Урок – творческая лаборатория. Из истории развитияучения об электролизе. Электролиз Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона

Предствленная презентация предназначена для проведения урока по теме "Электролиз", которая изучается и в курсе химии, и физики. к тому же довольно сложна. Слайды презентации помогают обучающимся разобраться в сущности данного процесса (и электролиза расплавов, и электролиза растворов). Приведены уравнения катодных процессов электролиза в зависимости от положения металла в ряду напряжений, а также анодных процессов в зависимости от материала анода и природы аниона. Также здесь приведены образцы решения задач с использованием закона Фарадея.

Скачать:

Предварительный просмотр:

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

Электролиз за счет электрической энергии осуществляются химические реакции - восстановления катионов на катоде (-) - окисления анионов на аноде (+), которые не могут протекать самопроизвольно. это совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. Сущность электролиза:

Электролиз расплавов ХАРАКТЕРИСТИКА: энергетически ёмкий (электролиты плавятся при очень высоких температурах); при плавлении разрушаются кристаллические решётки; в расплаве беспорядочно двигаются не гидратированные ионы. ПРИМЕНЕНИЕ: Электролиз расплава солей или оксидов – для получения высокоактивных металлов (калия, алюминия и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой.

Примеры электролиза расплавов NaCl K(-): Na + + 1e → Na 0 A(+): 2Cl - - 2e → Cl 2 2NaCl → 2Na + Cl 2 2. FeF 3 K(-): Fe 3+ + 3e → Fe 0 |  2 A(+): 2F - - 2e → F 2 0 |  3 2FeF 3 → 2Fe + 3F 2 3. Na 2 SO 4 K(-): 2Na + + 2e → 2Na 0 |  2 A(-): 2SO 4 2- - 4e → 2 SO 3 + O 2 2Na 2 SO 4 → 4Na + 2SO 3 + O 2 4. Na 2 CO 3 K(-): 2Na + + 2e → 2Na 0 |  2 A(-): 2CO 3 2- - 4e → 2CO 2 + O 2 2Na 2 CO 3 → 4Na + 2CO 2 + O 2 5. KOH K(-): K + +1e → K 0 |  4 A(+): 4OH - - 4e → O 2 + 2H 2 0 4KOH → 4K + O 2 + 2H 2 O

процесс более энергетически выгодный, чем электролиз расплавов при электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы при выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде исходят из положения, что протекает та реакция, которая требует наименьшей затраты энергии. Электролиз растворов

Ряд напряжений металлов Li K Rb Ba Ca Na Mg Al | Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H | Cu Hg Ag Pt Au Чем правее металл (больше алгебраическое значение электродного потенциала), тем меньше энергии расходуется на разрядку его ионов. Если в растворе катионы Cu 2+ , Hg 2+ , Ag + , то последовательность выделения на катоде: Ag + , Hg 2+ , Cu 2+ и только после исчезновения в растворе ионов металлов начнется разрядка ионов Н + .

Li K Rb Ba Ca Na Mg Al | Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H | Cu Hg Ag Pt Au Только: 2H 2 O + 2e  H 2  + 2OH - (в нейтральной, щелочной) 2H + + 2 e  H 2  (в кислой среде) (Ме n+ - в растворе) Одновременно: Ме n+ + n е  Ме 0 2H 2 O + 2 e  H 2  + 2OH - Ме n+ + n е  Ме 0 (без восстановления воды) Катодные процессы не зависят от материала катода, зависят от положения металла в ряду напряжений

Анодные процессы ПРОЦЕССЫ НА АНОДЕ: с растворимым анодом с нерастворимым анодом (поведение кислородсодержащих и бескислородных кислотных остатков) зависят от материала анода и от природы аниона

Растворимый анод Электролиз растворов солей с анодом (Cu, Zn, Fe, Ag и др.): - не зависит от аниона соли, окисление материала анода (его растворение), перенос металла с анода на катод, концентрация соли в растворе не меняется. Пример: электролиз раствора (CuCl 2 , К Cl , CuSO 4) с медным анодом на аноде, вместо разрядки ионов (Сl - и выделения хлора) протекает окисление анода (Cu 0 → Cu 2+ в раствор), на катоде выделяется медь. А (+) Cu 0 - 2e = Cu 2+ К (-) Cu 2+ + 2e = Cu 0  /активный, расходуемый/ Применение: при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений, гальваностегии, гальванопластике. Конкурирующие реакции на электродах: на аноде - окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла (материала анода); на катоде - восстановление катиона соли и Н + , восстановление катионов Ме n+ , полученных при растворении анода

