Презентация на тему «гидролиз и электролиз»

Содержание

• Слайд 1

• Слайд 2

• Слайд 3

  1. Соль растворима
  2. Наличие катиона или аниона слабой кислоты или основания.
  Соль образована сильной кислотой и слабым основаниемкислая среда
  Соль образована слабой кислотой и сильным основанием щелочная среда
  (Что сильнее, то и пересиливает!)
  Соль образована сильной кислотой и сильным основанием 
  нейтральная среда

• Слайд 4

  Как протекает гидролиз?

  1. Обратимо
  2. Максимум на 5-15% (если не происходит параллельных процессов)
  3. Только по 1-й ступени (если не происходит параллельных процессов)

  Раствор ZnCl2:
  Zn2+ + H2O  ZnOH+ + H+
  ZnOH+ + H2O  Zn(OH)2 + H+

• Слайд 5

  1) Раствор ацетата аммония:
  CH3COONH4 CH3COOH + NH3
  (равновесие существует, т.к. оба продукта гидролиза хорошо растворимы)
  Характер среды определяется соотношением силы кислоты и основания
  Что происходит, если соль образована слабой кислотой и слабым основанием?

• Слайд 6

  2) Необратимый гидролиз
  Попытка получить водный раствор сульфида алюминия обречена:
  Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
  (оба продукта гидролиза малорастворимы и уводятся из раствора; равновесия нет).
  Таким солям, как Al2S3, в таблице растворимости соответствует прочерк.
  Что происходит, если соль образована слабой кислотой и слабым основанием?

• Слайд 7

• Слайд 8

• Слайд 9

• Слайд 10

• Слайд 11

  Электролиз– окислительно-восстановительный процесс, протекающий при пропускании электрического тока через расплав или раствор электролита.
  Катод – электрод, на котором идет восстановление.
  Анод – электрод, на котором идет окисление.

• Слайд 12

  При электролизе расплава на катоде всегда восстанавливается катион электролита, а на аноде всегда окисляется анион электролита.
  KF K+ + F-
  Катод: K+ + e = K2 восстановление
  Анод: 2F- 2e = F21 окисление
  2K+ + 2F- = 2K + F2
  Итоговое уравнение реакции:
  2KFрасплав 2K + F2
  Кислородсодержащие анионы претерпевают на аноде разрушение, например:
  SO42- 2e = SO3 + ½ O2
  CO32- 2e = CO2 + ½ O2

• Слайд 13

  В отличие от расплава, в водных растворах электролитов присутствует вода – еще одно вещество, способное претерпевать окислительно-восстановительные превращения.

• Слайд 14

  Процесс на катоде зависит от положения катиона металла в электрохимическом ряду напряжений.

• Слайд 15

  Процесс на аноде зависит от:
  1) материала анода.
  Если анод растворим в условиях электролиза, то происходит окисление материала анода:
  М – ne = Mn+.
  Электролиз раствора NaCl с медным анодом:
  NaCl Na+ + Cl-
  Катод: Сu2+ + 2e = Cu
  Анод (Сu):Сu– 2e = Cu2+

• Слайд 16

  Процесс на аноде зависит от:
  2) природы аниона.

  2RCOO- – 2e = R-R + 2CO2.

• Слайд 17

  CuSO4Cu2+ + SO42-
  Катод:Cu2+ + 2e = Cu2
  Анод: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+1
  2Сu2+ + 2H2O = 2Cu + O2 + 4H+
  2СuSO4 + 2H2O  2Сu + О2 + 2H2SO4

  NaCl Na+ + Cl-
  Катод: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН-1
  Анод: 2Cl- – 2e = Cl21
  2Сl- + 2H2O = Cl2 + H2 + 2OH-
  2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2

• Слайд 18

  KF K++ F-
  Катод: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН-2
  Анод: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+1
  6Н2О = 2Н2 + О2 + 4ОН- + 4Н+
  6Н2О = 2Н2 + О2 + 4Н2О
  2Н2О = 2Н2 + О2
  2Н2О  2Н2 + О2

