Šibki elektroliti so vse snovi iz serije. elektroliti

ELEKTROLITI Snovi, katerih raztopine ali taline prevajajo električni tok.

NEELEKTROLITI Snovi, katerih raztopine ali taline ne prevajajo električnega toka.

Disociacija- razgradnja spojin na ione.

Stopnja disociacije je razmerje med številom molekul, disociiranih na ione, in skupnim številom molekul v raztopini.

MOČNI ELEKTROLITI ko se raztopijo v vodi, skoraj popolnoma disociirajo na ione.

Pri pisanju enačb disociacije močnih elektrolitov postavite znak enakosti.

Močni elektroliti vključujejo:

Topne soli ( glej tabelo topnosti);

Veliko anorganskih kislin: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Poglej kisline-močni elektroliti v tabeli topnosti);

Baze alkalijskih (LiOH, NaOH, KOH) in zemeljskoalkalijskih (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) kovin ( glejte močne baze elektrolitov v tabeli topnosti).

ŠIBKI ELEKTROLITI v vodnih raztopinah le delno (reverzibilno) disociirajo na ione.

Pri pisanju disociacijskih enačb za šibke elektrolite je postavljen znak reverzibilnosti.

Šibki elektroliti vključujejo:

Skoraj vse organske kisline in voda (H 2 O);

Nekatere anorganske kisline: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Poglej kisline-šibki elektroliti v tabeli topnosti);

Netopni kovinski hidroksidi (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( glej bazecšibki elektroliti v tabeli topnosti).

Na stopnjo elektrolitske disociacije vpliva več dejavnikov:

narava topila in elektrolit: močni elektroliti so snovi z ionskimi in kovalentnimi močno polarnimi vezmi; dobra ionizacijska sposobnost, tj. sposobnost povzročanja disociacije snovi, imajo topila z visoko dielektrično konstanto, katerih molekule so polarne (na primer voda);

temperaturo: ker je disociacija endotermni proces, zvišanje temperature poveča vrednost α;

koncentracija: ko raztopino razredčimo, se stopnja disociacije poveča, z naraščajočo koncentracijo pa se zmanjša;

fazi procesa disociacije: vsaka naslednja stopnja je manj učinkovita od prejšnje, približno 1000–10.000-krat; na primer za fosforno kislino α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (prva stopnja, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (druga stopnja, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (tretja stopnja, α 3).

Zaradi tega je v raztopini te kisline koncentracija vodikovih ionov najvišja, koncentracija fosfatnih ionov PO3−4 pa najmanjša.

1. Topnost in stopnja disociacije snovi med seboj nista povezani. Šibek elektrolit je na primer ocetna kislina, ki je zelo (neomejeno) topna v vodi.

2. Raztopina šibkega elektrolita vsebuje manj kot druge tiste ione, ki nastanejo na zadnji stopnji elektrolitske disociacije

Na stopnjo elektrolitske disociacije vpliva tudi dodajanje drugih elektrolitov: na primer stopnja disociacije mravljinčne kisline

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

zmanjša, če raztopini dodamo malo natrijevega formata. Ta sol disociira in tvori formatne ione HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

Posledično se poveča koncentracija HCOO– ionov v raztopini, po Le Chatelierjevem principu pa povečanje koncentracije formatnih ionov premakne ravnotežje procesa disociacije mravljinčne kisline v levo, tj. stopnja disociacije se zmanjša.

Ostwaldov zakon redčenja- razmerje, ki izraža odvisnost ekvivalentne električne prevodnosti razredčene raztopine binarnega šibkega elektrolita od koncentracije raztopine:

Tukaj je disociacijska konstanta elektrolita, je koncentracija in so vrednosti ekvivalentne električne prevodnosti pri koncentraciji oziroma pri neskončnem redčenju. Razmerje je posledica zakona množičnega delovanja in enakosti

kje je stopnja disociacije.

Ostwaldov zakon redčenja je razvil W. Ostwald leta 1888 in ga eksperimentalno potrdil. Eksperimentalna ugotovitev pravilnosti Ostwaldovega zakona redčenja je bila velikega pomena za utemeljitev teorije elektrolitske disociacije.

