Mis on elektrolüüt keemias. Viitab elektrolüütidele. Millised osakesed kannavad laenguid?

Need on ained, mille lahused või sulad juhivad elektrivoolu. Need on ka organismide vedelike ja tihedate kudede asendamatud koostisosad.

Elektrolüütide hulka kuuluvad happed, alused ja soolad. Aineid, mis ei juhi lahustunud või sulas olekus elektrivoolu, nimetatakse mitteelektrolüütideks. Nende hulka kuuluvad paljud orgaanilised ained, nagu suhkrud, alkoholid jne. Elektrolüütide lahuste võime juhtida elektrivoolu on seletatav sellega, et lahustumisel lagunevad elektrolüüdi molekulid elektriliselt positiivselt ja negatiivselt laetud osakesteks – ioonideks. Iooni laengu hulk on arvuliselt võrdne iooni moodustava aatomi või aatomirühma valentsiga. Ioonid erinevad aatomitest ja molekulidest mitte ainult elektrilaengute olemasolu, vaid ka muude omaduste poolest, näiteks klooriioonidel puudub lõhn, värvus ega muud kloorimolekulide omadused.

Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonideks, negatiivselt laetud ioone nimetatakse anioonideks. Katioonid moodustavad vesinikuaatomeid H +, metalle: K +, Na +, Ca 2+, Fe 3+ ja mõningaid aatomirühmi, näiteks ammooniumirühma NH + 4; Anioonid moodustavad aatomeid ja aatomite rühmi, mis on happelised jäägid, näiteks Cl -, NO - 3, SO 2- 4, CO 2- 3.

Mõiste E. tõi teadusesse Faraday. Kuni viimase ajani hõlmas K. E. tüüpilisi sooli, happeid ja leeliseid, aga ka vett. Mittevesilahuste uuringud, samuti uuringud väga kõrgetel temperatuuridel on seda valdkonda oluliselt laiendanud. I. A. Kablukov, Kadi, Karara, P. I. Walden jt näitasid, et voolu ei juhi märgatavalt mitte ainult vesi- ja alkoholilahused, vaid ka mitmete muude ainete lahused, nagu näiteks vedel ammoniaak, vedel vääveldioksiidi anhüdriid jne. Samuti on leitud, et paljud ained ja segud on tavatemperatuuril suurepärased isolaatorid, näiteks veevabad metallioksiidid (kaltsiumoksiid, magneesiumoksiid jne) ning muutuvad temperatuuri tõustes elektrolüütjuhtideks. Kuulus Nernsti hõõglamp, mille põhimõtte avastas geniaalne Yablochkov, illustreerib neid fakte suurepäraselt. Oksiidide segu - "hõõgkeha" Nernsti lambis, mis ei ole tavatemperatuuril juhtiv, muutub suurepäraseks 700 ° juures ja säilitab pealegi tahke oleku elektrolüütiline dirigent. Võib eeldada, et enamik anorgaanilises keemias uuritavaid kompleksaineid, sobivate lahustitega või piisavalt kõrgel temperatuuril, võivad omandada elektronide omadused, välja arvatud muidugi metallid ja nende sulamid ning need kompleksained, mille metallijuhtivus on tõestatud. Hetkel tuleks lugeda sula hõbejodiidi metallilise juhtivuse jms näitajaid veel piisavalt põhjendamatuks. Enamiku süsinikku sisaldavate ainete, st orgaanilises keemias uuritud ainete kohta tuleb öelda veel midagi. On ebatõenäoline, et leidub lahusteid, mis muudavad süsivesinikud või nende segud (parafiin, petrooleum, bensiin jne) voolujuhiks. Orgaanilises keemias toimub aga järkjärguline üleminek tüüpilistelt elektrolüütidelt tüüpilistelt mitteelektrolüütideks: alustades orgaanilistest hapetest nitrorühma sisaldavate fenoolideni, sellist rühma mittesisaldavate fenoolideni, alkoholideni, mille vesilahused kuuluvad madala kontsentratsiooniga isolaatorite hulka. elektrilised põnevad jõud ja lõpuks süsivesinikud - tüüpilised isolaatorid. Paljude orgaaniliste ja osaliselt ka anorgaaniliste ühendite puhul on raske eeldada, et temperatuuri tõus muudab need E.-ks, kuna need ained lagunevad kuumuse toimel varem.

Küsimus, mis elektrolüüt on, oli nii ebakindlas olekus, kuni selle lahendamiseks võeti kasutusele elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.

Elektrolüütiline dissotsiatsioon.