• Слайд 19

• Слайд 20

• Слайд 21

Посмотреть все слайды

Термодинамика

Диаграмма Пурб для воды, в том числе равновесных областей для воды, кислорода и водорода при STP. Вертикальная шкала является электродный потенциал водорода или невзаимодействующих электрода по отношению к SHE электрода, горизонтальный масштаб является рН электролита ( в противном случае невзаимодействующих). Игнорирование перенапряжения , выше верхней линии равновесие условия является газообразным кислородом, и кислорода пузыря от электрода до тех пор , пока не достигается равновесие. Кроме того, ниже нижней линии, равновесное состояние газообразный водород, и водород будет пузыриться от электрода до тех пор , пока не достигается равновесие.

Разложение чистой воды на водород и кислород при нормальной температуре и давлении не является благоприятным в термодинамических условиях.

Таким образом, стандартный потенциал воды электролизера (E ø _ячейки = Е о _катоде — Е о _аноде ) составляет -1,23 В при 25 ° С при рНе 0 ( = 1,0 М). При температуре 25 ° С с рН 7 ( = 1,0 × 10 -7 М), потенциал не изменяется на основе уравнения Нернста . Термодинамический стандартный потенциал клетки может быть получен из стандартного состояния свободных расчетов энергии , чтобы найти ΔG ° , а затем , используя уравнение: ΔG ° = -nFE ° (где Е ° является потенциал клетки). На практике , когда электрохимическая ячейка «ведомая» к завершению, применяя разумный потенциал, она кинетический контролируются. Таким образом, энергия активации, подвижности ионов (диффузия) и концентрация, сопротивление проволоки, поверхность помеха , включая образование пузырьков (вызывает площадь электрода закупорку), и энтропию, требует более приложенного потенциала , чтобы преодолеть эти факторы. Сумма увеличения потенциала , необходимого называется перенапряжением .

Примеры решения задач по электролизу

1. Написать уравнение электролиза раствора хлорида калия для нерастворимого анода.

Решение:

• KCl → K++Cl-
• электрлиз на аноде (+):2Cl—2e- = Cl₂↑
• электролиз на катоде (-):2H₂O+2e- = H₂↑+2OH-
• Суммарное ионное уравнение:2H₂O+2Cl- = H₂↑+Cl₂↑+2OH-
• Молекулярное уравнение:2KCl+2H₂O = H₂↑+Cl₂↑+2KOH

2. Написать уравнение электролиза раствора хлорида калия для медного (растворимого) анода.

Решение:

• KCl → K++Cl-
• анод(+): Cu-2e- = Cu2+
• ионы меди в процессе электролиза переходят с анода на катод (выделение чистой меди на катоде):Cu2++2e- = Cu
• Концентрация хлорида калия в растворе остается постоянной, поэтому, суммарное уравнение электролиза для растворимого анода написать нельзя.

3. Написать уравнение электролиза раствора гидроксида натрия.

Решение:

• NaOH → Na++OH-
• электролиз на аноде(+):4OH-+4e- = O₂↑+2H₂O
• электролиз на катоде(-):2H₂O+2e- = H₂↑+2OH-
• Суммарные уравнения:4H₂O+4OH- = 2H₂↑+O₂↑+4OH-+2H₂O
  2H₂O = 2H₂↑+O₂↑

4. Написать уравнение электролиза раствора хлорида цинка с угольными электродами.

Решение:

• ZnCl₂ → Zn2++2Cl-
• электролиз на аноде(+):2Cl—2e- = Cl₂↑
• катод(-):Zn2++2e- = Zn2H₂O+2e- = H₂↑+2OH-
• Суммарное уравнение электролиза написать нельзя, поскольку, неизвестно сколько электричества затрачивается на восстановление воды, а сколько — на восстновление ионов цинка.

5. Написать уравнение электролиза водного раствора нитратов меди (II) и серебра с нерастворимыми электродами.

