31.ppt
- Количество слайдов: 23
Электролиз
УМК «ХИМИЯ» Тема лекции: Электролиз Лектор – Иванов М. Г.
Цель лекции: изложение основных понятий электролиза водных растворов и расплав электролитовий в рамках современной химической теории Компетенции, формируемые у студента: Умения: q прогнозировать на основе современных представлений о строении атомов и химической связи, реакции, протекающие при электролизе в расплавах и растворах электролитов.
СОДЕРЖАНИЕ Основные понятия Электролиз расплавов электролитов Электролиз водных растворов электролитов Катодные процессы Поведение ионов металлов Перенапряжение Анодные процессы Перенапряжение Поведение анионов Электролиз с растворимым анодом Законы электролиза Литература
Основные понятия содержание Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, которые протекают на электродах, помещенных в раствор или расплав электролита, под действием постоянного электрического тока, приложенного от внешнего источника. Основные понятия: Отрицательный полюс источника постоянного тока присоединяют к электроду, который называют катодом; катодом положительный полюс к электроду, который называют анодом
Основные понятия Катод - содержание + Анод Схема простейшего электролизера
Основные понятия содержание Е = -n. F/ G E > 0, ΔG < 0 - самопроизвольный процесс протекает в прямом направлении (гальванический элемент). Если ЭДС будет отрицательной, то самопроизвольное протекание ОВР становится невозможным. E < 0, ΔG > 0 - для проведения реакции в прямом направлении необходимо приложить внешнюю ЭДС (электролиз).
Электролиз расплавов электролитов содержание В простейших бинарных электролитах типа Me. Hal , Me. Hal 2 (Me – металл IA или IIA группы Пеpиодической системы, Hal – галоген) на катоде выделяется свободный металл, а на аноде – (галоген) При этом на катоде протекает полуреакция восстановления катиона металла: Men+ + ne = Me на аноде - полуреакция окисления галогенид-аниона: 2 Cl- - 2 e = Cl 2
Электролиз расплавов электролитов содержание При электролизе расплава гидродифторида калия (анод – угольный, катод – никелевый) протекает следующие реакции На катоде: На аноде: 2 НF 2 - + 2 е = Н 2 + 4 F- 2 НF 2 - - 2 е = F 2 + 2 HF 2 НF + 2 е = Н 2 + 2 F- 2 F 2 - - 2 е = F 2
Электролиз водных растворов содержание При электролизе растворов необходимо учитывать присутствие ионов растворителя, которые при определенных условиях могут разряжаться на электродах. Так, при электролизе водных растворов, следует учитывать присутствие ионов воды: Н 2 О ↔ Н+ + ОН-
Катодные процессы содержание На катоде идет процесс восстановления окислителя: Ox + ne = Red Men+ + ne = Me 2 Н+ + 2 е = Н 2 (в кислой среде) 2 Н 2 О + 2 е = 2 ОН- + Н 2 (в нейтральной и щелочной средах)
Катодные процессы содержание При электролизе водных растворов все металлы можно разделить на три группы: 1. Металлы, осаждение которых на катоде не сопровождается выделением водорода. К ним относятся металлы, стоящие в ряду стандартных потенциалов за водородом (медь, серебро, золото и др. ). 2. Металлы, осаждение которых на катоде сопровождается выделением водорода. В ряду стандартных потенциалов эти металлы находятся между марганцем и водородом (-1, 0 ЕОМеn+/Ме 0). Меn +/Ме 3. Металлы, которые в водных растворах не могут быть получены. В эту группу входят щелочные, щелочноземельные металлы, а также магний и алюминий.