Elektrolüüdi molekulide lagunemist ioonideks nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks ehk ionisatsiooniks ja see on pöörduv protsess, s.t tasakaaluseisund võib tekkida lahuses, kus nii palju elektrolüüdi molekule laguneb ioonideks, nii palju neist tekib ioonidest uuesti. .

Elektrolüütide dissotsieerumist ioonideks saab esitada üldvõrrandiga: , kus KmAn on dissotsieerumata molekul, K z+ 1 on katioon, millel on z 1 positiivset laengut ja z-2 on anioon, millel on z 2 negatiivset laengut, m ja n on ühe elektrolüüdi molekuli dissotsiatsiooni käigus tekkinud katioonide ja anioonide arv. Näiteks .
Positiivsete ja negatiivsete ioonide arv lahuses võib olla erinev, kuid katioonide kogulaeng on alati võrdne anioonide kogulaenguga, seega on lahus tervikuna elektriliselt neutraalne.
Tugevad elektrolüüdid dissotsieeruvad peaaegu täielikult ioonideks lahuse mis tahes kontsentratsioonil. Nende hulka kuuluvad tugevad happed (vt), tugevad alused ja peaaegu kõik soolad (vt). Nõrgad elektrolüüdid, mille hulka kuuluvad nõrgad happed ja alused ning mõned soolad, nagu sublimaat HgCl2, dissotsieeruvad ainult osaliselt; nende dissotsiatsiooniaste, st ioonideks lagunenud molekulide osakaal, suureneb koos lahuse kontsentratsiooni vähenemisega.
Elektrolüütide võime lahustes ioonideks laguneda võib mõõta elektrolüütilise dissotsiatsioonikonstantiga (ionisatsioonikonstant), mis on võrdne
kus nurksulgudes on näidatud vastavate osakeste kontsentratsioonid lahuses.

1. ELEKTROLÜÜDID

1.1. Elektrolüütiline dissotsiatsioon. Dissotsiatsiooni aste. Elektrolüüdi võimsus

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kohaselt lagunevad soolad, happed ja hüdroksiidid vees lahustumisel täielikult või osaliselt iseseisvateks osakesteks - ioonideks.

Aine molekulide lagunemist ioonideks polaarsete lahusti molekulide mõjul nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Nimetatakse aineid, mis lahuses dissotsieeruvad ioonideks elektrolüüdid. Selle tulemusena omandab lahendus elektrivoolu juhtimise võime, kuna sellesse ilmuvad mobiilsed elektrilaengukandjad. Selle teooria kohaselt lagunevad (dissotsieeruvad) elektrolüüdid vees lahustumisel positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks. Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonid; nende hulka kuuluvad näiteks vesiniku- ja metalliioonid. Negatiivselt laetud ioone nimetatakse anioonid; Nende hulka kuuluvad happeliste jääkide ioonid ja hüdroksiidioonid.

Dissotsiatsiooniprotsessi kvantitatiivseks iseloomustamiseks võeti kasutusele dissotsiatsiooniastme mõiste. Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste (α) on antud lahuses ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe ( n ), selle molekulide koguarvuni lahuses ( N), või

α = .

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni astet väljendatakse tavaliselt kas ühiku murdosades või protsentides.

Elektrolüüte, mille dissotsiatsiooniaste on suurem kui 0,3 (30%), nimetatakse tavaliselt tugevateks, dissotsiatsiooniastmega 0,03 (3%) kuni 0,3 (30%) - keskmised, alla 0,03 (3%) - nõrgad elektrolüüdid. Niisiis, 0,1 M lahuse jaoks CH3COOH α = 0,013 (või 1,3%). Seetõttu on äädikhape nõrk elektrolüüt. Dissotsiatsiooniaste näitab, milline osa aine lahustunud molekulidest on lagunenud ioonideks. Elektrolüüdi elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste vesilahustes oleneb elektrolüüdi olemusest, selle kontsentratsioonist ja temperatuurist.

Oma olemuselt võib elektrolüüdid jagada kahte suurde rühma: tugev ja nõrk. Tugevad elektrolüüdid dissotsieeruvad peaaegu täielikult (α = 1).

Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad:

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

2) alused – põhialarühma esimese rühma metallhüdroksiidid (leelised) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , samuti leelismuldmetallide hüdroksiidid – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) vees lahustuvad soolad (vt lahustuvuse tabel).

Nõrgad elektrolüüdid lahustuvad väga vähesel määral ioonideks; Nõrkade elektrolüütide puhul luuakse tasakaal dissotsieerumata molekulide ja ioonide vahel.

Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad:

1) anorgaanilised happed ( H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H3PO4, H2SiO3, HCNS, HClO jne);

2) vesi (H20);

3) ammooniumhüdroksiid ( NH4OH);

4) enamik orgaanilisi happeid

(näiteks äädikhape CH3COOH, sipelghape HCOOH);

5) mõnede metallide lahustumatud ja vähelahustuvad soolad ja hüdroksiidid (vt lahustuvuse tabel).

Protsess elektrolüütiline dissotsiatsioon kujutatud keemiliste võrrandite abil. Näiteks vesinikkloriidhappe dissotsiatsioon (HC l ) on kirjutatud järgmiselt:

HCl → H + + Cl – .

Alused dissotsieeruvad, moodustades metalli katioone ja hüdroksiidiioone. Näiteks KOH dissotsiatsioon

KOH → K + + OH – .

Polübaashapped, aga ka mitmevalentsete metallide alused dissotsieeruvad järk-järgult. Näiteks

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Esimest tasakaalu - dissotsiatsiooni vastavalt esimesele astmele - iseloomustab konstant

.

Teise etapi dissotsiatsiooni jaoks:

.

Süsihappe puhul on dissotsiatsioonikonstantidel järgmised väärtused: K I = 4,3× 10–7, K II = 5,6 × 10–11. Astmelise dissotsiatsiooni jaoks alati K ma > K II > K III >... , sest energia, mida tuleb kulutada iooni eraldamiseks, on minimaalne, kui see eraldatakse neutraalsest molekulist.

Vees lahustuvad keskmised (tavalised) soolad dissotsieeruvad, moodustades positiivselt laetud metalliioone ja happejäägi negatiivselt laetud ioone

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Happesoolad (hüdrosoolad) on elektrolüüdid, mis sisaldavad anioonis vesinikku, mida saab eraldada vesinikiooni H + kujul. Happesoolasid käsitletakse mitmealuselistest hapetest saadud produktina, milles kõik vesinikuaatomid ei ole asendatud metalliga. Happesoolade dissotsiatsioon toimub etapiviisiliselt, näiteks:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (esimene etapp)

Elektrolüüdid on ained, mille sulandid või lahused juhivad elektrivoolu. Elektrolüütide hulka kuuluvad happed, alused ja enamik soolasid.

Elektrolüütide dissotsiatsioon

Elektrolüütide hulka kuuluvad ioonsete või väga polaarsete kovalentsete sidemetega ained. Esimesed eksisteerivad ioonide kujul isegi enne, kui need viiakse lahustunud või sulanud olekusse. Elektrolüütide hulka kuuluvad soolad, alused ja happed.

Riis. 1. Tabel elektrolüütide ja mitteelektrolüütide vahe.

Seal on tugevad ja nõrgad elektrolüüdid. Tugevad elektrolüüdid lahustuvad vees täielikult ioonideks. Nende hulka kuuluvad: peaaegu kõik lahustuvad soolad, paljud anorgaanilised happed (näiteks H 2 SO 4, HNO 3, HCl), leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid. Nõrgad elektrolüüdid lahustuvad vees veidi ioonideks. Nende hulka kuuluvad peaaegu kõik orgaanilised happed, mõned anorgaanilised happed (näiteks H 2 CO 3), paljud hüdroksiidid (välja arvatud leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid).

Riis. 2. Tugevate ja nõrkade elektrolüütide tabel.

Vesi on ka nõrk elektrolüüt.

Sarnaselt teistele keemilistele reaktsioonidele kirjutatakse elektrolüütiline dissotsiatsioon lahustes dissotsiatsioonivõrrandite kujul. Samas peetakse tugevate elektrolüütide puhul protsessi pöördumatuks ning keskmise tugevusega ja nõrkade elektrolüütide puhul pöörduvaks protsessiks.

Happed– need on elektrolüüdid, mille dissotsiatsioon vesilahustes toimub vesinikuioonide moodustumisega katioonidena. Polüaluselised happed dissotsieeruvad järk-järgult. Iga järgnev etapp kulgeb järjest suuremate raskustega, kuna tekkivad happeliste jääkide ioonid on nõrgemad elektrolüüdid.

Põhjused– elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vesilahuses, moodustades anioonina hüdroksiidiooni OH-. Hüdroksiidioonide moodustumine on aluste ühine tunnus ja määrab tugevate aluste üldised omadused: aluseline iseloom, mõru maitse, katsumisel seebivus, reaktsioon indikaatorile, hapete neutraliseerimine jne.

Leelised, isegi kergelt lahustuvad (näiteks baariumhüdroksiid Ba(OH) 2) dissotsieeruvad täielikult, näiteks:

Ba(OH)2 =Ba2 +2OH-

soolad on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vesilahuses, moodustades metalli katiooni ja happejäägi. Soolad ei dissotsieeru astmeliselt, vaid täielikult:

Сa(NO 3) 2 =Ca 2 + +2NO 3 –

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria

Elektrolüüdid– ained, mis ioonide liikumise tõttu läbivad elektrolüütilise dissotsiatsiooni või sulavad ja juhivad elektrivoolu.