Elektrolitska disociacija vode. Indikator vodika pH Voda je šibek amfoteren elektrolit: H2O H+ + OH- ali natančneje: 2H2O \u003d H3O + + OH- Konstanta disociacije vode pri 25 ° C je: se lahko šteje za konstantno in je enaka 55,55 mol / l (gostota vode 1000 g / l, masa 1 l 1000 g, količina vodne snovi 1000 g: 18 g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55,55 mol / l). Ta vrednost je konstantna pri določeni temperaturi (25 ° C), imenujemo jo ionski produkt vode KW: disociacija vode je endotermni proces, zato s povišanjem temperature, v skladu z načelom Le Chatelier, disociacija se poveča, ionski produkt se poveča in doseže vrednost 10-13 pri 100 ° C. V čisti vodi pri 25°C so koncentracije vodikovih in hidroksilnih ionov med seboj enake: = = 10-7 mol/l Raztopine, v katerih so koncentracije vodikovih in hidroksilnih ionov med seboj enake, imenujemo nevtralne. Če čisti vodi dodamo kislino, se bo koncentracija vodikovih ionov povečala in postala več kot 10-7 mol / l, medij bo postal kisel, medtem ko se bo koncentracija hidroksilnih ionov takoj spremenila, tako da ionski produkt vode ohrani svojo vrednost 10-14. Enako se zgodi, ko čisti vodi dodamo alkalije. Koncentracije vodikovih in hidroksilnih ionov so med seboj povezane preko ionskega produkta, zato je ob poznavanju koncentracije enega od ionov enostavno izračunati koncentracijo drugega. Na primer, če je = 10-3 mol/l, potem = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ali če je = 10-2 mol/l, potem = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Tako lahko koncentracija vodikovih ali hidroksilnih ionov služi kot kvantitativna značilnost kislosti ali alkalnosti medija. V praksi se ne uporabljajo koncentracije vodikovih ali hidroksilnih ionov, temveč indikatorji vodikovega pH ali hidroksilnega pOH. Vodikov indeks pH je enak negativnemu decimalnemu logaritmu koncentracije vodikovih ionov: pH = - lg Hidroksilni indeks pOH je enak negativnemu decimalnemu logaritmu koncentracije hidroksilnih ionov: pOH = - lg To je enostavno prikazati z podaljšanje ionskega produkta vode, da je pH + pOH = 14 medij je nevtralen, če je manj kot 7 - kisel, in nižji kot je pH, večja je koncentracija vodikovih ionov. pH večji od 7 - alkalno okolje, višji kot je pH, večja je koncentracija hidroksilnih ionov.

To so snovi, katerih raztopine ali taline prevajajo električni tok. So tudi nepogrešljiva sestavina tekočin in gostih tkiv organizmov.

Elektroliti vključujejo kisline, baze in soli. Snovi, ki v raztopljenem ali staljenem stanju ne prevajajo električnega toka, imenujemo neelektroliti. Med njimi so številne organske snovi, kot so sladkorji, alkoholi itd. Sposobnost raztopin elektrolitov za prevajanje električnega toka je razloženo z dejstvom, da se molekule elektrolitov, ko se raztopijo, razgradijo na električno pozitivno in negativno nabite delce - ione. Vrednost naboja iona je številčno enaka valenci atoma ali skupine atomov, ki tvorijo ion. Ioni se od atomov in molekul ne razlikujejo samo po prisotnosti električnih nabojev, ampak tudi po drugih lastnostih, na primer klorovi ioni nimajo niti vonja, niti barve ali drugih lastnosti molekul klora.

Pozitivno nabite ione imenujemo kationi, negativno nabite anione. Kationi tvorijo vodikove atome H +, kovine: K +, Na +, Ca 2+, Fe 3+ in nekatere skupine atomov, na primer amonijevo skupino NH + 4; anioni tvorijo atome in skupine atomov, ki so kislinski ostanki, na primer Cl-, NO-3, SO 2-4, CO 2-3.

