Silpni elektrolitai yra visos serijos medžiagos. elektrolitų

ELEKTROLITAI Medžiagos, kurių tirpalai ar lydalai praleidžia elektrą.

NEELEKTROLITAI Medžiagos, kurių tirpalai ar lydalai nepraleidžia elektros energijos.

Disociacija- junginių skilimas į jonus.

Disociacijos laipsnis yra molekulių, disocijuotų į jonus, skaičiaus ir bendro molekulių skaičiaus tirpale santykis.

STIPRIAI ELEKTROLITAI ištirpę vandenyje jie beveik visiškai disocijuoja į jonus.

Rašydami stiprių elektrolitų disociacijos lygtis dėkite lygybės ženklą.

Stiprūs elektrolitai apima:

Tirpios druskos ( žr. tirpumo lentelę);

Daug neorganinių rūgščių: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Žiūrėk rūgštys-stiprūs elektrolitai tirpumo lentelėje);

Šarminių (LiOH, NaOH, KOH) ir šarminių žemių (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) metalų bazės ( stiprias elektrolitų bazes žiūrėkite tirpumo lentelėje).

SILPNI ELEKTROLITAI vandeniniuose tirpaluose tik iš dalies (grįžtamai) disocijuoja į jonus.

Rašant silpnų elektrolitų disociacijos lygtis, dedamas grįžtamumo ženklas.

Silpni elektrolitai apima:

Beveik visos organinės rūgštys ir vanduo (H 2 O);

Kai kurios neorganinės rūgštys: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Žiūrėk rūgštys-silpni elektrolitai tirpumo lentelėje);

Netirpūs metalų hidroksidai (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( žiūrėti bazescsilpni elektrolitai tirpumo lentelėje).

Elektrolitinės disociacijos laipsnį įtakoja keletas veiksnių:

tirpiklio prigimtis ir elektrolitas: stiprūs elektrolitai – tai medžiagos su joninėmis ir kovalentinėmis stipriai polinėmis jungtimis; geras jonizuojantis gebėjimas, t.y. gebėjimas sukelti medžiagų disociaciją, turėti didelės dielektrinės konstantos tirpiklius, kurių molekulės yra polinės (pavyzdžiui, vanduo);

temperatūros: kadangi disociacija yra endoterminis procesas, temperatūros padidėjimas padidina α reikšmę;

koncentracija: skiedžiant tirpalą disociacijos laipsnis didėja, o didėjant koncentracijai – mažėja;

disociacijos proceso etapas: kiekvienas paskesnis etapas yra mažiau efektyvus nei ankstesnis, maždaug 1000–10 000 kartų; pavyzdžiui, fosforo rūgštis α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (pirmas etapas, α 1),

H2PO–4⇄H++HPO2–4 (antrasis etapas, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (trečia stadija, α 3).

Dėl šios priežasties šios rūgšties tirpale vandenilio jonų koncentracija yra didžiausia, o PO3−4 fosfato jonų – mažiausia.

1. Medžiagos tirpumas ir disociacijos laipsnis nesusiję vienas su kitu. Pavyzdžiui, silpnas elektrolitas yra acto rūgštis, kuri labai (neribotai) tirpsta vandenyje.

2. Silpno elektrolito tirpale yra mažiau nei kituose jonų, kurie susidaro paskutinėje elektrolitinės disociacijos stadijoje.

Elektrolitinės disociacijos laipsniui taip pat turi įtakos kitų elektrolitų pridėjimas: pvz., skruzdžių rūgšties disociacijos laipsnis

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

sumažėja, jei į tirpalą įpilama šiek tiek natrio formiato. Ši druska disocijuoja ir sudaro formiato jonus HCOO –:

HCOONa → HCOO − + Na +

Dėl to tirpale didėja HCOO– jonų koncentracija, o pagal Le Chatelier principą, didinant formiatų jonų koncentraciją, skruzdžių rūgšties disociacijos proceso pusiausvyra pasislenka į kairę, t.y. disociacijos laipsnis mažėja.

Ostvaldo praskiedimo dėsnis- santykis, išreiškiantis praskiesto dvejetainio silpno elektrolito tirpalo ekvivalentinio elektrinio laidumo priklausomybę nuo tirpalo koncentracijos:

Čia yra elektrolito disociacijos konstanta, koncentracija ir lygiaverčio elektrinio laidumo vertės atitinkamai esant koncentracijai ir begaliniam praskiedimui. Santykis yra masinio veiksmo ir lygybės dėsnio pasekmė

kur yra disociacijos laipsnis.

Ostvaldo praskiedimo dėsnį sukūrė W. Ostwald 1888 m. ir jis patvirtino eksperimentiškai. Eksperimentinis Ostvaldo skiedimo dėsnio teisingumo nustatymas turėjo didelę reikšmę elektrolitinės disociacijos teorijai pagrįsti.

Elektrolitinė vandens disociacija. Vandenilio indikatorius pH Vanduo yra silpnas amfoterinis elektrolitas: H2O H+ + OH- arba, tiksliau: 2H2O \u003d H3O + + OH- Vandens disociacijos konstanta 25 ° C temperatūroje yra: gali būti laikoma pastovia ir lygi 55,55 mol / l (vandens tankis 1000 g / l, masė 1 l 1000 g, vandens medžiagos kiekis 1000 g: 18 g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55 ,55 mol/l). Tada Ši vertė yra pastovi tam tikroje temperatūroje (25 ° C), ji vadinama vandens jonų produktu KW: Vandens disociacija yra endoterminis procesas, todėl, kylant temperatūrai, vadovaujantis Le Chatelier principu, disociacija didėja, jonų produktas didėja ir pasiekia 10-13 vertę 100 ° C temperatūroje. Gryname 25°C temperatūros vandenyje vandenilio ir hidroksilo jonų koncentracijos yra lygios viena kitai: = = 10-7 mol/l Tirpalai, kuriuose vandenilio ir hidroksilo jonų koncentracijos yra lygios viena kitai, vadinami neutraliais. Jei į gryną vandenį bus pridėta rūgšties, vandenilio jonų koncentracija padidės ir taps daugiau nei 10-7 mol/l, terpė taps rūgštinga, o hidroksilo jonų koncentracija akimirksniu pasikeis taip, kad vandens jonų produktas išlaikytų savo vertė 10-14. Tas pats atsitiks, kai į gryną vandenį bus pridėta šarmų. Vandenilio ir hidroksilo jonų koncentracijos yra tarpusavyje susijusios per jonų produktą, todėl žinant vieno iš jonų koncentraciją, nesunku apskaičiuoti kito koncentraciją. Pavyzdžiui, jei = 10-3 mol/l, tai = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, arba jei = 10-2 mol/l, tai = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Taigi vandenilio arba hidroksilo jonų koncentracija gali būti kiekybinė terpės rūgštingumo ar šarmingumo charakteristika. Praktikoje naudojamos ne vandenilio ar hidroksilo jonų koncentracijos, o vandenilio pH arba hidroksilo pOH indikatoriai. Vandenilio indeksas pH lygus neigiamam dešimtainiam vandenilio jonų koncentracijos logaritmui: pH = - lg Hidroksilo indeksas pOH yra lygus neigiamam hidroksilo jonų koncentracijos dešimtainiam logaritmui: pOH = - lg Tai lengva parodyti pagal pailginant vandens joninį produktą, kad pH + pOH = 14, terpė yra neutrali, jei mažesnė nei 7 - rūgštinė, ir kuo mažesnis pH, tuo didesnė vandenilio jonų koncentracija. pH didesnis nei 7 – šarminė aplinka, kuo didesnis pH, tuo didesnė hidroksilo jonų koncentracija.

Tai medžiagos, kurių tirpalai ar lydalai praleidžia elektros srovę. Jie taip pat yra nepakeičiamas skysčių ir tankių organizmų audinių komponentas.

Elektrolitai apima rūgštis, bazes ir druskas. Medžiagos, kurios nepraleidžia elektros srovės ištirpusios arba išlydytos būsenos, vadinamos neelektrolitais. Tai apima daug organinių medžiagų, tokių kaip cukrus, alkoholis ir kt.. Elektrolitų tirpalų gebėjimas pravesti elektros srovę paaiškinamas tuo, kad elektrolitų molekulės, ištirpusios, suyra į elektriškai teigiamai ir neigiamai įkrautas daleles – jonus. Jono krūvio vertė skaitine prasme yra lygi joną sudarančio atomo ar atomų grupės valentiškumui. Jonai skiriasi nuo atomų ir molekulių ne tik elektros krūvių buvimu, bet ir kitomis savybėmis, pavyzdžiui, chloro jonai neturi nei kvapo, nei spalvos, nei kitų chloro molekulių savybių.

Teigiamai įkrauti jonai vadinami katijonais, o neigiamo krūvio anijonais. Katijonai sudaro vandenilio atomus H +, metalus: K +, Na +, Ca 2+, Fe 3+ ir kai kurias atomų grupes, pavyzdžiui, amonio grupę NH + 4; anijonai sudaro atomus ir atomų grupes, kurios yra rūgšties liekanos, pavyzdžiui, Cl-, NO-3, SO 2-4, CO 2-3.

E. terminą į mokslą įvedė Faradėjus. Dar visai neseniai K. E. buvo priskiriamos tipiškos druskos, rūgštys ir šarmai, taip pat vanduo. Nevandeninių tirpalų tyrimai, taip pat tyrimai labai aukštoje temperatūroje labai išplėtė šią sritį. I. A. Kablukovas, Kadi, Karara, P. I. Waldenas ir kiti parodė, kad pastebimai elektrą praleidžia ne tik vandeniniai ir alkoholiniai tirpalai, bet ir daugelio kitų medžiagų tirpalai, pavyzdžiui, skystame amoniake, skystame sieros dioksido anhidride; Garsioji Nernsto kaitrinė lempa, kurios veikimo principą atrado genialusis Jabločkovas, puikiai iliustruoja šiuos faktus. Oksidų mišinys - "kaitinamasis korpusas" Nernst lempoje, kuris nėra laidus įprastoje temperatūroje, esant 700 °, tampa puikus ir, be to, išlaiko kietą būseną elektrolitinis dirigentas. Galima daryti prielaidą, kad dauguma sudėtingų medžiagų, tiriamų neorganinėje chemijoje, su atitinkamais tirpikliais arba pakankamai aukštoje temperatūroje, gali įgyti elektronų savybių, išskyrus, žinoma, metalus ir jų lydinius bei tas sudėtingas medžiagas, kurioms bus įrodytas metalinis laidumas. Šiuo metu išlydyto sidabro jodido metalinio laidumo ir kt. rodmenys laikytini nepakankamai pagrįstais. Kita vertus, reikia pasakyti apie daugumą medžiagų, kuriose yra anglies, ty tas, kurios tiriamos organinėje chemijoje. Vargu ar atsiras tirpiklių, kurie angliavandenilius ar jų mišinius (parafiną, žibalą, benziną ir kt.) padarys srovės laidininkais. Tačiau organinėje chemijoje taip pat vyksta laipsniškas perėjimas nuo tipinių elektrolitų prie tipinių neelektrolitų: pradedant nuo organinių rūgščių, prie fenolių, kurių sudėtyje yra nitro grupės, prie fenolių, kurių sudėtyje nėra tokios grupės, prie alkoholių, vandeninių tirpalų. iš kurių priklauso izoliatoriams su mažomis elektrinio sužadinimo jėgomis ir, galiausiai, angliavandeniliams - tipiniams izoliatoriams. Sunku tikėtis, kad daugeliui organinių, o taip pat tam tikru mastu ir kai kurių neorganinių junginių, pakilus temperatūrai, jie taps e.., nes veikiant šilumai šios medžiagos suyra anksčiau.

Tokios neapibrėžtos būklės buvo klausimas, kas yra E., kol jo elektrolitinės disociacijos teorija nebuvo priimta.

elektrolitinė disociacija.

Elektrolitų molekulių skilimas į jonus vadinamas elektrolitine disociacija arba jonizacija ir yra grįžtamasis procesas, tai yra, tirpale gali susidaryti pusiausvyros būsena, kurioje kiek elektrolitų molekulių suyra į jonus, tiek daug jų susidaro iš naujo. iš jonų.

Elektrolitų disociaciją į jonus galima pavaizduoti bendra lygtimi: kur KmAn yra nedisocijuota molekulė, K z + 1 yra katijonas, turintis z 1 teigiamų krūvių, A z- 2 yra anijonas, turintis z 2 neigiamus krūvius, m ir n yra katijonų ir anijonų, susidarančių vienos elektrolito molekulės disociacijos metu, skaičius. Pavyzdžiui, .
Teigiamų ir neigiamų jonų skaičius tirpale gali būti skirtingas, tačiau bendras katijonų krūvis visada lygus bendram anijonų krūviui, todėl visas tirpalas yra elektriškai neutralus.
Stiprūs elektrolitai beveik visiškai disocijuoja į jonus esant bet kokiai koncentracijai tirpale. Tai stiprios rūgštys (žr.), stiprios bazės ir beveik visos druskos (žr.). Silpni elektrolitai, įskaitant silpnas rūgštis ir bazes bei kai kurias druskas, pavyzdžiui, gyvsidabrio chloridas HgCl 2 , disocijuoja tik iš dalies; mažėjant tirpalo koncentracijai didėja jų disociacijos laipsnis, t.y., į jonus suirusių molekulių dalis.
Elektrolitų gebėjimo tirpaluose skaidytis į jonus matas gali būti elektrolitinės disociacijos konstanta (jonizacijos konstanta), lygi
kur laužtiniai skliaustai rodo atitinkamų dalelių koncentracijas tirpale.

Elektrolitai kaip cheminės medžiagos buvo žinomi nuo seniausių laikų. Tačiau jie palyginti neseniai užkariavo daugumą savo taikymo sričių. Aptarsime prioritetines sritis, kuriose pramonė naudoja šias medžiagas, ir išsiaiškinsime, kas yra pastarosios ir kuo jos skiriasi viena nuo kitos. Bet pradėkime nuo ekskursijos į istoriją.

Istorija

Seniausi žinomi elektrolitai yra druskos ir rūgštys, atrastos senovės pasaulyje. Tačiau idėjos apie elektrolitų struktūrą ir savybes laikui bėgant vystėsi. Šių procesų teorijos vystėsi nuo 1880-ųjų, kai buvo padaryta nemažai atradimų, susijusių su elektrolitų savybių teorijomis. Elektrolitų sąveikos su vandeniu mechanizmus aprašančiose teorijose įvyko keli kokybiniai šuoliai (juk tik tirpale jie įgyja tas savybes, dėl kurių naudojami pramonėje).

Dabar išsamiai išanalizuosime kelias teorijas, kurios turėjo didžiausią įtaką idėjų apie elektrolitus ir jų savybes raidai. Ir pradėkime nuo labiausiai paplitusios ir paprasčiausios teorijos, kurią kiekvienas iš mūsų išlaikė mokykloje.

Arenijaus elektrolitinės disociacijos teorija

1887 m. švedų chemikas ir Wilhelmas Ostwaldas sukūrė elektrolitinės disociacijos teoriją. Tačiau ir čia viskas nėra taip paprasta. Pats Arrhenius buvo vadinamosios fizikinės tirpalų teorijos šalininkas, kuri neatsižvelgė į sudedamųjų medžiagų sąveiką su vandeniu ir teigė, kad tirpale yra laisvų įkrautų dalelių (jonų). Beje, būtent iš tokių pozicijų šiandien mokykloje galvojama apie elektrolitinę disociaciją.

Pakalbėkime apie tai, ką ši teorija duoda ir kaip ji mums paaiškina medžiagų sąveikos su vandeniu mechanizmą. Kaip ir bet kuri kita, ji turi keletą postulatų, kuriuos naudoja:

1. Sąveikaujant su vandeniu medžiaga skyla į jonus (teigiamas – katijonas ir neigiamas – anijonas). Šios dalelės hidratuojamos: pritraukia vandens molekules, kurios, beje, vienoje pusėje yra teigiamai, o iš kitos – neigiamai (sudaro dipolį), dėl to susidaro vandens kompleksai (solvatai).

2. Disociacijos procesas yra grįžtamasis – tai yra, jei medžiaga suskilo į jonus, tai veikiama bet kokių veiksnių ji vėl gali virsti pradine.

3. Jei prijungsite elektrodus prie tirpalo ir įjungsite srovę, tada katijonai pradės judėti link neigiamo elektrodo - katodo, o anijonai - link teigiamai įkrauto - anodo. Štai kodėl vandenyje gerai tirpstančios medžiagos geriau praleidžia elektrą nei pats vanduo. Dėl tos pačios priežasties jie vadinami elektrolitais.

4. elektrolitas apibūdina ištirpusios medžiagos procentinę dalį. Šis indikatorius priklauso nuo tirpiklio ir pačios tirpios medžiagos savybių, nuo pastarosios koncentracijos ir nuo išorinės temperatūros.

Tiesą sakant, čia yra visi pagrindiniai šios paprastos teorijos postulatai. Šiame straipsnyje mes juos naudosime norėdami apibūdinti, kas vyksta elektrolito tirpale. Šiek tiek vėliau analizuosime šių junginių pavyzdžius, bet dabar apsvarstysime kitą teoriją.

Lewiso rūgšties ir bazės teorija

Pagal elektrolitinės disociacijos teoriją rūgštis yra medžiaga, kurios tirpale yra vandenilio katijonas, o bazė – junginys, kuris tirpale skyla į hidroksido anijoną. Yra dar viena teorija, pavadinta garsaus chemiko Gilberto Lewiso vardu. Tai leidžia šiek tiek išplėsti rūgšties ir bazės sąvoką. Remiantis Lewiso teorija, rūgštys yra medžiagos molekulės, turinčios laisvų elektronų orbitales ir galinčios priimti elektroną iš kitos molekulės. Nesunku atspėti, kad bazės bus tokios dalelės, kurios sugeba vieną ar kelis savo elektronus paaukoti rūgšties „naudojimui“. Čia labai įdomu, kad ne tik elektrolitas, bet ir bet kokia medžiaga, net netirpi vandenyje, gali būti rūgštis ar bazė.

Protolitinė Brendsted-Lowry teorija

1923 metais, nepriklausomai vienas nuo kito, du mokslininkai – J. Bronstedas ir T. Lowry – pasiūlė teoriją, kurią dabar mokslininkai aktyviai naudoja aprašydami cheminius procesus. Šios teorijos esmė ta, kad disociacijos prasmė redukuojama iki protono perkėlimo iš rūgšties į bazę. Taigi pastarasis čia suprantamas kaip protonų akceptorius. Tada rūgštis yra jų donoras. Teorija taip pat gerai paaiškina medžiagų, turinčių rūgščių ir bazių savybes, egzistavimą. Tokie junginiai vadinami amfoteriniais. Bronstedo-Lowry teorijoje jiems taip pat vartojamas terminas amfolitai, o rūgštys arba bazės dažniausiai vadinamos protolitais.

Mes priėjome prie kitos straipsnio dalies. Čia papasakosime, kuo stiprūs ir silpni elektrolitai skiriasi vienas nuo kito ir aptarsime išorinių veiksnių įtaką jų savybėms. Ir tada pereisime prie jų praktinio taikymo aprašymo.

Stiprūs ir silpni elektrolitai

Kiekviena medžiaga sąveikauja su vandeniu atskirai. Kai kurie jame gerai tirpsta (pavyzdžiui, valgomoji druska), o kai kurie visiškai netirpsta (pavyzdžiui, kreida). Taigi visos medžiagos skirstomos į stipriuosius ir silpnuosius elektrolitus. Pastarosios yra medžiagos, kurios blogai sąveikauja su vandeniu ir nusėda tirpalo apačioje. Tai reiškia, kad jie turi labai mažą disociacijos laipsnį ir didelę jungties energiją, o tai normaliomis sąlygomis neleidžia molekulei suskaidyti į ją sudarančius jonus. Silpnų elektrolitų disociacija vyksta labai lėtai arba didėjant šios medžiagos temperatūrai ir koncentracijai tirpale.

Pakalbėkime apie stiprius elektrolitus. Tai apima visas tirpias druskas, taip pat stiprias rūgštis ir šarmus. Jie lengvai skyla į jonus ir labai sunku juos surinkti krituliuose. Srovė elektrolituose, beje, yra vykdoma būtent dėl ​​tirpale esančių jonų. Todėl stiprūs elektrolitai geriausiai praleidžia srovę. Pastarųjų pavyzdžiai: stiprios rūgštys, šarmai, tirpios druskos.

Veiksniai, turintys įtakos elektrolitų elgsenai

Dabar išsiaiškinkime, kaip išorinės aplinkos pasikeitimas veikia koncentraciją, tiesiogiai veikia elektrolitų disociacijos laipsnį. Be to, šis santykis gali būti išreikštas matematiškai. Šį ryšį aprašantis dėsnis vadinamas Ostvaldo skiedimo dėsniu ir parašytas taip: a = (K / c) 1/2. Čia a yra disociacijos laipsnis (paimtas trupmenomis), K - disociacijos konstanta, kuri kiekvienai medžiagai skiriasi, o c - elektrolito koncentracija tirpale. Pagal šią formulę galite daug sužinoti apie medžiagą ir jos elgesį tirpale.

Bet mes nukrypstame nuo temos. Be koncentracijos, disociacijos laipsniui įtakos turi ir elektrolito temperatūra. Daugumos medžiagų jo padidinimas padidina tirpumą ir reaktyvumą. Tai gali paaiškinti kai kurių reakcijų atsiradimą tik esant aukštesnei temperatūrai. Įprastomis sąlygomis jie eina arba labai lėtai, arba abiem kryptimis (toks procesas vadinamas grįžtamuoju).

Išanalizavome veiksnius, lemiančius tokios sistemos, kaip elektrolito tirpalas, elgesį. Dabar pereikime prie praktinio šių, be jokios abejonės, labai svarbių cheminių medžiagų taikymo.

Pramoninis naudojimas

Žinoma, visi yra girdėję žodį „elektrolitas“ apie baterijas. Automobilyje naudojami švino rūgšties akumuliatoriai, kurių elektrolitas yra 40% sieros rūgšties. Norint suprasti, kodėl ši medžiaga apskritai reikalinga, verta suprasti baterijų veikimo ypatybes.

Taigi koks yra bet kurios baterijos veikimo principas? Juose vyksta grįžtamoji vienos medžiagos virsmo kita reakcija, dėl kurios išsiskiria elektronai. Įkraunant akumuliatorių, vyksta medžiagų sąveika, kuri normaliomis sąlygomis nepasiekiama. Tai gali būti pavaizduota kaip elektros kaupimasis medžiagoje dėl cheminės reakcijos. Kai prasideda iškrovimas, prasideda atvirkštinė transformacija, vedanti į pradinę būseną. Šie du procesai kartu sudaro vieną įkrovimo-iškrovimo ciklą.

Apsvarstykite aukščiau pateiktą procesą konkrečiu pavyzdžiu - švino rūgšties akumuliatoriumi. Kaip galite atspėti, šį srovės šaltinį sudaro elementas, kuriame yra švino (taip pat švino dioksido PbO 2) ir rūgšties. Bet kuri baterija susideda iš elektrodų ir tarpo tarp jų, užpildytų tik elektrolitu. Kaip paskutinis, kaip jau išsiaiškinome, mūsų pavyzdyje sieros rūgštis naudojama 40 proc. Tokios baterijos katodas pagamintas iš švino dioksido, o anodas – iš gryno švino. Visa tai yra todėl, kad šiuose dviejuose elektroduose vyksta skirtingos grįžtamosios reakcijos, dalyvaujant jonams, į kuriuos rūgštis disocijuoja:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - \u003d PbSO 4 + 2H 2 O (reakcija vyksta prie neigiamo elektrodo - katodo).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - \u003d PbSO 4 (Reakcija vyksta prie teigiamo elektrodo - anodo).

Jei skaitome reakcijas iš kairės į dešinę – gauname procesus, kurie vyksta išsikrovus akumuliatoriui, o jei iš dešinės į kairę – kraunant. Kiekviena iš šių reakcijų yra skirtinga, tačiau jų atsiradimo mechanizmas paprastai aprašomas vienodai: vyksta du procesai, kurių viename elektronai „sugeria“, o kitame – priešingai – „išeina“. Svarbiausia, kad sugertų elektronų skaičius būtų lygus išspinduliuotų elektronų skaičiui.

Tiesą sakant, be baterijų, šios medžiagos yra daug pritaikytų. Apskritai elektrolitai, kurių pavyzdžius pateikėme, yra tik grūdelis iš įvairių medžiagų, kurios yra sujungtos pagal šį terminą. Jie mus supa visur, visur. Paimkime, pavyzdžiui, žmogaus kūną. Ar manote, kad šių medžiagų nėra? Tu labai klysti. Jų yra visur mumyse, o didžiausias kiekis – kraujo elektrolitų. Tai apima, pavyzdžiui, geležies jonus, kurie yra hemoglobino dalis ir padeda transportuoti deguonį į mūsų kūno audinius. Kraujo elektrolitai taip pat atlieka pagrindinį vaidmenį reguliuojant vandens ir druskos pusiausvyrą bei širdies veiklą. Šią funkciją atlieka kalio ir natrio jonai (yra net ląstelėse vykstantis procesas, vadinamas kalio-natrio pompa).

Visos medžiagos, kurias galite bent šiek tiek ištirpinti, yra elektrolitai. Ir nėra tokios pramonės ir mūsų gyvenimo su jumis, kad ir kur jie būtų taikomi. Tai ne tik akumuliatoriai automobiliuose ir akumuliatoriai. Tai bet kokia chemijos ir maisto gamyba, karinės gamyklos, drabužių gamyklos ir pan.

Beje, elektrolito sudėtis skiriasi. Taigi, galima atskirti rūgštinį ir šarminį elektrolitą. Jie iš esmės skiriasi savo savybėmis: kaip jau minėjome, rūgštys yra protonų donorės, o šarmai – akceptoriai. Tačiau laikui bėgant elektrolito sudėtis keičiasi dėl dalies medžiagos praradimo, koncentracija arba mažėja, arba didėja (viskas priklauso nuo to, kas prarandama, vandens ar elektrolito).

Su jais susiduriame kiekvieną dieną, tačiau mažai žmonių tiksliai žino tokio termino kaip elektrolitai apibrėžimą. Mes išanalizavome konkrečių medžiagų pavyzdžius, todėl pereikime prie šiek tiek sudėtingesnių sąvokų.

Fizikinės elektrolitų savybės

Dabar apie fiziką. Svarbiausias dalykas, kurį reikia suprasti studijuojant šią temą, yra tai, kaip srovė perduodama elektrolituose. Jonai čia vaidina lemiamą vaidmenį. Šios įkrautos dalelės gali perkelti krūvį iš vienos tirpalo dalies į kitą. Taigi anijonai visada linkę į teigiamą elektrodą, o katijonai - į neigiamą. Taigi, veikdami tirpalą elektros srove, atskiriame krūvius skirtingose ​​sistemos pusėse.

Tokia fizinė charakteristika kaip tankis yra labai įdomi. Nuo to priklauso daugelis mūsų aptartų junginių savybių. Ir dažnai iškyla klausimas: "Kaip padidinti elektrolito tankį?" Tiesą sakant, atsakymas paprastas: reikia sumažinti vandens kiekį tirpale. Kadangi elektrolito tankis dažniausiai nustatomas, tai labiausiai priklauso nuo pastarojo koncentracijos. Yra du būdai įgyvendinti planą. Pirmasis yra gana paprastas: užvirinkite akumuliatoriuje esantį elektrolitą. Norėdami tai padaryti, turite jį įkrauti, kad temperatūra viduje pakiltų šiek tiek virš šimto laipsnių Celsijaus. Jei šis metodas nepadeda, nesijaudinkite, yra dar vienas: tiesiog pakeiskite seną elektrolitą nauju. Norėdami tai padaryti, nusausinkite seną tirpalą, išvalykite sieros rūgšties likučių vidų distiliuotu vandeniu ir supilkite naują porciją. Paprastai aukštos kokybės elektrolitų tirpalai iš karto turi norimą koncentraciją. Po pakeitimo ilgą laiką galite pamiršti, kaip padidinti elektrolito tankį.

Elektrolito sudėtis daugiausia lemia jo savybes. Pavyzdžiui, tokios charakteristikos kaip elektrinis laidumas ir tankis labai priklauso nuo tirpios medžiagos pobūdžio ir jos koncentracijos. Yra atskiras klausimas, kiek elektrolito gali būti akumuliatoriuje. Tiesą sakant, jo tūris yra tiesiogiai susijęs su deklaruota gaminio galia. Kuo daugiau sieros rūgšties akumuliatoriaus viduje, tuo jis galingesnis, tai yra, tuo daugiau įtampos jis gali tiekti.

Kur tai naudinga?

Jei esate automobilių entuziastas ar tiesiog mėgstate automobilius, tuomet jūs pats viską suprantate. Tikrai net žinote, kaip dabar nustatyti, kiek elektrolito yra akumuliatoriuje. Ir jei esate toli nuo automobilių, tada žinoti šių medžiagų savybes, jų pritaikymą ir sąveiką tarpusavyje nebus nereikalinga. Tai žinodami, jūsų paprašys pasakyti, koks elektrolitas yra akumuliatoriuje, neturėsite nuostolių. Nors net jei nesate automobilių entuziastas, bet turite automobilį, baterijos įrenginio išmanymas visai nebus nereikalingas ir padės remontuoti. Viską padaryti patiems bus daug lengviau ir pigiau nei važiuoti į autocentrą.

O norint geriau išstudijuoti šią temą, rekomenduojame perskaityti chemijos vadovėlį mokykloms ir universitetams. Jei gerai išmanote šį mokslą ir perskaitėte pakankamai vadovėlių, Varypajevo „Cheminės srovės šaltiniai“ būtų geriausias pasirinkimas. Jame išsamiai išdėstyta visa baterijų, įvairių baterijų ir vandenilio elementų veikimo teorija.

Išvada

Atėjome į pabaigą. Apibendrinkime. Aukščiau mes išanalizavome viską, kas susiję su tokia sąvoka kaip elektrolitai: pavyzdžiai, struktūros ir savybių teorija, funkcijos ir pritaikymai. Dar kartą verta pasakyti, kad šie junginiai yra mūsų gyvenimo dalis, be kurių mūsų kūnas ir visos pramonės sritys negalėtų egzistuoti. Ar prisimeni kraujo elektrolitus? Jų dėka mes gyvename. O kaip mūsų automobiliai? Turėdami šias žinias galėsime išspręsti bet kokią problemą, susijusią su akumuliatoriumi, nes dabar suprantame, kaip padidinti joje esančio elektrolito tankį.

Neįmanoma visko išpasakoti, o mes tokio tikslo nekėlėme. Juk tai dar ne viskas, ką galima pasakyti apie šias nuostabias medžiagas.

1. ELEKTROLITAI

1.1. elektrolitinė disociacija. Disociacijos laipsnis. Elektrolitų stiprumas

Pagal elektrolitinės disociacijos teoriją, druskos, rūgštys, hidroksidai, ištirpę vandenyje, visiškai arba iš dalies suyra į nepriklausomas daleles – jonus.

Medžiagų molekulių skilimo į jonus procesas, veikiant polinių tirpiklių molekulėms, vadinamas elektrolitine disociacija. Medžiagos, kurios tirpale disocijuoja į jonus, vadinamos elektrolitų. Dėl to tirpalas įgyja galimybę pravesti elektros srovę, nes. joje atsiranda mobiliųjų elektros krūvio nešėjų. Pagal šią teoriją, ištirpę vandenyje, elektrolitai skyla (disociuoja) į teigiamo ir neigiamo krūvio jonus. Teigiamai įkrauti jonai vadinami katijonai; tai, pavyzdžiui, vandenilio ir metalo jonai. Neigiamai įkrauti jonai vadinami anijonai; tai rūgščių likučių jonai ir hidroksido jonai.

Dėl kiekybinės disociacijos proceso charakteristikos įvedama disociacijos laipsnio sąvoka. Elektrolito disociacijos laipsnis (α) yra jo molekulių, suskaidytų į jonus tam tikrame tirpale, skaičiaus santykis ( n ), į bendrą jo molekulių skaičių tirpale ( N), arba

α = .

Elektrolitinės disociacijos laipsnis paprastai išreiškiamas arba vieneto dalimis, arba procentais.

Elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis didesnis nei 0,3 (30%), dažniausiai vadinami stipriaisiais, kurių disociacijos laipsnis nuo 0,03 (3%) iki 0,3 (30%) – vidutinis, mažesnis nei 0,03 (3%) – silpnais elektrolitais. Taigi, 0,1 M tirpalui CH3COOH α = 0,013 (arba 1,3 %). Todėl acto rūgštis yra silpnas elektrolitas. Disociacijos laipsnis parodo, kokia ištirpusių medžiagos molekulių dalis suskilo į jonus. Elektrolito elektrolitinės disociacijos laipsnis vandeniniuose tirpaluose priklauso nuo elektrolito pobūdžio, jo koncentracijos ir temperatūros.

Pagal savo pobūdį elektrolitai gali būti suskirstyti į dvi dideles grupes: stiprus ir silpnas. Stiprūs elektrolitai disocijuoti beveik visiškai (α = 1).

Stiprūs elektrolitai apima:

1) rūgštys (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);

2) bazės - pagrindinio pogrupio pirmosios grupės metalų hidroksidai (šarmai) - LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , taip pat šarminių žemių metalų hidroksidai - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) vandenyje tirpios druskos (žr. tirpumo lentelę).

Silpni elektrolitai labai mažai disocijuoja į jonus, tirpaluose jie daugiausia yra nedisocijuotos būsenos (molekulinės formos). Silpniems elektrolitams susidaro pusiausvyra tarp nedisocijuotų molekulių ir jonų.

Silpni elektrolitai apima:

1) neorganinės rūgštys ( H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H3PO4, H2SiO3, HCNS, HClO ir kt.);

2) vanduo (H2O);

3) amonio hidroksidas ( NH4OH);

4) dauguma organinių rūgščių

(pavyzdžiui, acto CH 3 COOH, skruzdžių HCOOH);

5) netirpios ir mažai tirpios tam tikrų metalų druskos ir hidroksidai (žr. tirpumo lentelę).

Procesas elektrolitinė disociacija vaizduojamas naudojant chemines lygtis. Pavyzdžiui, druskos rūgšties disociacija (HC l ) parašyta taip:

HCl → H + + Cl - .

Bazės disocijuoja ir susidaro metalų katijonai ir hidroksido jonai. Pavyzdžiui, KOH disociacija

KOH → K + + OH -.

Polibazinės rūgštys, taip pat daugiavalenčių metalų bazės, disocijuoja etapais. Pavyzdžiui,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 -,

HCO 3 - H + + CO 3 2–.

Pirmajai pusiausvyrai – disociacijai išilgai pirmojo etapo – būdinga konstanta

.

Dėl disociacijos antrajame etape:

.

Anglies rūgšties atveju disociacijos konstantos turi šias reikšmes: K I = 4,3× 10 -7 , K II = 5,6 × 10–11 . Dėl laipsniško atsiribojimo, visada K aš> K II > K III >... , nes energija, kurią reikia sunaudoti jonui atskirti, yra minimali, kai jis atsiskiria nuo neutralios molekulės.

Vidutinės (normalios) druskos, tirpios vandenyje, disocijuoja susidarant teigiamai įkrautiems metalo jonams ir neigiamai įkrautiems rūgšties liekanos jonams

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 -

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ + 3SO 4 2–.

Rūgščių druskos (hidrodruskos) - elektrolitai, kurių anijone yra vandenilio, galintys atsiskirti vandenilio jono H + pavidalu. Rūgščių druskos laikomos produktu, gautu iš daugiabazių rūgščių, kuriose ne visi vandenilio atomai pakeisti metalu. Rūgščių druskų disociacija vyksta etapais, pavyzdžiui:

KHCO3 → K + + HCO 3 - (Pirmas lygmuo)

Trumpa medžiagos tema „Elektrolitai ir neelektrolitai“ versija. Leidžia greitai susiorientuoti temoje, tk. pateiktos lentelės su apibrėžimais ir pavyzdžiais forma. Tai padės susisteminti žinias, pasirengti patikrinimui ir bandomiesiems darbams.

Peržiūrėkite dokumento turinį
"Lovutė "Elektrolitai ir neelektrolitai"

MEDŽIAGOS

ELEKTROLITAI

Disociacijos laipsnis (α)

α = N plitimas. / N iš viso

_____________________________________________________________________________________

Pagal gebėjimą praleisti srovę vandeniniame tirpale arba lydalo

MEDŽIAGOS

ELEKTROLITAI

Disociacijos laipsnis (α) yra molekulių, suskaidytų į jonus, skaičiaus (N suirimo) ir bendro ištirpusių molekulių skaičiaus (bendras N) santykis.

α = N plitimas. / N iš viso