- •Э.А. Гюннер, в.Ф. Шульгин общая химия
- •Введение Предмет и структура химии
- •1. Химическая атомистика
- •1.1. Основные положения и понятия химической атомистики
- •1.2. Стехиометрические законы химии
- •1.3. Методы определения молекулярных масс и атомных масс
- •Методы определения молекулярных масс.
- •1.3.2. Методы определения атомных масс.
- •2. Основы теории строения атома
- •2.1. Предпосылки возникновения квантово-механической теории
- •2.2. Постулаты квантово-механической теории
- •2.3. Волновая функция. Уравнение Шредингера
- •2.4. Атом водорода. Одноэлектронные атомарные ионы
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •3. Периодический закон д.И. Менделеева в свете квантово-механических представлений
- •3.1. Современная формулировка Периодического закона
- •3.2. Структура периодической системы элементов: периоды, группы, подгруппы элементов
- •3.3. Закономерности изменения свойств элементов в периодах и подгруппах периодической системы
- •3.3.1. Эффективный заряд ядра.
- •3.3.2. Атомные радиусы.
- •3.3.3. Энергия ионизации.
- •3.3.4. Сродство к электрону.
- •3.3.5. Электроотрицательность.
- •3.3.6. Степени окисления элементов.
- •3.4. Элементы-аналоги. Виды аналогии в периодической системе элементов
- •3.4.1. Групповая аналогия.
- •3.4.2. Типовая аналогия.
- •3.4.3. Электронная аналогия.
- •VI группа I группа
- •3.4.4. Слоевая аналогия.
- •3.4.5. Контракционная аналогия (шринк-аналогия).
- •3.4.6. Горизонтальная аналогия.
- •3.4.7. Диагональная аналогия.
- •4. Атомное ядро. Радиоактивность
- •4.1. Элементарные частицы
- •4.2. Теория строения атомных ядер
- •4.3. Ядерные реакции
- •4.4.Радиоактивность. Типы радиоактивного распада
- •4.5. Законы радиоактивного распада
- •4.6. Естественная радиоактивность. Радиоактивные ряды. Радиоактивное равновесие
- •4.7. Искусственная радиоактивность. Изотопная индикация
- •4.8. Новые химические элементы
- •4.9. Эволюция элементов во Вселенной
- •5. Химическая связь и строение молекул
- •5.1. Химическая связь. Параметры химической связи. Валентность
- •5.2. Метод валентных связей
- •5.2.1. Основные принципы метода валентных связей.
- •5.2.2. Насыщаемость ковалентной связи. Механизм образования двухцентровой связи.
- •5.2.3. Направленность ковалентной связи. Гибридизация электронных орбиталей.
- •5.2.4. Кратность ковалентной связи.
- •5.2.5. Делокализованные многоцентровые связи. Теория резонанса.
- •5.2.6. Предсказание геометрической формы молекул.
- •5.2.7. Неполярные и полярные связи. Типы ковалентных молекул.
- •5.2.8. Недостатки метода валентных связей.
- •5.3. Метод молекулярных орбиталей
- •5.3.1. Основные принципы метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2. Применение метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2.1. Двухатомные молекулы.
- •5.3.2.2. Молекулы, состоящие из трех и более атомов.
- •5.4. Ионная связь
- •5.4.1. Особенности ионной связи. Свойства ионных соединений.
- •5.4.2. Типы кристаллических решеток ионных соединений. Ионные радиусы.
- •5.3.3. Энергия ионной кристаллической решетки.
- •5.4.4. Поляризация ионов.
- •5.5. Металлическая связь. Зонная теория кристаллов
- •5.6. Межмолекулярное взаимодействие
- •5.7. Водородная связь
- •6. Координационные соединения
- •6.1. Координационные соединения. Основные положения координационной теории
- •6.2. Классификация координационных соединений
- •6.3. Номенклатура координационных соединений
- •6.4. Изомерия координационных соединений
- •6.5. Химическая связь в координационных соединениях
- •6.5.1. Метод валентных связей
- •6.2. Теория кристаллического поля
- •6.3. Метод молекулярных орбиталей
- •6.7. Реакции внешнесферного и внутрисферного замещения. Принцип транс-влияния
- •7. Агрегатные состояния вещества
- •7.1. Типы агрегатного состояния
- •7.2. Твердое состояние вещества
- •7.2.1. Кристаллическое состояние.
- •7.2.2. Аморфное состояние.
- •7.3. Жидкое состояние вещества
- •7.4. Газообразное состояние вещества
- •7.5. Плазма
- •8. Теория химических процессов
- •8.1. Предмет и основные понятия теории химических процессов
- •8.2. Основы химической термодинамики
- •8.2.1. Термодинамические функции. Внутренняя энергия и первый закон термодинамики. Энтальпия.