Решение:

• Cu(NO₃)₂ → Cu2++2NO₃-AgNO₃ → Ag++NO₃—
• электролиз на аноде(+):2H₂O-4e- = O₂↑+4H+
• электролизы на катоде(-):Cu2++2e- = CuAg++e- = Ag
• Согласно положению металлов в ряду напряжений (см. выше), катионы серебра будут восстанавливаться первыми, катионы меди — в последнюю очередь.
• Ионные уравнения:
  4Ag++2H₂O = 4Ag+O₂↑+4H+
  2Cu2++2H₂O = 2Cu+O₂↑+4H+
• Молекулярные уравнения:
  4AgNO₃+2H₂O = 4Ag+O₂↑+4HNO₃
  2Cu(NO₃)₂+2H₂O = 2Cu+O₂↑+4HNO₃

Законы электролиза Фарадея

Великий физик М.Фарадей своими исследованиями позволил не только понять природу электролиза, но и производить необходимые расчеты для его осуществления. В 1832 г. появились его законы, связавшие основные параметры происходящих процессов.

Первый закон

Первый закон Фарадея гласит, что масса восстанавливающегося на аноде вещества прямо пропорциональна электрическому заряду, наведенному в электролите: m = kq = k*I*t, где q — заряд, k – коэффициент или электрохимический эквивалент вещества, I – сила тока, протекающего через электролит, t – время прохождения тока.

Второй закон

Второй закон Фарадея позволил определить коэффициент пропорциональности k. Он звучит следующим образом: электрохимический эквивалент любого вещества прямо пропорционален его молярной массе и обратно пропорционален валентности. Закон выражается в виде:

k = 1/F*A/z, где F – постоянная Фарадея, А- молярная масса вещества, z – его химическая валентность.

С учетом обоих законов можно вывести окончательную формулу для расчета массы, оседающего на электроде вещества: m = A*I*t/(n*F), где n – количество электронов, участвующих в электролизе. Обычно n соответствует заряду иона. С практической точки зрения важна связь массы вещества с подаваемым током, что позволяет контролировать процесс, изменяя его силу.

Суть понятия гидролиз

Собственно гидролиз — в переводе с древнегреческого: гидро — вода, лизис — разложение. То есть, это ход обменной реакции, в результате которой, например, ионы соли взаимодействуют с водой. Результатом данного химического процесса является образование новых малорастворимых соединений. В итоге проявляется кислая или щелочная среды раствора без выпадения осадка и проявления газа.

Нужно отметить, что механизм гидролиза с различными соединениями таких классов, как белки, жиры, сложные эфиры и углеводы, имеет свои особенности. Вот гидролиз сложных эфиров в условиях присутствия неорганической кислоты — это обратимые реакции, а в щелочной среде — необратимые. На примере солей мы сможем определить суть данного механизма действия.

Принцип

Источник электропитания постоянного тока подключен к двум электродам или два пластин ( как правило , изготовленных из металла , какого — либо инертного , такие как платина , нержавеющая сталь или иридий ) , которые помещены в воде. Водород будет появляться на катоде (где электроны входят в воду), и кислород будет появляться на аноде . Предполагая , что идеальную фарадеевскую эффективность , то количество водорода генерируется в два раза превышаю количество кислорода, и оба они пропорциональны к общему электрическому заряду , проведенному раствором. Тем не менее, во многих клетках происходят, что приводит к различным продуктам и меньше , чем идеальная фарадеевская эффективность.

Электролиз из чистой воды требует избыточной энергии в форме перенапряжения , чтобы преодолеть различные барьеры активации. Без лишней энергии электролиз чистой воды происходит очень медленно или вовсе нет. Это отчасти из — за ограниченную самостоятельную ионизацию воды . Чистая вода имеет электропроводность около одной миллионной в морской воде. Многие электролизеры могут также отсутствие необходимых электрокатализаторов . Эффективность электролиза увеличивается за счет добавления электролита (например, соли , с кислотой или основанием ) и использование электрокатализаторах .

В настоящее время электролитический процесс редко используется в промышленных применениях , так как водород , в настоящее время может быть получен более приемлемым из ископаемого топлива .