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

Слайд 1

Слайд 2

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор, либо расплав электролита. Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.

Слайд 3

Анодные процессы в водных растворах электролитов Анион кислотного остатка А m- Бескислородный (Cl - , Br - , I - , S 2- и др., кроме F - ) Кислородсодержащий ( ОН - , SO 4 2- , NO 3 - , CO 3 2- и др.) и F - Окисление аниона ( кроме фторида ) А m- - me - = А 0 В кислой и нейтральной среде – окисление молекул воды: 2H 2 O – 4 e - = O 2 ↑ + 4H + в щелочной среде: 4OH - - 4 e - = O 2 ↑ + 2H 2 O

Слайд 4

Катодные процессы в водных растворах электролитов Электрохимический ряд напряжений металлов Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni Н Cu, Hg, Ag, Pt, Au Восстановление молекул воды: 2H 2 O + 2 e - = Н 2 ↑ + 2ОН - Оба процесса: Me n+ + ne - = Me 0 2) 2H 2 O + 2 e - = Н 2 ↑ + 2ОН - Восстановление катиона металла: Me n+ + ne - = Me 0

Слайд 5

Изменение восстановительной активности анионов Анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке: I - , Br - , S 2- , Cl - , OH - , SO 4 2- , NO 3 - , F - Восстановительная активность уменьшается

Слайд 6

Изменение окислительной активности катионов Катионы по их способности восстанавливаться располагаются в следующем порядке: Li+, K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+, Zn2+, Cr3+, Fe2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, H +, Cu2+, Hg2+, Ag+, Pt4+, Au3+ (Восстановительная активность увеличивается)

Слайд 7

Электролиз раствора хлорида меди (II) CuCl 2 (-)Катод Cu 2+ + 2Cl - Анод(+) восстановление: окисление: Cu 2+ +2е - = Сu 0 2Cl - - 2е - = Cl 2 ↑ Суммарно: CuCl 2 Сu + Cl 2 Вывод : электролиз раствора данной соли принципиально не отличается от электролиза ее расплава. электр. ток

Слайд 8

Электролиз раствора сульфата меди (II) CuSO 4 (-)Катод Cu 2+ + SO 4 2- Анод(+) восстановление окисление ионов меди: H 2 SO 4 молекул воды: Cu 2+ + 2е - = Сu 0 2H 2 O – 4 e - = O 2 ↑ + 4H + Для подбора коэффициентов используем метод электронно-ионного баланса: К(-) Cu 2+ + 2е - = Сu 0 2 А(+) 2H 2 O – 4 e - = O 2 ↑ + 4H + 1 Суммарно: 2CuSO 4 + 2H 2 O 2Cu + O 2 ↑ + 2H 2 SO 4 электр. ток

Слайд 9

Электролиз раствора иодида калия KI (-)Катод K + + I - Анод(+) Восстановление KOH окисление анионов молекул воды: иода: 2H 2 O + 2 e - = Н 2 ↑ + 2ОН - I - - e - = I 0 ; 2I = I 2 Для подбора коэффициентов используем метод электронно-ионного баланса: К(-) 2H 2 O + 2 e - = Н 2 ↑ + 2ОН - 1 А(+) 2I - - 2 e - = I 2 0 ; 1 Суммарно: 2KI + 2H 2 O Н 2 ↑ + I 2 + 2KOH электр. ток

Слайд 10

Электролиз раствора сульфата натрия Na 2 SO 4 (-)Катод 2Na + + SO 4 2- Анод(+) восстановление окисление молекул воды молекул воды 2H 2 O + 2 e - = Н 2 ↑ + 2 ОН - 2H 2 O – 4 e - = O 2 ↑ + 4 H + щелочная среда кислая среда Суммарно: 2H 2 O 2H 2 ↑ + O 2 ↑ Вывод : электролиз данной соли сводится к разложению воды ; соль необходима для увеличения электропроводности, так как чистая вода является очень слабым электролитом. электр. ток

