Презентация к уроку химии в 11 (9) классе по теме: "Электролиз"
презентация к уроку по химии (9 класс) на тему

Слайд 1

ЭЛЕКТРОЛИЗ урок химии в 9,11 классах ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗЕРЫ ВИДЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА: РАСПЛАВА РАСТВОРА ПРИМЕРЫ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ПРИМЕНЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА Презентация выполнена учителем химии ГБОУ СОШ №160 Санкт-Петербурга Цветковой О,В,

Слайд 2

Электролиз - окислительно-восстановительные процессы, протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Слайд 3

Процесс перехода электрической энергии в химическую осуществляется в электролизере. При электролизе катод заряжен отрицательно, а анод – положительно. Катод соединяется с отрицательным полюсом источника электрического тока, а анод подключается к его положительному полюсу.

Слайд 4

ЭЛЕКТРОЛИЗЕРЫ

Слайд 5

Электролиз расплавов Пример электролиза расплава хлорида меди (II): CuCl 2 = Cu +CL 2 ↑ CuCl 2 → Cu 2+ + 2Cl - K - A + Cu 2+ +2e = Cu 0 Cl - - e = Cl 0 2Cl 0 = Cl 2 ↑

Слайд 6

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты KCl ↔ K + + Cl − K" катод"(-): K + + 1e = K 0 A" анод"(+): Cl − — 1e = Cl 0 ; Cl 0 +Cl 0 =Cl 2 Вывод: 2К Cl → ( электролиз) 2 K + Cl 2 2. Соль активного металла и кислородосодержащей кислоты Na 2 SO 4 ↔2Na + +SO 4 2− K(-): 2Na + +2e =2Na 0 A(+): 2SO 4 2− −4e =2SO 3 +O 2 Вывод: 2 Na 2 SO 4 → ( электролиз) 4 Na + 2SO 3 + O 2 3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион CsOH ↔ Cs + + OH − K(-): Cs + +2e =Cs 0 A(+): 4OH − −4e =2H 2 O + O 2 Вывод: 4CsOH→ ( электролиз) 4Cs + 2H 2 O + O 2 4. Менее активные металлы - аналогично 5. Неактивные металлы - аналогично

Слайд 7

Электролиз растворов Катодные процессы определяются окислительной активностью катионов Рассмотрим таблицу:

Слайд 8

Li - Al Mn - Pb H2 Cu - Au Li + - Al 3+ Mn 2+ - Pb 2+ 2H + Cu 2+ - Au 3+ Ион металла на катоде не восстанавливается . 2 H 2 O +2e=H 2 +2OH - Происходят два процесса: восстановление иона металла и молекулы воды. Me n+ +ne=Me 0 2H 2 O+2e=H 2 +2OH - Происходит только восстановление иона металла. Me n+ +ne=Me 0 Усиление окислительных свойств катионов.

Слайд 9

Электролиз раствора иодида калия Анодные процессы зависят не только от характера аниона, но и от материала анода. Если анод растворим, то при электролизе происходит окисление металла анода: Me 0 - ne = Me n + анод раствор

Слайд 10

В случае нерастворимого анода возможны следующие процессы : Бескислородный анион (кроме F - ) S 2- ; I - ; Br - ; Cl - Кислородсодержащий анион OH - ; SO 4 2- ; NO 3 - ; CO 3 2- PO 4 3- ; F - Окисление аниона: Ac m - - me = Ac 0 В щелочной среде: 4ОН - - 4е = О 2 + 2Н 2 О В кислотной и нейтральной средах: 2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н + Ослабление восстановительной активности анионов

Слайд 11

Соль образована металлом высокой активности. Ba (NO 3 ) 2 Ba (NO 3 ) 2 = Ba 2+ + 2NO 3 - На катоде: 2 H 2 O +2 e = H 2 +2 OH - Ba 2+ + 2OH - = Ba (OH) 2 На аноде: 2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н + NO 3 - + H + = HNO 3 Ba (NO 3 ) 2 + 2H 2 O = 2H 2 + O 2 + Ba (NO 3 ) 2

Слайд 12

2. Соль образована металлом средней активности. FeCl 2 FeCl 2 = Fe 2+ + 2Cl - На катоде: А) 2 H 2 O +2 e = H 2 +2 OH - Б ) Fe 2+ +2e = Fe 0 Fe 2+ + 2OH - = Fe(OH) 2 На аноде: 2Cl - - 2e = Cl 2 2FeCl 2 + 2H 2 О = Fe 0 + Fe(OH) 2 + H 2 + 2Cl 2

Слайд 13

3. Соль образована металлом низкой активности. CuSO 4 CuSO 4 = Cu 2+ + SO 4 2- На катоде: Cu 2+ + 2 e = Cu 0 На аноде: 2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н + SO 4 2- + 2 H + = H 2 SO 4 2CuSO 4 + 2H 2 O = O 2 + 2H 2 SO 4 + 2Cu

Слайд 14

Применение электролиза: При электролизе расплавов солей и щелочей в промышленности получают активные металлы ( щелочные, щелочноземельные, бериллий, магний, алюминий). Электролиз растворов лежит в основе гальванотехники:

Слайд 15

Гальваностегия – нанесение на поверхность металла слоев других металлов с целью предохранения изделий от коррозии, придания твердости, в декоративных целях. Гальванопластика – создание металлических копий с рельефных предметов, матриц - электрополирование стали, оксидирование (покрытие оксидной пленкой), - получение фтора, хлора, водорода высокой чистоты, перекиси водорода, щелочей. - химический источник электрического тока лежит в основе аккумулятора – прибора, позволяющего накапливать электроэнергию.

Слайд 16

При составлении презентации были использованы материалы региональной коллекции видеоматериалов "Неорганическая химия. Видеоопыты ." http://collection.edu.yar.ru/dlrstore/04141a12-4446-84ea-62fd-24bfd687d010/index.htm