Zvyšování kvality výuky v přírodních a technických oblastech CZ.1.07/1.1.28/02.0055
Elektrolýza (laboratorní práce) Označení: EU-Inovace-Ch-9-01 Předmět: chemie Cílová skupina: 9. třída Autor: Mgr. Simona Kubešová Časová dotace: 1 vyučovací hodina Forma: práce jednotlivců Anotace: Laboratorní práci je vhodné zařadit po úvodním seznámení s učivem o elektrolýze. Laboratorní práce by měla přispět k pochopení podstaty elektrolýzy, ke schopnosti určit, jaké látky se vylučují na elektrodách a k hlubšímu pochopení zápisu iontových reakcí.
Cíl: Žáci sami provedou elektrolýzu. Uvědomí si, k jakým reakcím dochází na elektrodách a jaké produkty můžeme elektrolýzou získat.
Postup (teorie, motivace, fáze): Elektrolýzou označujeme redoxní reakce probíhající na elektrodách zapojených ke zdroji stejnosměrného elektrického proudu v roztoku nebo tavenině. Vodivost roztoku způsobují volné ionty. Roztok nazýváme elektrolyt. Elektrolýza má široké využití. Pomocí ní se vyrábí důležité kovy – hliník, hořčík, zinek, nekovy (chlor, vodík) a další látky (např. hydroxid sodný a draselný). Dále se využívá se při galvanickém pokovování či při elektrolytickém čištění kovů. Úkol č. 1: Elektrolýza jodidu měďnatého Pomůcky: elektrolyzér Chemikálie: jodid měďnatý, škrobový maz Postup: Do elektrolyzéru nalijeme vodný roztok jodidu měďnatého a připojíme ke zdroji stejnosměrného napětí (10 V). Po 5 minutách pokus ukončíme. Pozorování: Na katodě se vyloučila vrstvička červenohnědé mědi, roztok se zbarvil mírně do hněda. Do vzniklého roztoku nalijeme škrobový maz. Objeví se modré zbarvení – důkaz jodu. Závěr: Vlivem stejnosměrného elektrického proudu došlo k rozložení jodidu draselného na jod a měď. CuI2 → Cu + I2 Do rovnice doplníme oxidační čísla a určíme, zda je reakce redoxní. Pokud je, vyznačíme, kde proběhla oxidace a kde redukce. Úkol č. 2: Elektrolýza chloridu sodného Pomůcky: elektrolyzér Chemikálie: chlorid sodný, jodidoškrobový papírek, fenolftalein Postup: Do elektrolyzéru nalijeme vodný roztok chloridu sodného. Přilijeme malé množství fenolftaleinu. Nad katodu položíme navlhčený jodidoškrobový papírek a připojíme ke zdroji stejnosměrného napětí (10 V). Po 5 minutách pokus ukončíme. Pozorování: Na obou elektrodách se objeví bublinky vznikajících plynů. Roztok v okolí katody se zbarví červenofialově. Jodidoškrobový papírek se zbarví modře. Závěr: Vlivem stejnosměrného elektrického proudu došlo k rozložení chloridu sodného na anionty chloru a kationty sodíku. Na Cl → Na + + Cl-
Anionty chloru putují ke kladné elektrodě – anodě, které předají svůj elektron. Z každých dvou atomů chloru vznikne molekula chloru. Chlor lze dokázat čichem. Cl0 + Cl0 → Cl2 Reaktivnější chlor vytěsní méně reaktivní jod z roztoku jeho soli a ten zbarví přítomný škrob v jodidoškrobovém papírku modře. Cl2 + 2 I- → I 2 + 2 ClKationty sodíku jsou přitahovány ke katodě. Od katody si každý kation vezme jeden elektron a vznikne neutrální atom sodíku. Sodík reaguje s vodou za vzniku vodíku a hydroxidu sodného. Hydroxid sodný způsobuje červenofialové zbarvení fenolftaleinu. Na + + 1 e- → Na 0 2 Na + 2 H2O → H2 + 2 NaOH Elektrolýzou chloridu sodného vzniká chlor, vodík a hydroxid sodný.
