УТВЕРЖДАЮ

Начальник кафедры ФХОПГиТ

майор внутренней службы

________________М.Е. Шкитронов

«___»_____________ 2013 г.

Практическое занятие по дисциплине "химия процессов горения" для специальности 280705.65 – пожарная безопасность

СМК-УМК 4.4.2-40-2013

Тема 2.: Пожарная опасность неорганических веществ

Занятие № 2.2: Пожарная опасность процессов электролиза (2 час.)

	Должность	Фамилия/ Подпись	Дата
Разработал	Проф.каф.ФХОПГиТ , к.х.н., доц.	Коробейникова Е.Г.
Проверил	Зам. начальника каф. ФХОПГиТ, к.т.н	Кожевин Д.Ф.

1. Цели занятия

1.Учебная: обучение и закрепление методов составления уравнений процессов электролиза растворов и расплавов

2. Воспитательная: воспитывать у обучающихся ответственность за подготовку к практической деятельности; стремление к углубленному освоению материала по теме занятия; обучение методам самостоятельной работы с учебными материалами.

2. Расчет учебного времени

№	Основные вопросы	Содержание вопросов, методика проведения	Время
	ВВОДНАЯ ЧАСТЬ	Принятие доклада, проверка наличия слушателей, объявление темы занятия и основных вопросов. Тестирование, опрос.	13
	ОСНОВНАЯ ЧАСТЬ		155
	Учебные вопросы
1.	Электролиз расплавов солей	Преподаватель на доске рассматривает 1.1 Правила разрядки на катоде и аноде 1.2. Примеры заданий на электролиз расплавов солей. Далее обучающиеся самостоятельно решают подобные задания под контролем преподавателя.	30
2.	Электролиз растворов	Преподаватель на доске рассматривает 1.1 Правила разрядки на катоде и аноде при электролизе растворов. 1.2. Примеры заданий на электролиз растворов солей. 1.3. Задачи на законы Фарадея. Далее обучающиеся самостоятельно решают подобные задания под контролем преподавателя.	125
	ЗАКЛЮЧИТЕЛЬНАЯ ЧАСТЬ	Преподаватель характеризует работу курсантов на занятии, отвечает на вопросы. Курсанты записывают в тетрадь задание на самоподготовку по теме занятия. Преподаватель объявляет правила выполнения задания и срок его сдачи.	12

III. Учебно-материальное обеспечение

1. Технические средства обучения: мультимедийная система, компьютерная техника, интерактивная доска.

2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева, таблица электродных потенциалов.

IV. Методические рекомендации преподавателю

по подготовке и проведению практического занятия

ВВОДНАЯ ЧАСТЬ (3 мин.)

Преподаватель проверяет наличие слушателей (курсантов), объявляет тему, учебные цели и вопросы занятия, последовательность их отработки, ориентировочное время выполнения задания и напоминает, что к концу занятия каждый слушатель должен выполнить.

ОСНОВНАЯ ЧАСТЬ (235 мин.)

Вопрос № 1. Электролиз расплавов солей (30 мин.)

Электролиты под действием электрического тока способны разлагаться. Процессы, которые протекают при этом, обратны процессам, идущим при работе гальванического элемента, и называются электролизом.

Электролиз - это процесс превращения электрической энергии в химическую, заключающийся в протекании на электродах окислительно - восстановительной реакции при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита. Иными словами, при электролизе происходит преобразование электрической энергии в химическую.

Электрод, на котором идет реакция восстановления, подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока и называется катодом (принимает электроны). Электрод - анод подключен к положительному полюсу источника тока, на нем идет реакция окисления (отдает электроны). Перемещение электронов осуществляется по внешней цепи.

Таким образом, как и при работе гальванических элементов, в случае рассмотрения процессов электролиза мы можем применить мнемоническое правило электрохимии:

анод  окисление  отдача электронов;

катод  восстановление  присоединение электронов.

Необходимо различать электролиз расплавленных электролитов и их растворов.

