Применение электролиза в медицине презентация. Презентация на тему "электролиз". Изготовление медалей, монет

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

Слайд 2

Сущность электролиза Практическое применение электролиза

Слайд 3

Сущность электролиза

Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролитов. Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока присоединяют катод, а к положительному полюсу - анод, после чего погружают их в электролизер с раствором или расплавом электролита. Электроды, как правило, бывают металлические, но применяются и неметаллические, например графитовые (проводящие ток).

Слайд 4

В результате электролиза на электродах (катоде и аноде) выделяются соответствующие продукты восстановления и окисления, которые в зависимости от условий могут вступать в реакции с растворителем, материалом электрода и т. п., - так называемые вторичные процессы. Металлические аноды могут быть: а) нерастворимыми или инертными (Pt, Au, Ir, графит или уголь и др.), при электролизе они служат лишь передатчиками электронов; б) растворимыми (активными); при электролизе они окисляются.

Слайд 5

В растворах и расплавах различных электролитов имеются разноименные по знаку ионы, т. е. катионы и анионы, которые находятся в хаотическом движении. Но если в такой расплав электролита, например расплав хлорида натрия NaCl, опустить электроды и пропускать постоянный электрический ток, то катионы Na+ будут двигаться к катоду, а анионы Cl– - к аноду. На катоде электролизера происходит процесс восстановления катионов Na+ электронами внешнего источника тока: Na+ + e– = Na0

Слайд 6

На аноде идет процесс окисления анионов хлора, причем отрыв избыточных электронов от Cl– осуществляется за счет энергии внешнего источника тока: Cl– – e– = Cl0 Выделяющиеся электронейтральные атомы хлора соединяются между собой, образуя молекулярный хлор: Cl + Cl = Cl2, который и выделяется на аноде. Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия: 2NaCl -> 2Na+ + 2Cl– -электролиз-> 2Na0 + Cl20

Слайд 7

Окислительно-восстановительное действие электрического тока может быть во много раз сильнее действия химических окислителей и восстановителей. Меняя напряжение на электродах, можно создать почти любой силы окислители и восстановители, которыми являются электроды электролитической ванны или электролизера.

Слайд 8

Известно, что ни один самый сильный химический окислитель не может отнять у фторид-Иона F– его электрон. Но это осуществимо при электролизе, например, расплава соли NaF. В этом случае на катоде (восстановитель) выделяется из ионного состояния металлический натрий или кальций: Na+ + e– = Na0 на аноде (окислитель) выделяется ион фтора F–, переходя из отрицательного иона в свободное состояние: F– – e– = F0 ; F0 + F0 = F2

Слайд 9

Продукты, выделяющиеся на электродах, могут вступать между собой в химическое взаимодействие, поэтому анодное и катодное пространство разделяют диафрагмой.

Слайд 10

Практическое применение электролиза

Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии, биохимии и т. д. В химической промышленности электролизом получают хлор и фтор, щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, химически чистые водород и кислород и т. д. При этом одни вещества получают путем восстановления на катоде (альдегиды, парааминофенол и др.), другие электроокислением на аноде (хлораты, перхлораты, перманганат калия и др.).

Слайд 11

Электролиз в гидрометаллургии является одной из стадий переработки металлсодержащего сырья, обеспечивающей получение товарных металлов.Электролиз может осуществляться с растворимыми анодами - процесс электрорафинирования или с нерастворимыми - процесс электроэкстракции.Главной задачей при электрорафинировании металлов является обеспечения необходимой чистоты катодного металла при приемлемых энергетических расходах.

Слайд 12

В цветной металлургии электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки. Электролизом расплавленных сред получают алюминий, магний, титан, цирконий, уран, бериллий и др. Для рафинирования (очистки) металла электролизом из него отливают пластины и помещают их в качестве анодов в электролизер. При пропускании тока металл, подлежащий очистке, подвергается анодному растворению, т. е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми, либо переходят в электролит и удаляются.

Слайд 13

Гальванотехника – область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий при прохождении постоянного электрического тока через растворы их солей. Гальванотехника подразделяется на гальваностегию и гальванопластику.

