Электролитическая диссоциация. Электролиз. Гидролиз

Электролиты — это вещества, которые проводят электрический ток в расплаве или растворе, так как диссоциируют на ионы. Неэлектролиты не распадаются на ионы и не проводят ток (например, сахар, спирт).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролитов на ионы в полярных растворителях (в основном в воде). Этот процесс объясняется теорией Аррениуса. Молекулы воды полярны, поэтому они разрушают молекулы веществ с ионной или полярной ковалентной связью, разделяя их на ионы.

Степень диссоциации ($\alpha$) — это отношение числа распавшихся молекул к общему числу молекул. Сильные электролиты (сильные кислоты, сильные основания, почти все соли) диссоциируют в воде почти полностью ($\alpha\approx1$). Слабые электролиты (слабые кислоты, слабые основания, вода) диссоциируют лишь частично ($\alpha<1$). Степень диссоциации зависит от температуры, концентрации и природы электролита (увеличивается с уменьшением концентрации и повышением температуры).

Уравнения диссоциации:

• Кислоты: $\mathrm{HCl \to H^+ + Cl^-}$ (сильная); $\mathrm{CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+}$ (слабая)
• Основания: $\mathrm{NaOH \to Na^+ + OH^-}$ (сильное); $\mathrm{NH_4OH \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}$ (слабое)
• Соли: $\mathrm{NaCl \to Na^+ + Cl^-}$; $\mathrm{CuSO_4 \to Cu^{2+} + SO_4^{2-}}$

Электролиз — это процесс разложения электролитов (в расплаве или растворе) на электродах при пропускании электрического тока. На катоде (отрицательном электроде) происходит восстановление, а на аноде (положительном электроде) — окисление.

Электролиз расплавов солей: Расплав $\mathrm{NaCl}$: Катод: $\mathrm{2Na^+ + 2e^- \to 2Na}$ (восстановление); Анод: $\mathrm{2Cl^- - 2e^- \to Cl_2}$ (окисление) Общее: $\mathrm{2NaCl \xrightarrow{\text{электролиз}} 2Na + Cl_2}$

Электролиз растворов солей: В растворе присутствуют молекулы воды, поэтому на электродах происходит конкуренция между ионами соли и ионами воды ($\mathrm{H^+}$ и $\mathrm{OH^-}$).

• На катоде: Ионы активных металлов (например, $\mathrm{Na^+, K^+, Ca^{2+}}$) не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды: $\mathrm{2H_2O + 2e^- \to H_2 \uparrow + 2OH^-}$. Ионы менее активных металлов (например, $\mathrm{Cu^{2+}, Ag^+, Hg^{2+}}$) восстанавливаются сами: $\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \to Cu}$.
• На аноде: Ионы бескислородных кислотных остатков (например, $\mathrm{Cl^-, Br^-, I^-}$) окисляются: $\mathrm{2Cl^- - 2e^- \to Cl_2 \uparrow}$. Ионы кислородсодержащих кислотных остатков (например, $\mathrm{SO_4^{2-}, NO_3^-, CO_3^{2-}}$) или фторид-ион ($\mathrm{F^-}$) не окисляются, вместо них окисляются молекулы воды: $\mathrm{2H_2O - 4e^- \to O_2 \uparrow + 4H^+}$.

Например, электролиз раствора $\mathrm{CuCl_2}$: Катод: $\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \to Cu}$ Анод: $\mathrm{2Cl^- - 2e^- \to Cl_2}$ Общее: $\mathrm{CuCl_2 \xrightarrow{\text{электролиз}} Cu + Cl_2}$

Законы Фарадея: Масса вещества ($m$), выделившегося на электроде, прямо пропорциональна количеству электричества ($Q$), прошедшего через электролит: $m = kQ = kIt$. Здесь $k$ — электрохимический эквивалент. $k = \frac{M}{nF}$, где $M$ — молярная масса, $n$ — число электронов, $F$ — постоянная Фарадея ($96500$ Кл/моль).

Применение: Получение металлов (например, алюминия, натрия), очистка металлов (рафинирование), защита металлических поверхностей (золочение, хромирование), получение водорода и хлора.

Гидролиз — это процесс взаимодействия солей с водой, приводящий к образованию раствора с кислотными или основными свойствами. Гидролиз зависит от того, образованы ли ионы соли сильной или слабой кислотой/основанием.

1. Соли сильной кислоты + сильного основания (например, $\mathrm{NaCl, KNO_3}$): Не гидролизуются. Раствор имеет нейтральную среду ($\mathrm{pH=7}$). Это происходит потому, что ни катион, ни анион не способны реагировать с водой.

2. Соли слабой кислоты + сильного основания (например, $\mathrm{CH_3COONa, Na_2CO_3, K_2S}$): Гидролизуются по аниону. Раствор имеет щелочную среду ($\mathrm{pH>7}$). Анион слабой кислоты отнимает ион $\mathrm{H^+}$ у воды, оставляя свободными ионы $\mathrm{OH^-}$. Например, для $\mathrm{Na_2CO_3}$: $\mathrm{CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-}$ (ионное уравнение) $\mathrm{Na_2CO_3 + H_2O \rightleftharpoons NaHCO_3 + NaOH}$ (молекулярное уравнение)

3. Соли сильной кислоты + слабого основания (например, $\mathrm{NH_4Cl, CuCl_2, Fe_2(SO_4)_3}$): Гидролизуются по катиону. Раствор имеет кислую среду ($\mathrm{pH<7}$). Катион слабого основания отнимает ион $\mathrm{OH^-}$ у воды, оставляя свободными ионы $\mathrm{H^+}$. Например, для $\mathrm{NH_4Cl}$: $\mathrm{NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_4OH + H^+}$ (ионное уравнение) $\mathrm{NH_4Cl + H_2O \rightleftharpoons NH_4OH + HCl}$ (молекулярное уравнение)

4. Соли слабой кислоты + слабого основания (например, $\mathrm{CH_3COONH_4, Al_2S_3}$): Гидролизуются и по катиону, и по аниону. Среда раствора зависит от относительной силы катиона и аниона. В большинстве случаев она близка к нейтральной, но в некоторых (например, $\mathrm{Al_2S_3}$) гидролиз идёт до конца с образованием газа ($\mathrm{H_2S}$) или осадка ($\mathrm{Al(OH)_3}$). Например, для $\mathrm{CH_3COONH_4}$: $\mathrm{CH_3COO^- + H_2O \rightleftharpoons CH_3COOH + OH^-}$ $\mathrm{NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_4OH + H^+}$

Степень гидролиза увеличивается с повышением температуры и уменьшением концентрации соли.