Hva er en elektrolytt i kjemi. Refererer til elektrolytter. Hvilke partikler bærer ladninger?

Dette er stoffer hvis løsninger eller smelter leder elektrisk strøm. De er også en uunnværlig komponent i væsker og tette vev av organismer.

Elektrolytter inkluderer syrer, baser og salter. Stoffer som ikke leder elektrisk strøm i oppløst eller smeltet tilstand kalles ikke-elektrolytter. Disse inkluderer mange organiske stoffer, som sukkerarter, alkoholer osv. Elektrolyttløsningers evne til å lede elektrisk strøm forklares ved at når de er oppløst, desintegrerer elektrolyttmolekyler til elektrisk positivt og negativt ladede partikler - ioner. Mengden ladning på et ion er numerisk lik valensen til atomet eller gruppen av atomer som danner ionet. Ioner skiller seg fra atomer og molekyler, ikke bare i nærvær av elektriske ladninger, men også i andre egenskaper, for eksempel har klorioner ingen lukt, farge eller andre egenskaper til klormolekyler.

Positivt ladede ioner kalles kationer, negativt ladede ioner kalles anioner. Kationer danner hydrogenatomer H +, metaller: K +, Na +, Ca 2+, Fe 3+ og noen grupper av atomer, for eksempel ammoniumgruppen NH + 4; Anioner danner atomer og grupper av atomer som er sure rester, for eksempel Cl -, NO - 3, SO 2- 4, CO 2- 3.

Begrepet E. ble introdusert i vitenskapen av Faraday. Inntil helt nylig inkluderte K. E. typiske salter, syrer og alkalier, samt vann. Studier av ikke-vandige løsninger, samt studier ved svært høye temperaturer, har utvidet dette feltet kraftig. I. A. Kablukov, Kadi, Karara, P. I. Walden og andre viste at ikke bare vann- og alkoholløsninger leder strøm merkbart, men også løsninger i en rekke andre stoffer, som for eksempel flytende ammoniakk, flytende svoveldioksidanhydrid, etc. Det har også vist seg at mange stoffer og blandinger er utmerkede isolatorer ved vanlige temperaturer, som vannfrie metalloksider (kalsiumoksid, magnesiumoksid osv.), og blir elektrolytiske ledere når temperaturen øker. Den berømte Nernst-glødelampen, hvis prinsipp ble oppdaget av den strålende Yablochkov, gir en utmerket illustrasjon av disse fakta. En blanding av oksider - et "glødelegeme" i en Nernst-lampe, som ikke er ledende ved vanlige temperaturer, blir utmerket ved 700° og beholder dessuten en fast tilstand elektrolytisk dirigent. Det kan antas at de fleste komplekse stoffer studert i uorganisk kjemi, med passende løsningsmidler eller ved en tilstrekkelig høy temperatur, kan tilegne seg egenskapene til elektroner, med unntak selvfølgelig av metaller og deres legeringer og de komplekse stoffene som har metallisk ledningsevne. har blitt bevist. For øyeblikket bør indikasjoner på den metalliske ledningsevnen til smeltet sølvjodid osv. anses som ikke tilstrekkelig underbygget. Noe annet må sies om de fleste stoffer som inneholder karbon, det vil si de som er studert i organisk kjemi. Det er usannsynlig at det vil være løsningsmidler som vil gjøre hydrokarboner eller deres blandinger (parafin, parafin, bensin, etc.) til strømledere. I organisk kjemi har vi imidlertid en gradvis overgang fra typiske elektrolytter til typiske ikke-elektrolytter: fra organiske syrer til fenoler som inneholder en nitrogruppe, til fenoler som ikke inneholder en slik gruppe, til alkoholer, hvorav vandige løsninger tilhører isolatorer med lavt nivå. elektriske spennende krefter og til slutt til hydrokarboner - typiske isolatorer. For mange organiske, og også til dels noen uorganiske forbindelser, er det vanskelig å forvente at en temperaturøkning vil gjøre dem til E., siden disse stoffene brytes ned tidligere ved påvirkning av varme.