Слайд 14

Гальваностегия (от греч. покрывать) – это электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается (сцепляется) с покрываемым металлом (предметом), служащим катодом электролизера. Перед покрытием изделия необходимо его поверхность тщательно очистить (обезжирить и протравить), в противном случае металл будет осаждаться неравномерно, а кроме того, сцепление (связь) металла покрытия с поверхностью изделия будет непрочной. Способом гальваностегии можно покрыть деталь тонким слоем золота или серебра, хрома или никеля. С помощью электролиза можно наносить тончайшие металлические покрытия на различных металлических поверхностях. При таком способе нанесения покрытий, деталь используют в качестве катода, помещенного в раствор соли того металла, покрытие из которого необходимо получить. В качестве анода используется пластинка из того же металла.

Слайд 15

Гальванопластика– получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий относительно значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами. С помощью гальванопластики изготовляют бюсты, статуи и т. д. Гальванопластика используется для нанесения сравнительно толстых металлических покрытий на другие металлы (например, образование "накладного" слоя никеля, серебра, золота и т. д.).

Слайд 16

Слайд 17

Посмотреть все слайды

(cкачиваний: 360)

На сегодняшний день большой популярностью пользуются различные предметы, покрытые драгоценными металлами, (позолоченные или посеребренные вещи). К тому же металлические изделия покрывают слоем другого металла электролитическим способом с целью защитить его от коррозии.
Таким образом, исследование электрохимических процессов, определение факторов, влияющих на них, установление новых способов использования процессов электролиза в промышленных условиях сохранило свою актуальность и востребованность в наши дни.
Поэтому, в этой работе мы поставили перед собой цель выделить области практического применения электролиза.
Электролиз - физико-химическое явление, состоящее в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, которое возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Проще говоря, электролиз – окислительно-восстановительная реакция, протекающая на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.
Рафинирование металлов - очистка первичных (черновых) металлов от примесей.
Гальванотехника – область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий при прохождении постоянного электрического тока через растворы их солей. Гальванотехника подразделяется на гальваностегию и гальванопластику.
Гальваностегия (от греч. покрывать) – это электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается (сцепляется) с покрываемым металлом (предметом), служащим катодом электролизера.
Гальванопластика – получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий относительно значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами.
Кроме указанных выше, электролиз нашел применение и в других областях:
получение оксидных защитных пленок на металлах (анодирование);
электрохимическая обработка поверхности металлического изделия (полировка);
электрохимическое окрашивание металлов (например, меди, латуни, цинка, хрома и др.);
очистка воды – удаление из нее растворимых примесей. В результате получается так называемая мягкая вода (по своим свойствам приближающаяся к дистиллированной);
электрохимическая заточка режущих инструментов (например, хирургических ножей, бритв и т.д.).
Электролиз - основной метод промышленного производства алюминия, хлора и едкого натра, важнейший способ получения фтора, щелочных и щелочноземельных металлов, эффективный метод рафинирования металлов.
Преимущества электролиза перед химическим методами получения целевых продуктов заключаются в возможности сравнительно просто управлять скоростью и селективной направленностью реакций. Условия электролиза легко контролировать, благодаря чему можно осуществлять процессы как в самых "мягких", так и в наиболее "жёстких" условиях окисления или восстановления, получать сильнейшие окислители и восстановители, используемые в науке и технике.
Исследование процессов электролиза не потеряло своей актуальности и в настоящее время, т.к. не только обогащает теоретические положения об этом достаточно сложно физико-химическом явлении, но и позволяет определить перспективные направления практического использования этого процесса с целью получения целевых продуктов с заданными свойствами и качествами.

Слайд 2

Цель работы:

Изучить сущность процесса электролиза и выяснить области его применение.

Слайд 3

Слайд 4

Электролиз расплава

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 -> Na0 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 -> Cl0 Анод, на котором постоянный недостаток электронов, является окислителем. 2NaCl -> 2 Na + Cl2 ЭЛЕКТРОЛИЗ – окислительно-восстановительный процесс, протекающий под действием электрического тока.