Elektrolüütiline dissotsiatsioon on vees lahustatud elektrolüütide lagunemine ioonideks.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria (S. Arrhenius, 1887) sisaldab kaasaegses arusaamas järgmisi sätteid:

• Vees lahustades elektrolüüdid lagunevad (dissotsieeruvad) ioonideks – positiivseteks (katioonid) ja negatiivseteks (anioonid). Ionisatsioon toimub kõige kergemini ioonsete sidemetega ühendite puhul (soolad, leelised), mis lahustumisel (kristallvõre endotermiline lagunemise protsess) moodustavad hüdraatunud ioone.

Riis. 3. Soola elektrolüütilise dissotsiatsiooni skeem.

Ioonide hüdratsioon on eksotermiline protsess. Energiakulude ja tulude suhe määrab ionisatsiooni võimaluse lahuses. Polaarse kovalentse sidemega aine (näiteks vesinikkloriid HCl) lahustumisel orienteeruvad veedipoolid lahustunud molekuli vastavatele poolustele, polariseerides sideme ja muutes selle ioonseks, millele järgneb ioonide hüdraatimine. . See protsess on pöörduv ja võib toimuda kas täielikult või osaliselt.

• hüdraatunud ioonid on stabiilsed ja liiguvad lahuses juhuslikult. Elektrivoolu mõjul muutub liikumine suunatuks: katioonid liiguvad negatiivse vöö (katoodi) poole, anioonid aga positiivse vöö (anood) suunas.
• dissotsiatsioon (ionisatsioon) on pöörduv protsess. Ionisatsiooni täielikkus sõltub elektrolüüdi olemusest (leelissoolad dissotsieeruvad peaaegu täielikult), selle kontsentratsioonist (kontsentratsiooni suurenedes muutub ionisatsioon raskemaks), temperatuurist (temperatuuri tõus soodustab dissotsiatsiooni) ja lahusti olemusest (ionisatsioon toimub ainult polaarses lahustis, eriti vees).

Elektrolüüdid on lahused, mis sisaldavad suure kontsentratsiooniga ioone, mis võimaldavad elektrivoolu läbimist. Reeglina on need soolade, hapete ja leeliste vesilahused.

Inimese ja looma organismis mängivad elektrolüüdid olulist rolli: näiteks vere elektrolüüdid koos rauaioonidega transpordivad hapnikku kudedesse; kaaliumi- ja naatriumioonidega elektrolüüdid reguleerivad organismi vee-soola tasakaalu, soolte ja südame tööd.

Omadused

Puhas vesi, veevabad soolad, happed ja leelised ei juhi voolu. Lahustes lagunevad ained ioonideks ja juhivad voolu. Seetõttu nimetatakse elektrolüüte teist järku juhtideks (erinevalt metallidest). Elektrolüüdid võivad olla ka sulamid ja mõned kristallid, eriti tsirkooniumdioksiid ja hõbejodiid.

Elektrolüütide peamine omadus on võime elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks, st molekulide lagunemiseks vee (või muude lahustite) molekulidega interaktsioonil laetud ioonideks.

Lahuses tekkivate ioonide tüübi järgi eristatakse elektrolüüti aluselist (elektrijuhtivus tuleneb metalliioonidest ja OH-), soolast ja happelist (H+ ioonide ja happe-aluse jääkidega).

Elektrolüüdi dissotsiatsioonivõime kvantitatiivseks iseloomustamiseks võeti kasutusele parameeter "dissotsiatsiooniaste". See väärtus peegeldab lagunenud molekulide protsenti. See sõltub:
aine ise;
lahusti;
aine kontsentratsioon;
temperatuuri.

Elektrolüüdid jagunevad tugevateks ja nõrkadeks. Mida paremini reaktiiv lahustub (laguneb ioonideks), mida tugevam on elektrolüüt, seda paremini juhib see voolu. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad leelised, tugevad happed ja lahustuvad soolad.

Akudes kasutatavate elektrolüütide puhul on selline parameeter nagu tihedus väga oluline. Sellest sõltuvad aku töötingimused, mahutavus ja kasutusiga. Tihedus määratakse hüdromeetrite abil.