Нерастворимый анод Конкурирующие процессы при электролизе с инертным анодом (графит, платина) – два окислительных и восстановительных процесса: на аноде - окисление анионов и ОН - , на катоде - восстановление катионов и ионов Н + . В ряду () уменьшается восстановительная активность анионов (способность отдавать электроны): I - , Br - ,S 2- , Cl - , OH - , SО 4 2- , NO 3 - , РO 4 3- , F - . ПРАВИЛА Анионы кислородсодержащих кислот (SО 4 2- , NO 3 - , РO 4 3- , а также F - и ОН -) – не окисляются, а окисляются молекулы воды, выделяется кислород: 2H 2 O – 4 e  O 2 + 4H + , 4ОН - - 4е  O 2 + 4H 2 О. 2. Анионы бескислородных кислот (галогенид-ионов) – окисляются без окисления воды (выделяются свободные галогены) : Ас m- - me  Ac 0 . 3. При окислении анионов органических кислот происходит процесс: 2 RCOO - - 2е → R-R + 2СО 2 .

Пример 1. Разряжается анион соли и вода: а) электролиз раствора NaCl: К(-): 2 H 2 O + 2 e  H 2 + 2 OH - А(+): 2 Cl - - 2 e  Cl 2 0 Итог: 2 NaCl + 2 H 2 O  Cl 2 + H 2 + 2 NaOH б) электролиз раствора Mg Cl 2: К(-): 2 H 2 O + 2 e  H 2 + 2 OH - А(+): 2 Cl - - 2 e  Cl 2 0 Итог: MgCl 2 + 2 H 2 O  Cl 2 + H 2 + Mg(OH) 2 в) электролиз раствора CaI 2: К(-): 2 H 2 O + 2 e  H 2 + 2 OH - А(+): 2 I - - 2 e  I 2 0 Итог: C aI 2 + 2 H 2 O  l 2 + H 2 + C a(OH) 2

Пример 2. Разряжаются катион и анион соли: электролиз раствора CuCl 2: К(-): Cu 2+ + 2 e  Cu 0 А (+): 2С l - - 2 e  Cl 2 0 Итог: CuCl 2  Cu + Cl 2

Пример 3. Разряжаются катион соли и вода: а) электролиз раствора ZnSO 4 К(-): Zn 2+ + 2 e  Zn 0 2 H 2 O +2 e  H 2 + 2 OH - А(+): 2 H 2 O – 4 e  O 2 + 4 H + Итог: ZnSO 4 + H 2 O  Zn + H 2 + O 2 + H 2 SO 4 б) электролиз раствора CuSO 4: К(-): Cu 2+ + 2 e  Cu 0 |  2 А(+): 2 H 2 O – 4 e  O 2 + 4 H + Итог: 2CuSO 4 +2 H 2 O  2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4 в) электролиз раствора Cu(NO 3) 2: К(-): Cu 2+ + 2 e  Cu 0 |  2 А(+): 2 H 2 O – 4 e  O 2 + 4 H + Итог: 2Cu(NO 3) 2 +2 H 2 O  2Cu + O 2 + 4HNO 3 г) электролиз раствора FeF 3: К(-): Fe 3+ + 3 e  Fe 0 |  4 А(+): 2 H 2 O – 4 e  O 2 + 4 H + |  3 Итог: 4FeF 3 + 6H 2 O  4Fe + 3O 2 + 12HCl д) электролиз раствора Ag NO 3: К(-): Ag + + 1 e  Ag 0 |  4 А(+): 2 H 2 O – 4 e  O 2 + 4 H + Итог: 4AgNO 3 + 2 H 2 O  4Ag + O 2 +4HNO 3

Пример 4 . Разряжается только вода: Электролиз раствора Na 2 SO 4 , KNO 3 К(-): 2 H 2 O + 2 e  H 2 + 2 OH - |  2 А(+): 2 H 2 O – 4 e  O 2 + 4 H + Итог: 2 H 2 O  2 H 2 + O 2 При электролизе водного раствора соли активного металла кислородсодержащей кислоты (например, КNО 3) ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются. На катоде выделяется водород, а на аноде - кислород, и электролиз раствора нитрата калия сводится к электролитическому разложению воды. Пример 5 . Электролиз растворов щелочей Раствор NaOH, KOH: K(-): 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH - |  2 A(+): 4OH - - 4e → O 2 + 2H 2 O щелочная среда Итог: 4H 2 O + 4OH -  2H 2 + O 2 + 4OH - + 2H 2 O 2H 2 O  2H 2 + O 2