Слайд 5

Примеры электролиза расплавов: Электролиз- окислительно-восстановительный процесс, который возникает на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита. На катоде(-) -восстановление На аноде(+) -окисление Li+, K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Cr3+,Fe2+,Ni2+, Sn2+, Pb2+, H+, Cu2+, Hg2+, Ag+, Pt4+, Au3+. Для солей неактивных металлов и бескислородных кислот(CuCl2) электролиз раствора и расплава соли одинаков. Увеличение окислительной активности ионов F-, NO3-, SO42-, OH-, Cl-, Br-, I-, S2- Увеличение восстановительной активности ионов

Слайд 6

Электролиз раствора

В водных растворах процесс приобретает ряд особенностей, так как в нем принимает участие вода. В растворе, помимо диссоциации соли, происходит весьма слабая диссоциация воды. NaCI -> Na+ + CI- H2O -> H+ + OH- Таким образом, в растворе образуется два вида катионов (Na+и H+) и два вида анионов (CI-иOH-). В ряду напряжений металлов натрий стоит намного левее водорода. Следовательно, восстановительные свойства атома натрия сильнее, чем атома водорода. Зато окислительные свойства иона Na+выражены слабее, чем иона H+ , следовательно, на катоде будет восстанавливаться не металлический натрий, а водород: 2H2O + 2ē -> H2 + 2OH- Ионы натрия будут находиться в растворе до тех пор, пока полностью не разрядятся ионы водорода. К аноду направятся анионы CI-иOH-, восстановительные свойства которых также неодинаковы (см. ряд анионов, расположенных в порядке увеличения способности к окислению). Анионы CI-окисляются легче, чем OH-, поэтому на аноде будет происходить процесс: CI-- ē→ CI0

Слайд 7

К аноду направятся анионы CI-иOH-, восстановительные свойства которых также неодинаковы (см. ряд анионов, расположенных в порядке увеличения способности к окислению). Анионы CI-окисляются легче, чемOH-, поэтому на аноде будет происходить процесс: CI-- ēCI0, 2CI0 CI2 В большинстве случаев анионы, состоящие из атомов одного элемента, такие, как CI-, Br-, I-, S2-,окисляются на аноде быстрее, чем гидроксид-ион. При электролизе раствора поваренной соли на электродах получаются водород и хлор, а в растворе остаются ионы Na+и OH-. Эти ионы представляют собой в диссоциированном виде едкий натр NaOH.Таким способом в промышленности получают едкие щелочи. 2NaCl + 2H2O H2 + Cl2 + 2NaOH

Слайд 8

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита - воды): В зависимости от инертного электролита электролиз проводится в нейтральной, кислотной или щелочной среде. При выборе инертного электролита необходимо учесть, что никогда не восстанавливаются на катоде в водном растворе катионы металлов, являющихся типичными восстановителями (например Li+, Cs+, K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+) и никогда не окисляется на аноде кислород O−II анионов оксокислот с элементом в высшей степени окисления (например ClO4−, SO42−, NO3−, PO43−, CO32−, SiO44−, MnO4−), вместо них окисляется вода

Слайд 9

Примеры электролиза растворов солей: на аноде окисляются анионы Сl, а не кислород O молекул воды, так как электроотрицательность хлора меньше, чем кислорода, и следовательно, хлор отдает электроны легче, чем кислород на катоде восстанавливаются катионы Cu, а не водород H молекул воды, так как медь стоит правее водорода в ряду напряжений, то есть легче принимает электроны, чем H в воде

Слайд 10

Сущностьэлектролиза В результате электролиза на электродах (катоде и аноде) выделяются соответствующие продукты восстановления и окисления, которые в зависимости от условий могут вступать в реакции с растворителем, материалом электрода и т.п., так называемые вторичные процессы Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока присоединяют катод, а к положительному полюсу - анод, после чего погружают их в электролизер с раствором или расплавом электролита

