Электролиз

Цели урока: Знать сущность электролиза; Уметь составлять схему электролиза расплавов и растворов электролитов; уметь применять теоретические знания в решении задач на электролиз и в выполнении тестовых заданий по подготовке к ЕГЭ по химии.

План: 1.Электролиз расплавов электролитов на инертных электродах. 2.Электролиз растворов электролитов на инертных электродах. 3. Применение электролиза. 4. Количественная сторона электролиза. Закон Фарадея.

Электролиз – это окислительно – восстановительная реакция, протекающая на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускать постоянный электрический ток. Катод – отрицательно заряженный электрод. Сильный восстановитель. Анод – положительно заряженный электрод. Сильный окислитель.

Электролиз расплавов 1. Электролиз оксидов. Al 2 O 3 2Al O 2- К- 2Al e 2Al An+ 2·3O e 3O __________________________ 4 Al O 2- 4Al 0 + 3O 2

Положения: На катоде будут восстанавливаться: 1. В случае солей катионы металлов до металлов. 2. В случае кислот ионы H + до молекул H Воды не будет в растворе. 4. OH - на аноде будет окисляться до O 2 и H 2 O. Процессы на аноде. На аноде будут окисляться кислотные остатки в случае солей, кислот и OH - в случае оснований. 1. Бескислородные остатки будут окисляться до простых веществ. 2Cl - - 2e Cl 2 S e S 0 2.Кислородсодержащие остатки до O 2 и оксида НеМе в той же степени окисления

Электролиз щелочей NaOH Na + + OH - К - Na + + 1e Na 0 4 An + 4OH - + 4e O 2 + 2H 2 O 1 _________________________ 4Na + + 4OH - 4Na 0 + O 2 + 2H 2 O 4NaOH 4Na 0 + O 2 + 2H 2 O

Электролиз расплавов солей CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2- К - Cu е Cu 0 2 Аn+ 2SO е 2SO3 + O2 1 _____________________________ 2Cu SO Cu 0 + 2SO3 + O2 2CuSO 4 2Cu 0 + 2SO3 + O2

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ВАННА. Катод (-) Анод (+) Восстановление Окисление Электроды

Электролиз растворов на инертных электродах Процессы на катоде На катоде будут восстанавливаться катионы Ме или молекула воды. Для выяснения процессов необходимо пользоваться электрохимическим рядом напряжении металлов или рядом стандартных электродных потенциалов. Этот ряд построен по мере увеличения Е 0 Ме. В связи с этим возможны 3 случая: 1. Катионы металлов имеющие больший стандартный электродный потенциал (от Cu до Au) при электролизе восстанавливаются на катоде до самих Ме. Катионы малоактивных металлов: Cu 2+, Hg 2+, Ag +, Pt 2+, Au 3+ Восстанавливаются только катионы металлов: Me n+ +nē = Me o

2. Катионы Ме имеющие электродный потенциал меньше чем у H 2, но больше чем у Al (от Al до H 2 ) при электролизе на катоде восстанавливаются сами Ме одновременно с молекулами воды. Катионы металлов средней активности Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Co 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+ Катионы металлов восстанавливаются совместно с молекулами воды: Me n+ + nē = Me o 2H 2 O + 2ē = H 2 + 2OH –

3. Катионы Ме, имеющие электродный потенциал от Li до Al не восстанавливаются на катоде. Вместо них восстанавливается молекула воды до H 2 и OH -. Катионы активных металлов: Li +, Cs +, Rb +, K +, Ba 2+, Ca 2+, Na +, Mg 2+, Al 3+, NH 4 + Металлы не восстанавливаются, а восстанавливаются молекулы H 2 O: 2H 2 O + 2ē = H 2 + 2OH – Запомните: Если атомы металлов активны, то ионы менее активны. Наименее активными являются ионы щелочных металлов. Активность металлов убывает, активность ионов возрастает.

Процессы на аноде 1. Анионы бескислородных кислот окисляются до простых веществ. 2Cl - - 2e Cl 2 S e S 0 2) Анионы OH– Окисляются только при электролизе растворов щёлочей 4OH– – 4ē = O2 + 2H2O 3) Анионы кислородсодержащих кислот: SO 4 2–, NO 3 –, CO 3 2–, PO 4 3– Окисляются молекулы воды: 2H 2 O – 4ē =O 2 + 4H + 4) Анионы F– Окисляются только молекулы воды 2H2O – 4ē = O2 + 4H+ Ряд разряжаемости анионов F-, MnO4-, PO 4 3–,CO 3 2–, NO 3 –, SO 4 2–, OH –, Cl -,Br -, J -,S2 - _____________________________________ увеличивается

Электролиз раствора NaCl Раствор 2NaCl 2 Na + + 2Cl – (–) Катод: 2H 2 O + 2ē = H 2 + 2OH – 2 (+) Анод: 2Cl – – 2ē = Cl 2 2 2H 2 O + 2Cl – = H 2 + Cl 2 + 2OH – 2H 2 O+2NaCl=H 2 +Cl 2 + 2NaOH

Если анод растворимый Анод растворимый. Электролиз раствора AgNO 3 (анод растворимый – из Ag) (–) Катод: Ag + + 1ē = Ag o (+) Анод: Ag o – 1ē = Ag + Ag o + Ag + = Ag + + Ag o Электролиз сводится к переносу серебра с анода на катод.

Применение электролиза. Для получения щёлочных, щёлочноземельных металлов, алюминия, лантаноидов Для получения самих щелочей, галогенов. Для очистки некоторых металлов от примесей(электролитическое рафинирование металлов) гальванопластикой Для получения точных металлических копий, что называется гальванопластикой ГАЛЬВАНОСТЕГИЕЙ. Для защиты металлических изделий от коррозии и для придания декоративного вида. Отрасль прикладной электрохимии, которая занимается покрытием металлических изделий другими металлами называется ГАЛЬВАНОСТЕГИЕЙ.

Законы электролиза. Законы Фарадея. Масса веществ, выделившегося на электроде при электролизе, пропорциональна количеству электричества, прошедшее через электролит: где, m–масса веществ продуктов электролиза, гр. Э – эквивалентная масса вещества, гр. I – сила тока, А. F – постоянная Фарадея = Кл. (26.8 Ач/моль) t – время электролиза, сек.