Слайд 11

Электролиз раствора поваренной соли

Слайд 12

Электролиз расплавов Электролиз расплавов оксидов На катоде идет восстановление: Me n+ + ne - = Me 0 , т.е. на катоде выделяется металл. На аноде окисляется кислород: O -2 -2e - = O 2 Возьмем для примера электролиз расплава оксида калия: 2K 2 O → 4K + O 2 Электролиз расплавов оснований На катоде восстанавливается металл: Me n+ +ne - = Me 0 На аноде будет окисляться кислород в составе гидроксид-группы: 4OH − −4e = 2H 2 O + O 2

Слайд 13

Электролиз расплавов солей 1. Электролиз расплава бескислородной соли: На катоде всегда восстанавливается металл: Me n+ +ne - = Me 0 На аноде окисляется бескислородный анион: A n- - ne - = A 0 Электролиз расплава NaCl: 2NaCl = 2Na + Cl 2 2 . Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона не в высшей степени окисления): На катоде всегда восстанавливается металл: Me n+ +ne - = Me 0 На аноде будет окисляться элемент аниона: SO3 2- - 2e - = SO3 Например, электролиз расплава сульфита натрия: Na 2 SO 3 = 2Na + SO 3 S в сульфите имеет степень окисления +4, при электролизе она окисляется до +6 — SO 3 3 . Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона в высшей степени окисления) – отличия: На аноде , т.к. элемент уже в высшей степени окисления, окисляться будет кислород: 2CO 3 -2 - 4e - = 2CO 2 + O 2

Слайд 14

Электролиз расплава поваренной соли Если расплавить поваренную соль, то произойдет расщепление кристаллической решетки на ионы. При этом образуются катионы натрия и анионы хлора: NaCI → Na + + CI - Опустим в расплав электроды постоянного электрического тока. Направляясь к катоду, катион натрия получает с него один электрон, т.е. происходит восстановление: Na + + ē → Na 0 Катод, на котором имеется постоянный избыток электронов, является восстановителем . К аноду направляется анион хлора. Поскольку на аноде постоянный недостаток электронов, ион хлора отдает электрон, превращаясь в нейтральный атом, т.е. окисляется: Cl - - ē → Cl 0 Анод, на котором постоянный недостаток электронов, является окислителем .

Слайд 15

Примеры электролиза расплавов : Для солей неактивных металлов и бескислородных кислот(CuCl 2 ) электролиз раствора и расплава соли одинаков.

Слайд 16

Применение электролиза Электрометаллургия : а) получение активных металлов (K, Na, Ca, Mg, Al и др.) электролизом расплавов природных соединений; б) получение металлов средней активности (Zn, Cd, Co) электролизом растворов их солей. В химической промышленности химической промышленности – получение газов: F 2 , Cl 2 , H 2 , O 2 ; щелочей: NaOH, KOH; пероксида водородаH 2 O 2 , тяжелой воды D 2 O и др. Электролитическое рафинирование – очистка металлов (Cu, Pb, Sn и др.) от примесей электролизом с применением активных (растворимых) анодов. Гальваностегия – нанесение металлических покрытий на поверхность металлического изделия для защиты от коррозии или придания декоративного вида. Например, оцинковка, хромирование, никелирование и пр. Гальванопластика – получение металлических копий с различных матриц, а также покрытие неметаллических предметов слоем металлов. Последний процесс (золочение деревянных статуй и ваз) был известен еще в Древнем Египте, но научные основы гальванопластики были заложены русским ученым Б. Якоби в 1838 г.

Слайд 17

Электролитическое рафинирование (очистка) меди Неочищенная медь, которая является анодом, растворяется, т. е. переходит в раствор соли меди в виде ионов. Энергия электрического тока расходуется на перенос этих ионов к катоду, их восстановление и осаждение чистой меди (степень чистоты – 99,95%). Примеси (Ag, Au и другие благородные металлы), которые имеют больший стандартный электродный потенциал, не окисляются, а выпадают в осадок на дне ванны, тем самым окупая расходы на проведение рафинирования меди. Данный процесс – одно их старейших электрохимических производств. Впервые этот метод был применен в России в 1847 г.

Слайд 18

Конец