Электрохимия. Свойства электролитов. Электролиз

Электрохимия - это наука о электрических явлениях, которые сопровождают химические процессы. Поскольку все химические частицы (атомы, молекулы, атомные и молекулярные ионы) состоят из положительно заряженных ядер и электронов, то любое химическое превращение (разрыв одних химических связей в молекулах и образование других) так или иначе связано с перегруппировкой атомов, их валентных электронов. В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов переходят к другим economic citizenship countries. Как целостная научная дисциплина электрохимия изучается в вузах. Здесь же мы кратко остановимся на двух разделах, в которых изучаются свойства электролитов и электролиз.

Свойства электролитов

Термин "электролит" (от греческого "разлагаемый электричеством") впервые предложил английский химик и физик М.Фарадей (1791-1867). В 30-х гг. прошлого века М.Фарадей высказал идею, что электролиты под действием электрического поля диссоциируют на "ионы" (в буквальном смысле перевод этого слова означает "скитальцы", "странники"). Именно при приложении разности потенциалов к электродам, опущенным в раствор электролита, через раствор начинает идти электрический ток. Но растворы электролитов обладают и другими удивительными свойствами. Известно, что растворы имеют более низкую температуру замерзания и более высокую температуру кипения, чем чистый растворитель. Это изменение в температурах замерзания и кипения не зависит от природы растворенного вещества, а определяется только его концентрацией и природой растворителя. Растворы электролитов ведут себя так, как будто число частиц в растворе гораздо больше, чем то, которое отвечает их концентрации. Тепловой эффект в реакциях нейтрализации (независимо от того, какая кислота реагирует с какой щелочью) примерно одинаков. При температуре 20o C он равен - 57.3 кДж/моль.

Для объяснения этих особых свойств растворов электролитов в 1887 г. шведский химик С.Аррениус (1859-1927) предложил Теорию электролитической диссоциации. Ее основные положения.

1. При растворении в воде молекулы кислот, оснований и солей диссоциируют на ионы:

Причину, почему молекулы электролитов распадаются на ионы, С.Арренус не рассматривал.

2. Диссоциация best economic citizenship program молекул на ионы у слабых электролитов является неполной. Поэтому следует ввести понятие "степень диссоциации" (a) и определять его, как долю молекул, распавшихся на ионы. Тогда 1-a будет характеризовать долю молекул нераспавшихся на ионы. Рассмотрим диссоциацию уксусной кислоты:

 

На основании Закона действующих масс

Здесь скобки [ ] выражают мольную концентрацию (с) вещества в растворе. V = 1/c - объем раствора концентрации c, в котором содержится 1 моль электролита - его называют "разведением", а выражение (4.5.1) называют Законом разведения Оствальда. В теории Аррениуса K является постоянной величиной для данного электролита. У сильных электролитов У слабых электролитов

На основе теории электролитической диссоциации все свойства растворов электролитов нашли естественное объяснение и была создана первая теория кислот и оснований. Кислоты - это соединения, молекулы которых диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Основания - это соединения, молекулы которых диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксила.

Логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком, называется pH раствора:

pH = - lg [H+].

Сила электролита определяется степенью его диссоциации на ионы:

если в 0.1 М растворе a > 30 %, то электролит называют сильным;

если в 0.1 М растворе a < 3 %, то электролит называют слабым;

если в 0.1 М растворе 3 % < a < 30 %, то это электролит средней силы.

К сильным электролитам относятся почти все соли, ряд неорганических кислот (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (щелочи). К слабым электролитам относится соль Fe(SCN)3 - роданистое железо, большинство кислот и оснований [H2S, H2CO3, Al(OH)3, NH4OH]. К электролитам средней силы относятся HF, H3PO4, H2SO3.

Химические реакции между электролитами имеют ряд особенностей. При сливании растворов хлорида натрия и нитрата калия можно ожидать, что образуются две новые соли - хлорид калия и нитрат натрия:

NaCl + KNO3 = KCl + NaNO3.

Если записать эту реакцию в ионной форме:

Na+ + Cl- + K+ + NO3- = K+ + Cl- + Na+ + NO3-,

то легко видеть, что как были ионы в растворах до их смешения, так они же и остались после сливания растворов солей, и никакая химическая реакция между ионами при этом не идет. Правда при выпаривании этого раствора мы получим кристаллы всех четырех солей. Реакция между электролитами идет в том случае, если какой-либо из продуктов реакции:

1) выпадает в осадок:

2) выделяется в виде газа:

3) представляет собой слабый электролит:

Теория электролитической диссоциации позоляет объяснить, почему растворы солей могут давать нейтральную, кислую или щелочную среду.

Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то ее pH = 7.

Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, то ее pH > 7 - среда щелочная:

Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, то ее pH < 7 - среда кислая:

NH4Cl + H2O = NH4OH + Cl- + H+, NH4+ + H2O = NH4OH + H+.

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то очень часто не только в растворе, но и на воздухе (в котором всегда присутствуют пары воды) она разрушается:

Современные теории электролитической диссоциации

В противоположность Арренусу, который рассматривал растворы как механическую смесь ионов электролита с молекулами воды, Д.И.Менделеев говорил о химическом взаимодействии между растворенным веществом и растворителем, за счет которого образуются "непрочные соединения в состоянии диссоциации". Теория электролитической диссоциации С.Аррениуса имела два существенных недостатка. Во-первых, она не указывала на причины распада нейтральных молекул на ионы, т.е. игнорировала взаимодействие ионов с молекулами воды, которые являются полярными (диполями). Во-вторых, не учитывала ион-ионное взаимодействие в растворе.

Сейчас установлено, что многие соли имеют ионную кристаллическую решетку и в твердом состоянии состоят из готовых ионов, например кристалл NaCl построен из ионов Na+ и Cl-. При растворении хлористого натрия происходит не диссоциация нейтральных молекул (как мы обычно пишем в школьных учебниках), а разрушение кристаллической решетки. Затраты энергии на разрушение кристаллической решетки компенсируются энергией сольватации (гидратации) ионов молекулами растворителя (воды). При растворении в воде газообразного хлористого водорода происходит химическое взаимодействие молекул HCl с молекулами воды:

При этом протон переходит от молекулы HCl к молекуле воды с образованием иона гидроксония. Далее образовавшиеся ионы за счет ион-дипольного взаимодействия с молекулами воды образуют гидратированные ионы H3O+ и Cl-, при этом выделяется энергия гидратации и компенсируется энергия 428 кДж/моль - энергия связи атомов водорода и хлора в молекуле HCl.

Ион-ионное взаимодействие в растворах электролитов (прежде всего сильных электролитов) позволяет создать количественную теорию электропроводности, рассчитать коэффициенты активности ( их изучение выходит за рамки школьного курса химии).

 

Электролиз

Электролизом называется процесс разложения расплавов или растворов электролитов под действием постоянного электрического тока. Окислительно-восстановительные реакции, связанные с отдачей или присоединением электронов при электролизе, происходят на электродах. Положительный электрод, к которому подходят анионы, называется анодом, отрицательный электрод, к которому подходят катионы, назывется катодом. Как будут протекать электродные процессы при электролизе зависит, прежде всего, от природы электролита, от того, находится ли электролит в виде расплава или используется его раствор, и от матерала электродов.

О пользователе

Kreativka's picture
User offline. Last seen 2 years 23 weeks ago. Offline
Друг сайта



Настоящее имя Катя

Пол женский

Дата рождения 10/08/1987



Joined: 16/01/2012