Ettevaatusabinõud elektrolüütidega töötamisel

Kõige populaarsemad elektrolüüdid on kontsentreeritud väävelhappe ja leelise – enamasti kaalium-, naatrium- ja liitiumhüdroksiidide – lahus. Kõik need põhjustavad naha ja limaskestade keemilisi põletusi ning väga ohtlikke silmapõletusi. Seetõttu tuleb kogu töö selliste elektrolüütidega teha eraldi, hästi ventileeritavas ruumis, kasutades kaitsevahendeid: riideid, maske, kaitseprille, kummikindaid.
Elektrolüütidega töötamise ruumi lähedal tuleks hoida esmaabikomplekti neutraliseerivate ainete komplekti ja veekraaniga.
Happepõletused neutraliseeritakse sooda lahusega (1 tl 1 tassi vee kohta).
Leelisepõletused neutraliseeritakse boorhappe lahusega (1 tl 1 tassi vee kohta).
Silmade pesemiseks peaksid neutraliseerivad lahused olema kaks korda nõrgemad.
Kahjustatud nahapiirkondi pestakse esmalt neutralisaatoriga ning seejärel seebi ja veega.
Kui elektrolüüt lekib, kogutakse see saepuruga, seejärel pestakse neutralisaatoriga ja pühitakse kuivaks.

Elektrolüüdiga töötades peaksite kõik ohutusnõuded. Näiteks hapet valatakse vette (ja mitte vastupidi!) mitte käsitsi, vaid seadmete abil. Tahke leelise tükid lastakse vette mitte kätega, vaid tangide või lusikatega. Erinevat tüüpi elektrolüütidega akudega ühes ruumis töötada ei saa, samuti on nende kooshoidmine keelatud.

Mõned tööd nõuavad elektrolüüdi keetmist. Nii eraldub vesinik, tule- ja plahvatusohtlik gaas. Sellistes ruumides tuleb kasutada plahvatuskindlat elektrijuhtmestikku ja elektriseadmeid, suitsetamine ja igasugune töö lahtise leegiga on keelatud.

Hoidke elektrolüüte plastmahutites. Tööks sobivad klaas-, keraamilised, portselannõud ja tööriistad.

Järgmises artiklis räägime teile rohkem elektrolüütide tüüpidest ja kasutusaladest.

Elektrolüüdid kui keemilised ained on tuntud juba iidsetest aegadest. Enamiku rakendusalasid on nad vallutanud siiski suhteliselt hiljuti. Arutleme tööstuse prioriteetsete valdkondade üle nende ainete kasutamisel ja selgitame välja, millised need ained on ja mille poolest need üksteisest erinevad. Aga alustame ekskursiga ajalukku.

Lugu

Vanimad teadaolevad elektrolüüdid on soolad ja happed, mis avastati iidses maailmas. Ideed elektrolüütide struktuuri ja omaduste kohta on aga aja jooksul arenenud. Nende protsesside teooriad on arenenud alates 1880. aastatest, mil tehti mitmeid elektrolüütide omaduste teooriatega seotud avastusi. Elektrolüütide ja veega interaktsiooni mehhanisme kirjeldavates teooriates täheldati mitmeid kvalitatiivseid hüppeid (ainult lahuses omandavad need omadused, mille tõttu neid tööstuses kasutatakse).

Nüüd uurime üksikasjalikult mitmeid teooriaid, millel oli suurim mõju elektrolüütide ja nende omaduste ideede kujunemisele. Ja alustame kõige tavalisemast ja lihtsamast teooriast, mille igaüks meist koolis läbi tegi.

Arrheniuse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria

1887. aastal lõid Rootsi keemik ja Wilhelm Ostwald elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria. Siiski pole see ka siin nii lihtne. Arrhenius ise oli nn füüsikalise lahendusteooria pooldaja, mis ei võtnud arvesse aine koostisosade vastasmõju veega ja väitis, et lahuses on vaba laenguga osakesi (ioone). Muide, just sellelt positsioonilt peetakse tänapäeval koolis elektrolüütilist dissotsiatsiooni.

Räägime sellest, mida see teooria annab ja kuidas see meile ainete ja veega interaktsiooni mehhanismi selgitab. Nagu igal teisel, on tal mitmeid postulaate, mida ta kasutab:

1. Veega suheldes laguneb aine ioonideks (positiivne - katioon ja negatiivne - anioon). Need osakesed läbivad hüdratatsiooni: nad tõmbavad ligi veemolekule, mis, muide, on ühelt poolt positiivselt ja teiselt poolt negatiivselt laetud (moodustavad dipooli), mille tulemusena moodustuvad neist veekompleksid (solvaadid).

2. Dissotsiatsiooniprotsess on pöörduv - see tähendab, et kui aine on lagunenud ioonideks, siis mis tahes tegurite mõjul võib see muutuda uuesti oma esialgsele kujule.