Катодные процессы содержание Выделение водорода на катоде происходит с высоким перенапряжением, в то время как перенапряжение при разряде металлов гораздо меньше V Zn 2+ + 2 e = Zn 2 H+ + 2 e = H 2 0 в -0, 763 Е 1 Е 2 С учетом перенапряжения: -1, 1 -ЕК,
Анодные процессы содержание На аноде идет процесс окисления восстановителя: Red – ne = Ох Me - ne = Men+ Растворимый анод 2 Cl- - 2 e = Cl 2 Разряд анионов 2 Н 2 О – 4 е = О 2 + 4 Н+ В кислой и нейтральной среде 4 ОН- - 4 е = О 2 + 2 Н 2 О В щелочной среде
Анодные процессы содержание Выделение кислорода на аноде происходит с высоким перенапряжением, в то время как перенапряжение при разряде хлора гораздо меньше V 2 Cl- - 2 e = Cl 2 2 H 2 O – 4 e = O 2 + 4 H+ 1, 23 1, 36 E 1 E 2 С учетом перенапряжения: 1, 8 EA, в
Анодные процессы содержание Анионы кислородсодержащих кислот SO 42 -, PO 43 -, NO 3 - и др. , в которых центральный атом имеет высшую степень окисления, при электролизе водных растворов не разряжаются. Ионы галогенов: Cl-, Br-, I- в водном растворе легко разряжаются: 2 Hal- - 2 e = Hal 2 Фтор электролизом водных растворов получить невозможно:
Анодные процессы содержание Пpи высоких анодных плотностях тока некотоpые анионы могут окисляться до пеpоксоанионов, напpимеp: 2 SO 42− − 2 e = S 2 O 82− H 2 PO 4− + 2 OH−− 2 e = H 2 PO 5− +H 2 O
Электролиз с растворимым анодом содержание Электролиз с растворимым анодом используют для рафинирования некоторых металлов – меди, никеля, серебра, золота, свинца, олова и других, для нанесения защитных и декоративных покрытий на поверхность металлических изделий. Процесс электролитического рафинирования состоит в анодном растворении загрязненного примесями (чернового) металла и последующем его катодном осаждении. Me - ne = Men+
Законы электролиза содержание Установил (1833 -1834) законы электролиза, названные его именем. Фарадей (Faraday) Майкл (1791 -1867).
Законы электролиза содержание I закон. Масса вещества, окисленного на аноде или восстановленного на катоде, пропорциональна количеству прошедшего через раствор или расплав электричества. m = k. Q II закон. Массы окисляющихся или восстанавливающихся на электродах веществ при пропускании одного и того же количества электричества пропорциональны их химическим эквивалентам. M(г) = MIT/n. F V(л) = 22, 4 IT/n. F
Законы электролиза содержание Число Фарадея F - это фундаментальная постоянная, равная заряду одного моля электронов. F = e·NA = 1, 60218· 10 -19 Кл· 6, 022045· 1023 моль-1 = 96484, 6 Кл/моль ≈ ≈ 96500 Кл/моль e – заряд одного электрона NA – число Авогадро
Выводы и заключения содержание Электролиз является важнейшей является частью неорганической химии. Знание законов электролиза, определяющих зависимость между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, выделяющимся на электроде позволяет, а также понятие электродного потенциала позволяет охарактеризовать электрохимические процессы.
Список литературы n n n содержание 1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. М. : Высшая школа. 2002. 2. О. М. Полторак, Л. М. Ковба. «Физико-химические основы неорганической химии» . М. : МГУ, 1994. 3. В. И. Горшков, И. А. Кузнецов. «Физическая химия» . М. : МГУ, 1993. 4. А. Джонсон. Термодинамические аспекты в курсе неорганической химии. М. : Мир. 1985. 5. Анорганикум. Под ред. Л. Кольдица. М. Мир. 1984. Т. 1. 6. Хьюи Дж. Неорганическая химия. Строение вещества и реакционная способность. М. , Химия, 1987. 7. Фичини Ж. , Ламброзо-Бадер Н. , Депезе Ж. -К. Основы физической химии. М. Мир. 1972. стр. 276 -283. 8. Дж. Кемпбел. Современная общая химия. М. : Мир. 1975 г. Т. 2. стр. 90. гл. 20. , Т 3. 9. Дикерсон Р. , Грей Г. , Хейт Дж. Основные законы химии. М. : Мир, 1982. Т. 2. 10. Б. Б. Дамаскин, О. А. Петрий. Электрохимия. М: Высшая школа, 1987. 11. CRC Hand book of Chemistry and Physics. 82 издание. 2001 -2002.