26. Электролиз. Электродный потенциал, водородный электрод.

Ответ. Электролиз – это физико-химический окислительно-восстановительный процесс, протекающий в растворах или расплавах электролитов под действием электрического тока, заключающийся в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ - продуктов вторичных реакций на электродах. Процесс на катоде K(-): катион принимает электроны и восстанавливается. Процесс на аноде A(+): анион отдает электроны и окисляется. Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита). Возникновение электродного потенциала обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз. Стандартный водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит от концентрации ионов Н+ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция: 2Н+ + 2e− = H2, то есть, происходит либо восстановление водорода, либо его окисление — это зависит от потенциала реакции, протекающей на определяемом электроде.

27. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.

Ответ. Гидролиз солей – это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора. Большинство реакций гидролиза - обратимы: Pb(NO3)2 + H2O => Pb(OH)(NO3) + HNO3. Na2HPO4 + H2O => NaH2PO4 + NaOH. Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо: Al2S3 + 6H2O => 2Al(OH)3¯ + 3H2S↑. Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов. Способность солей подвергаться гидролизу зависит от некоторых факторов: свойств ионов, образующих соль; концентрации соли и продуктов реакции; температура. Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то гидролизу она не подвергается. Если сильной кислотой и слабым основанием – кислая среда. Если слабая кислота и сильное основание – щелочная среда. Количественные характеристики гидролиза: Степень гидролиза. Константа гидролиза. Степень гидролиза (h) - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах): h = (n_гидр /n_раств ) ∙ 100%. Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание). По величине k_гидр судят о полноте гидролиза; чем больше ее значение, тем в большей степени протекает гидролиз. МА + Н₂О = МОН + НА. М – ион металла, А – анион кислотного остатка. k_гидр = k_равн * [Н₂О] Гидролиз чаще всего идет с поглощением кислоты, поэтому при увеличении температуры, равновесие смещается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.