Слайд 11

Восстановительный процесс на катоде в водных растворах: Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, больше, чем у водорода, расположены в ряду стандартных электродных потенциалов после него: Cu2+;Zn2+;Cr3+;Fe2+;…; до Pt4+. При электролизе они почти полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла. Катионы металлов с малой величиной стандартного электродного потенциала (металлы начала ряда Li+;Na+;K+;Rb+;…; до Al3+ включительно). При электролизе на катоде они не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды. Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом меньшим, чем у водорода, но большим, чем у алюминия (Mn2+;Zn2+;Cr3+;Fe2+;…; до H). При электролизе эти катионы, характеризующиеся средними значениями электроноакцепторной способности, на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды. При электролизе кислородосодержащих кислот и их солей (SO4 2- ; NO3-;PO43-и т.п.) с максимальной степенью окисления неметалла на аноде окисляются не анионы, а молекулы воды с выделением кислорода. Сущность электролиза

Слайд 12

Электрическая энергия Химическая энергия Электролиз Раствор NaCl Катод(-) Анод(+) H20 Расплав NaCl Катод(-) Анод(+) Na+ + e => Na0 2Cl- => Cl20 + 2e Восстановление Окисление H20 + 2e => H2++ 2Na+ 2OH- 2Cl- => Cl20 + 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 S2-, J-, Br-, Cl-, OH- и молекулы H20: 2J- =>J20 + 2e; 4OH- =>O2 +2H2O +4e; 2H2O =>O2 +4H+ +4e

Слайд 13

Применение электролиза

Преимущества электролиза перед химическим методами получения целевых продуктов заключаются в возможности сравнительно просто (регулируя ток) управлять скоростью и селективной направленностью реакций. Условия электролиза легко контролировать, благодаря чему можно осуществлять процессы как в самых "мягких", так и в наиболее "жёстких" условиях окисления или восстановления, получать сильнейшие окислители и восстановители, используемые в науке и технике. Электролиз - основной метод промышленного производства алюминия, хлора и едкого натра, важнейший способ получения фтора, щелочных и щелочноземельных металлов, эффективный метод рафинирования металлов. Путём электролиза воды производят водород и кислород. Электрохимический метод используется для синтеза органических соединений различных классов и многих окислителей (персульфатов, перманганатов, перхлоратов, перфторорганических соединений и др.). Применение электролиза для обработки поверхностей включает как катодные процессы гальванотехники (в машиностроении, приборостроении, авиационной, электротехнической, электронной промышленности), так и анодные процессы полировки, травления, размерной анодно-механической обработки, оксидирования (анодирования) металлических изделий (см. также Электрофизические и электрохимические методы обработки). Путём электролиза в контролируемых условиях осуществляют защиту от коррозии металлических сооружений и конструкций (анодная и катодная защита).

Слайд 14

Электрохимическое процессы широко применяют в различных областях современной техники, в аналитической химии, биохимии и т.д. В химической промышленности электролизом получают хлор и фтор, щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, химически чистые водород и кислород и т.д. При этом одни вещества получают восстановлением на катоде (альдегиды, парааминофенол и др.), другие электроокислением на аноде (хлораты, перхлораты, перманганат калия и др.) Гальванотехника - область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий при прохождении постоянного электрического тока через растворы их солей. Гальванотехника подразделяется на гальваностегию и гальванопластику. Гальваностегия- электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается(сцепляется) с покрываемым металлом(предметом), служащим катодом электролизера. Гальванопластика- получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий относительно значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами. Гальванопластику используют для нанесения сравнительно толстых металлических покрытий на другие металлы (например, образование «накладного слоя никеля, серебра, золота и т.д.).

Слайд 15

Выводы

Катод – электрод, на котором происходит процесс восстановления. Анод – электрод, на котором происходит процесс окисления. Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, обусловленный подводом электрической энергии извне.

Слайд 16

http://www.alhimik.ru/ Л.В. Вятченникова. Электролиз.//Химия. Приложение к газете «Первое сентября», №24, 1998 А.Ф. Аспицкая. К изучению электролиза в курсе химии, Химия в школе, «Педагогика»,1991 Г.М. Чернобельская, И.Н. Чертков Химия, «Учебная литература для медицинских училищ». М.: Медицина, 1986г. http://scientificpage.net/elektroliz/ http://www.chemport.ru/electrolysis.shtml http://scientificpage.net/elektroliz/index2.html Источники информации:

Посмотреть все слайды