Что такое электролиз в химии?

Электролизом называется химический процесс, происходящий при пропускании электрического тока через раствор электролита или через расплавленный электролит. При прохождении электрического тона через раствор электролита находящиеся в растворе положительные ионы направляются к катоду, а отрицательные — к аноду и здесь разряжаются. Образовавшиеся нейтральные атомы и группы атомов или выделяются из раствора, или вступают во взаимодействие между собой, образуя так называемые вторичные продукты электролиза.

Электролиз что это

При рассмотрении механизма электролиза нельзя упускать из виду, что, кроме ионов электролита, во всяком водном растворе имеются еще ионы Н^• и ОН’ из воды. Эти ионы перемещаются в электрическом поле так же, как и ионы электролита: водородные ионы — к катоду, а гидроксильные — к аноду. Таким образом, у катода одновременно могут разрядиться два иона: положительный ион электролита (обычно ион металла) и ион водорода из воды.

Какой из них разрядится, — это прежде всего зависит от их относительного положения в ряду напряжений, а также от концентрации ионов и в некоторых случаях от материала электрода, у которого происходит разряд. В общем, чем легче металл отдает свои электроны, чем больше его отрицательный потенциал (по абсолютной величине), тем труднее разряжаются его ионы. Отсюда следует, что при прочих равных условиях легче всего должны разряжаться ионы золота и ионы других малоактивных металлов, труднее всего ионы металлов, стоящих в начале ряда напряжений. Так как ион любого металла, стоящего справа от водорода, легче разрядить, чем ион водорода, то при электролизе солей меди, ртути и др. на катоде выделяются соответствующие металлы.

Ионы металлов, стоящих в ряду напряжений слева от водорода, разряжаются труднее, чем ионы водорода, и тем труднее, чем они дальше отстоят от него. Поэтому при электролизе солей наиболеe aктивных металлов: натрия, калия и кальция, а также магния и алюминия, когда разница между электродными потенциалами металла и водорода очень велика, разряжаются почти исключительно ионы водорода и у катода выделяется газообразный водород. По мере разряда водородных ионов диссоциируют все новые и новые количества молекул воды, вследствие чего у катода накапливаются гидроксильные ионы и раствор становится щелочным.

Иная картина получается при электролизе солей менее активных металлов, стоящих левее водорода, как, например, цинка, железа, никеля и др. Хотя теоретически и здесь должны были бы в первую очередь разряжаться водородные ионы, однако практически у катода происходит выделение металлов. Это кажущееся противоречие объясняется ничтожной концентрацией ионов водорода (сравнительно с концентрацией ионов металла) и особым влиянием вещества электродов, сильно затрудняющим разряд водородных ионов .

Посмотрим теперь, что происходит у анода. К аноду передвигаются отрицательные ионы электролита и гидроксильные ионы воды. Если отрицательные ионы не содержат кислорода, как, например, ионы Cl’, Br’, S», то разряжаются именно эти ионы, а не гидроксильные, которые теряют свой заряд значительно труднее, и у анода происходит выделение хлора, брома, серы. Если же отрицательные ионы содержат кислород (ионы SO₄«, NO₃‘ и др.), то на аноде выделяется газообразный кислород. В этих случаях, повидимому, гидроксильные ионы воды разряжаются легче, чем ионы кислотных остатков.

При разряде гидроксильных ионов образуются электронейтральные группы ОН, которые не могут существовать в свободном состоянии и сейчас же превращаются в молекулы воды и кислорода:

4OН’ — 4е = 2Н₂O + O₂

Таким образом, причиной выделения кислорода является разряд гидроксильных ионов. По мере разряда последних диссоциируют новые молекулы воды и у анода происходит накопление водородных ионов.

Рассмотрим несколько типичных случаев электролиза.

1. Электролиз р а с т в о р а СuCl₂.Раствор содержит ионы Сu^••и Cl’и незначительное количество Н^•и ОН’ ионов из

воды. При пропускании тока ионы меди перемещаются к катоду, а ионы хлора — к аноду. Принимая от катода по два электрона, ионы Сu^•• превращаются в нейтральные атомы, выделяющиеся из раствора. Катод постепенно покрывается медью. В то же время ионы Cl’, достигая анода, отдают ему электроны и превращаются в атомы хлора, которые, соединяясь попарно, образуют молекулы Сl₂. У анода выделяется хлор.

