Электролиз. Презентация на тему "электролиз" Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона

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

Эпиграф урока

Как наша прожила б планета? Как люди жили бы на ней Без теплоты, магнита, света И электрических лучей? Адам Мицкевич

Слайд 3

Проблемный вопрос.

Что произойдёт, если в раствор или расплав электролита опустить электроды, которые присоединены к источнику электрического тока?

Слайд 4

Электролиз – дословно:«лизис» – разложение,«электро» – электрическим током.

Цель урока: изучить сущность и применение процесса электролиза.

Слайд 5

Электролиз – это окислительно- -восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита.

Слайд 6

Электролиз

План Электролиз расплава. Электролиз раствора. Сущность электролиза. Применение. Выводы.

Слайд 7

Электролиз расплава хлорида натрия

Слайд 8

Электролиз является

окислительно – - восстановительным процессом: на катоде всегда идёт процесс восстановления, на аноде всегда идёт процесс окисления.

Слайд 9

Для определения результатов электролиза водных растворов существуют следующие правила:

Процесс на катоде не зависит от материала катода, а зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжений. (работа с инструкцией)

Слайд 10

Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.

Если анод нерастворимый, т.е. инертный (уголь, графит, платина, золото), то результаты зависят от анионов кислотных остатков. Если анод растворимый (железо, медь, цинк, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то независимо от природы аниона всегда идёт окисление металла анода.

Слайд 11

Электрическая энергия Химическая энергия Электролиз Раствор NaCl Катод(-) Анод(+) H2О Расплав NaCl Катод(-) Анод(+) Na+ + e => Na0 2Cl- => Cl20 + 2e Восстановление Окисление 2H2О+ 2e => H2+ 2Na+ 2OH- 2 Cl- => Cl2+ 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 S-, J-, Br-, Cl-, OH- и молекулы H20: 2J- =>J20 + 2e; 4OH-=>O2 +2H2O +4e; 2H2O =>O2 +4H+ +4e

Слайд 12

Работа с учебником (стр. 109-110)

Проанализируйте процесс электролиза водного раствора сульфата натрия. Используя инструкции, запишите катодный и анодный процессы. Почему данный процесс сводится к электролизу воды?

Слайд 13

Слайд 14

Внимательно наблюдайте за результатами электролиза сульфата меди.

1. Запишите катодный и анодный процессы, суммарное уравнение процесса. 2. Объясните сходство и различие процессов электролиза сульфата натрия и сульфата меди.

Слайд 15

Проверь себя!

CuSO4 → Cu2+ + SO42- H2O Катод (-) Cu2+SO42- Анод (+) Cu2+ + 2e = Cu02H2O – 4e = O2 + 4H+ восстановление окисление Суммарное уравнение: 2CuSO4 + 2H2O = 2Cu0 + O2 + 2H2SO4

Слайд 16

Применение электролиза

Катодные процессы Анодные процессы В гальваностегии (никелирование, серебрение). В гальванопластике (изготовление копий). Получение чистых металлов (медь, алюминий). Электрометаллургия расплавов. Очистка металлов, полученных при выплавке из руды, от посторонних примесей. Промышленный способ получения кислорода и водорода. Оксидирование алюминия. Электрополировка поверхностей (электроискровая обработка, электрозаточка). Электрогравировка.

Слайд 17

Гальванопластика политехнического государственного музея

«Георгий Победоносец» Барельеф «Портрет Б.С.Якоби»

Слайд 18

Применение электролиза

Процесс очищения предметов электролизом Результат процесса

Cлайд 1

Тема «Электролиз» МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ «КУЛУНДИНСКАЯ СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА №1» , учитель химии высшей квалификационной категории Бабичева Валентина Николаевна.

Cлайд 2

Как наша прожила б планета? Как люди жили бы на ней Без теплоты, магнита, света И электрических лучей? Адам Мицкевич Эпиграф урока

Cлайд 3

Проблемный вопрос. Что произойдёт, если в раствор или расплав электролита опустить электроды, которые присоединены к источнику электрического тока?

Cлайд 4

Электролиз – дословно: «лизис» – разложение, «электро» – электрическим током. Цель урока: изучить сущность и применение процесса электролиза.

Cлайд 5

Электролиз – это окислительно- -восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита.

Cлайд 6

Электролиз План Электролиз расплава. Электролиз раствора. Сущность электролиза. Применение. Выводы.

Cлайд 7

Cлайд 8

Электролиз является окислительно – - восстановительным процессом: на катоде всегда идёт процесс восстановления, на аноде всегда идёт процесс окисления.

Cлайд 9

Для определения результатов электролиза водных растворов существуют следующие правила: Процесс на катоде не зависит от материала катода, а зависит от положения металла в электрохимическом ряду напряжений. (работа с инструкцией)

Cлайд 10

Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона. Если анод нерастворимый, т.е. инертный (уголь, графит, платина, золото), то результаты зависят от анионов кислотных остатков. Если анод растворимый (железо, медь, цинк, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то независимо от природы аниона всегда идёт окисление металла анода.

Cлайд 11

Электрическая энергия Химическая энергия Электролиз Раствор NaCl Катод(-) Анод(+) H2О Расплав NaCl Катод(-) Анод(+) Na+ + e => Na0 2Cl- => Cl20 + 2e Восстановление Окисление 2H2 О + 2e => H2 + 2Na+ 2OH- 2 Cl- => Cl2 + 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 S -, J-, Br-, Cl-, OH- и молекулы H20: 2J- =>J20 + 2e; 4OH- =>O2 +2H2O +4e; 2H2O =>O2 +4H+ +4e

Cлайд 12

Работа с учебником (стр. 109-110) Проанализируйте процесс электролиза водного раствора сульфата натрия. Используя инструкции, запишите катодный и анодный процессы. Почему данный процесс сводится к электролизу воды?

Cлайд 13

Сущность электролиза состоит в том, что за счёт электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.

Cлайд 14

Внимательно наблюдайте за результатами электролиза сульфата меди. 1. Запишите катодный и анодный процессы, суммарное уравнение процесса. 2. Объясните сходство и различие процессов электролиза сульфата натрия и сульфата меди.

Cлайд 15

Проверь себя! CuSO4 → Cu2+ + SO42- H2O Катод (-) Cu2+ SO42- Анод (+) Cu2+ + 2e = Cu0 2H2O – 4e = O2 + 4H+ восстановление окисление Суммарное уравнение: 2CuSO4 + 2H2O = 2Cu0 + O2 + 2H2SO4

Cлайд 16

Применение электролиза Катодные процессы Анодные процессы В гальваностегии (никелирование, серебрение). В гальванопластике (изготовление копий). Получение чистых металлов (медь, алюминий). Электрометаллургия расплавов. Очистка металлов, полученных при выплавке из руды, от посторонних примесей. Промышленный способ получения кислорода и водорода. Оксидирование алюминия. Электрополировка поверхностей (электроискровая обработка, электрозаточка). Электрогравировка.

Cлайд 17

Гальванопластика политехнического государственного музея «Георгий Победоносец» Барельеф «Портрет Б.С.Якоби»

Cлайд 18

Применение электролиза Процесс очищения предметов электролизом Результат процесса

Применение электролиза Основная химическая промышленность получение галогенов и водорода получение щелочей электросинтез органических веществ Металлургия получение щелочных и щелочноземельных металлов (из расплавов) получение малоактивных металлов (из растворов) рафинирование (очистка) металлов Металлообрабатывающая промышленность гальваностегия - нанесение защитных антикоррозийных покрытий электрохимическое полирование, сверление Другие отрасли гальванопластика – получение металлических копий, пластинок

Рафинирование металлов – это… очистка металлов от примесей с помощью электролиза, когда неочищенный металл является анодом, а на катоде оседает очищенный При пропускании тока металл, подлежащий очистке 1, подвергается анодному растворению, т. е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде 2, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми 4, либо переходят в электролит и удаляются.