Izraz E. je v znanost uvedel Faraday. Do nedavnega so značilne soli, kisline in alkalije ter vodo pripisovali K. E. Študije nevodnih raztopin, pa tudi študije pri zelo visokih temperaturah so močno razširile to področje. I. A. Kablukov, Kadi, Karara, P. I. Walden in drugi so pokazali, da ne samo vodne in alkoholne raztopine opazno prevajajo električni tok, temveč tudi raztopine v številnih drugih snoveh, kot je na primer v tekočem amoniaku, tekočem anhidridu žveplovega dioksida; Slavna Nernstova žarnica z žarilno nitko, katere princip je odkril briljantni Yablochkov, je odlična ilustracija teh dejstev. Mešanica oksidov - "žarilno telo" v Nernstovi žarnici, ki pri običajni temperaturi ni prevodna, pri 700 ° postane odlična in poleg tega ohrani trdno stanje elektrolitsko dirigent. Domnevamo lahko, da lahko večina kompleksnih snovi, ki jih preučuje anorganska kemija, z ustreznimi topili ali pri dovolj visoki temperaturi pridobi lastnosti elektronov, z izjemo seveda kovin in njihovih zlitin ter tistih kompleksnih snovi, za katere kovinska prevodnost bo dokazana. Trenutno je treba navedbe o kovinski prevodnosti staljenega srebrovega jodida itd. obravnavati kot nezadostno utemeljene. Drugo je treba povedati o večini snovi, ki vsebujejo ogljik, to je tistih, ki jih preučuje organska kemija. Malo verjetno je, da bodo obstajala topila, ki bodo ogljikovodike ali njihove mešanice (parafin, kerozin, bencin itd.) naredila tokovne prevodnike. Vendar pa imamo v organski kemiji tudi postopen prehod od tipičnih elektrolitov k tipičnim neelektrolitom: od organskih kislin do fenolov, ki v svoji sestavi vsebujejo nitro skupino, do fenolov, ki take skupine ne vsebujejo, do alkoholov, vodnih raztopin. od tega pripadajo izolatorji z majhnimi električnimi vzbujalnimi silami in končno ogljikovodiki - tipični izolatorji. Za mnoge organske in tudi do neke mere tudi nekatere anorganske spojine je težko pričakovati, da jih bo zvišanje temperature naredilo e., saj te snovi zaradi delovanja toplote prej razpadejo.

V tako nedoločenem stanju je bilo vprašanje, kaj je E., dokler ni bila sprejeta njegova teorija elektrolitske disociacije.

elektrolitska disociacija.

Razpad molekul elektrolitov na ione imenujemo elektrolitska disociacija ali ionizacija in je reverzibilen proces, to pomeni, da lahko v raztopini nastopi ravnotežno stanje, v katerem koliko molekul elektrolitov razpade na ione, toliko se jih ponovno tvori. iz ionov.

Disociacijo elektrolitov na ione lahko predstavimo s splošno enačbo: kjer je KmAn nedisociirana molekula, K z + 1 je kation z z 1 pozitivnih nabojev, A z- 2 je anion z z 2 negativnih nabojev, m in n so število kationov in anionov, ki nastanejo med disociacijo ene molekule elektrolita. Na primer,.
Število pozitivnih in negativnih ionov v raztopini je lahko različno, vendar je skupni naboj kationov vedno enak skupnemu naboju anionov, zato je raztopina kot celota električno nevtralna.
Močni elektroliti skoraj popolnoma disociirajo na ione pri kateri koli koncentraciji v raztopini. Sem spadajo močne kisline (glej), močne baze in skoraj vse soli (glej). Šibki elektroliti, ki vključujejo šibke kisline in baze ter nekatere soli, kot je živosrebrov klorid HgCl 2 , disociirajo le delno; stopnja njihove disociacije, to je delež molekul, razgrajenih na ione, narašča z zmanjševanjem koncentracije raztopine.
Merilo sposobnosti elektrolitov za razgradnjo na ione v raztopinah je lahko elektrolitska disociacijska konstanta (ionizacijska konstanta), enaka
kjer oglati oklepaji prikazujejo koncentracije ustreznih delcev v raztopini.

Elektroliti kot kemikalije so znani že od antičnih časov. Vendar pa so večino svojih področij uporabe osvojili relativno nedavno. Razpravljali bomo o najbolj prednostnih področjih uporabe teh snovi v industriji in ugotovili, kaj so slednje in kako se med seboj razlikujejo. Toda začnimo z izletom v zgodovino.