Схема электролиза раствора CuCl₂

У катода происходит процесс восстановления, у анода — процесс окисления.

2. Электролиз раствора K₂SO₄.Раствор содержит ионы К^• и SO₄», а также водородные и гидроксильные ионы воды. Так как ионы калия разряжаются труднее, чем ионы водорода, а ионы SO₄» труднее, чем ионы ОН’, то при пропускании тока у катода разряжаются ионы водорода и выделяется водород, а у анода — ионы гидроксила и выделяется кислород.

Схема электролиза раствора K₂SO4

Таким образом, при электролизе раствора K₂SO₄не разряжается ни один из ионов растворенного электролита, а происходит лишь разложение воды. В то же время, вследствие разряда водородных и гидроксильных ионов воды и непрерывного перемещения ионов К^• к катоду, а ионов SO₄«к аноду, у катода образуется раствор щелочи (КОН), а у анода раствор кислоты (H₂SO₄).

Для разложения электролита нужна некоторая определенная минимальная величина напряжения, называемая потенциалом разложения данного электролита. Так, например, если опустить в раствор хлорной меди CuCI₂два платиновых электрода и приложить к ним разность потенциалов 0,8 вольта, то вначале ток проходит через раствор, но затем быстро ослабевает и, наконец, совсем прекращается. Причиной прекращения тока является накопление на одном электроде меди, а на другом хлора (адсорбированного платиной), вследствие чего возникает новый элемент, состоящий из меди и хлора в растворе их ионов и дающий ток обратного направления. Указанное явление носит Название поляризации электродов, а электродвижущая сила образовавшегося таким образом элемента называется электродвижущей силой поляризации. Величина ее для молярного раствора СuСl₂ легко находится по таблице нормальных потенциалов путем вычитания из потенциала хлора потенциала меди; 1,36 — 0,34 = 1,02 вольта.

Понятно, что для поддержания электролиза нужно приложить извне к электродам разность потенциалов не меньшую, а даже несколько большую, чем 1,02 вольта, чтобы преодолеть электродвижущую силу поляризации. Эта величина и является потенциалом разложения электролита. Из предыдущего видно, что для ее нахождения нужно из потенциала вещества, выделяющегося у анода, вычесть потенциал вещества, выделяющегося у катода. Таким образом, потенциал разложения СuСl₂ в молярном растворе равняется 1,02 вольта, потенциал разложения ZnCl₂ при тех же условиях будет равняться 1,36— (—0,763) = 2,123 вольта и т. д. Потенциалы разложения кислородных кислот и щелочей в нормальных растворах почти одинаковы (около 1,67 вольта), так как во всех случаях разряжаются одни и те же ионы.

Если в растворе одновременно присутствуют различные катионы и анионы, то электролиз наступает тогда, когда напряжение будет достаточно велико, чтобы разрядить один из имеющихся видов катионов и анионов. Поэтому электролизом часто пользуются при анализе для отделения одного металла от другого. Например, из раствора, содержащего СuСl₂ и ZnCl₂, при напряжении, допустим, 1,2 вольта будет выделяться только медь, но не цинк, так как потенциал разложения ZnCl₂ значительно выше 1,2 вольта.

В приведенных выше примерах электролиза предполагалось, что электроды сделаны из инертного материала, например из угля. При употреблении таких электродов ионы разряжаются как у катода, так и у анода. Иначе протекает процесс, если анод состоит из какого-нибудь металла. В этом случае разряд ионов происходит только у катода; у анода же, наоборот, ионы металла переходят в раствор.

Так, например, если подвергать электролизу раствор сернокислого никеля NiSО₄, взяв в качестве анода пластинку металлического никеля, то на катоде, как обычно, выделяется никель, у анода же гидроксильные ионы не разряжаются и никакого выделения кислорода не происходит, но зато никель постепенно растворяется. Растворение никеля можно объяснить присущей всякому металлу способностью посылать в раствор свои ионы. При обычных условиях, когда металл погружен в воду (или в раствор), переход его ионов в раствор быстро, прекращается вследствие появления, на металле отрицательного заряда. В данном же случае благодаря работе источника тока свободные электроны непрерывно «откачиваются» из никелевой пластинки, поэтому ничто не препятствует переходу все новых и новых ионов никеля в раствор.

