План урока:

Гидролиз

Электролиз

Виды электродов

Значение электролиза

Гидролиз

Гидролиз – процесс распада молекул под действием молекул воды. Гидролизу подвергаются соли. Во время этого процесса образуются исходные вещества – кислота и основание. Если исходные компоненты растворимы в воде, процесс гидролиза обратим и продукты зафиксировать сложно, поэтому, гидролиз возможен только для тех солей, один из исходных компонентов которой – слабое соединение. В этом случае образуется продукт – осадок, газ или вода, выпадающий из общей реакции.

Процесс диссоциации хлорида натрия

Кроме гидролиза существует процесс диссоциации. По сути, это первая стадия гидролиза – разрушение молекулы водой. Если после этого происходит образование новых химических соединений, происходит гидролиз. Эти процессы могут идти одновременно и конкурировать между собой или будет преобладать только один из вариантов.

Константа гидролиза солей

Хоть гидролиз и является общим свойством селей, многие соли подвергаются ему в разной степени. Это зависит не только от наличия сильного и слабого иона, но и от растворимости самой соли.

Степень гидролиза определенной соли называют константой гидролиза солей и обозначают Kr. Это табличные данные, но в эксперименте их можно посчитать по формуле: К = [К⁺][А^–]/[КА]. То есть, чтобы определить этот параметр, нужно концентрацию катионов и анионов разделить на концентрацию недиссоциированных молекул. Максимальное значение константы = 1. Чем ближе к этой цифре, тем выше степень гидролиза молекулы.

Константа зависит от ряда параметров:

• Температура раствора;
• Природа соли (ее растворимость);
• Длительность процесса.

Но, не зависит от концентрации соли и объема реакционной среды.

Одно и то же вещество может иметь разные значения константы гидролиза. Это характерно для таких молекул, у которых несколько атомов катиона или аниона. Например, Na₃PO₄ распадается постепенно, отщепляя по одному атому Na:

• Na₃PO₄↔ Na⁺ + Na₂PO₄^-
• Na₂PO₄^2- ↔ Na⁺ + NaPO₄^2-
• NaPO₄^2-↔ Na⁺ + PO₄^3-
• Суммарно: Na₃PO₄↔3Na⁺ + PO₄^3-

Активнее всего процесс будет идти по первой ступени, ниже по второй. Третий этап, практически, не осуществим.

Обратимый гидролиз

Если в растворе идет как распад исходной молекулы с образованием новых продуктов, так и образование молекул этого же вещества, это обратимый гидролиз. В качестве примера рассмотрим этот процесс для фосфата натрия Na₃PO₄ по первой ступени: в растворе образуются ионы, соединяющиеся в продукты NaOH и Na₂HPO₄. Оба вещества растворимы в воде, а значит, тоже могут распадаться на ионы. В результате устанавливается равновесие между двумя процессами – прямой и обратный гидролиз:

Na₃PO₄ + H₂O ↔ Na₂HPO₄ + NaOH

3Na⁺ + PO4^3- + HOH ↔2Na⁺ + HPO4^2- + Na ⁺+ OH^-

Для того чтобы реакция шла только в одном направлении можно удалять нужный продукт или формировать подходящую кислотность.

Гидролиз растворов может протекать по аниону или катиону. Анион – ион, заряженный отрицательно, а катион – положительно. Условием этого процесса является наличие одного или дух слабых ионов. При их распаде образуется необратимый продукт, позволяющий зафиксировать процесс.

К слабым кислотам (анион) относятся:

• все органические кислоты;
• бескислородные кислоты, кроме HBr, HCl, HI;
• кислоты, проявляющие переменную степень окисления (H₂SO₃, HNO₂);
• кислоты, которые быстро распадаются (H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃PO₄).

Слабость основания (катиона) можно определить по таблице растворимости. К слабым основаниям относятся все малорастворимые и нерастворимые вещества. Например, Al(OH)₃ и Zn(OH)₂ – слабые основания.

Возможно 4 варианта гидролиза в зависимости от состава соли.

Щелочь + слабая кислота (гидролиз по аниону)

Гидролиз по аниону проходит, если соль имеет кислотный остаток слабой кислоты. В финальном растворе останутся гидроксид-ионы, за счет чего сформируется щелочная среда (pH>7).

Пример: Na₃PO₄ + H₂O ↔ Na₂HPO₄ + NaOH

Реакцию можно рассмотреть с точки зрения последовательного образования анионов и катионов.

• Na₃PO₄ ↔ 3 Na³⁺ + PO₄^3-
• 3 Na³⁺ + PO₄^3- + H₂O ↔ 3 Na⁺ + HPO₄^2- + OH^-

Растворимое слабое основание + сильная кислота (гидролиз по катиону)

Если в соли слабо основание, будет происходить его распад. В этом случае в растворе останется больше катионов водорода и среда сформируется кислая (pH<7).

Пример: AlCl₃ + H₂O ↔ AlOHCl + HCl

Гидролиз веществ проходит в две стадии.

• AlCl₃ ↔ Al³⁺ + 3 Cl^-
• Al³⁺ +3 Cl^-+ H₂O ↔ AlOH²⁺Cl + H⁺ + Cl^-

Слабое основание + слабая кислота (гидролиз по катиону и аниону)

Если обе части соли слабые, гидролиз будет идти по обеим частям. Так как образуются и катионы водорода, и гидроксид-ионы в равном количестве, среда будет нейтральная(рН = 7).

