* Данный текст распознан в автоматическом режиме, поэтому может содержать ошибки

Э в результате разделения катодного и анодного пространства такая схема электролиза используется при нанесении покрытий на какие-либо изделия (см. Гальванопластика, Гальваностегия). Электролиз имеет ряд преимуществ перед обычными хим. реакциями. Во-первых, электрический ток гораздо сильнее (как окислитель, так и восстановитель), чем любое хим. соединение. Напр., только в процессе электролиза можно получить самые сильные окислители — фтор и щелочные металлы (в природе фтор существует только в виде отрицательных ионов, а щелочные металлы — в виде положительных ионов). Отнять электрон у аниона фтора и присоединить электрон к катиону щелочного металла можно только с помощью электрического тока. Во-вторых, процессом электролиза намного легче управлять, чем обычной реакцией. Подбирая соответствующие условия (силу тока, напряжение, концентрацию электролита), можно добиться протекания на электродах определённых реакций и пресекать нежелательные. Кроме того, можно регулировать скорость химических реакций. Электролиз находит очень широкое применение. С помощью электролиза получают металлы и неметаллы, синтезируют органические и неорганические вещества, наносят покрытия на промышленные изделия для очистки загрязнённых металлов. (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация). Степень диссоциации определяется природой электролита и растворителя, а также концентрацией электролита и температурой. Кислоты диссоциируют с образованием протонов (катионов водорода Н+) и анионов кислотного остатка, напр.: НCl = Н+ + Cl—. Основания диссоциируют с образованием катиона металла и гидроксид-ионов (OH—), напр.: NаОН = Nа+ + ОН—. Соли в растворах и расплавах диссоциируют с образованием катиона металла (или аммония NН4+) и аниона кислотного остатка, напр.: NH4Cl = NH4+ + Cl—; Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42—. Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато, напр.: H2СO3 H+ + HCO3—; HСO3— H+ + CO32—. Сильные электролиты распадаются на ионы необратимо, напр.: HCl = H+ + Cl—; а слабые — обратимо, напр.: ЭЛЕКТРОЛИЗЁР, устройство, в котором осуществляется электролиз. СН3СООН СH3COO— + H+. ЭЛЕКТРОЛИТИ ´ Ч ЕСКАЯ ДИССОЦИА ´ ЦИЯ, процесс распада электролита на ионы в растворе под действием полярных молекул растворителя. Классическая теория электролитической диссоциации была разработана С. Аррениусом в 1887 г. и сводится к трём основным положениям: 1. При растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы), которые в растворе взаимодействуют с молекулами воды (см. Гидратация). 2. Под действием постоянного электрического тока катионы движутся к катоду, а анионы — к аноду (см. Электроды, Электролиз). Направленное движение ионов обусловлено их притяжением противоположно заряженными электродами. 3. Процесс диссоциации является обратимым, т. е. спустя некоторое время наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы Степень электролитической диссоциации характеризуется константой диссоциации. Чем меньше величина константы, тем слабее электролит. При электролитической диссоциации в воде образуются гидратированные ионы, но для простоты в уравнениях хим. реакций вода не записывается. ЭЛЕКТРОЛИ´ТЫ, вещества, которые в растворённом или расплавленном состоянии проводят электрический ток, т. е., будучи растворёнными, распадаются на ионы. Этот процесс распада называется электролитической диссоциацией. Идея о распаде некоторых веществ на ионы впервые была высказана С. Аррениусом, который рассматривал раствор электролита как механическую смесь из ионов и молекул растворителя. Д. И. Менделеев впервые предложил гидратную теорию, согласно которой молекулы вещества при растворении взаимодействуют с молекулами растворителя, образуя непрочные ассациаты (гидраты). Это положение было распространено и на ионы в работах И. К. Каблукова — основоположника современной физ.хим. теории растворов электролитов. Для электролитов характерно наличие ионной (NaCl, KOH) или ковалентной сильнополярной связи (HCl, H2SO4). Это кислоты, основания и соли. По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные, средние и слабые. Сильными электролитами называются такие вещества, которые в растворе существуют только в виде ионов. Степень диссоциации сильных электролитов α > 30%. Это: 1) неорганические кислоты (НСl, Н2SO4, НNO3, НClO4 и др.); Диссоциация кристаллов поваренной соли 641