Электролиз как окислительно-восстановительный процесс. Электролиз расплавов и растворов на примере хлорида натрия. Практическое применение электролиза.

Электролиз – это окислительно - восстановительная реакция, протекающая на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита (реакция, протекающая под действием электрического тока).

При растворении электролитов в воде происходит электролитическая диссоциация , т. е. их распад на ионы. Ионы являются носителями зарядов в водных растворах электролитов, а также в в расплавах электролитов. Анионы заряжены отрицательно (-), катионы – положительно (+).

Если сосуд с раствором электролита включить в электрическую цепь, то анионы (-) начнут двигаться к аноду – положительно заряженному электроду, а катионы (+) – к катоду – отрицательно заряженному электроду.

В результате установится электрический ток – направленное движение заряженных частиц. Такую проводимость называют ионной.

На электродах происходит выделение веществ, входящих в состав электролитов.

При этом отрицательный электрод –катод выступает в качестве восстановителя, он отдает электроны. Положительный электрод – анод, представляет собойокислитель, он забирает электроны.

Электролиз расплава хлорида натрия ( электроды из графита!)

Если в расплав хлорида натрия поместить электроды и пропустить электрический ток, то на катоде выделится натрий, а аноде – хлор.

Na Cl = Na ⁺ + Cl ^-

Катод (-): Na ⁺ + e = Na Анод (+): 2Cl ^- - 2 e = Cl₂.

Суммарное уравнение электролиза: 2NaCl = 2Na + Cl₂.

При электролизе водных растворов, кроме ионов электролита, в реакции могут участвовать еще ионы водорода или гидроксид- ионы, которые образуются в результате диссоциации воды. Образующиеся ионы движутся к соответствующим электродам. К катоду подходят катионы электролита и ионы водорода Н⁺, а к аноду – анионы электролита и гидроксид- ионы ОН^- . На катоде будут восстанавливаться, а на аноде окисляться те ионы, которые наиболее активны.

Активность катионов можно определить по электрохимическому ряду напряжений металлов:

K Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au

слева направо в ряду напряжений химическая активность атомов уменьшается.

Химическая активность катионов (способность восстанавливаться) увеличивается слева направо в ряду:

K⁺ Ca ²⁺ Na⁺ Mg ²⁺ Al³⁺ Zn ²⁺ Fe ²⁺ Ni ²⁺ Sn ²⁺ Pb ²⁺ H⁺ Cu ²⁺ Hg ²⁺ Ag⁺ Pt ²⁺ Au ^3+.

Химическая активность анионов (способность окисляться) уменьшается слева направо в ряду:

I ^- Br ^– S ^2- Cl ^- OH ^- SO₄ ^2-.

Электролиз раствора хлорида натрия (электроды из графита!)

В растворе: NaCl, H₂O

NaCl → Na ⁺ + Cl ^–

H₂O ↔ H⁺ + OH ^–

Катод (-): Анод (+):

2H₂O + 2e = H₂ + 2OH ^- 2Cl ^- - 2 e = Cl₂.

Катионы водорода восстанавливаются легче, чем ионы K+, поэтому на катоде будет восстанавливаться вода до газообразного водорода.

Анионы бескислородных кислот и их солей слабее удерживают электроны, чем гидроксид-ионы воды, поэтому на аноде окисляются хлорид-ионы до газообразного хлора.

Суммарное уравнение электролиза имеет вид:

2NaCl + 2 H₂O → H₂ + Cl₂ + 2 NaOH

Практическое применение электролиза.

· Электролиз применяется для получения наиболее активных металлов – калия, натрия, кальция, магния, алюминия. Металлы, полученные этим способом, отличаются высокой чистотой.

· Электролиз используют и для очистки некоторых металлов – меди, никеля, свинца, серебра, золота – от примесей.

· Методом электролиза получают некоторые активные неметаллы – хлор (Cl₂) фтор (F₂), а также сложные вещества – гидроксид натрия (NaOH), гидроксид калия (KOH) и др.

· Электролиз используют для покрытия металлических поверхностей предметов металлами – никелем, хромом, цинком, оловом, золотом и т. д.

Оксиды. Их классификация и характеристика химических свойств. Возможное применение оксидов в вашей профессии.

Оксиды– это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых – кислород (в степени окисления –2).

Например, CaO – оксид кальция, CO₂ – оксид углерода (II) или углекислый газ, CO – оксид углерода (II) или угарный газ, Al₂O₃ – оксид алюминия.

Классификация:

ОКСИДЫ

Солеобразующие Несолеобразующие

Основные Кислотные

Амфотерные

Несолеобразующие оксиды – те, которые при обычной температуре не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями. Это оксид углерода (II) – CO, H₂O, оксиды азота – N₂O, NO, NO_2.