Пример: (NH₄)₂S + 2 H₂O → 2 NH₄OH + H₂S

• (NH₄)₂S → 2 NH₄⁺ + S^-
• NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺

S^- + H₂O ↔ HS^- + OH^-

Щелочь + сильная кислота

Сильные молекулы называются так из-за очень высокой реакционной способности ионов, в таком случае, даже если происходит их распад на катионы и анионы, они сразу соединяются обратно. Молекулы воды не успевают оттащить их достаточно далеко, чтобы образовались новые продукты реакции.

Электролиз

Электролиз – разложение веществ под действием электрического тока. Он представляет собой окислительно-восстановительную реакцию.

Под действием электрического тока ионы начинают двигаться направленно – положительно заряженные катионы к отрицательному катоду, а отрицательно заряженные анионы к положительному аноду. На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются, а на аноде анионы отбирают электроны и окисляются. Электролиз протекает в расплаве или в растворе.

Виды электродов

Электрод – один из основных компонентов электролиза. Именно на нем происходит процесс объединение ионов и формирования продуктов реакции. Существует несколько видов электродов, на каждом из которых есть особенности процессов.

В химических лабораториях используют несколько видов электродов:

• платиновый,
• инертный,
• угольный,
• стандартный водородный.

Электроды отличаются стандартным электродным потенциалом. Это значит, на разных электродах скорость ОВР будет различна. Для каждого электрода приведены стандартные значения его потенциала, что может быть использовано в решении задач для определения степени электролиза.

Электролиз расплавов

При электролизе расплавов солей вода не участвует в процессе реакции. Этот способ применяется в том случае, если продукты электролиза вступают в реакцию с водой, например, при получении щелочных и щелочно-земельных металлов. В этом случае вместо металла образуется щелочь.

2NaCl(расплав) электролиз 2Na + Cl₂↑

Катод( ): Na⁺ + ē =Na

Анод(+): 2Cl^-- 2ē = 2Cl = Cl₂↑

Электролиз растворов

Электролиз растворов протекает в присутствии воды.

Продукты реакции на катоде и аноду зависят от характеристик соответствующих катионов и анионов.

Процесс на катоде

На катоде происходит восстановление металлов и водорода, в зависимости от активности металла. Можно выделить три варианта продуктов реакции на катоде, в зависимости от положения металла в электрохимическом ряду напряжений.

• Активный металл (металлы в ряду напряжений стоят до алюминия включительно)

В процессе реакции восстанавливается водород, т.к.активные металлы не могут долго существовать в чистом виде и быстро образуют новые соединения в растворе.

2 Н₂О + 2 ē → Н₂ + 2 ОН^-

• Металл со средней активностью (металл находится между алюминием и водородом)

В процессе электролиза одновременно восстанавливаются вода и металл.

Меⁿ⁺ + n ē → Me⁰

2 H₂O + 2 ē → Н₂ + 2 ОН^-

• Неактивный металл (металлы в ряду располагаются после водорода)

В процессе электролиза восстанавливается только металл, так как его реакционная активность низкая.

Меⁿ⁺ + n ē → Me⁰

Процессы на аноде

К положительно заряженному аноду подходят анионы. Анионы играют роль окислителя, а кислотные остатки или вода – восстановителей. Здесь, так же, возможно образования различных продуктов в зависимости от аниона.

• Бескислородный кислотный остаток (I^-, Br^-, Cl^-) восстанавливается до соответствующего неметалла:

неМе^n-- n ē → неМе⁰

• Кислородсодержащий кислотный остаток сильной кислоты (SO₄^2-, NO₃^-) и фторид-ион (F^-) не окисляются. Вместо них происходит окисление воды с образованием кислорода:

2 Н₂О^-2 – 4 ē → О₂⁰ + 4 Н⁺

• Гидроксид-ион (OH^-) окисляется с образованием кислорода:

4 ОН^- - 4 ē → О₂ + 2 Н₂О

Суммарные процессы электролиза

В суммарном уравнении электролиза записывают те продукты, которые образовались н электродах. Например, процесс электролиза раствора сульфата меди выглядит следующим образом:

2 Cu²⁺SO₄ + 2 H₂O → 2 Cu⁰ + 2 H₂SO₄ + O₂

К (-): Сu²⁺ + 2 ē → Сu⁰

А (+): 2 H₂O - 4 ē → О₂⁰ + 4 Н⁺

Электролиз раствора хлорида натрия выглядит следующим образом:

2 NaCl^- + 2 H₂O → H₂ + 2 NaOH + Cl₂⁰

K (-):2 H₂O + 2 ē → Н₂ + 2 ОН^-

А (+): 2 Cl^- - 2 ē → Cl₂⁰

Значение электролиза

Электролиз – важный химический процесс. Основная область его применения – получение неустойчивых элементов, которые нельзя синтезировать в процессе стандартной реакции. Например, так получают щелочные металлы.

Другой вариант – покрытие металлических изделий антикоррозионными элементами. В этом случае, нахождение металлического объекта (например, корабля) в соленой воде приравнивается к процессу электролиза, что приводит к коррозии. Чтобы предотвратить этот процесс, к конструкции прикрепляется элемент с большим потенциалом. Тогда он будет вступать в этот процесс вместо основной конструкции.

В городах электролиз применяют для очистки сточных вод.