3. Kui ühendate elektroodid lahusega ja lülitate voolu sisse, hakkavad katioonid liikuma negatiivsele elektroodile - katoodile ja anioonid positiivselt laetud elektroodile - anoodile. Seetõttu juhivad vees hästi lahustuvad ained elektrivoolu paremini kui vesi ise. Samal põhjusel kutsuti neid elektrolüütideks.

4. elektrolüüt iseloomustab lahustunud aine protsenti. See indikaator sõltub lahusti ja lahustunud aine omadustest, viimase kontsentratsioonist ja välistemperatuurist.

Siin on tegelikult kõik selle lihtsa teooria peamised postulaadid. Selles artiklis kasutame neid elektrolüüdilahuses toimuva kirjeldamiseks. Vaatame nende seoste näiteid veidi hiljem, kuid nüüd vaatame teist teooriat.

Lewise hapete ja aluste teooria

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria järgi on hape aine, mille lahuses on vesinikkatioon, alus aga ühend, mis laguneb lahuses hüdroksiidianiooniks. On veel üks teooria, mis on nime saanud kuulsa keemiku Gilbert Lewise järgi. See võimaldab meil happe ja aluse mõistet mõnevõrra laiendada. Lewise teooria kohaselt on happed aine molekulid, millel on vabad elektronorbitaalid ja mis on võimelised vastu võtma elektroni teisest molekulist. On lihtne arvata, et alusteks on osakesed, mis on võimelised loovutama ühe või mitu oma elektroni happe "kasutamiseks". Väga huvitav on siin see, et mitte ainult elektrolüüt, vaid ka iga aine, isegi vees lahustumatu, võib olla hape või alus.

Brendsted-Lowry protolüütiline teooria

1923. aastal pakkusid kaks teadlast – J. Brønsted ja T. Lowry – üksteisest sõltumatult välja teooria, mida teadlased praegu keemiliste protsesside kirjeldamiseks aktiivselt kasutavad. Selle teooria olemus seisneb selles, et dissotsiatsiooni tähendus taandub prootoni ülekandmisele happest alusele. Seega mõistetakse viimast siin kui prootoni aktseptorit. Siis on hape nende doonor. Teooria selgitab hästi ka ainete olemasolu, millel on nii hapete kui ka aluste omadused. Selliseid ühendeid nimetatakse amfoteerseteks. Bronsted-Lowry teoorias kasutatakse nende kohta ka terminit amfolüüdid, happeid või aluseid nimetatakse tavaliselt protolüütideks.

Jõuame artikli järgmise osa juurde. Siin räägime teile, kuidas tugevad ja nõrgad elektrolüüdid üksteisest erinevad, ja arutame välistegurite mõju nende omadustele. Ja siis hakkame kirjeldama nende praktilist rakendust.

Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid

Iga aine interakteerub veega individuaalselt. Mõned lahustuvad selles hästi (näiteks lauasool), teised aga ei lahustu üldse (näiteks kriit). Seega jagunevad kõik ained tugevateks ja nõrkadeks elektrolüütideks. Viimased on ained, mis suhtlevad halvasti veega ja settivad lahuse põhja. See tähendab, et neil on väga madal dissotsiatsiooniaste ja suur sideme energia, mis ei lase molekulil normaalsetes tingimustes laguneda selle koostisosadeks. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon toimub kas väga aeglaselt või selle aine temperatuuri ja kontsentratsiooni tõustes lahuses.

Räägime tugevatest elektrolüütidest. Nende hulka kuuluvad kõik lahustuvad soolad, samuti tugevad happed ja leelised. Need lagunevad kergesti ioonideks ja neid on väga raske sademeteks koguda. Muide, elektrolüütide vool toimub just tänu lahuses sisalduvatele ioonidele. Seetõttu juhivad tugevad elektrolüüdid voolu kõige paremini. Viimaste näited: tugevad happed, leelised, lahustuvad soolad.

Elektrolüütide käitumist mõjutavad tegurid

Nüüd selgitame välja, kuidas väliskeskkonna muutused mõjutavad Kontsentratsioon mõjutab otseselt elektrolüüdi dissotsiatsiooni astet. Pealegi saab seda seost väljendada matemaatiliselt. Seda suhet kirjeldavat seadust nimetatakse Ostwaldi lahjendusseaduseks ja see on kirjutatud järgmiselt: a = (K / c) 1/2. Siin on a dissotsiatsiooniaste (võetuna murdosades), K on dissotsiatsioonikonstant, mis on iga aine puhul erinev, ja c on elektrolüüdi kontsentratsioon lahuses. Selle valemi abil saate palju õppida aine ja selle käitumise kohta lahuses.