Схема электролиза раствора NiSO₄ (при никелевом аноде)

Следовательно, электролиз никелевой соли при никелевом аноде сводится к выделению никеля на катоде и постепенному растворению анода. В то же время количество никелевой соли в растворе остается неизменным.

Применение растворимых анодов широко используется для покрытия одних металлов другими гальваническим путем. Тот предмет, который хотят покрыть каким-нибудь металлом, например серебром, погружают в раствор серебряной соли, где он служит катодом. В качестве анода берут кусок металлического серебра. Затем пропускают ток до тех пор, пока на поверхности предмета не отложится слой серебра достаточной толщины.

На растворении анодов основаны также электролитические способы очистки некоторых металлов .

Одним из важных технических применений электролиза является гальванопластика — способ получения точных металлических копий с рельефных, предметов путем осаждения на их поверхности электролитическим путем более или менее толстого слоя металла. Этот способ был открыт русским академиком Б. С. Якоби (1801 —1874) в 30-х годах прошлого столетия. «Гальванопластика принадлежит исключительно России, — писал о своем открытии Якоби, — здесь она получила свое начало и образование». Первым практически важным применением гальванопластики в России было изготовление точных клише для печатания различных государственных бумаг, в том числе денежных знаков.

Электролизу можно подвергать не только водные растворы электролитов, но и многие вещества в расплавленном состоянии. Плавление, так же как и растворение, разрушая кристаллическую решетку вещества, делает подвижными ионы, которые до этого были связаны в твердом кристалле, и дает им возможность перемещаться в электрическом поле. Электролизом расплавленной окиси алюминия получают один из важнейших металлов современной техники — алюминий. Почти все легко окисляющиеся металлы, как натрий, калий, кальций и др., тоже получаются путем электролиза их расплавленных солей или оснований.

Вы читаете, статья на тему Электролиз

Содержаниескрыть 1Электролизер 1.1Электролиз расплава NaCl 1.2Электролиз водного раствора NaCl 2Процесс на катоде 3Процесс на аноде 4Электролиз солей — количественные аспекты 4.11 закон Фарадея 4.22 закон Фарадея

Самопроизвольные окислительно-восстановительные реакции дают возможность создания гальванических элементов, в которых вырабатывается электрическая энергия. Если же реакция несамопроизвольна, то ее осуществление возможно при помощи электрической энергии. Подобные процессы осуществляют в электролизерах и называются они реакциями электролиза (электролиз солей).

Электролизер

Как видно на рисунке ниже, электролизер состоит из двух электродов, погруженных в расплав или водный раствор соли. Источник электрического тока передает электроны в один из электродов и удаляет их с другого электрода. При отдаче электронов электрод заряжается положительно, а при получении электронов – отрицательно.

Электролиз расплава NaCl

При электролизе расплава NaCl на отрицательном электроде (катоде) происходит присоединение электронов ионом натрия Na⁺ и его восстановление. При этом вблизи электрода концентрация ионов Na⁺ уменьшается и, вследствие этого, к электроду перемещается дополнительное количество ионов Na⁺.

Аналогично происходит миграция ионов Cl^— к положительному электроду, где в результате отдачи электронов протекает процесс окисления. Таким образом, на электродах идет накопление продуктов окисления и восстановления.

Как и в гальваническом элементе, процесс восстановления протекает на катоде, а процесс окисления – на аноде.

При электролизе расплава NaCl протекают следующие реакции:

Анод	2Cl— -2e— → Cl2
Катод	2Na++ 2e—→ 2Na
	2Na+ + 2Cl— → 2Na + Cl2

В промышленности таким образом получают натрий, используя электролизер Даунса, представленный на рисунке ниже.

Сложнее протекает электролиз водных растворов электролитов.

Электролиз водного раствора NaCl

Так, например, при электролизе водного раствора хлорида натрия, происходят иные процессы, нежели при электролизе его расплава. На катоде происходит восстановление воды, а не натрия; на аноде происходит окисление хлорид-ионов:

Анод	2Cl— -2e— → Cl2
Катод	2H2O + 2e—→ H2 +2OH—
	2H2O + 2Cl— → H2 + Cl2

Таким образом, получить натрий путем электролиза водного раствора его соли не удастся: на катоде выделяется водород, а на аноде хлор.

При электролизе водных растворов солей окислительно-восстановительные процессы, протекающие на катоде и аноде зависят от природы катионов металлов и характера аниона соли.

Процесс на катоде

Предсказать результат восстановительного процесса на катоде можно с помощью таблицы стандартных электродных потенциалов металлов:

• Катионы металлов, имеющие большую величину стандартного потенциала и расположенные в ряду после водорода полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металлов: Cu²⁺, Hg₂²⁺, Ag⁺, Hg²⁺, Pt²⁺ до Pt⁴⁺
• Катионы металлов, имеющие малую величину стандартного потенциала не восстанавливаются на катоде, вместо этого происходит восстановление воды: от Li⁺, Na⁺ … до Al³⁺ включительно.
• Катионы металлов, имеющие среднюю величину стандартного потенциала будут восстанавливаться на катоде вместе с молекулами воды: от Mn²⁺, Zn²⁺ … до H

Если имеется смесь катионов, то легче всего на катоде будут восстанавливаться катионы металла с наиболее положительным потенциалом, например, из смеси Cu²⁺, Ag⁺, Zn²⁺ сначала восстановится Ag⁺ (E = +0,79 В), затем Cu²⁺ (E = +0,337 В) и только потом Zn²⁺ (E = +0,76 В).

Процесс на аноде

Какие процессы будут протекать на аноде зависит от материала анода и самого электролита. Нерастворимые аноды в процессе электролиза не окисляются, тогда как растворимые аноды разрушаются и в виде ионов переходят в раствор.

Рассмотрим процессы, происходящие на инертном (нерастворимом) аноде:

• При электролизебескислородных кислот и их солей (исключение HF и фториды) на аноде окисляются их анионы.

2Cl^— -2e^— = Cl₂

• При электролизекислородсодержащих кислот и их солей c максимальной степенью окисления на аноде происходит окисление воды, в связи с тем, что потенциал окисления воды меньше, чем для таких анионов.

2H₂O -4e^— = O₂ + 4H⁺

• При электролизе кислородсодержащих кислот и их солей c промежуточной степенью окисления на аноде происходит окисление анионов кислот

SO₃^2- + H₂O -2e^— = SO₄^2- + 2H⁺

В таблице ниже представлены наиболее типичные случаи электролиза с химической точки зрения

Водный раствор соли малоактивного металла ибескислородной кислоты с инертным анодом	CuBr2 + H2O = Cu + Br2 + H2O K: Cu2+ + 2e— = Cu A: 2Br— -2e— = Br2
Водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты с инертным анодом	K2SO4 + 2H2O = K2SO4 + 2H2 + O2 K: 2H2O +2e— = H2 + 2OH— A: 2H2O -4e— = O2 + 4H+ Т.е. происходит разложение воды
Водный раствор соли активного металла и бескислородной кислоты с инертным анодом	KI + H2O = 2KOH + H2 + I2 K: 2H2O +2e— = H2 + 2OH— A: 2I— -2e— = I2
Водный раствор соли малоактивного металла с анодом из того же металла	CuSO4  K: Cu2+ + 2e— = Cu A: Cu — 2e— = Cu2+

 

Электролиз солей — количественные аспекты

Связь между количеством вещества, выделившегося при электролизе соли и количеством прошедшего через него электричества отражена в законах Фарадея.

1 закон Фарадея

Массы веществ (m), выделившихся на катоде или аноде (или образовавшиеся в катодном и анодном пространстве), пропорциональны количеству прошедшего через раствор или расплав электричества (Q):

m=kQ

где k – коэффициент пропорциональности или электрохимический эквивалент, численно равный массе вещества, которое выделяется при прохождении 1 кулона электричества.