Сущность электролиза: за счет электрической энергии осуществляется химическая реакцияЭлектроды К – Катод (избыток е -) К К – подходят катионы Принимают е – и восстанавливаются А + Анод (недостаток е -) К А + подходят анионы Отдают е – и окисляются Электролиз с точки зрения химии

Электролиз расплавов – К Ме + или (Н +) + е – - восстанавливаются А + Ко – или (ОН -) – е – - окисляются Пример: NaCl – расплавNaCl Na + + Cl - К – Na + + 1e - = Na o 1e - 2 A + 2 Cl - – 2e - = Cl 2 o 2e Na Cl - = 2 Na o + Cl 2 о электролиз 2 NaCl 2 Na o + Cl 2 о расплав

Электролиз растворов Кроме ионов вещества присутствуют молекулы Н 2 О Процесс на катоде зависит не от материала катода, из которого он сделан, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.анод Нерастворимый, т.е. инертный (уголь, графит, платина, золото) Идут разные процессы Растворимый (Fe, Cu, Zn, Ag и все Ме которые окисляются в процессе электролиза) Идёт процесс окисления Ме анода

Катодные процессы в водном растворе К – усиливаются процессы восстановления (+ е -) Li + K + Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ ……Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Hg 2+ Ag + Pt 2+ Au 2+ Ме + - не восстанавливаются Ме n+ + n e - = Me o 2H + Me n+ + n e - = Me o 2 H 2 O + 2e - = H OH - и + 2e - (2H + + 2e - = H 2) 2 H 2 O + 2e - = H OH - = H 2

Анодные процессы в водных растворах А + I - Br - S 2- Cl - OH - SO 4 2- CO 3 2- NO 3 - F - Нерастворимый окисление аниона 4ОН - - 4е - 2 Н 2 О - 4 е - = О Н + анод (Ко n-) = 2 Н 2 О + (анионы Ко n- остаются Ko n- - ne - = Ko o + O 2 в растворе) РастворимыйПроисходит окисление металла анода анодМе о – n e - = Me n+ анод р-р

В4 Установите соответствие между названием вещества и схемой процесса, протекающего при электролизе его водного раствора на катоде. НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА КАТОДНЫЙ ПРОЦЕСС 1) хлорид барияА) 2Cl - -2ē Cl 2 0 2) нитрат барияБ) 2F - -2ē F 2 0 3) нитрат серебраВ) Ва ē Ва 0 4) фторид серебраГ) 2Н + + 2ē Н 2 0 Д) Ag + + ē Ag° Е) 2N ē 2NO BaCl 2 Ba(NO 3) 2 AgNO 3 AgF АЛГОРИТМ РЕШЕНИЯ СОСТАВЛЕНИЕ ФОРМУЛ ВЕЩЕСТВ 2. ИСКЛЮЧЕНИЕ АНОДНОГО ПРОЦЕССА! НА КАТОДЕ ПРОТЕКАЕТ ПРОЦЕСС ВОССТАНОВЛЕНИЯ ОКИСЛЕНИЕ, А(+) 3. ПРИМЕНЕНИЕ ПРАВИЛА КАТОДА ПО ПОЛОЖЕНИЮ КАТИОНА В РЯДУ СТАНДАРТНЫХ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ ОПРЕДЕЛЕНИЕ ВЕРНОГО ОТВЕТА 4321 ДДГГ

Экспериментальная проверка первого закона Фарадея для электролиза ТРЕБОВАНИЯ техники безопасности Выполняя эксперимент, следует строго соблюдать правила работы с электрическими приборами, включать собранную цепь для электролиза только после проверки учителем, не допускать разбрызгивания электролита. Ход работы: 1.Соберите экспериментальную установку согласно схеме. 2.Замкните ключ. 3.Через 5 минут посмотрите, на каком из трёх электродов К, К 1 или К 2 выделится больше меди и почему? 19 О, физика, наука из наук! Всё впереди! Как мало за плечами! Пусть химия нам будет вместо рук, Пусть будет математика очами. Не разлучайте этих трёх сестёр Познания всего в подлунном мире, Тогда лишь будет ум и глаз остёр И знанья человеческие шире. В природе ничего другого нет Ни здесь, ни там, в космических глубинах, Всё от песчинок малых до планет- Из элементов состоит единых. Кипит железо, серебро, сурьма И тёмно-бурые растворы брома, И кажется Вселенная сама Одной лабораторией огромной.