Презентация на тему "Электролиз"

Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Презентация на тему "Электролиз" по химии в краткой и доступной форме содержит информацию о принципах построения химического уравнения электролиза. Ознакомит с закономерными свойствами электролиза. Оформление презентации содержит уравнения и формулы по теме, которые помогут.

Краткое содержание

  1. Электролиз водных растворов электролитов
  2. Анодные процессы
  3. Правила процессов электролиза

Содержание

  • Слайд 1

    ЭЛЕКТРОЛИЗ

    Выполнила учитель химии Апастовской средней общеобразовательной школы

    Хайдарова Милявша Хуснулловна

  • Слайд 2

     

    • Окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов, называют электролизом.
    • При электролизе окислителем и восстановителем является электрический ток.
    • Процессы окисления и восстановления разделены в пространстве, они совершаются не при контакте частиц друг с другом, а при соприкосновении с электродами электрической цепи.
    • Катод - отрицательно- заряженный электрод.
    • Анод – положительно-заряженный электрод.
    • Катион- «+»ион, анион- «-» ион.

  • Слайд 3

    Электролиз водных растворов электролитов

    • Катодные процессы в водных растворах электролитов :катионы или молекулы воды принимают электронов и восстанавливаются.
      • Li,K,Ca, |Mn,Zn,Fe,Ni,| H2|Cu,Hg,Ag,Pt
      • Na,Mg,Al Sn,Pb Au
      • Катионы металлов не | Катионы металлов и молекулы воды| Катионы
      • восстанавливаются. восстанавливаютсяметаллов
      • Восстанавливается вода восстанавливаются

  • Слайд 4

     

    • Cu2+ + 2e– = Cu0, E0=0,337 В
    • 2H2O + 2e– = H2 + 2OH–, E0=–0,83 В

    1. Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, большим, чем у ВОДОРОДА, расположены в ряду напряжений после него: Cu2+, Hg2+, Ag+, Pt2+, ..., до Pt4+. При электролизе они почти полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.

  • Слайд 5

     

    2. Катионы металлов с малой величиной стандартного электродного потенциала (катионы металлов начала ряда напряжений Li+, Na+, K+, Rb+, ..., до Al3+ включительно). При электролизе на катоде они не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды.

    • 2H2O + 2e– = H2 + 2OH–, E0=–0,83 В

  • Слайд 6

     

    3. 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 величинами электроноакцепторной способности, на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

    • Zn 2+ + 2e =Zn0
    • 2H2O + 2e– = H2 + 2OH–

  • Слайд 7

     

    4. На катоде легче всего разряжаются катионы того металла, которому отвечает наиболее положительный потенциал. Так, например, из смеси катионов Cu2+, Ag+ и Zn2+ при достаточном напряжении на клеммах электролизера вначале восстанавливаются ионы серебра (E0=+0,79 В), затем меди (E0=+0,337 В) и, наконец, цинка (E0=–0,76 В).

    • Ag + + 2e– = Ag0, E0=+0,79 В
    • Cu2+ + 2e– = Cu0, E0=+0,337 В
    • Zn 2+ + 2e =Zn0
    • E0=-0,76 В

  • Слайд 8

    Анодные процессы

    • На аноде происходит окисление анионов или молекул воды ( частицы отдают электронов - окисляются)
    • Анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке:

    Iˉ,Brˉ,S²ˉ,Clˉ,OHˉ, SO4²ˉ,NO3ˉ,Fˉ

    • Восстановительная активность уменьшается.

  • Слайд 9

    На аноде окисляются анионы бескислородных кислот, OH– или молекулы воды

    • 2Cl– – 2e– = Cl2 2H2O – 4e– = O2 + 4H+

    4OH– – 4e– = 2H2O + O2

    • Анионы кислородосодержащих кислот не окисляются, так как их стандартный потенциал намного превышает потенциал воды 2SO42– – 2e– = S2O82–, E0=+2,01 В поэтому вместо них окисляется вода:

    2H2O – 4e– = O2 + 4H+, E0=1,228 В

  • Слайд 10

    Правила процессов электролиза

    • При электролизе водного раствора соли из активного металла и кислородосодержащей кислоты на катоде выделяется Н2, а на аноде – О2.
      • К- Na2SO4А +
      • ←Na+ SO4²ˉ→
      • 2H2O + 2e–→H2 + 2OH– | 2H2O- 4eˉ →O2 +4H+
    • Электролиз воды2H2O→ Н2↑ +О2↑

  • Слайд 11

     

    • При электролизе раствора соли из активного металла и бескислородной кислоты на катоде образуется - Н2, на аноде – неметалл, а в растворе – основание ( из Fˉ - O2)
    • 2H2O + 2NaCl = H2 + Cl2 + 2NaOH
    • Если металл средней активности связан с кислородо содержащим анионом, то на катоде образуется металл и Н2, на аноде – О2.
    • ZnSO4 +2H2O→Zn+H2+O2+H2SO4
    • При электролизе раствора соли из металла средней активности и бескислородной кислоты на катоде образуется металл и Н2, на аноде – неметалл. 2ZnCl2+2H2O→Zn+H2+Zn(OH)2+2Cl2

  • Слайд 12

    Правила процессов электролиза

    • При электролизе водного раствора соли из малоактивного металла и кислородосодержащей кислоты на катоде выделяется металл, а на аноде – О2 и кислота. K- СuSO4 A+
    • Cu2+SO4²ˉ
    • Cu2+ + 2e–= Cu02H2O – 4e– = O2 + 4H+
    • 2СuSO4 + 2H2O=2Сu+ O2 +2H2SO4

  • Слайд 13

     

    • При электролизе катиона аммония NH4+ восстанавливается вода.
    • При электролизе солей органических кислот на катоде восстанавливается вода, на аноде анион кислоты с образованием алкана и углекислого газа.
    • 2CH3COONa +2H2O=C2H6↑+2CO2↑+H2↑+2NaOH

  • Слайд 14

     

    • Электролиз раствора щелочи – это электролиз воды.
    • Электролиз раствора кислородосодержащей кислоты – это тоже электролиз воды.
    • Электролиз бескислородной кислоты: на катоде образуется водород, на аноде –неметалл.

  • Слайд 15

     

  • Слайд 16

     

    • Электролиз раствора CuCl2
    • 2Clˉ- 2e– = Cl20
    • Cu2+ + 2e– = Cu0
    • CuCl2 = Cu + Cl2

  • Слайд 17

    Творческих успехов и открытий, коллеги!

Посмотреть все слайды
Презентация будет доступна через 45 секунд