2 закон Фарадея

Равные количества электричества в процессе электролиза выделяют эквивалентные количества различных веществ.

Т.е. чтобы выделился один химический эквивалент любого соединения необходимо приложить одинаковое количество электричества, которое равно 96484,56 Кл/моль. Это величина называется постоянной Фарадея.

m = ЭIt/F = ЭIt/96484,56, где

m – масса вещества,

Э – электрохимический эквивалент,

I – сила тока,

t – время электролиза.

Законы Фарадея имеют большое значение при проведении расчетов, связанных с электролизом.

Задачи с решениями на составление уравнений электродных реакций, протекающих при электролизе, а также на применение законов Фарадея приведены в разделе Задачи к разделу Электролиз солей

Электролиз и гидролиз солей

Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Электролиз расплавов солей

Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, магния, кальция и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз расплава солей или оксидов:

Электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде K(-): Сu²⁺ + 2e = Cu – катодное восстановление

на аноде A(+): 2Cl^– – 2e = Cl₂ – анодное окисление

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением:

Cu²⁺ + 2 Cl^– = Cu + Cl₂

При электролизе щелочей и солей оксокислот на аноде выделяется кислород:

4OH^– – 4e = 2H₂O + O₂

2SO₄^2– – 4e = 2SO₃ + O₂

Электролиз растворов

Совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.

На катоде «-» источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем».

На аноде «+» происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем».

При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и два восстановительных процесса:на аноде – окисление анионов и гидроксид-ионов,на катоде – восстановление катионов и ионов водорода.

При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются:на аноде – окисление анионов и гидроксид-ионов, анодное растворение металла – материала анода;на катоде – восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода.

При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для выбора наиболее вероятного процесса на аноде и катоде при электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила:

а) при электролизе растворов, содержащих в своем составе анионы SO₄^2-, NО^–₃, РО₄^3-, а также растворов щелочей на аноде окисляется вода и выделяется кислород;

А⁺ 2H₂O – 4e^– = 4H⁺ + O₂

б) при окислении анионов Сl^–, Вr^–, I^– выделяются соответственно хлор, бром, иод;

А⁺ Cl^– +e^– = Cl

а) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl³⁺, на катоде восстанавливается вода и выделяется водород;

К^– 2H₂O + 2e^– = H₂ + 2OH^–

б) если ион металла расположен в ряду напряжений правее водорода, то на катоде выделяется металл.

К^– Meⁿ⁺ + ne^– = Me

в) при электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений между Al⁺ и Н⁺ , на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.

Диссоциация нитрата серебра:

АgNО₃ = Аg⁺ + NO₃^–

При электролизе водного раствора АgNО₃ на катоде происходит восстановление ионов Аg⁺, а на аноде — окисление молекул воды:

Катод: Аg⁺ + е = А g

Анод: 2Н₂О – 4е = 4Н⁺ + О₂

Суммарное уравнение:______________________________________________

4AgNО₃ + 2Н₂О = 4Ag + 4НNО₃ + О₂

Составьте схемы электролиза водных растворов: а) сульфата меди; б) хлорида магния; в) сульфата калия.

Во всех случаях электролиз проводится с использованием угольных электродов.

Диссоциация хлорида меди:

CuCl₂ ↔ Сu²⁺ + 2Cl^–

В растворе находятся ионы Си²⁺ и 2Сl^–, которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:

Катод^– Cu²⁺ + 2e = Cu

Анод⁺ 2Cl^– – 2e = Cl₂

_______________________________

CuCl₂ = Cu + Cl₂

На катоде выделяется металлическая медь, на аноде – газообразный хлор.

Если в рассмотренном примере электролиза раствора CuCl₂ в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl и выделения хлора протекает окисление анода (меди).

В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu²⁺ он переходит в раствор.

Электролиз CuCl₂ с растворимым анодом можно записать так:

Электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений.

Диссоциация хлорида магния в водном растворе:

MgCl₂ ↔ Mg²⁺+2Сl^–

Ионы магния не могут восстанавливаться в водном растворе (идет восстановление воды), хлорид-ионы — окисляются.