Электролиз расплавов электролитов

При электролизе расплава в электролитической ванне находятся лишь ионы, составляющие данное химическое соединение. Рассмотрим электролиз расплава бромида калия. В расплаве данная соль диссоциирует на ионы К⁺  и Br^—  . Ионы калия движутся к катоду и восстанавливаются на нем до металлического калия (K⁰) , а ионы Br^— -  движутся к аноду и окисляются, при этом образуются молекулы брома (Br₂ ). Схема процесса может быть изображена следующим образом:

KBr  К⁺ +Br^—

K: К⁺ + 1е  К⁰  2

А: 2 Br^— - 2е  Br₂   1

—————————————

2 К⁺ + 2 Br^{— __электролиз} К⁰ + Br₂

или

2 КBr ^{__электролиз} К⁰ + Br₂ 

Вопрос № 2. Электролиз водных растворов (125 мин.)

При электролизе раствора электролита в электролизере находятся и молекулы воды, которые могут участвовать в процессе. Критерием, определяющим преимущество того или иного электрохимического процесса, служат величины стандартных электродных потенциалов. Из возможных катодных процессов осуществляется тот, который характеризуется наибольшим значением электродного потенциала, а из анодных - наименьшим.

Исходя из ряда стандартных электродных потенциалов металлов, на катоде пойдут следующие процессы:

1. Катионы, имеющие стандартный электродный потенциал больше, чем у водорода ( от Sb²⁺ до Аu³⁺), в водных растворах восстанавливаются на катоде. При этом протекает следующая реакция:

Cu²⁺ + 2 е^—  Cu⁰

или в общем виде Меⁿ⁺ + n е^—  Ме⁰

2. Катионы, имеющие малый стандартный электродный потенциал ( от Li⁺ до Аl³⁺) из водных растворов не восстанавливаются, на катоде идет электролиз воды по уравнению:

2 Н₂О + 2е^—  Н₂ + 2ОН^—

3. Катионы от Mn²⁺ до H⁺ восстанавливаются на катоде одновременно с молекулами воды. Например,

Мn²⁺ + 2 е^—  Мn⁰

2 Н₂О + 2е^—  Н₂ + 2ОН^—

4. Реакция выделения водорода из воды

2 Н₂О + 2е^—  Н₂ + 2ОН^—

справедлива для нейтральных и щелочных растворов, в кислых растворах на катоде восстанавливаются ионы водорода:

2 Н⁺+ 2е^—  Н₂

По возрастанию восстановительной активности анионы располагаются в следующий ряд:

F^—, NO₃^—, SO₄^2—, OH^—, Cl^—, Br^—, I^—, S^2—.

Аноды, в зависимости от вещества, из которого они изготовлены, делятся на нерастворимые (угольные, графитовые, платиновые) и растворимые ( металлические, за исключением благородных металлов).

Для решения вопроса о том, какие процессы протекают

на аноде, руководствуются следующии правилами:

1. На нерастворимом (инертном) аноде окисляются бескислородные анионы. При этом, например для анионов хлора, протекает следующая реакция:

2Cl^— - 2e^—  Cl₂

2. Если в растворе находятся кислородсодержащие анионы, то окисляется вода по уравнению:

2 Н₂О - 4е  О₂+ 4Н⁺

3. В растворах щелочей выделение кислорода связано с окислением иона гидроксила:

4 ОН^— - 4е^—  О₂+ 2Н₂О

4. Растворимый анод при электролизе окисляется и растворяется, посылая электроны во внешнюю цепь:

Ме  Меⁿ⁺  + n е^—

анод раствор внешняя цепь

Пример 1. Составьте схему электролиза расплава и водного раствора хлорида цинка с использованием угольных электродов.

1.1. Электролиз расплава.

В расплаве соль диссоциирует на ионы Zn²⁺ и Cl^—. Катионы цинка перемещаются к катоду и восстанавливаются до металлического цинка, к аноду идут ионы хлора и окисляются, при этом образуются молекулы хлора.

Схема процесса:

ZnCl₂  Zn²⁺+ 2Cl^—

К: Zn²⁺ + 2e^—  Zn⁰ 1

A: 2Cl^— - 2e^—  Cl₂ 1

————————————————

Zn²⁺ + 2Cl^{— __электролиз} Zn⁰+ Cl₂

или ZnCl₂ ^{__электролиз} Zn⁰+ Cl₂

1.2. Электролиз водного раствора.

В растворе на катоде одновременно восстанавливаются ионы цинка и молекулы воды, т.к. цинк расположен в ряду напряжений между алюминием и водородом. На аноде окисляются ионы хлора.