- •8.2.2. Термохимия. Закон Гесса.
- •8.2.3. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики.
- •8.2.4. Свободная энергия Гиббса. Направление химического процесса.
- •8. Химическая кинетика
- •8.3.1. Предмет химической кинетики. Скорость химической реакции. Энергия активации.
- •8.3.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Катализаторы и катализ.
- •8.3.3. Кинетическая классификация реакций.Молекулярность и порядок реакции. Механизмы реакций.
- •8.3.4. Некоторые типы многостадийных реакций.
- •8.4. Химическое равновесие
- •8.4.1. Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия.
- •8.4.2. Смещение химического равновесия.
- •9. Растворы
- •9.1. Общая характеристика растворов
- •9.2. Разбавленные растворы неэлектролитов. Коллигативные свойства растворов
- •9.3. Растворы электролитов
- •9.3.1. Электролиты. Теория электролитической диссоциации (ионизации).
- •9.3.2. Теория растворов слабых электролитов.
- •9.3.2.1. Степень ионизации слабых электролитов и методы ее определения.
- •9.3.2.2. Равновесия в растворах слабых электролитов.
- •6,5·10-4 Моль/л
- •9.3.3. Теория сильных электролитов.
- •9.3.4. Обменные реакции в растворах электролитов.
- •9.3.4.1. Типы обменных реакций в растворах электролитов.
- •9.3.4.2. Гидролиз солей.
- •9.3.5. Теории кислот и оснований.
- •9.3.6. Окислительно-восстановительные реакции в растворах.
- •9.3.6.1.Общая характеристика окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.3. Электродные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Гальванический элемент.
- •9.3.6.4. Электролиз.
- •9.4. Коллоидные растворы
- •9.4.1. Общая характеристика коллоидных растворов и методы их получения.
- •9.4.2. Строение коллоидных частиц.
- •9.5. Твердые растворы
- •Список рекомендуемой литературы
9.3.6.4. Электролиз.
Пропуская через раствор или расплав электролита электрический ток, можно осуществлять окислительно-восстановительные реакции, которые не протекают самопроизвольно.
Процесс раздельного окисления и восстановления на электродах, осуществляемый за счет протекания электрического тока от внешнего источника ЭДС, называется электролизом.
При электролизе анодом является положительный электрод, на котором протекает процесс окисления, а катодом - отрицательный электрод, на котором осуществляется процесс восстановления. Названия "анод" и "катод", таким образом, не связаны с зарядом электрода: при электролизе анод положителен, а катод отрицателен, а при работе гальванического элемента - наоборот. В процессе электролиза анод является окислителем, катод - восстановителем.
Количественно процесс электролиза описывают законы М. Фарадея (1833):
1. Масса выделенного на электроде вещества пропорциональна количеству электричества, прошедшему через раствор или расплав.
2. Для выделения на электроде одного моля эквивалентов любого вещества затрачивается одно и то же количество электричества.
Обобщенно законы Фарадея выражаются уравнением:
где m - масса продукта электролиза, I - сила тока, - время пропускания тока, F - константа, равная 96485 Кл.моль-1 (число Фарадея), Мэ - эквивалентная масса.
Как уже указывалось, электролизу подвергаются как растворы, так и расплавы электролитов. Наиболее просто протекает электролиз расплавов. В этом случае на катоде происходит восстановление катиона, а на аноде - окисление аниона электролита. Например, электролиз расплава хлорида натрия протекает по уравнениям:
Катодный процесс: Na+ + 1e- = Na | 2
Анодный процесс: 2Cl- - 2e- = Cl2 | 1
Уравнение электролиза: 2NaCl = 2Na + Cl2
Электролиз растворов протекает значительно сложней, так как в этом случае электролизу могут подвергаться и молекулы воды. При электролизе вода может и окисляться, и восстанавливаться соответственно следующим полуреакциям:
1) восстановление воды (катодный процесс)
2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН-; Е˚ = -0,83 В (9-82)
2) окисление воды (анодный процесс)
2Н2О - 4е- = 4Н+ + О2; Е˚ = 1,23 В (9-83)
(Здесь и в дальнейшем приводятся значение Е˚, отвечающие превращению окисленной формы в восстановленную). Поэтому при электролизе водных растворов наблюдается конкуренция между электродными процессами с различными значениями электродных потенциалов. При этом в идеальном случае на катоде должна протекать полуреакция с наибольшим значением электродного потенциала, а на аноде - полуреакция с наименьшим значением электродного потенциала. Однако для реальных процессов значение электродных потенциалов - не единственный фактор, влияющий на характер взаимодействия.