Схема электролиза:

В растворе сульфат меди диссоциирует на ионы:

СuSО₄  = Сu²⁺ + SO₄^2-

Ионы меди могут восстанавливаться на катоде в водном растворе.

Сульфат-ионы в водном растворе не окисляются, поэтому на аноде будет протекать окисление воды.

Схема электролиза:

Электролиз водного раствора соли активного металла и кислородсодержащей кислоты (К₂SО₄) на инертных электродах

К₂SО₄  = 2К⁺ + SO₄^2-

Ионы калия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах в водном растворе, следовательно, на катоде будет протекать восстановление, а на аноде – окисление воды.

Схема электролиза:

или, учитывая, что 4Н⁺ + 4ОН^– = 4Н₂О (осуществляется при перемешивании),

H₂O 2H₂ + O₂

Если пропускать электрический ток через водный раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты, то ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются.

На катоде выделяется водород, а на аноде – кислород, и электролиз сводится к электролитическому разложению воды.

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита – воды):

Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита может быть установлена на основании обобщенного закона Фарадея:

где m – масса образовавшегося при электролизе вещества (г);

Э – эквивалентная масса вещества (г/моль);

М – молярная масса вещества (г/моль);

n – количество отдаваемых или принимаемых электронов;

I – сила тока (А); t – продолжительность процесса (с);

F – константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96 500 Кл/моль = 26,8 Ач/моль).

Гидролиз неорганических соединений

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe²⁺ + 2Cl^– + H⁺ + OH^– → FeOH⁺ + 2Cl^– + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H⁺ и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH → KHSiO₃ + KОН

2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^– → НSiO₃^– + 2K⁺ + ОН^–

рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃, Al₂S₃) гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и силиного основания

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания: (CH₃COONa, KCN, Na₂CO₃).

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия.

или CH₃COO^– + Na⁺ + H₂O ↔ CH₃COOH + Na⁺ + OH^–

CH₃COO^– + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^–

Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H⁺, и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье.

В растворе накапливаются ионы OH^– ( pH >7)

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато.

Например, гидролиз карбоната: Na₂CO₃

I ступень: CO₃^2– + H₂O ↔ HCO₃^– + OH^–

II ступень: HCO₃^– + H₂O ↔ H₂CO₃ + OH^–

Na₂CO₃ + Н₂О = NaHCO₃ + NaOH

( pH >7)

Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей.

Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO₃^–), чем на второй (H₂CO₃)

Пример 2 . Гидролиз ортофосфата рубидия.

1. Определяем тип гидролиза:

Rb₃PO₄ ↔ 3Rb⁺ + PO₄^3–

Рубидий – щелочной металл, его гидроксид – сильное основание, фосфорная кислота, особенно по своей третьей стадии диссоциации, отвечающей образованию фосфатов, – слабая кислота.

Идет гидролиз по аниону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

PO^3-₄+ H–OH ↔ HPO^2-₄ + OH^–.

Продукты – гидрофосфат- и гидроксид-ионы, среда – щелочная.

3. Составляем молекулярное уравнение:

Rb₃PO₄ + H₂O ↔ Rb₂HPO₄ + RbOH.

Получили кислую соль – гидрофосфат рубидия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания: NH₄NO₃, AlCl₃, Fe₂(SO₄)₃.

Пример 1. Гидролиз нитрата аммония.

NH₄⁺ + NO₃^– + H₂O ↔ NH₄OH + NO₃^– + H⁺

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺

(pH<7) </p>

В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:

I ступень : Cu²⁺ + HOH ↔ CuOH⁺ + H⁺

II ступень : CuOH⁺ + HOH ↔ Cu(OH)₂ + H⁺

СuСl₂ + Н₂О = CuOHCl + HCl

( pH <7)</p>

При этом концентрация ионов водорода и pH среды в растворе также определяются главным образом первой ступенью гидролиза.

Пример 2. Гидролиз сульфата меди(II)

1. Определяем тип гидролиза. На этом этапе необходимо написать уравнение диссоциации соли:

CuSO₄ ↔ Cu²⁺ + SO^2-₄.