Схема процесса:

К: Zn²⁺ + 2e^—  Zn⁰ 1

2Н₂О + 2е^—  Н₂ + 2ОН^— 1

А: 2Cl^— - 2e^—  Cl₂ 2

———————————————————

Zn²⁺ + 2Н₂О + 4 Cl^{— __электролиз} Zn⁰ + Н₂ + 2ОН^— + 2 Cl₂

_______катод_______ __анод__

Для образования четырех ионов хлора требуется две молекулы хлорида цинка. Один ион Zn²⁺ восстанавливается до металлического цинка ( процесс на катоде), а другой образует с гидроксид-ионом, получающимся при электролизе воды, гидроксид цинка.

__________катод__________ __анод__

   

2 Zn²⁺ + 2Н₂О + 4 Cl^{—_электролиз} Zn⁰ + Н₂ + Zn²⁺ +2ОН^— + 2 Cl₂

__ Zn(ОН)₂__

ли 2ZnCl₂+ 2Н₂О ^{_электролиз} Zn⁰ + Н₂ + Zn(ОН)₂+ 2 Cl₂

Пример 2. Составьте схемы электролиза водных растворов нитрата меди и нитрата магния с использованием инертных электродов.

2.1. В растворе нитрат меди диссоциирует на ионы:

Сu(NO₃)₂  Cu²⁺ + 2NO₃^—

Ионы меди идут к катоду и восстанавливаются на нем, к аноду движутся нитрат-ионы, но в водном растворе на нем не окисляются; на аноде идет окисление воды.

Схема электролиза:

К: Cu²⁺+ 2e^—  Cu⁰ 2

А: 2 Н₂О - 4е  О₂+ 4Н⁺ 1

——————————————————

2Cu²⁺+ 2Н₂О ^{электролиз} 2Cu⁰ + О₂+ 4Н⁺

2Cu²⁺+ 4NO₃^— + 2 Н₂О ^{электролиз} 2 Cu⁰ + О₂+ 4Н⁺ + 4NO₃^—

или 2 Сu(NO₃)₂+ 2 Н₂О ^{электролиз} 2 Cu⁰ + О₂+4НNO₃

В процессе электролиза нитрат-ионы, не участвующие в окислительно-восстановительном процессе, образуют с катионами водорода, получающимися при электролизе воды, азотную кислоту.

2.2. Диссоциация нитрата магния приводит к образованию в растворе катионов магния и нитрат-анионов.

Мg(NO₃)₂ Mg²⁺+ 2NO₃^—

Ионы магния идут к катоду, но не восстанавливаются на нем, т. к. имеют малый стандартный электродный потенциал, восстанавливается вода. На аноде так же, как и в предыдущем примере, идет окисление воды.

Схема электролиза:

К: 2Н₂О + 2е^—  Н₂ + 2ОН^— 2

А: 2 Н₂О - 4е  О₂+ 4Н⁺ 1

————————————————————

4Н₂О +2Н₂О  2Н₂ + 4ОН^— +4Н⁺ + О₂

Mg²⁺+ 2NO₃^— + 6 Н₂О  2Н₂ + 4ОН^—+ Mg²⁺+ О₂+ 4Н⁺+2NO₃^—

Если в процессе участвуют две молекулы нитрата магния, то реакция сводится к уравнению:

2Mg²⁺+4NO₃^— + 6Н₂О  2Н₂ + 4ОН^—+ 2Mg²⁺+ О₂+ 4Н⁺+4NO₃^—

или 2Мg(NO₃)₂+6Н₂О ^{электролиз}2Н₂+2Mg(ОН)₂+4НNO₃+О₂

В катодном пространстве происходит накопление ионов Mg²⁺, в анодном - ионов NO₃^—. Если между катодным и анодным пространством поместить перегородку, то на катоде ионы магния и гидроксила будут соединяться с образованием гидроксида магния, а на аноде будет образовываться азотная кислота. При отсутствии перегородки ионы гидроксила и водорода, соединяясь, образуют воду:

4 Н⁺+ 4ОН^—  4Н₂О

Таким образом, процесс сводится к электролизу воды

2 Н ₂О ^{электролиз} 2Н₂ + О₂ ,

а нитрат магния не участвует в процессе электролиза.

Пример 3. Составьте схемы электролиза расплава и водного раствора гидроксида натрия с использованием угольных электродов.

При диссоциации NаОН образуются катионы Nа⁺ и анионы ОН^—

NаОН  Nа⁺ + ОН^—

3.1. В расплаве к катоду идут ионы Nа⁺ и восстанавливаются на нем, а на аноде окисляются ионы ОН^—.