Úkol na závěr: Doplň tabulku.
Elektrolýza chloridu zinečnatého Elektrolýza jodidu sodného Elektrolýza bromidu draselného
Na katodě se vylučuje
Na anodě se vylučuje
zinek
chlor
Iontová chemická rovnice probíhající na anodě 2 Cl- → Cl2
hydroxid sodný, vodík hydroxid draselný, vodík
jod
2 I- → I2
brom
2 Br - → Br 2
Závěrečné zhodnocení:
Laboratorní práce č. Téma:
ELEKTROLÝZA
Jméno a příjmení:
Hodnocení:
Datum:
Třída:
Školní rok:
Úkol č. 1: Elektrolýza jodidu měďnatého Pomůcky: elektrolyzér Chemikálie: jodid měďnatý, škrobový maz Postup: Do elektrolyzéru nalij vodný roztok jodidu měďnatého a připoj ke zdroji stejnosměrného napětí (10 V). Po 5 minutách pokus ukonči. Pozorování: Na katodě se vyloučila vrstvička červenohnědé mědi, roztok se zbarvil mírně do hněda. Do vzniklého roztoku nalijeme škrobový maz. Objeví se modré zbarvení – důkaz jodu. Závěr: Vlivem stejnosměrného elektrického proudu došlo k rozložení jodidu draselného na jod a měď. Zapiš probíhající reakci pomocí chemické rovnice. jodid měďnatý → měď + jod
Do rovnice doplň oxidační čísla a urči, zda je reakce redoxní. Pokud je, vyznač, kde proběhla oxidace a kde redukce.
Úkol č. 2: Elektrolýza chloridu sodného Pomůcky: elektrolyzér Chemikálie: chlorid sodný, jodidoškrobový papírek, fenolftalein Postup: Do elektrolyzéru nalij vodný roztok chloridu sodného. Přilij malé množství fenolftaleinu. Nad katodu polož navlhčený jodidoškrobový papírek a připoj ke zdroji stejnosměrného napětí (10 V). Po 5 minutách pokus ukonči.
Pozorování: Na obou elektrodách se objeví bublinky vznikajících plynů. Roztok v okolí katody se zbarví…………………….. Jodidoškrobový papírek se zbarví ……………….. Závěr: Probíhající děje zapiš pomocí iontových rovnic: Vlivem stejnosměrného elektrického proudu došlo k rozložení chloridu sodného na anionty chloru a kationty sodíku. Na Cl → …. + …. Anionty chloru putují ke kladné elektrodě – anodě, které předají svůj elektron. Z každých dvou atomů chloru vznikne molekula chloru. Chlor lze dokázat čichem. Cl0 + Cl0 → …. Reaktivnější chlor vytěsní méně reaktivní jod z roztoku jeho soli a ten zbarví přítomný škrob v jodidoškrobovém papírku modře. Cl2 + 2 I- → …. + 2 ClKationty sodíku jsou přitahovány ke katodě. Od katody si každý kation vezme jeden elektron a vznikne neutrální atom sodíku. Sodík reaguje s vodou za vzniku vodíku a hydroxidu sodného. Hydroxid sodný způsobuje červenofialové zbarvení fenolftaleinu. Na + + ….. → Na 0 … Na + … H2O → …. + 2 NaOH Elektrolýzou chloridu sodného vzniká ……………, ……………… a hydroxid …………….
Úkol na závěr: Doplň tabulku.
Na katodě se vylučuje Elektrolýza chloridu zinečnatého Elektrolýza jodidu sodného Elektrolýza bromidu draselného
Na anodě se vylučuje
Iontová chemická rovnice probíhající na anodě
Použitá literatura: PEČOVÁ, D. - KARPER, I. - PEČ, P. Chemie II pro 9. ročník základní školy a nižší ročníky víceletých gymnázií, Olomouc: Prodos, spol. s.r.o., 1999. 71 s. ISBN 80-7230-035-0 ŠKODA, J. – DOULÍK, P. Chemie 9 učebnice pro základní školy a víceletá gymnázia, Plzeň: Fraus, 2007. 128 s. ISBN 978-80-7238-584-3
