Реакции с перенесением э лектронов. Электролиз

1. Реакции с перенесением электронов. Электролиз

2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ: Степень окисления – это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов.

3. Степень окисления бывает: «+», «-», «0». I. Степень окисления «0» - ноль: 1. Простые вещества: Н2, Са, О2, К… 2. Сложные в-ва (в сумме): Са+2О-2 (+2 – 2 =0)

4. Табл. 1:Степени окисления элементов в соединениях: I – группа: С.О. +1 Na+1Cl, K+1Cl… II - группа: С.О. +2 Сa+2Cl2… III - группа: С.О. +2 Al+3Cl3… Кислород: С.О. -2 Na+12О-2, Сa+2О-2. Водород: С.О. +1, с металлами -1. F (фтор)С.О. -1, Cl (хлор)С.О -1 почти всегда.

5. Схема восстановления перманганат-иона (MnO4-) в различных средах 2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4→2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+3H2O 2KMnO4+3Na2SO3+H2O→2MnO2+3Na2SO4+2KOH 2KMnO4+Na2SO3+2KOH→2K2MnO4+Na2SO4+H2O MnO4- OH- H+ H2O MnO42- Mn2+ MnO2↓

6. А. Метод электронного баланса. Записывают уравнение в ионной форме: КмnO4 + KNO2 + H2SO4 = Перманганат калия содержит Mn+7, он может быть только окислителем . Нитрит калия содержитN+3, это промежуточный степень окисления и в этом случае, еслиMn+7 – окислитель, тоN+3 может быть только восстановителем. Восстановление Mn+7 в кислоц среде может проходить до Mn+2, а окиснение NO2-до NO3-. Запишем продукты реакции: Mn+7 +5 е = Mn+2 5 2 окислитель; восстановление 10 N+3 -2 е = N+52 5 восстановитель; окиснение. Коэфициенты возле окислителя 2, возле восстановителя – 5: 2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5KNO3 + 3H2O

7. 1. Для связывания атомов кислорода кислородвместимых ионов (молекул) используют: • в кислой среде: ионы Н+: • MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O • в нейтральной и щелочной среде: молекулы воды: • CrO42- + 4H2O + 3e = Cr3+ + 8OH- • 2. Для увеличения атома кислорода используют: • в кислой и нейтральной среде: молекулы воды: • AsO33- + H2O – 2e = AsO43- + 2H+ • в щелочной среде: гидроксид-ионы ОН-: • H2PO2- +6OH- -4e = PO43- + 4H2O • Для увеличпения количества атомов водорода используют: • в кислой среде: ионы Н+: • NO3- + 9H+ + 8e = NH3 + 3H2O • в нейтральной и щелочной среде: молекулы воды: • NO2- + 5H2O + 6e = NH3 + 7OH- • 4. Для связывания атомов водорода используют: • в нейтральной и щелочной среде: гидроксид-ионы ОН-: • AsH3 + 9OH- -6e = AsO33- + 6H2O • в кисломй среде: такой процесс проходит без участия сторонних ионов: • N2H4 – 4e = N2 + 4H+

8. 5 2 10 2 5 + Сокрощаем Н2О и Н+ в левой и правой части

9. Гальванический элемент Уравнение Нернста

12. Электрохимический ряд металлов

13. Электролиз расплавов электролитов Схема электролиза расплава NaCl: NaCl→Na+ + Cl- на аноде: 2Cl- - 2e = Cl2 на катоде: 2Na+ + 2e = 2Na 2Na+ + 2Cl- → 2Na +Cl2 2NaCl →2Na + Cl2

14. Терминология Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, которое возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

16. Примеры электролиза расплавов:

17. Примеры электролиза растворов солей:

18. Электролиз воды

19. ТЕХНИЧЕСКОЕ ПРИМЕНЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА Электролиз нашел широкое применение в технике, например в металлургии, химической промышленности и т. д.

20. 1. Покрытие металлов слоем другого металла при помощи электролиза (гальваностегия).

21. 2. Получение копий с предметов при помощи электролиза (гальванопластика).3. Рафинирование (очистка) металлов.

22. Схематическое изображение электрохимической ячейки для исследования электролиза

23. Схема электролиза расплава NaCl

27. Электролиз CuCl2

28. Электролиз расстворов электролитов Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb Cu Ag Hg Pt Au Процессы на катоде I II III

29. Процессы на аноде