Spørsmålet om hva elektrolytt var var i en så usikker tilstand inntil teorien om elektrolytisk dissosiasjon ble brakt inn for å løse det.

Elektrolytisk dissosiasjon.

Desintegreringen av elektrolyttmolekyler til ioner kalles elektrolytisk dissosiasjon, eller ionisering, og er en reversibel prosess, dvs. en likevektstilstand kan oppstå i en løsning der så mange elektrolyttmolekyler desintegrerer til ioner, så mange av dem dannes igjen fra ioner .

Dissosiasjonen av elektrolytter til ioner kan representeres av den generelle ligningen: , hvor KmAn er et udissosiert molekyl, K z+ 1 er et kation som bærer z 1 positive ladninger, og z- 2 er et anion med z 2 negative ladninger, m og n er antall kationer og anioner, dannet under dissosiasjonen av ett elektrolyttmolekyl. For eksempel.
Antall positive og negative ioner i en løsning kan være forskjellig, men den totale ladningen til kationene er alltid lik den totale ladningen til anionene, så løsningen som helhet er elektrisk nøytral.
Sterke elektrolytter dissosieres nesten fullstendig til ioner ved hvilken som helst konsentrasjon i løsningen. Disse inkluderer sterke syrer (se), sterke baser og nesten alle salter (se). Svake elektrolytter, som inkluderer svake syrer og baser og noen salter, slik som sublimert HgCl 2, dissosieres bare delvis; graden av deres dissosiasjon, dvs. andelen molekyler som er desintegrert til ioner, øker med synkende løsningskonsentrasjon.
Et mål på elektrolyttenes evne til å desintegreres til ioner i løsninger kan være den elektrolytiske dissosiasjonskonstanten (ioniseringskonstanten), lik
hvor konsentrasjonene av de tilsvarende partiklene i løsningen er vist i firkantede parenteser.

1. ELEKTROLYTTER

1.1. Elektrolytisk dissosiasjon. Grad av dissosiasjon. Elektrolyttkraft

I henhold til teorien om elektrolytisk dissosiasjon, desintegrerer salter, syrer, hydroksider, oppløsning i vann, helt eller delvis til uavhengige partikler - ioner.

Prosessen med nedbrytning av stoffmolekyler til ioner under påvirkning av polare løsemiddelmolekyler kalles elektrolytisk dissosiasjon. Stoffer som dissosierer til ioner i løsninger kalles elektrolytter. Som et resultat får løsningen evnen til å lede elektrisk strøm, fordi mobile elektriske ladebærere vises i den. I følge denne teorien, når de er oppløst i vann, brytes elektrolytter opp (dissosieres) til positivt og negativt ladede ioner. Positivt ladede ioner kalles kationer; disse inkluderer for eksempel hydrogen og metallioner. Negativt ladede ioner kalles anioner; Disse inkluderer ioner av sure rester og hydroksidioner.

For å kvantitativt karakterisere dissosiasjonsprosessen ble begrepet grad av dissosiasjon introdusert. Graden av dissosiasjon av en elektrolytt (α) er forholdet mellom antall molekyler som er desintegrert til ioner i en gitt løsning ( n ), til det totale antallet molekyler i løsning ( N), eller

α = .

Graden av elektrolytisk dissosiasjon uttrykkes vanligvis enten i brøkdeler av en enhet eller i prosent.

Elektrolytter med en grad av dissosiasjon større enn 0,3 (30%) kalles vanligvis sterke, med en dissosiasjonsgrad fra 0,03 (3%) til 0,3 (30%) - middels, mindre enn 0,03 (3%) - svake elektrolytter. Så, for en 0,1 M løsning CH3COOH α = 0,013 (eller 1,3%). Derfor er eddiksyre en svak elektrolytt. Graden av dissosiasjon viser hvilken del av de oppløste molekylene til et stoff som har brutt ned til ioner. Graden av elektrolytisk dissosiasjon av en elektrolytt i vandige løsninger avhenger av elektrolyttens natur, dens konsentrasjon og temperatur.

Av natur kan elektrolytter deles inn i to store grupper: sterk og svak. Sterke elektrolytter dissosiere nesten fullstendig (α = 1).

Sterke elektrolytter inkluderer:

1) syrer (H2S04, HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4, H MnO4);

2) baser - metallhydroksider av den første gruppen av hovedundergruppen (alkali) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , samt hydroksyder av jordalkalimetaller – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) salter oppløselige i vann (se løselighetstabell).

Svake elektrolytter dissosiere til ioner i svært liten grad, i løsninger finnes de hovedsakelig i udissosiert tilstand (i molekylær form). For svake elektrolytter etableres en likevekt mellom udissosierte molekyler og ioner.

Svake elektrolytter inkluderer:

1) uorganiske syrer ( H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H3PO4, H2SiO3, HCNS, HClO, etc.);

2) vann (H20);

3) ammoniumhydroksid ( NH40H);

4) de fleste organiske syrer

(for eksempel eddiksyre CH3COOH, maur HCOOH);

5) uløselige og lite løselige salter og hydroksyder av noen metaller (se løselighetstabell).

Behandle elektrolytisk dissosiasjon avbildet ved hjelp av kjemiske ligninger. For eksempel dissosiasjon av saltsyre (HC l ) er skrevet som følger:

HCl → H+ + Cl – .

Baser dissosieres for å danne metallkationer og hydroksidioner. For eksempel dissosiasjonen av KOH

KOH → K + + OH – .

Flerbasiske syrer, så vel som baser av flerverdige metaller, dissosieres trinnvis. For eksempel

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Den første likevekten - dissosiasjon i henhold til det første trinnet - er preget av konstanten

.

For andre trinns dissosiasjon:

.

Når det gjelder karbonsyre, har dissosiasjonskonstantene følgende verdier: K I = 4,3× 10 –7, K II = 5,6 × 10–11. For trinnvis dissosiasjon alltid K I> K II > K III >... , fordi energien som må brukes for å skille et ion er minimal når det er separert fra et nøytralt molekyl.

Gjennomsnittlige (normale) salter, løselige i vann, dissosieres for å danne positivt ladede metallioner og negativt ladede ioner av syreresten

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Syresalter (hydrosalter) er elektrolytter som inneholder hydrogen i anionet, som kan spaltes av i form av hydrogenionet H+. Syresalter anses som et produkt oppnådd fra flerbasiske syrer der ikke alle hydrogenatomer er erstattet med et metall. Dissosiasjon av sure salter skjer i trinn, for eksempel:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (første trinn)

Elektrolytter er stoffer hvis smelter eller løsninger leder elektrisk strøm. Elektrolytter inkluderer syrer, baser og de fleste salter.

Elektrolyttdissosiasjon

Elektrolytter inkluderer stoffer med ioniske eller svært polare kovalente bindinger. De førstnevnte eksisterer i form av ioner selv før de overføres til en oppløst eller smeltet tilstand. Elektrolytter inkluderer salter, baser og syrer.

Ris. 1. Tabell forskjellen mellom elektrolytter og ikke-elektrolytter.

Det er sterke og svake elektrolytter. Sterke elektrolytter, når de er oppløst i vann, dissosieres fullstendig til ioner. Disse inkluderer: nesten alle løselige salter, mange uorganiske syrer (for eksempel H 2 SO 4, HNO 3, HCl), hydroksyder av alkali- og jordalkalimetaller. Svake elektrolytter, når de er oppløst i vann, dissosieres litt til ioner. Disse inkluderer nesten alle organiske syrer, noen uorganiske syrer (for eksempel H 2 CO 3 ), mange hydroksider (unntatt hydroksyder av alkali- og jordalkalimetaller).

Ris. 2. Tabell over sterke og svake elektrolytter.

Vann er også en svak elektrolytt.