Солеобразующие оксиды – те, которые взаимодействуют с кислотами и основаниями с образованием солей. Солеобразующие оксиды принято делить на три группы:

1. Основные – это оксиды типичных металлов. В основных оксидах металлы проявляют степень окисления +1 или +2. Например, CaO – оксид кальция, MgO – оксид магния, FeO – оксид железа (II). Основным оксидам соответствуют основания.

2. Кислотные – это оксиды неметаллов и металлов с высокими степенями окисления – от +5 до +7. Например, SO₂, SO₃, N₂O₅, CO₂. Кислотным оксидам соответствуют кислоты.

3. Амфотерные – это оксиды, которые имеют двойственную природу. Они взаимодействуют с кислотами (подобно основным оксидам), и со щелочами (подобно кислотным оксидам). Например, Al₂O₃ – оксид алюминия, ZnO – оксид цинка, Cr₂O₃ – оксид хрома (III ).

Металлы. Их положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атомов, химические свойства, применение в вашей профессии. Значение металлов в истории человечества.

С древнейших времен металлы играют огромную роль в развитии человечества. Современная промышленность и сельское хозяйство, транспорт и инфраструктура невозможны без применения металлов, использования их полезных качеств и свойств.

Положение металлов в периодической таблице.

Из всех известных в настоящее время химических элементов около 80% являются металлами. В периодической системе металлы расположены, в основном, в левой и нижней части таблицы.

Если в периодической системе провести диагональ от бериллия к астату, то справа вверх от диагонали будут находиться элементы-неметаллы (исключая элементы побочных подгрупп), а слева внизу элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп). Элементы, расположенные вблизи диагонали (например, бериллий, алюминий, титан, германий и др.), обладают двойственным характером.

Строение атомов металлов. Атомы металлов содержат на внешних энергетических уровнях небольшое число электронов (1,2,3). Они легко отдают эти электроны, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы. То естьв свободном состоянии металлы являются восстановителями.Восстановительная способность металлов различна: в электрохимическом ряду напряжений она уменьшается от калия к золоту. В соединениях атомы металлов проявляют только положительную степень окисления.

Особенности металлической связи. Кристаллические решётки металлов. Связь в металлах – металлическая. Она осуществляется свободными электронами, которые покинули свои атомы и перемещаются между ионами металлов, образующими кристаллическую решетку.

Физические свойства металлов определяются структурой их кристаллических решеток. Металлы обладают металлическим блеском, хорошо проводят электрический ток, имеют высокую теплопроводность, пластичность, ковкость, обычно серый цвет и непрозрачность Металлы имеют различную плотность: самый легкий металл – литий, а самый тяжелый – осмий. Металлы, у которых плотность менее 5 г/см³, называют легкими, а у которых плотность более 5 г/см³ – тяжелыми.

Металлы имеют различные температуры плавления. Самый легкоплавкий металл – ртуть (t плавл. = – 39˚ C), а самый тугоплавкий металл – вольфрам (t плавл. = 3390˚ C).

Металлы различаются по твердости. Самый твердый металл – хром, самые мягкие металлы – щелочные, они легко режутся ножом (например, натрий).

Химические свойства.

1. Металлы реагируют с простыми веществами неметаллами:

· с кислородом с образованием оксидов: 2Mg + O₂ = 2 MgO (оксид магния)

· с серой с образованием сульфидов: 2Na + S = Na₂S (сульфид натрия)

· с галогенами с образованием соответствующих солей: 2Na + Cl₂ = 2NaCl (хлорид натрия)

· с водородом с образованием гидридов: Ca + H₂ = CaH₂ (гидрид кальция)

2. Металлы реагируют со сложными веществами:

· с кислотами Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂

магний соляная к-та хлорид магния

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, восстанавливают ионы водорода из разбавленных кислот (исключение – азотная кислота), а стоящие после водорода восстанавливают атом основного элемента, образующего данную кислоту.

· С водой с выделением водорода (активные металлы – при обычных условиях):

2Na⁰ + 2H⁺¹OH = 2Na⁺¹OH + H₂ ⁰

Na⁰ – 1e = Na⁺¹ 2 восстановитель окисление

2H⁺¹ +2e = H₂0 1 окислитель восстановление

· С водными растворами солей (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли): Fe + Cu Cl₂ = FeCl₂ + Cu

Применение. В жидком состоянии металлы хорошо растворяются друг в друге, образуя сплавы. Сплавы металлов широко применяются в технике, в быту. Например, из чугуна и стали делают детали машин, колеса, трубы,инструменты и т.д.

Из латуни (сплав меди с цинком) делают детали механизмов и предметы быта.

Из мельхиора (сплав меди, никеля и железа) делают детали машин и инструментов, посуду

и т.д. Из бронзы (сплав меди, алюминия и марганца) – детали машин и т.д.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: