Hydroliza

Hydrolizą nazywa się ogólnie reakcję związku chemicznego z wodą. Najbardziej znanym jest hydroliza soli w środowisku wodnym:

  • słabych kwasów i mocnych zasad - odczyn zasadowy (hydroliza zasadowa);
  • słabych zasad i mocnych kwasów - odczyn kwasowy (hydroliza kwasowa);
  • słabych kwasów i mocnych zasad - odczyn słabo zasadowy lub słabo kwasowy albo obojętny

Nie ulegają natomiast hydrolizie roztwory soli mocnego kwasu i mocnej zasady.

Produktami reakcji hydrolizy są kwas oraz zasada danej soli. Na przykład dla soli kwasu jednoprotonowego i zasady jednowodorotlenowej (MeA) schematycznie można opisać równanie hydrolizy:

Me+ + A- + H2O <=> MeOH + HA

Elektrochemia

Elektrochemia jest to dział chemii, który bada procesy chemiczne towarzyszące przepływowi prądu elektrycznego przez elektrolit. Elektrolitem, nazywamy związek chemiczny przewodzący prąd elektryczny i jest to:

  • stopiona sól,
  • kwasy, zasady, albo ich sole, jako roztwór albo cieczy;

Ogniwo galwaniczne jest to układ dwóch elektrod zanurzonych w roztworze jonów, który jest w stanie przekazywać energię powstałą w wyniku reakcji chemicznych między elektroda, a elektrolitem (jako prąd elektryczny) od razu do środowiska.

Różnica potencjałów elektrod w stanie równowagi ogniwa to siła elektromotoryczna (SEM). Jest to:

  • miara tzw. równowagi ogniwa, w czasie, gdy nie pracuje. Inaczej SEM jest to
  • norma predyspozycji ogniwa do przekazywaniu na zewnątrz układu prądu elektrycznego (energii), pochodzącej z reakcji chemicznych
  • ważny parametr, definiujący energię procesów chemicznych;
  • parametr określający stężenie jonów w danym roztworze;

Potencjał, każdej z elektrod pozwala obliczyć wzór Nernsta:

gdzie: E - potencjał elektrody;

E0 - standardowy potencjał elektrody (układu redoksowego),

R - stała gazowa

T - temperatura w Kelwinach,

F - stała Faradaya (9,6485*104 C/mol)

N - ilość elektronów ulegająca wymianie w procesie elektrodowym,

c - stężenie jonów

Elektroda jest to kawałek metalu zanurzony w roztworze własnych jonów o stężeniu c= 1mol/dm3, jest to tzw. półogniwo standardowe. Jeśli zmierzy się potencjał tego półogniwa w temperaturze 298 K względem elektrody wodorowej, i jest to tzw. standardowy potencjał elektrodowy.

Standardowa elektroda wodorowa zbudowana jest z płytki platynowej pokrytej warstewką czerni platynowej, posiadającej właściwość absorbowania wodoru gazowego. Nasycona gazowym wodorem płytka platynowa nie bierze bezpośredniego udziału w reakcji elektrodowej, ale zachowuje się tak, jakby była elektrodą wykonaną z samego wodoru. Wartość potencjału standardowej elektrody wodorowej przyjęto umownie jako zero, a potencjały innych elektrod właśnie wyraża się względem jej.

Usystematyzowanie potencjałów standardowych poszczególnych metali umożliwia obliczenie siły elektromotorycznej dowolnego ogniwa elektrochemicznego oraz powinowactwa chemicznego reakcji, która w nim zachodzi. Jest to tzw. szereg elektrochemiczny (inaczej zwany szeregiem napięciowym) metali ułożonych od najniższego do najwyższego potencjału. Z położenia w szeregu danego metalu możemy wnioskować o jego aktywności, tj.:

  • wraz ze wzrostem potencjału aktywność metali maleje;
  • metal mniej aktywny jest wypierany przez metal o niższym potencjale, czyli bardziej aktywny;
  • metale mające potencjał niższy od potencjału wodoru wypierają proton wodoru z kwasów;

Prawa elektrolizy Faradaya

1. Masa związku wydzielonego na jednej z elektrod jest proporcjonalna do natężenia prąd elektrycznego a także do przebiegu elektrolizy

m = kIt

gdzie k - równoważnik elektrochemiczny; cecha charakteryzująca substancję wydzielającą się na

powierzchni elektrody;

I - natężenie prądu płynącego przez elektrolit w czasie t

M - masa substancji wydzielonej na powierzchni elektrody powstała podczas

przepływu przez elektrolit ładunku jednostkowego, przykładowo 1 C

Jest ono także znane, z innej definicji:

stosunek mas m1 i m2 wydzielonych na elektrodach substancji podczas przepływu jednakowych ładunków elektrycznych, jest równy stosunkowi ich równoważników elektrochemicznych R1 i R2

2. Stosunek molowej masy (M) substancji powstałej na elektrodach do iloczynu liczby ładunkowej (z) reakcji zapisanej względem 1 mola oraz równoważnika elektrochemicznego tej substancji jest stały dla wszystkich reakcji zachodzących na elektrodach i wynosi 96500 C:

F= M/kz

Podczas elektrolizy:

  1. Kwasów - zazwyczaj na katodzie wydziela się wodór

zaś na anodzie

    • tlen, jeśli są to kwasy tlenowe; w przypadku rozcieńczonych roztworów, pochodzący zazwyczaj z wody;
    • inne produkty, pochodzące z utlenienia reszty kwasowej, np. Cl z HCl, w przypadku beztlenowych kwasów;
  1. Zasad - w wyniku rozkładu wody, przy dużych rozcieńczeniach, na katodzie wydziela się wodór, jeśli jednak metal leży za wodorem w szeregu napięciowym to na katodzie zamiast wodoru wydzieli się metal;

Zaś na anodzie tlen;

  1. Sole w roztworach - na katodzie podobnie jak przy zasadach,

zaś na anodzie tlen z wody, jeśli jest to reszta kwasu tlenowego; lub też niemetal dla soli powstałych z kwasu beztlenowego;

  1. Sól stopiona - na katodzie metal

na anodzie wydziela się niemetal;

  1. Zasada stopiona - na katodzie metal

na anodzie tlen pochodzący z grupy hydroksylowej (-OH)