Соль образована катионом слабого основания (подчеркиваем) и анионом сильной кислоты. Идет гидролиз по катиону.

2. Пишем ионное уравнение гидролиза, определяем среду:

Cu²⁺ + H-OH ↔ CuOH⁺ + H⁺.

Образуется катион гидроксомеди(II) и ион водорода, среда – кислая.

3. Составляем молекулярное уравнение.

Надо учитывать, что составление такого уравнения есть некоторая формальная задача. Из положительных и отрицательных частиц, находящихся в растворе, мы составляем нейтральные частицы, существующие только на бумаге. В данном случае мы можем составить формулу (CuOH)₂SO₄, но для этого наше ионное уравнение мы должны мысленно умножить на два.

Получаем:

2CuSO₄ + 2H₂O ↔ (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

Обращаем внимание, что продукт реакции относится к группе основных солей. Названия основных солей, как и названия средних, следует составлять из названий аниона и катиона, в данном случае соль назовем «сульфат гидроксомеди(II)».

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли слабой кислоты и слабого основания

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Пример 1. Гидролиз ацетата аммония.

CH₃COO^– + NH₄⁺ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.

Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, например, в виде осадка или газообразного вещества, то гидролиз протекает до конца.

Пример 2. Гидролиз сульфида алюминия.

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OН)₃ + 3H₂S

2А l³⁺ + 3 S^2- + 6Н₂О = 2Аl(OН)₃(осадок) + ЗН₂S (газ)

Пример 3. Гидролиз ацетата алюминия

1. Определяем тип гидролиза:

Al(CH₃COO)₃ = Al³⁺ + 3CH₃COO^–.

Соль образована катионом слабого основания и анионами слабой кислоты.

2. Пишем ионные уравнения гидролиза, определяем среду:

Al³⁺ + H–OH ↔ AlOH²⁺ + H⁺,

CH₃COO^– + H–OH ↔ CH₃COOH + OH^–.

Учитывая, что гидроксид алюминия очень слабое основание, предположим, что гидролиз по катиону будет протекать в большей степени, чем по аниону. Следовательно, в растворе будет избыток ионов водорода, и среда будет кислая.

Не стоит пытаться составлять здесь суммарное уравнение реакции. Обе реакции обратимы, никак друг с другом не связаны, и такое суммирование бессмысленно.

3 . Составляем молекулярное уравнение:

Al(CH₃COO)₃ + H₂O = AlOH(CH₃COO)₂ + CH₃COOH.

Это тоже формальное упражнение, для тренировки в составлении формул солей и их номенклатуре. Полученную соль назовем ацетат гидроксоалюминия.

Алгоритм написания уравнений реакций гидролиза соли сильной кислоты и сильного основания

4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H₂O.

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор.

Электролиз – это ещё один способ получения чистых металлов и неметаллов. Кроме того, электролиз можно провести и в домашних условиях. Нужен источник тока, два электрода (какие электроды бывают и какой в каком случае брать – рассказано дальше) и, конечно, электролит. Электролит – это раствор, который проводит электрический ток.

Различают электролиз растворов и электролиз расплавов. Оба эти процесса существенно отличаются друг от друга. Отличие – в наличии растворителя. При электролизе растворов кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. При электролизе расплавов – только ионы самого вещества.

Для того, чтобы получить нужный продукт (газ, металл или неметалл), нужно правильно выбрать электрод и раствор электролита. Электродами могут служить любые материалы, проводящие электрический ток. В основном применяют металлы и сплавы, из неметаллов электродами могут служить, например, графитовые стержни (или углерод). Реже в качестве электрода используют жидкости. Электрод, заряженный положительно – анод. Электрод, заряженный отрицательно – катод. При электролизе происходит окисление анода (он растворяется) и восстановление катода. Именно поэтому анод следует брать таким, чтобы его растворение не повлияло на химический процесс, протекающий в растворе или расплаве. Такой анод называют инертным электродом. В качестве инертного анода можно взять графит (углерод) или платину. В качестве катода можно взять металлическую пластину (она не будет растворяться). Подойдёт медь, латунь, углерод (или графит), цинк, железо, алюминий, нержавейка.