Kuid oleme teemast kõrvale kaldunud. Lisaks kontsentratsioonile mõjutab dissotsiatsiooni astet ka elektrolüüdi temperatuur. Enamiku ainete puhul suurendab selle suurendamine lahustuvust ja keemilist aktiivsust. Just see võib seletada mõnede reaktsioonide toimumist ainult kõrgendatud temperatuuridel. Tavatingimustes kulgevad need kas väga aeglaselt või mõlemas suunas (seda protsessi nimetatakse pöörduvaks).

Oleme analüüsinud tegureid, mis määravad sellise süsteemi, nagu elektrolüüdilahuse, käitumise. Liigume nüüd edasi nende, kahtlemata väga oluliste kemikaalide praktilise rakendamise juurde.

Tööstuslik kasutamine

Muidugi on kõik kuulnud akude kohta sõna "elektrolüüt". Autos kasutatakse pliiakusid, mille elektrolüüdiks on 40% väävelhape. Et mõista, miks seda ainet seal üldse vaja on, tasub mõista akude tööomadusi.

Mis on siis mis tahes aku tööpõhimõte? Nad läbivad pöörduva reaktsiooni, mille käigus muundatakse üks aine teiseks, mille tulemusena vabanevad elektronid. Aku laadimisel toimub ainete koostoime, mida tavatingimustes ei esine. Seda võib käsitleda kui elektri akumuleerumist aines keemilise reaktsiooni tulemusena. Tühjenemise ajal algab pöördtransformatsioon, mis viib süsteemi algolekusse. Need kaks protsessi koos moodustavad ühe laadimis-tühjenemise tsükli.

Vaatame ülaltoodud protsessi konkreetse näite – pliiaku – abil. Nagu võite arvata, koosneb see vooluallikas elemendist, mis sisaldab pliid (nagu ka pliidoksiidi PbO 2) ja hapet. Iga aku koosneb elektroodidest ja nendevahelisest ruumist, mis on täidetud elektrolüüdiga. Viimasena, nagu juba teada saime, kasutame oma näites 40-protsendilise kontsentratsiooniga väävelhapet. Sellise aku katood on valmistatud pliidoksiidist ja anood puhtast pliist. Kõik see tuleneb sellest, et nendel kahel elektroodil toimuvad erinevad pöörduvad reaktsioonid ioonide osalusel, milleks hape on dissotsieerunud:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (reaktsioon toimub negatiivsel elektroodil - katoodil).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reaktsioon toimub positiivsel elektroodil - anoodil).

Kui lugeda reaktsioone vasakult paremale, saame protsessid, mis toimuvad aku tühjenemisel ja kui paremalt vasakule, siis protsessid, mis toimuvad aku laadimisel. Kõigis neis reaktsioonides on need reaktsioonid erinevad, kuid nende toimumise mehhanismi kirjeldatakse üldiselt samal viisil: toimub kaks protsessi, millest ühes "neelduvad" elektronid ja teises, vastupidi, " jäta välja”. Kõige tähtsam on see, et neeldunud elektronide arv oleks võrdne vabanevate elektronide arvuga.

Lisaks patareidele on nendele ainetele palju rakendusi. Üldiselt on elektrolüüdid, mille näiteid oleme toonud, vaid osa mitmesugustest ainetest, mis on selle mõiste alla ühendatud. Nad ümbritsevad meid kõikjal ja kõikjal. Siin on näiteks inimkeha. Kas arvate, et neid aineid seal pole? Sa eksid väga. Neid leidub meis kõikjal ja suurima koguse moodustavad vere elektrolüüdid. Nende hulka kuuluvad näiteks raua ioonid, mis on osa hemoglobiinist ja aitavad transportida hapnikku meie keha kudedesse. Vere elektrolüüdid mängivad võtmerolli ka vee-soola tasakaalu ja südametegevuse reguleerimisel. Seda funktsiooni täidavad kaaliumi- ja naatriumioonid (rakkudes toimub isegi protsess, mida nimetatakse kaalium-naatriumipumbaks).

Kõik ained, mida suudate isegi veidi lahustada, on elektrolüüdid. Ja pole ühtegi tööstusharu ega meie elu, kus neid ei kasutataks. See pole ainult autoakud ja akud. Need on mis tahes keemia- ja toidutootmine, sõjaväetehased, rõivatehased jne.

Muide, elektrolüüdi koostis on erinev. Seega saab eristada happelisi ja aluselisi elektrolüüte. Need on oma omaduste poolest põhimõtteliselt erinevad: nagu me juba ütlesime, on happed prootonidoonorid ja leelised aktseptorid. Kuid aja jooksul muutub elektrolüüdi koostis aine osa kadumise tõttu kas väheneb või suureneb (kõik sõltub sellest, mis kaob, kas veest või elektrolüüdist).