В идеальном случае для того, чтобы электролиз начался, необходимо приложить к системе внешнюю ЭДС, превышающую на бесконечно малую величину (ΔU) ЭДС гальванического элемента, построенного на данной ОВР. Однако в действительности напряжение, необходимое для начала электролиза, будет несколько больше. Это явление обусловливают относительно медленная диффузия ионов к электроду, адсорбционные процессы, десорбция газообразных продуктов электролиза и т.д. Добавочная ЭДС, необходимая для начала процесса электролиза на электродах, называется перенапряжением. Перенапряжение складывается из перенапряжения на катоде (ΔЕкат) и перенапряжения на аноде (ΔЕан). Для большинства металлов значения перенапряжения невелики; исключением являются железо (ΔЕ = 0,24 В) и никель (ΔЕ = 0,23 В); высокое перенапряжение отвечает кислороду (порядка 0,5 В) и особенно водороду, для которого перенапряжение может достигать 0,7 - 1,6 В в зависимости от металла, на котором выделяется водород. В результате напряжение, которое нужно приложить к электролизной ячейке, должно составить
U = (E
В большинстве случаев выбор между конкурирующими реакциями при электролизе можно сделать на основании следующих правил:
1. Если металл в ряду стандартных электродных потенциалов стоит правее водорода, то на катоде восстанавливается металл.
2. Если металл в ряду стандартных электродных потенциалов стоит левее алюминия (включительно), на катоде восстанавливается либо ион водорода, либо вода по уравнению (9-82).
3. Если металл в ряду стандартных электродных потенциалов занимает место между алюминием и водородом, на катоде идет параллельное восстановление и металла, и водорода или воды.
4. Если электролит содержит анионы кислородсодержащих кислот, гидроксила или фторид-анион, на аноде окисляется вода по уравнению (9-83). Во всех остальных случаях на аноде окисляется анион электролита. Такой порядок окисления восстановителей на аноде объясняется тем, что полуреакции
F2 + 2e- =2F-
отвечает очень высокий электродный потенциал 2,87 В), и она практически никогда не реализуется, если имеется другая конкурирующая реакция. Что же касается кислородсодержащих анионов, то продуктом их окисления является молекулярный кислород, которому соответствует высокое перенапряжение (0,5 В на платиновом электроде). По этой причине, в частности, при электролизе водных растворов хлоридов на аноде окисляются ионы хлора, хотя электродный потенциал полуреакции
2Cl- - 2e- = Cl2;
выше, чем электродный потенциал окисления воды (E0 = 1,23 В).
На процесс электролиза оказывает влияние также материал электрода. Различают инертные электроды, которые не изменяются в процессе электролиза (графит, платина), и активные электроды, подвергающиеся при электролизе химическим изменениям.
Рассмотрим некоторые примеры электролиза растворов.
Пример 1. Электролиз водного раствора сульфата меди с инертными электродами.
CuSO4 = Cu2+ + SO
Катодный процесс: Cu2+ + 2e- = Cu; E˚ = 0,34 B | 2
Анодный процесс: 2H2O - 4e- = 4H+ + O2; E˚ = 1,23 B | 1
Уравнение электролиза: 2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2
или
2СuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + O2
Пример 2. Электролиз водного раствора сульфата меди с медным анодом.
Катодный процесс: Сu2+ + 2e- = Cu; E˚ = 0,34 B
Анодный процесс: Cu0 - 2e- = Cu2+; E˚ = 0,34 B
Электролиз сводится к переносу меди с растворяющегося анода на катод.
Пример 3. Электролиз водного раствора сульфата натрия с инертными электродами.
Na2SO4 = 2Na+ + SO
Kатодный процесс: 2H2O + 2e- = H2 + 2OH-; E˚ = -0,83 B | 2
Анодный процесс: 2H2O - 4e- = 4H+ + O2; E˚ = 1,23 B | 1
Уравнение электролиза: 2H2O = 2H2 + O2
Электролиз сводится к разложению воды.
Пример 4. Электролиз водного раствора хлорида натрия с железным катодом.
NaCl = Na+ + Cl-
Катодный процесс: 2H2O + 2e- = H2 + 2OH-- = -0,83 B | 1
Анодный процесс: 2Cl- - 2e- = Cl2; E˚ = 1,36 B | 1
Уравнение электролиза: 2Cl-+ 2H2O = H2 + Cl2 + 2OH-
или
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + O2
Электролиз широко используется в промышленности для получения ряда активных металлов (алюминия, магния, щелочных и щелочноземельных металлов), водорода, кислорода, хлора, гидроксида натрия, пероксида водорода, перманганата калия и ряда других практически важных веществ. Электролиз применяется также для защиты металлов от коррозии путем нанесения на защищаемый объект прочных металлических пленок.