Схема процесса:

К: Nа⁺ + 1е^—  Nа⁰ 4

А: 4 ОН^— - 4е^—  О₂+ 2Н₂О 1

————————————————————

4 Nа⁺ +4 ОН^— 4Nа⁰ + О₂+ 2Н₂О

или 4 NаОН ^{электролиз} 4Nа⁰ + О₂+ 2Н₂О

3.2. В растворе на катоде идет восстановление не ионов металла, а воды. Процесс на аноде аналогичен процессу в расплаве щелочи.

Схема электролиза:

К: 2Н₂О + 2е^—  Н₂ + 2ОН^— 2

А: 4 ОН^— - 4е^—  О₂+ 2Н₂О 1

———————————————————

4Н₂О + 4 ОН^—  2Н₂ + 4ОН^— + О₂+ 2Н₂О

Для образования четырех ионов ОН^— требуется четыре молекулы NаОН:

4Nа⁺ +4 ОН^— +2Н₂О ^{электролиз} 2Н₂ + 4ОН^— + 4Nа⁺ + О₂

Таким образом, на катоде вновь образуется щелочь, а процесс сводится к электролизу воды:

2 Н ₂О ^{электролиз} 2Н₂ + О₂ .

Пример.4. Составьте схему электролиза водного раствора серной кислоты с использованием инертных электродов.

При диссоциации серной кислоты в растворе образуются протоны водорода и сульфат - ионы:

Н₂SO₄  2H⁺ +SO₄^2—

К катоду идут ионы H⁺ и восстанавливаются, а к аноду движутся сульфат - ионы, но не разряжаются на нем, а идет окисление воды.

Схема процесса:

К: 2 Н⁺+ 2е^—  Н₂ 2

А: 2 Н₂О - 4е  О₂+ 4Н⁺ 1

————————————————————

2Н⁺+2 Н₂О  2Н₂ + О₂+ 4Н⁺

или 2 Н ₂О ^{электролиз} 2Н₂ + О₂.

Пример 5. Составьте схему электролиза водного раствора сульфата никеля с использованием никелевых электродов.

Диссоциация сульфата никеля:

NiSO₄ Ni²⁺+ SO₄^2—

При использовании активного (растворимого) анода идет процесс его окисления:

Ni⁰ - 2e^—  Ni²⁺

К катоду идут ионы Ni²⁺ и восстанавливаются вместе с молекулами воды. Схема электролиза:

К: Ni²⁺ + 2e^—  Ni⁰ 1

2Н₂О + 2е^—  Н₂ + 2ОН^— 1

А: Ni⁰ - 2e^—  Ni²⁺ 2

———————————————————

Ni²⁺ +2Н₂О + 2Ni⁰  Ni⁰ + Н₂ + 2ОН^— + 2 Ni²⁺

Ni²⁺ + SO₄^2—+2Н₂О + 2Ni⁰  Ni⁰ + Н₂ + 2ОН^— + 2 Ni²⁺+ SO₄^2—

или NiSO₄+2Н₂О + 2Ni⁰  Ni⁰ + Н₂ + Ni(ОН)₂ + NiSO₄

2Н₂О + 2Ni^{0 электролиз} Ni⁰ + Н₂ + Ni(ОН)₂

Никелевый анод растворяется с образованием ионов Ni²⁺, которые частично восстанавливаются на катоде с образованием металлического никеля, а частично, образуют гидроксид никеля.

Пример 6. Составьте схему электролиза водного раствора сульфата меди с использованием медных электродов.

Диссоциация сульфата меди:

CuSO₄  Cu²⁺+ SO₄^2—

К катоду идут ионы меди и восстанавливаются на нем, а медный анод окисляется с образованием ионов меди, переходящих в раствор.

К: Cu²⁺+ 2e^— Cu⁰

А: Cu⁰ - 2e^—  Cu²⁺

—————————————————————

Cu²⁺ + Cu^{0 электролиз} Cu⁰ + Cu²⁺

В результате медь переносится с анода на катод.

В промышленности электролиз используют для получения металлов и их очистки, для защиты металлических изделий от коррозии путем покрытия их тонким слоем другого металла

(гальваностегия), для получения металлических копий различных предметов (гальванопластика), для производства водорода и кислорода из воды, получения хлора, фтора, щелочей и других химических соединений.