Применение электролиза получение щелочей, хлора, водорода, алюминия, магния, натрия, кадмия очистка металлов (меди, никеля, свинца) защита от коррозии

Зависимость количества вещества, образовавшегося при электролизе, от времени и силы тока описывается: m = (Э / F) · I · t = (М / (n · F)) · I · t , где m - масса образовавшегося при электролизе вещества (г); Э - эквивалентная масса вещества (г/моль); М - молярная масса вещества (г/моль); n - количество отдаваемых или принимаем электронов; I - сила тока (А); t - продолжительность процесса (с); F - константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F= 96500 Кл/ моль = 26,8 А· ч / моль). Закон Фарадея

ЗАДАЧА Электролиз 400 г 8,5%-ного раствора нитрата серебра продолжали до тех пор, пока масса раствора не уменьшилась на 25 г. Вычислите массовые доли соединений в растворе, полученном после окончания электролиза, и массы веществ, выделившихся на инертных электродах. Решение: При электролизе водного раствора АgNО 3 на катоде происходит восстановление ионов Аg+, а на аноде - окисление молекул воды: К(-): Аg + + е = Аg 0 . А(+): 2 Н 2 О - 4е = 4 Н + + О 2 . Суммарное уравнение: 4 AgNО 3 + 2 Н 2 О = 4Ag↓ + 4 НNО 3 + О 2 . По условию:  (АgNО 3) = 400 . 0,085 / 170 = 0,2 (моль) . При полном электролитическом разложении данного количества соли:  (Аg) = 0,2 моль, m (Аg) = 0,2 . 108 = 21,6 (г) (О 2) = 0,05 моль, m(О 2)= 0,05 . 32 = 1,6 (г) . Общее уменьшение массы раствора за счет серебра и кислорода составит 21,6 + 1,6 = 23,2 (г).

При электролизе образовавшегося раствора азотной кислоты разлагается вода: 2 H 2 O = 2 Н 2 + O 2 . Потеря массы раствора за счет электролиза воды: 25 - 23,2 = 1,8 (г). Количество разложившейся воды равно: v(Н 2 0) = 1,8/18 = 0,1 (моль). На электродах выделилось:  (Н 2) = 0,1 моль, m(Н 2)= 0,1 . 2 = 0,2 (г) (О 2) = 0,1/2 = 0,05 (моль), m(О 2)= 0,05 . 32 = 1,6 (г) . Общая масса кислорода, выделившегося на аноде в двух процессах, равна: 1,6 + 1,6 = 3,2 г. В оставшемся растворе содержится азотная кислота:  (НNO 3) =  (АgNО 3) = 0,2 моль, m(НNО 3) = 0,2 . 63 = 12,6 (г) . Масса раствора после окончания электролиза: 400-25 = 375 (г) . Массовая доля азотной кислоты: ω(НNО 3) = 12,6/375 = 0,0336, или 3,36%. Ответ: ω(НNО 3) = 3,36%, на катоде выделилось 21,6 г Аg и 0,2 г Н 2 , на аноде - 3,2 г О 2 .

ЗАДАЧИ Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди б) хлорида магния; в) сульфата калия. Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов. Решение. а) В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы: СuSО 4 Сu 2+ + SO 4 2- Ионы меди могут восстанавливаться, на катоде в водном растворе. Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды. Схема электролиза: б) Диссоциация хлорида магния в водном растворе: MgCl 2+ Mg 2+ +2Сl - Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды), хлорид-ионы - окисляются. Схема электролиза: в) Диссоциация сульфата калия в водном растворе: К 2 SО 4 2 К + + SO 4 2- Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде - окисление воды. Схема электролиза: или, учитывая, что 4 Н + + 4 ОН - = 4 Н 2 О (осуществляется при перемешивании), 2 H 2 O 2 H 2 + O 2

2Al 3+ + 6e = 2Al 0 (-) катод ← 2Al 3+ + ↓ Al 2 O 3 2CO + O 2 = 2CO 2 2C + O 2 = 2CO 3O 2- - 6e = 3/2 O 2 3O 2- → анод (+) (С – графит) расплав