Zgodba

Najstarejši znani elektroliti so soli in kisline, ki so jih odkrili v starem svetu. Vendar so se ideje o strukturi in lastnostih elektrolitov sčasoma razvile. Teorije teh procesov so se razvijale od leta 1880, ko je prišlo do številnih odkritij, povezanih s teorijami o lastnostih elektrolitov. V teorijah, ki opisujejo mehanizme interakcije elektrolitov z vodo (navsezadnje šele v raztopini pridobijo lastnosti, zaradi katerih se uporabljajo v industriji), je bilo več kvalitativnih preskokov.

Zdaj bomo podrobno analizirali nekaj teorij, ki so imele največji vpliv na razvoj idej o elektrolitih in njihovih lastnostih. In začnimo z najpogostejšo in preprosto teorijo, ki jo je vsak od nas opravil v šoli.

Arrheniusova teorija elektrolitske disociacije

leta 1887 sta švedski kemik in Wilhelm Ostwald ustvarila teorijo elektrolitske disociacije. Vendar tudi tukaj ni vse tako preprosto. Sam Arrhenius je bil zagovornik tako imenovane fizikalne teorije raztopin, ki ni upoštevala interakcije sestavnih snovi z vodo in je trdila, da so v raztopini prosti nabiti delci (ioni). Mimogrede, s takšnih stališč danes v šoli obravnavajo elektrolitsko disociacijo.

Pogovorimo se o tem, kaj daje ta teorija in kako nam pojasnjuje mehanizem interakcije snovi z vodo. Kot vsaka druga ima tudi ona več postulatov, ki jih uporablja:

1. Pri interakciji z vodo se snov razgradi na ione (pozitivne - katione in negativne - anione). Ti delci se hidrirajo: pritegnejo molekule vode, ki so mimogrede na eni strani pozitivno nabite, na drugi pa negativno (tvorijo dipol), posledično se oblikujejo v vodne komplekse (solvate).

2. Proces disociacije je reverzibilen - to je, če je snov razpadla na ione, se lahko pod vplivom kakršnih koli dejavnikov spet spremeni v prvotno.

3. Če priključite elektrode na raztopino in vklopite tok, se bodo kationi začeli premikati proti negativni elektrodi - katodi, anioni pa proti pozitivno nabiti - anodi. Zato snovi, ki so dobro topne v vodi, bolje prevajajo elektriko kot voda sama. Iz istega razloga se imenujejo elektroliti.

4. elektrolit označuje odstotek snovi, ki je bila raztopljena. Ta indikator je odvisen od lastnosti topila in samega topljenca, od koncentracije slednjega in od zunanje temperature.

Tu so pravzaprav vsi glavni postulati te preproste teorije. V tem članku jih bomo uporabili za opis dogajanja v raztopini elektrolita. Primere teh spojin bomo analizirali nekoliko kasneje, zdaj pa bomo razmislili o drugi teoriji.

Lewisova teorija kislin in baz

Po teoriji elektrolitske disociacije je kislina snov, v raztopini katere je vodikov kation, baza pa spojina, ki v raztopini razpade na hidroksidni anion. Obstaja še ena teorija, poimenovana po slavnem kemiku Gilbertu Lewisu. Omogoča vam, da nekoliko razširite koncept kisline in baze. Po Lewisovi teoriji so kisline molekule snovi, ki imajo proste elektronske orbitale in lahko sprejmejo elektron iz druge molekule. Zlahka je uganiti, da bodo baze taki delci, ki so sposobni darovati enega ali več svojih elektronov za "uporabo" kisline. Pri tem je zelo zanimivo, da je lahko kislina ali baza ne samo elektrolit, ampak tudi vsaka snov, tudi netopna v vodi.

Protolitska Brendsted-Lowryjeva teorija

Leta 1923 sta dva znanstvenika - J. Bronsted in T. Lowry - neodvisno drug od drugega predlagala teorijo, ki jo danes znanstveniki aktivno uporabljajo za opis kemičnih procesov. Bistvo te teorije je, da se pomen disociacije zmanjša na prenos protona iz kisline v bazo. Tako je slednji tu razumljen kot akceptor protona. Potem je kislina njihov donator. Teorija tudi dobro pojasnjuje obstoj snovi, ki kažejo tako lastnosti kislin kot baz. Takšne spojine imenujemo amfoterne. V Bronsted-Lowryjevi teoriji se zanje uporablja tudi izraz amfoliti, kisline ali baze pa običajno imenujemo protoliti.

Prišli smo do naslednjega dela članka. Tukaj vam bomo povedali, kako se med seboj razlikujejo močni in šibki elektroliti in razpravljali o vplivu zunanjih dejavnikov na njihove lastnosti. Nato nadaljujemo z opisom njihove praktične uporabe.

Močni in šibki elektroliti

Vsaka snov z vodo interagira posebej. Nekatere se v njej dobro topijo (na primer kuhinjska sol), nekatere pa se sploh ne raztopijo (na primer kreda). Tako so vse snovi razdeljene na močne in šibke elektrolite. Slednje so snovi, ki slabo komunicirajo z vodo in se usedejo na dno raztopine. To pomeni, da imajo zelo nizko stopnjo disociacije in visoko vezno energijo, ki v normalnih pogojih ne dovoljuje, da bi molekula razpadla na sestavne ione. Disociacija šibkih elektrolitov poteka zelo počasi ali s povišanjem temperature in koncentracije te snovi v raztopini.

Pogovorimo se o močnih elektrolitih. Sem spadajo vse topne soli, pa tudi močne kisline in alkalije. Z lahkoto razpadejo na ione in jih je zelo težko zbrati v padavinah. Mimogrede, tok v elektrolitih se izvaja ravno zahvaljujoč ionom, ki jih vsebuje raztopina. Zato močni elektroliti najbolje prevajajo tok. Primeri slednjih: močne kisline, alkalije, topne soli.

Dejavniki, ki vplivajo na obnašanje elektrolitov

Zdaj pa ugotovimo, kako sprememba zunanjega okolja vpliva na koncentracijo neposredno vpliva na stopnjo disociacije elektrolita. Poleg tega je to razmerje mogoče izraziti matematično. Zakon, ki opisuje to povezavo, se imenuje Ostwaldov zakon redčenja in je zapisan takole: a = (K / c) 1/2. Tu je a stopnja disociacije (v frakcijah), K je disociacijska konstanta, ki je različna za vsako snov, c pa koncentracija elektrolita v raztopini. S to formulo se lahko naučite veliko o snovi in ​​njenem obnašanju v raztopini.

Ampak smo se oddaljili od teme. Na stopnjo disociacije poleg koncentracije vpliva tudi temperatura elektrolita. Za večino snovi povečanje poveča topnost in reaktivnost. To lahko pojasni pojav nekaterih reakcij le pri povišanih temperaturah. V normalnih pogojih gredo zelo počasi ali v obe smeri (takšen proces se imenuje reverzibilen).

Analizirali smo dejavnike, ki določajo obnašanje sistema, kot je raztopina elektrolita. Zdaj pa preidimo na praktično uporabo teh nedvomno zelo pomembnih kemikalij.

Industrijska uporaba

Seveda so vsi slišali besedo "elektrolit" v zvezi z baterijami. Avto uporablja svinčene akumulatorje, katerih elektrolit je 40% žveplove kisline. Da bi razumeli, zakaj je ta snov tam sploh potrebna, je vredno razumeti značilnosti delovanja baterij.

Kakšno je torej načelo delovanja katere koli baterije? V njih pride do reverzibilne reakcije pretvorbe ene snovi v drugo, zaradi česar se sprostijo elektroni. Ko je baterija napolnjena, pride do interakcije snovi, ki je v normalnih pogojih ne dosežemo. To lahko predstavljamo kot kopičenje elektrike v snovi kot rezultat kemične reakcije. Ko se začne razelektritev, se začne obratna transformacija, ki vodi sistem v začetno stanje. Ta dva procesa skupaj tvorita en cikel polnjenja in praznjenja.

Razmislite o zgornjem postopku na posebnem primeru - svinčeno-kislinska baterija. Kot morda ugibate, je ta vir toka sestavljen iz elementa, ki vsebuje svinec (kot tudi svinčev dioksid PbO 2) in kislino. Vsaka baterija je sestavljena iz elektrod in prostora med njimi, napolnjenega samo z elektrolitom. Kot zadnje, kot smo že ugotovili, se v našem primeru uporablja žveplova kislina v koncentraciji 40 odstotkov. Katoda takšne baterije je iz svinčevega dioksida, anoda pa iz čistega svinca. Vse to zato, ker na teh dveh elektrodah potekajo različne reverzibilne reakcije s sodelovanjem ionov, na katere je kislina disociirala:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - \u003d PbSO 4 + 2H 2 O (reakcija poteka na negativni elektrodi - katoda).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - \u003d PbSO 4 (Reakcija, ki se pojavi na pozitivni elektrodi - anodi).

Če beremo reakcije od leve proti desni - dobimo procese, ki se zgodijo, ko se baterija izprazni, in če od desne proti levi - pri polnjenju. Vsaka od teh reakcij je drugačna, vendar je mehanizem njihovega nastanka na splošno opisan na enak način: pojavita se dva procesa, v enem od katerih se elektroni "absorbirajo", v drugem pa, nasprotno, "odidejo". Najpomembneje je, da je število absorbiranih elektronov enako številu emitiranih.

Pravzaprav obstaja veliko aplikacij teh snovi poleg baterij. Na splošno so elektroliti, katerih primere smo navedli, le zrno v raznolikosti snovi, ki jih združujemo pod tem izrazom. Obdajajo nas povsod, povsod. Vzemimo za primer človeško telo. Mislite, da teh snovi ni? Zelo se motite. V nas so povsod, največ pa jih predstavljajo elektroliti v krvi. Sem spadajo na primer železovi ioni, ki so del hemoglobina in pomagajo prenašati kisik do tkiv našega telesa. Elektroliti v krvi imajo tudi ključno vlogo pri uravnavanju vodno-solnega ravnovesja in delovanja srca. To funkcijo opravljajo kalijevi in ​​natrijevi ioni (obstaja celo proces, ki poteka v celicah, ki se imenuje kalijevo-natrijeva črpalka).

Vse snovi, ki jih lahko vsaj malo raztopite, so elektroliti. In ni te industrije in našega življenja z vami, kjer koli se uporabljajo. To niso samo baterije v avtomobilih in baterije. To je vsaka kemična in živilska proizvodnja, vojaški obrati, tovarne oblačil in tako naprej.

Mimogrede, sestava elektrolita je drugačna. Tako lahko ločimo kisli in alkalni elektrolit. Po svojih lastnostih se bistveno razlikujejo: kot smo že povedali, so kisline donorji protonov, alkalije pa akceptorji. Toda sčasoma se sestava elektrolita spremeni zaradi izgube dela snovi, koncentracija se zmanjša ali poveča (vse je odvisno od tega, kaj se izgubi, voda ali elektrolit).

Z njimi se srečujemo vsak dan, vendar le malo ljudi natančno pozna definicijo takega pojma, kot so elektroliti. Analizirali smo primere specifičnih snovi, zato preidimo na nekoliko bolj zapletene koncepte.

Fizikalne lastnosti elektrolitov

Zdaj pa o fiziki. Najpomembnejša stvar, ki jo morate razumeti pri preučevanju te teme, je, kako se tok prenaša v elektrolitih. Ioni imajo pri tem odločilno vlogo. Ti nabiti delci lahko prenesejo naboj iz enega dela raztopine v drugega. Tako se anioni vedno nagibajo k pozitivni elektrodi, kationi pa k negativni. Tako z delovanjem na raztopino z električnim tokom ločimo naboje na različnih straneh sistema.

Takšna fizikalna lastnost, kot je gostota, je zelo zanimiva. Številne lastnosti spojin, o katerih razpravljamo, so odvisne od tega. In pogosto se pojavi vprašanje: "Kako povečati gostoto elektrolita?" Pravzaprav je odgovor preprost: zmanjšati morate vsebnost vode v raztopini. Ker je gostota elektrolita večinoma določena, je največ odvisna od koncentracije slednjega. Obstajata dva načina za izvedbo načrta. Prvi je precej preprost: zavrite elektrolit v bateriji. Če želite to narediti, ga morate napolniti tako, da se temperatura v notranjosti dvigne nekoliko nad sto stopinj Celzija. Če ta metoda ne pomaga, ne skrbite, obstaja še ena: preprosto zamenjajte stari elektrolit z novim. Če želite to narediti, odcedite staro raztopino, očistite notranjost ostankov žveplove kisline z destilirano vodo in nato vlijte novo porcijo. Kakovostne raztopine elektrolitov imajo praviloma takoj želeno koncentracijo. Po zamenjavi lahko dolgo pozabite, kako povečati gostoto elektrolita.

Sestava elektrolita v veliki meri določa njegove lastnosti. Značilnosti, kot sta na primer električna prevodnost in gostota, so močno odvisne od narave topljenca in njegove koncentracije. Ločeno je vprašanje, koliko elektrolita je lahko v bateriji. Pravzaprav je njegova prostornina neposredno povezana z deklarirano močjo izdelka. Več kot je žveplove kisline v akumulatorju, močnejši je, to pomeni, večjo napetost lahko odda.

Kje je uporaben?

Če ste avtomobilski navdušenec ali samo ljubitelj avtomobilov, potem sami razumete vse. Zagotovo zdaj sploh veste, kako ugotoviti, koliko elektrolita je v akumulatorju. In če ste daleč od avtomobilov, potem poznavanje lastnosti teh snovi, njihove uporabe in medsebojnega delovanja sploh ne bo odveč. Če veste to, ne boste izgubili, če vas bodo vprašali, kateri elektrolit je v bateriji. Čeprav tudi če niste avtomobilski navdušenec, vendar imate avto, potem poznavanje akumulatorske naprave sploh ne bo odveč in vam bo pomagalo pri popravilih. Veliko lažje in ceneje bo narediti vse sami, kot pa iti v avto center.

In da bi bolje preučili to temo, priporočamo branje učbenika kemije za šole in univerze. Če dobro poznate to znanost in ste prebrali dovolj učbenikov, bi bila najboljša možnost "Kemični viri toka" Varypaeva. Podrobno oriše celotno teorijo delovanja baterij, raznih baterij in vodikovih celic.

Zaključek

Prišli smo do konca. Naj povzamemo. Zgoraj smo analizirali vse, kar je povezano s konceptom elektrolitov: primeri, teorija strukture in lastnosti, funkcije in aplikacije. Še enkrat velja poudariti, da so te spojine del našega življenja, brez katerih naše telo in vsa področja industrije ne bi mogla obstajati. Se spomnite elektrolitov v krvi? Zahvaljujoč njim živimo. Kaj pa naši avtomobili? S tem znanjem bomo lahko odpravili vsako težavo, povezano z baterijo, saj zdaj razumemo, kako povečati gostoto elektrolita v njej.

Vsega je nemogoče povedati in nismo si zadali takšnega cilja. Navsezadnje to ni vse, kar lahko rečemo o teh neverjetnih snoveh.

1. ELEKTROLITI

1.1. elektrolitska disociacija. Stopnja disociacije. Moč elektrolitov

Po teoriji elektrolitske disociacije se soli, kisline, hidroksidi, ki se raztopijo v vodi, popolnoma ali delno razgradijo na neodvisne delce - ione.

Proces razpadanja molekul snovi v ione pod delovanjem molekul polarnega topila imenujemo elektrolitska disociacija. Snovi, ki v raztopini disociirajo na ione, imenujemo elektroliti. Posledično raztopina pridobi sposobnost prevajanja električnega toka, ker. v njej se pojavijo mobilni nosilci električnega naboja. Po tej teoriji se elektroliti, ko se raztopijo v vodi, razgradijo (disociirajo) na pozitivno in negativno nabite ione. Pozitivno nabiti ioni se imenujejo kationi; to so na primer vodikovi in ​​kovinski ioni. Negativno nabiti ioni se imenujejo anioni; ti vključujejo ione kislinskih ostankov in hidroksidne ione.

Za kvantitativno značilnost procesa disociacije je uveden koncept stopnje disociacije. Stopnja disociacije elektrolita (α) je razmerje med številom njegovih molekul, razgrajenih na ione v dani raztopini ( n ), na skupno število njegovih molekul v raztopini ( N), oz

α = .

Stopnja elektrolitske disociacije je običajno izražena v delih enote ali v odstotkih.

Elektrolite s stopnjo disociacije nad 0,3 (30%) običajno imenujemo močni, s stopnjo disociacije od 0,03 (3%) do 0,3 (30%) - srednji, manj kot 0,03 (3%) - šibki elektroliti. Torej, za 0,1 M raztopino CH3COOH α = 0,013 (ali 1,3 %). Zato je ocetna kislina šibek elektrolit. Stopnja disociacije kaže, kolikšen del raztopljenih molekul snovi je razpadel na ione. Stopnja elektrolitske disociacije elektrolita v vodnih raztopinah je odvisna od narave elektrolita, njegove koncentracije in temperature.

Po svoji naravi lahko elektrolite razdelimo v dve veliki skupini: močna in šibka. Močni elektroliti skoraj popolnoma disociirajo (α = 1).

Močni elektroliti vključujejo:

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

2) baze - hidroksidi kovin prve skupine glavne podskupine (alkalije) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , kot tudi hidroksidi zemeljskoalkalijskih kovin - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) soli, topne v vodi (glej tabelo topnosti).

Šibki elektroliti v zelo majhni meri disociirajo na ione, v raztopinah so predvsem v nedisociiranem stanju (v molekulski obliki). Pri šibkih elektrolitih se vzpostavi ravnotežje med nedisociiranimi molekulami in ioni.

Šibki elektroliti vključujejo:

1) anorganske kisline ( H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, HCNS, HClO itd.);

2) voda (H 2 O);

3) amonijev hidroksid ( NH4OH);

4) večina organskih kislin

(na primer ocetna CH 3 COOH, mravljinčna HCOOH);

5) netopne in težko topne soli in hidroksidi nekaterih kovin (glej tabelo topnosti).

Proces elektrolitska disociacija prikazano s pomočjo kemijskih enačb. Na primer, disociacija klorovodikove kisline (HC l ) se zapiše takole:

HCl → H + + Cl - .

Baze disociirajo in tvorijo kovinske katione in hidroksidne ione. Na primer, disociacija KOH

KOH → K + + OH -.

Polibazične kisline, pa tudi baze polivalentnih kovin, disociirajo po stopnjah. na primer

H 2 CO 3 H + + HCO 3 -,

HCO 3 - H + + CO 3 2–.

Za prvo ravnotežje - disociacijo vzdolž prve stopnje - je značilna konstanta

.

Za disociacijo v drugem koraku:

.

V primeru ogljikove kisline imajo disociacijske konstante naslednje vrednosti: K I = 4,3× 10 -7 , K II = 5,6 × 10–11 . Za postopno disociacijo vedno K I> K II > K III >... , Ker energija, ki jo je treba porabiti za ločitev iona, je minimalna, ko se ta loči od nevtralne molekule.

Srednje (normalne) soli, topne v vodi, disociirajo s tvorbo pozitivno nabitih kovinskih ionov in negativno nabitih ionov kislinskega ostanka

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 -

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ + 3SO 4 2–.

Kisle soli (hidrosoli) - elektroliti, ki vsebujejo vodik v anionu, ki se lahko odcepi v obliki vodikovega iona H +. Kisle soli se obravnavajo kot produkt, pridobljen iz polibazičnih kislin, v katerih niso vsi atomi vodika nadomeščeni s kovino. Disociacija kislinskih soli poteka v stopnjah, na primer:

KHCO3 → K + + HCO 3 - (prva faza)

Kratka različica gradiva na temo "Elektroliti in neelektroliti". Omogoča vam, da se hitro orientirate v temi, tk. predstavljeno v obliki tabele z definicijami in primeri. Pomagal bo sistematizirati znanje, se pripraviti na preverjanje in preizkusno delo.

Ogled vsebine dokumenta
"Jaslice "Elektroliti in neelektroliti""

SNOVI

ELEKTROLITI

Stopnja disociacije (α)

α = N namaz. / N skupaj

_____________________________________________________________________________________

Glede na sposobnost prevajanja toka v vodni raztopini ali talini

SNOVI

ELEKTROLITI

Stopnja disociacije (α) je razmerje med številom molekul, razgrajenih na ione (N razpad) in skupnim številom raztopljenih molekul (N skupno)

α = N namaz. / N skupaj