 300мл дистиллированной воды. Если использовать хорошо прокипяченную и отфильтрованную воду, результат получится чуть хуже.

В каждой ванночке растворяли 0,01 моля кислоты или соли, чтобы число носителей заряда растворенного вещества было одинаковым (растворы подготовлены заранее лаборантом).

1 группа – растворы кислот: HCl и H₂SO₄.

2 группа – растворы солей: NaCl и CuSO₄.

3 группа – растворы кислот: HCl и H₂SO₄ вдвое большей концентрации, чем в 1 группе (ν=0,02 моль).

4 группа – растворы солей: NaCl и CuSO₄ вдвое большей концентрации, чем во 2 группе.

5 группа – растворы HCl и NaCl.

6 группа – растворы CuSO₄ и H₂SO₄.

Электроды во всех опытах угольные.

Задание 1. Снять вольт-амперные характеристики двух растворов и построить графики в одних осях. Сравнить результаты.

На предыдущих уроках учащиеся уже снимали вольт-амперные характеристики резистора и спирали лампочки и поэтому знают, как собрать схему и какие использовать приборы.

Ответить на вопросы:

1. Почему при малых напряжениях вольт – амперные характеристики имеют небольшой горизонтальных участок, соответствующий нулевому значению тока?

2. Подчиняются ли электролиты закону Ома?

3. Чем отличаются 2 вольт – амперные характеристики и почему?

4. Какие процессы происходят в растворе, вблизи катода и анода при прохождении через электролит тока? Написать реакции диссоциации и химические реакции.

5. Можно ли электрическое сопротивление электролита вычислять по формуле R=ρl/s? Как это проверить? Можно ли вычислить удельное сопротивление электролита?

Задание 2. Пронаблюдать процесс электролиза в течение 5 минут и ответить на вопрос: «От чего зависит результат электролиза? Какой заряд прошел через электролит?» На работу отводится 35 минут.

Далее – обсуждение результатов. Учащиеся вывешивают на доску вольт-амперные характеристики разных растворов, выполненные на листах миллиметровой бумаги, сравнивают их и объясняют.

Ожидаемые результаты

Задание 1.

1 группа – растворы двух кислот:

HCl → H+ + Cl-

H₂SO₄ → 2H+ SO₄

H₂O → H+ + OH-

Сила тока зависит не только от концентрации растворенного вещества, но и от степени диссоциации. Обе кислоты представляют собой сильные электролиты, для которых степень диссоциации при малых концентрациях равна почти 100%.

При одинаковом количестве молекул растворенного вещества число носителей заряда при диссоциации H₂SO₄ ,будет больше, чем при диссоциации HCl. Кроме того, ион SO₄2- несет двойной заряд. В переносе заряда участвуют также молекулы воды. Поэтому I₂ I₁ чуть меньше, чем в 2 раза.

2 группа – растворы двух солей: NaCl (1) и CuSO₄ (2).

Обе соли являются сильными электролитами со степенью диссоциации почти 100%. Аналогичные рассуждения приводят к выводу, что I₂ I₁ чуть меньше, чем в 2 раза.

3 и 4 группы – растворы тех же солей и кислот вдвое большей концентрации.

Увеличение концентрации в 2 раза не приводит к увеличению тока в 2 раза, т.к. при увеличении концентрации степень диссоциации уменьшается. Поэтому сила тока при тех же значениях напряжения будет больше, но меньше чем в 2 раза по сравнению с группами 1 и 2.

5 группа – растворы кислоты и соли. Ионы растворенных веществ одновалентны.

Оба вещества – сильные электролиты, I₁ = I₂.

6 группа – растворы соли и кислоты. Ионы растворенных веществ двухвалентны.

Растворенные вещества – сильные электролиты. Аналогично I₁=I₂.

7 группа – растворы кислот HCl и H3PO4.

HCl → H+Cl- одна молекула дает 2 носителя заряда.

H3PO4 → 3H+PO43- одна молекула дает 4 носителя заряда, из них ион PO43- несет тройной заряд.

Вопреки ожиданиям I₂I₁, т.к. степень диссоциации фосфорной кислоты H3PO4 невелика: примерно 30%.

Химические процессы, происходящие в растворах

1. CuSO₄→Cu₂+ + SO₄2-

H₂O → H+ + OH-

2OH- + SO₄2- → O₂ + H₂SO₄

Катод: Cu

Анод: О₂.

В раствор поступает H₂SO₄, и поэтому раствор постепенно зеленеет.

2. HCl → H+ + Cl-

H₂O → H+ + OH-

Катод: H₂

Анод: Cl2 и полностью растворяется в воде, поэтому опыт не опасен.

3. H₂SO₄ → 2H+ + SO₄2-

H₂O → H+ + OH-

Катод: H₂

Анод: 2OH- + SO₄2- → O₂ + H₂SO₄

4. NaCl → Na+ + Cl-

H₂O → H+ + OH-

Катод:H₂

Анод: Cl₂

Na+ + OH- → NaOH – поступает в раствор.

Присутствие NaOH в растворе можно через некоторое время обнаружить с помощью фенолфталеина.

Вольтамперные характеристики всех электролитов позволяют утверждать, что для электролитов приблизительно соблюдается прямо пропорциональная зависимость между током и напряжением, т.е. для электролитов справедлив закон Ома. Отличие вольтамперной характеристики электролитов от вольтамперной характеристики металлов заключается в том, что при малых значениях напряжения сила тока приблизительно равна нулю и начинает возрастать начиная с некоторого значения напряжения. Учащиеся в ходе рассуждений приходят к выводу, что наличие горизонтального участка при малых значениях напряжения может быть объяснено двумя причинами:

1) поляризацией электродов, которая приводит к возникновению в растворе электрического поля, направленного противоположно основному полю;

2) инертностью ионов и наличием силы вязкого трения.

Сопротивление электролита можно вычислить по формуле R=ρl/s. Это можно проверить следующим образом: при сближении электродов в два раза силы тока увеличивается в два раза при том же значении напряжения. Можно также уменьшить площадь поперечного сечения проводника в два раза, наполовину вытащив электроды с раствора. Ток при этом уменьшится в два раза.

Учащиеся сравнивают и объясняют значения удельных сопротивлений разных растворов между собой, вычисленных из формулыR=ρl/s, а также с удельным сопротивлением металлов.

Подводя итог, учащиеся еще раз делают выводы: количество и вид выделившегося на электродах вещества из раствора за некоторое время зависит от химического состава раствора, от вещества электродов, от концентрации раствора, от температуры (при увеличении температуры увеличивается степень диссоциации).

В заключении учитель подводит результаты урока и задает домашнее задание: повторить §67. Гольдфарб, №22.2 – 22.6.