Применение электролиза Основная химическая промышленность получение галогенов и водорода получение щелочей электросинтез органических веществ Металлургия получение щелочных и щелочноземельных металлов (из расплавов) получение малоактивных металлов (из растворов) рафинирование (очистка) металлов Металлообрабатывающая промышленность гальваностегия - нанесение защитных антикоррозийных покрытий электрохимическое полирование, сверление Другие отрасли гальванопластика – получение металлических копий, пластинок

Рафинирование металлов – это… очистка металлов от примесей с помощью электролиза, когда неочищенный металл является анодом, а на катоде оседает очищенный При пропускании тока металл, подлежащий очистке 1, подвергается анодному растворению, т. е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде 2, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми 4, либо переходят в электролит и удаляются.

Сущность электролиза: за счет электрической энергии осуществляется химическая реакцияЭлектроды К – Катод (избыток е -) К К – подходят катионы Принимают е – и восстанавливаются А + Анод (недостаток е -) К А + подходят анионы Отдают е – и окисляются Электролиз с точки зрения химии

Электролиз расплавов – К Ме + или (Н +) + е – - восстанавливаются А + Ко – или (ОН -) – е – - окисляются Пример: NaCl – расплавNaCl Na + + Cl - К – Na + + 1e - = Na o 1e - 2 A + 2 Cl - – 2e - = Cl 2 o 2e Na Cl - = 2 Na o + Cl 2 о электролиз 2 NaCl 2 Na o + Cl 2 о расплав

Электролиз растворов Кроме ионов вещества присутствуют молекулы Н 2 О Процесс на катоде зависит не от материала катода, из которого он сделан, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.анод Нерастворимый, т.е. инертный (уголь, графит, платина, золото) Идут разные процессы Растворимый (Fe, Cu, Zn, Ag и все Ме которые окисляются в процессе электролиза) Идёт процесс окисления Ме анода

Катодные процессы в водном растворе К – усиливаются процессы восстановления (+ е -) Li + K + Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ ……Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Hg 2+ Ag + Pt 2+ Au 2+ Ме + - не восстанавливаются Ме n+ + n e - = Me o 2H + Me n+ + n e - = Me o 2 H 2 O + 2e - = H OH - и + 2e - (2H + + 2e - = H 2) 2 H 2 O + 2e - = H OH - = H 2

Анодные процессы в водных растворах А + I - Br - S 2- Cl - OH - SO 4 2- CO 3 2- NO 3 - F - Нерастворимый окисление аниона 4ОН - - 4е - 2 Н 2 О - 4 е - = О Н + анод (Ко n-) = 2 Н 2 О + (анионы Ко n- остаются Ko n- - ne - = Ko o + O 2 в растворе) РастворимыйПроисходит окисление металла анода анодМе о – n e - = Me n+ анод р-р

В4 Установите соответствие между названием вещества и схемой процесса, протекающего при электролизе его водного раствора на катоде. НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА КАТОДНЫЙ ПРОЦЕСС 1) хлорид барияА) 2Cl - -2ē Cl 2 0 2) нитрат барияБ) 2F - -2ē F 2 0 3) нитрат серебраВ) Ва ē Ва 0 4) фторид серебраГ) 2Н + + 2ē Н 2 0 Д) Ag + + ē Ag° Е) 2N ē 2NO BaCl 2 Ba(NO 3) 2 AgNO 3 AgF АЛГОРИТМ РЕШЕНИЯ СОСТАВЛЕНИЕ ФОРМУЛ ВЕЩЕСТВ 2. ИСКЛЮЧЕНИЕ АНОДНОГО ПРОЦЕССА! НА КАТОДЕ ПРОТЕКАЕТ ПРОЦЕСС ВОССТАНОВЛЕНИЯ ОКИСЛЕНИЕ, А(+) 3. ПРИМЕНЕНИЕ ПРАВИЛА КАТОДА ПО ПОЛОЖЕНИЮ КАТИОНА В РЯДУ СТАНДАРТНЫХ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ ОПРЕДЕЛЕНИЕ ВЕРНОГО ОТВЕТА 4321 ДДГГ