Me puutume nendega iga päev kokku, kuid vähesed inimesed teavad täpselt sellise mõiste nagu elektrolüüdid määratlust. Oleme vaadanud konkreetsete ainete näiteid, seega liigume edasi veidi keerulisemate mõistete juurde.

Elektrolüütide füüsikalised omadused

Nüüd füüsikast. Selle teema uurimisel on kõige olulisem mõista, kuidas vool elektrolüütides edasi kandub. Ioonid mängivad selles otsustavat rolli. Need laetud osakesed võivad kanda laengu ühest lahuse osast teise. Seega kalduvad anioonid alati positiivsele elektroodile ja katioonid negatiivsele. Seega, toimides lahendusele elektrivooluga, eraldame laengud süsteemi eri külgedel.

Väga huvitav füüsikaline omadus on tihedus. Sellest sõltuvad paljud meie poolt käsitletavate ühendite omadused. Ja sageli tekib küsimus: "Kuidas suurendada elektrolüüdi tihedust?" Tegelikult on vastus lihtne: lahuse veesisaldust on vaja vähendada. Kuna elektrolüüdi tihedus on suures osas määratud, sõltub see suuresti viimase kontsentratsioonist. Plaani saavutamiseks on kaks võimalust. Esimene on üsna lihtne: keetke akus sisalduv elektrolüüt. Selleks tuleb seda laadida nii, et temperatuur sees tõuseks veidi üle saja kraadi Celsiuse järgi. Kui see meetod ei aita, ärge muretsege, on veel üks: lihtsalt asendage vana elektrolüüt uuega. Selleks peate vana lahuse tühjendama, sisemused destilleeritud veega väävelhappe jääkidest puhastama ja seejärel täitma uue portsjoni. Reeglina on kvaliteetsetel elektrolüütide lahustel kohe soovitud kontsentratsioon. Pärast asendamist võite pikka aega unustada, kuidas elektrolüüdi tihedust suurendada.

Elektrolüüdi koostis määrab suuresti selle omadused. Sellised omadused nagu elektrijuhtivus ja tihedus sõltuvad näiteks tugevalt lahustunud aine olemusest ja selle kontsentratsioonist. Eraldi küsimus on selle kohta, kui palju elektrolüüti aku võib sisaldada. Tegelikult on selle maht otseselt seotud toote deklareeritud võimsusega. Mida rohkem väävelhapet aku sees on, seda võimsam see on, st seda rohkem pinget suudab see toota.

Kus sellest kasu on?

Kui oled autohuviline või lihtsalt autohuviline, siis saad ise kõigest aru. Kindlasti teate isegi, kuidas praegu määrata, kui palju elektrolüüti akus on. Ja kui olete autodest kaugel, ei ole teadmised nende ainete omadustest, nende kasutamisest ja üksteisega suhtlemisest üleliigsed. Seda teades ei lähe teid segadusse, kui teilt palutakse öelda, mis elektrolüüt akus on. Kuigi isegi kui te pole autohuviline, kuid teil on auto, ei ole teadmised aku struktuurist üleliigsed ja aitavad teid remondis. Palju lihtsam ja odavam on kõike ise teha kui autokeskusesse minna.

Ja selle teema paremaks uurimiseks soovitame lugeda koolile ja ülikoolile mõeldud keemiaõpikut. Kui tunnete seda teadust hästi ja olete lugenud piisavalt õpikuid, oleks parim valik Varypajevi "Keemilised vooluallikad". Seal on üksikasjalikult välja toodud kogu akude, erinevate akude ja vesinikuelementide tööteooria.

Järeldus

Oleme jõudnud lõppu. Teeme kokkuvõtte. Eespool käsitlesime kõike, mis on seotud sellise kontseptsiooniga nagu elektrolüüdid: näited, struktuuri ja omaduste teooria, funktsioonid ja rakendused. Veel kord tasub öelda, et need ühendid moodustavad osa meie elust, ilma milleta ei saaks meie kehad ega kõik tööstusharud eksisteerida. Kas mäletate vere elektrolüüte? Tänu neile me elame. Aga meie autod? Nende teadmistega saame lahendada kõik akuga seotud probleemid, kuna nüüd mõistame, kuidas selles elektrolüüdi tihedust suurendada.

Kõike on võimatu ära rääkida ja me ei seadnud sellist eesmärki. Lõppude lõpuks pole see veel kõik, mida nende hämmastavate ainete kohta öelda saab.