В домашних условиях, из тех веществ, что имеются практически у каждого, можно без труда получить, например, кислород, водород, хлор, медь, серу, а также слабую кислоту или щёлочь! Но будьте осторожны с хлором – этот газ ядовит!

Первый опыт проведём с целью получения водорода и кислорода.

Сделайте электролит из раствора пищевой соды (можно взять кальцинированную соду), опустите туда электроды и включите источник питания. Как только ток пойдёт через раствор, сразу станут заметны пузырьки газа, которые образуются у электродов: у “+” будет выделяться кислород, у “-” водород. Именно такое распределение газов происходит из-за того, что возле анода “+” происходит скопление отрицательных ионов OH^–, и восстановление кислорода, а возле катода “-” скапливаются ионы щелочного металла, которые содержатся в кальцинированной соде (Na₂CO₃), имеющие положительный заряд (Na⁺) и одновременно происходит восстановление водорода. Восстановлении ионов натрия до чистого металла Na не происходит, так как металл натрий стоит в ряду напряжений металлов левее водорода

Li H2

В следующем опыте по электролизу будем получать чистую медь (Cu).

Для этого нам потребуется раствор медного купороса CuSO₄, который содержит растворённую медь. Медь стоит в ряду напряжений металлов после водорода, поэтому она и будет выделятся на электроде. Приготовьте раствор медного купороса, опустите в него электроды и включите источник питания. Как и в предыдущем опыте с раствором кальцинированной соды, на адоде “+” будет восстанавливаться кислород. В то же время катод “-” будет покрываться тёмно-красным слоем меди, которая восстанавливается из раствора до чистого металла.

Мы провели 2 опыта по электролизу растворов и можем подвести результат: При пропускании тока через раствор на положительном электроде – аноде – восстанавливаются отрицательно заряженные ионы (в нашем случае – кислород). Отрицательно заряженные ионы ещё называют анионами. На отрицательном электроде – катоде – восстанавливаются положительные ионы (в нашем случае это водород и медь). Положительные ионы называют катионами. Катионами обычно выступают все металлы и водород. Но в некоторых химических соединениях катионами являются газы и неметаллы. Это зависит от степени окисления элемента в химическом соединении.

Проведём ещё один опыт по электролизу. На этот раз мы будем пропускать ток через раствор поваренной соли (NaCl).

Но должен заранее предупредить, этот электролиз нужно проводить в хорошо проветриваемой комнате, так как выделяемый из раствора чистый газ – хлор (Cl₂) очень токсичен. Если хотите собрать этот газ (иди какой-нибудь другой), то можно воспользоваться предложенной ниже схемой:

Электролиз раствора поваренной соли. Схема сбора газа

Итак, начнём. Приготовьте раствор поваренной соли (NaCl). К положительному полюсу источника питания подключите инертный электрод (например – графитовый стержень), к отрицательному – подойдёт любой материал, проводящий ток. Опустите в него электроды и включите источник питания. Через несколько секунд уже можно почувствовать неприятный запах хлорки (это хлор!). Не переусердствуйте с запахом! Хлор выделяется в виде мелких пузырьков у анода (“+”). Чем дольше будет длиться процесс электролиза, тем больше концентрация хлора будет возле электролита. Если вы собираете хлор в пробирку или банку (хлор тяжелее воздуха, он будет находится на дне), не пробуйте “нюхать”его в банке – можно сильно отравится! (Статья о хлоре). На аноде выделяется чистый газ хлор. При этом на катоде из раствора восстанавливается чистый водород (H₂) и восстанавливаться натрий, который будет тут же вступать в реакцию с водой, образуя натриевую щёлочь.

Электролиз расплавов

При электролизе расплавов в процессе участвуют только ионы вещества, которое подвергается электролизу. Например, если подвергнуть электролизу расплав поваренной соли (NaCl), то на аноде будет выделяться тот же газ – хлор, а вот на катоде вместо водорода будет восстанавливаться чистый металл – натрий (Na). Именно таком способом в промышленности получают металлический натрий и другие щелочные и щелочноземельные металлы. Таким же образом получают другие щелочные металлы (калий (K), литий (Li), кальций (Ca)), проводя ток через расплавы их солей.