Экспериментальная проверка первого закона Фарадея для электролиза ТРЕБОВАНИЯ техники безопасности Выполняя эксперимент, следует строго соблюдать правила работы с электрическими приборами, включать собранную цепь для электролиза только после проверки учителем, не допускать разбрызгивания электролита. Ход работы: 1.Соберите экспериментальную установку согласно схеме. 2.Замкните ключ. 3.Через 5 минут посмотрите, на каком из трёх электродов К, К 1 или К 2 выделится больше меди и почему? 19 О, физика, наука из наук! Всё впереди! Как мало за плечами! Пусть химия нам будет вместо рук, Пусть будет математика очами. Не разлучайте этих трёх сестёр Познания всего в подлунном мире, Тогда лишь будет ум и глаз остёр И знанья человеческие шире. В природе ничего другого нет Ни здесь, ни там, в космических глубинах, Всё от песчинок малых до планет- Из элементов состоит единых. Кипит железо, серебро, сурьма И тёмно-бурые растворы брома, И кажется Вселенная сама Одной лабораторией огромной.

Слайд 2

Эпиграф урока

Как наша прожила б планета? Как люди жили бы на ней Без теплоты, магнита, света И электрических лучей? Адам Мицкевич

Слайд 3

Проблемный вопрос.

Что произойдёт, если в раствор или расплав электролита опустить электроды, которые присоединены к источнику электрического тока?

Слайд 4

Электролиз – дословно:«лизис» – разложение,«электро» – электрическим током.

Цель урока: изучить сущность и применение процесса электролиза.

Слайд 5

Электролиз – это окислительно- -восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита.

Слайд 6

Электролиз

План Электролиз расплава. Электролиз раствора. Сущность электролиза. Применение. Выводы.

Слайд 7

Электролиз расплава хлорида натрия

Слайд 8

Электролиз является

окислительно – - восстановительным процессом: на катоде всегда идёт процесс восстановления, на аноде всегда идёт процесс окисления.

Слайд 9

Для определения результатов электролиза водных растворов существуют следующие правила:

Процесс на катоде не зависит от материала катода, а зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжений. (работа с инструкцией)

Слайд 10

Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

Если анод нерастворимый, т.е. инертный (уголь, графит, платина, золото), то результаты зависят от анионов кислотных остатков. Если анод растворимый (железо, медь, цинк, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то независимо от природы аниона всегда идёт окисление металла анода.

Слайд 11

Электрическая энергия Химическая энергия Электролиз Раствор NaCl Катод(-) Анод(+) H2О Расплав NaCl Катод(-) Анод(+) Na+ + e => Na0 2Cl- => Cl20 + 2e Восстановление Окисление 2H2О+ 2e => H2+ 2Na+ 2OH- 2 Cl- => Cl2+ 2e Восстановление Окисление Основные положения электродных процессов 1. На катоде: Li, K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+ Zn2+, Cr3+, Fe2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+ Cu2+, Ag+, Hg2+, Pt2+, Au3+ H+ Не восстанавливаются, выделяется H2 Возможно выделение Me и H2 Восстанавливаются,выделяется Me 2. Анодные процессы а) Растворимый анод (Cu, Ag, Ni, Cd) подвергается окислению Me =>Men+ +ne б) На нерастворимом аноде (графит, платина) обычно окисляются анионы S-, J-, Br-, Cl-, OH- и молекулы H20: 2J- =>J20 + 2e; 4OH-=>O2 +2H2O +4e; 2H2O =>O2 +4H+ +4e

Слайд 12

Работа с учебником (стр. 109-110)

Проанализируйте процесс электролиза водного раствора сульфата натрия. Используя инструкции, запишите катодный и анодный процессы. Почему данный процесс сводится к электролизу воды?

Слайд 13

Слайд 14

Внимательно наблюдайте за результатами электролиза сульфата меди.

1. Запишите катодный и анодный процессы, суммарное уравнение процесса. 2. Объясните сходство и различие процессов электролиза сульфата натрия и сульфата меди.

Слайд 15

Проверь себя!

CuSO4 → Cu2+ + SO42- H2O Катод (-) Cu2+SO42- Анод (+) Cu2+ + 2e = Cu02H2O – 4e = O2 + 4H+ восстановление окисление Суммарное уравнение: 2CuSO4 + 2H2O = 2Cu0 + O2 + 2H2SO4

Слайд 16

Применение электролиза

Катодные процессы Анодные процессы В гальваностегии (никелирование, серебрение). В гальванопластике (изготовление копий). Получение чистых металлов (медь, алюминий). Электрометаллургия расплавов. Очистка металлов, полученных при выплавке из руды, от посторонних примесей. Промышленный способ получения кислорода и водорода. Оксидирование алюминия. Электрополировка поверхностей (электроискровая обработка, электрозаточка). Электрогравировка.

