Елетролиз. Законы электролиза. Процессы протекают на электродах. Последовательность разряда ионов. Правила составления окислительно-восстановительных реакций.

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в видуэлектрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.

Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

Процессы, протекающие при электролизе обратны процессам, идущим при работе гальвонического элемента: при электролизе химическоя реакция осуществляется за счёт энергии электрического тока, подводимой извне, в то время как при работе гальванического элемента энергия самопроизвольно протекающей в нём химической реакции превращается в электрическую энергию. Таким образом при электролизе возникает ГЭ (зарядка). Процессы, протекающие при электролизе обратны процессам, идущим при работе гальвонического элемента: при электролизе химическоя реакция осуществляется за счёт энергии электрического тока, подводимой извне, в то время как при работе гальванического элемента энергия самопроизвольно протекающей в нём химической реакции превращается в электрическую энергию.

Последовательность разряда ионов. 1) Неактивные (типа Сu, Ag, Pt) высаждаютса первыми 2) Среднеактивные (типа Ni, Fe) высаждаютса параллельно с водородом 3) Активные (типа Ca, Na, K) не высаждаютса

Существуют два метода составления окислительно - восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций. Метод электронного баланса: 1. Найти окислитель и восстановитель. 2.Составить для них схемы (полуреакции) переходов электронов, отвечающие данному окислительно-восстановительному процессу. 3.Уравнять число отданных и принятых электронов в полуреакциях. 4.Просуммировать порознь левые и правые части полуреакций. 5.Расставить коэффициенты в уравнении окислительно восстановительной реакции.

Водень.Особливости его размещения в периодической системе, строение атома, степени окисления. Получение водорода, его свойства Атомарный водород. Типы бинарных соединений элементов с водородом.

Водород – первый элемент в периодической системе. Он находится в первом периоде первой группе главной подгруппе. Заряд ядра атома водорода + 1, в атоме один электронный слой и на нём находится один электрон.

Водород проявляет во всех соединениях валентность 1, возможные степени окисления: - 1, 0, + 1. как элемент с характерной степенью окисления + 1 водород располагается в I группе. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных ковалентной неполярной связью.

водород получают взаимодействием цинка с серной или соляной кислотами в аппарате Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2. Основной источник получения водорода в промышленности – метан. Наиболее распространённый способ получения водорода – взаимодействие метана с водяным паром. Реакцию проводят при 4000С, давлении 2 – 3 МПа в присутствии алюмоникелевых катализаторов: СН4 + 3Н2О = 3Н2 + СО. Для некоторых синтезов используют полученную смесь. Если нужен чистый водород, то оксид углерода(II) окисляют водяным паром, используя катализаторы: СО + Н2О = СО2 + Н2. Oт углекислого газа можно освободиться, пропуская смесь через раствор щёлочи. Водород в промышленности образуется при электролизе водного раствора хлорида натрия: 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2; и при разложении воды электрическим током: 2H2O = O2 + H2.

При комнатной температуре водород химически малоактивен. Без нагревания реагирует только со фтором: Н2 + F2 = 2HF. С кислородом и хлором реагирует при поджигании: 2H2 + O2 = 2H2O; H2 + Cl2 = 2HCl. С серой водород реагирует при нагревании до 150 – 2000С H2 + S = H2S.В жёстких условиях водород реагирует с азотом с образованием аммиака: 3H2 + N2 = 2NH3. При нагревании водород реагирует с некоторыми металлами, образуя гидриды: Са + Н2 = СаН2-1.Водород способен восстанавливать железо и менее активные, чем железо металлы из их оксидов

Атомарный водород получают действием на обычный водород тихого электрического разряда. При этом часть молекул распадается на атомы, которые под уменьшенным давлением соединяются в молекулы не моментально, благодаря чему и могут быть изучены химические свойства атомарного водорода.

Бинарные соединения водорода называются гидридами. Их можно разделить на четыре класса: 1) газообразные ( или легколетучие); 2) высокополимерные ( твердые гидриды, которые построены не по типу солей; но и не обладают металлическим характером); 3) солеобразные; 4) металлообразные.