Презентация к уроку "Электролиз"
презентация к уроку по химии (11 класс) на тему

Слайд 1

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:

Слайд 2

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

Слайд 3

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 + .

Слайд 4

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

Слайд 5

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

Слайд 6

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

Слайд 7

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 .

Слайд 8

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

Слайд 9

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

Слайд 10

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

Слайд 11

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

Слайд 12

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.

Слайд 13

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

Слайд 14

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

Слайд 15

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).

Слайд 16

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 .

Слайд 17

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

Слайд 18

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

Слайд 19

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