Слайд 17

Гальванопластика политехнического государственного музея

«Георгий Победоносец» Барельеф «Портрет Б.С.Якоби»

Слайд 18

Применение электролиза

Процесс очищения предметов электролизом Результат процесса

Cлайд 1

Тема «Электролиз» МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ «КУЛУНДИНСКАЯ СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА №1» , учитель химии высшей квалификационной категории Бабичева Валентина Николаевна.

Cлайд 2

Как наша прожила б планета? Как люди жили бы на ней Без теплоты, магнита, света И электрических лучей? Адам Мицкевич Эпиграф урока

Cлайд 3

Проблемный вопрос. Что произойдёт, если в раствор или расплав электролита опустить электроды, которые присоединены к источнику электрического тока?

Cлайд 4

Электролиз – дословно: «лизис» – разложение, «электро» – электрическим током. Цель урока: изучить сущность и применение процесса электролиза.

Cлайд 5

Cлайд 6

Электролиз План Электролиз расплава. Электролиз раствора. Сущность электролиза. Применение. Выводы.

Cлайд 7

Cлайд 8

Электролиз является окислительно – - восстановительным процессом: на катоде всегда идёт процесс восстановления, на аноде всегда идёт процесс окисления.

Cлайд 9

Для определения результатов электролиза водных растворов существуют следующие правила: Процесс на катоде не зависит от материала катода, а зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжений. (работа с инструкцией)

Cлайд 10

Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона. Если анод нерастворимый, т.е. инертный (уголь, графит, платина, золото), то результаты зависят от анионов кислотных остатков. Если анод растворимый (железо, медь, цинк, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то независимо от природы аниона всегда идёт окисление металла анода.

Cлайд 11

Электрическая энергия Химическая энергия Электролиз Раствор NaCl Катод(-) Анод(+) H2О Расплав NaCl Катод(-) Анод(+) Na+ + e => Na0 2Cl- => Cl20 + 2e Восстановление Окисление 2H2 О + 2e => H2 + 2Na+ 2OH- 2 Cl- => Cl2 + 2e Восстановление Окисление Основные положения электродных процессов 1. На катоде: Li, K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+ Zn2+, Cr3+, Fe2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+ Cu2+, Ag+, Hg2+, Pt2+, Au3+ H+ Не восстанавливаются, выделяется H2 Возможно выделение Me и H2 Восстанавливаются, выделяется Me 2. Анодные процессы а) Растворимый анод (Cu, Ag, Ni, Cd) подвергается окислению Me =>Men+ +ne б) На нерастворимом аноде (графит, платина) обычно окисляются анионы S -, J-, Br-, Cl-, OH- и молекулы H20: 2J- =>J20 + 2e; 4OH- =>O2 +2H2O +4e; 2H2O =>O2 +4H+ +4e

Cлайд 12

Работа с учебником (стр. 109-110) Проанализируйте процесс электролиза водного раствора сульфата натрия. Используя инструкции, запишите катодный и анодный процессы. Почему данный процесс сводится к электролизу воды?

Cлайд 13

Сущность электролиза состоит в том, что за счёт электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.

Cлайд 14

Внимательно наблюдайте за результатами электролиза сульфата меди. 1. Запишите катодный и анодный процессы, суммарное уравнение процесса. 2. Объясните сходство и различие процессов электролиза сульфата натрия и сульфата меди.

Cлайд 15

Проверь себя! CuSO4 → Cu2+ + SO42- H2O Катод (-) Cu2+ SO42- Анод (+) Cu2+ + 2e = Cu0 2H2O – 4e = O2 + 4H+ восстановление окисление Суммарное уравнение: 2CuSO4 + 2H2O = 2Cu0 + O2 + 2H2SO4

Cлайд 16

Применение электролиза Катодные процессы Анодные процессы В гальваностегии (никелирование, серебрение). В гальванопластике (изготовление копий). Получение чистых металлов (медь, алюминий). Электрометаллургия расплавов. Очистка металлов, полученных при выплавке из руды, от посторонних примесей. Промышленный способ получения кислорода и водорода. Оксидирование алюминия. Электрополировка поверхностей (электроискровая обработка, электрозаточка). Электрогравировка.

Cлайд 17

Гальванопластика политехнического государственного музея «Георгий Победоносец» Барельеф «Портрет Б.С.Якоби»

Cлайд 18

Применение электролиза Процесс очищения предметов электролизом Результат процесса