Som andre kjemiske reaksjoner skrives elektrolytisk dissosiasjon i løsninger i form av dissosiasjonsligninger. Samtidig anses prosessen for å være irreversibel for sterke elektrolytter, og for elektrolytter med middels styrke og svake - som en reversibel prosess.

Syrer– dette er elektrolytter, hvis dissosiasjon i vandige løsninger skjer med dannelse av hydrogenioner som kationer. Flerbasiske syrer dissosieres trinnvis. Hvert påfølgende trinn fortsetter med større og større vanskeligheter, siden de resulterende ionene av sure rester er svakere elektrolytter.

Begrunnelse– elektrolytter som dissosierer i en vandig løsning for å danne hydroksidionet OH- som et anion. Dannelsen av hydroksidion er et vanlig trekk ved baser og bestemmer de generelle egenskapene til sterke baser: alkalisk karakter, bitter smak, såpeaktig å ta på, reaksjon på en indikator, nøytralisering av syrer, etc.

Alkalier, selv svakt løselige (for eksempel bariumhydroksid Ba(OH) 2), dissosieres fullstendig, eksempel:

Ba(OH)2 =Ba2 +2OH-

Salter er elektrolytter som dissosieres i en vandig løsning for å danne et metallkation og en syrerest. Salter dissosieres ikke trinnvis, men fullstendig:

Сa(NO 3) 2 =Ca 2 + +2NO 3 –

Elektrolytisk dissosiasjonsteori

Elektrolytter– stoffer som gjennomgår elektrolytisk dissosiasjon i løsninger eller smelter og leder elektrisk strøm på grunn av bevegelser av ioner.

Elektrolytisk dissosiasjon er nedbrytningen av elektrolytter til ioner når de er oppløst i vann.

Teorien om elektrolytisk dissosiasjon (S. Arrhenius, 1887) i moderne forståelse inkluderer følgende bestemmelser:

• Når de er oppløst i vann, brytes elektrolyttene ned (dissosieres) til ioner - positive (kationer) og negative (anioner). Ionisering skjer lettest for forbindelser med ioniske bindinger (salter, alkalier), som når de er oppløst (endoterm prosess for ødeleggelse av krystallgitteret), danner hydratiserte ioner.

Ris. 3. Opplegg for elektrolytisk dissosiasjon av salt.

Ionehydrering er en eksoterm prosess. Forholdet mellom energikostnader og gevinster bestemmer muligheten for ionisering i en løsning. Når et stoff med en polar kovalent binding (for eksempel hydrogenklorid HCl) er oppløst, er vanndipolene orientert mot de tilsvarende polene til det oppløste molekylet, polariserer bindingen og gjør den til en ionisk, etterfulgt av hydrering av ionene. . Denne prosessen er reversibel og kan skje enten helt eller delvis.

• hydratiserte ioner er stabile og beveger seg tilfeldig i løsning. Under påvirkning av en elektrisk strøm blir bevegelsen retningsbestemt: kationer beveger seg mot det negative beltet (katode), og anioner beveger seg mot det positive beltet (anode).
• dissosiasjon (ionisering) er en reversibel prosess. Fullstendigheten av ionisering avhenger av elektrolyttens natur (alkalisaltene dissosieres nesten fullstendig), dens konsentrasjon (med økende konsentrasjon blir ionisering vanskeligere), temperatur (økende temperatur fremmer dissosiasjon) og løsningsmidlets natur (ionisering skjer bare i et polart løsningsmiddel, spesielt vann).

Elektrolytter er løsninger som inneholder en høy konsentrasjon av ioner som tillater passasje av elektrisk strøm. Som regel er dette vandige løsninger av salter, syrer og alkalier.

I menneske- og dyrekroppen spiller elektrolytter en viktig rolle: for eksempel blodelektrolytter med jernioner transporterer oksygen til vev; elektrolytter med kalium- og natriumioner regulerer kroppens vann-saltbalanse, tarm- og hjertefunksjon.

Egenskaper

Rent vann, vannfrie salter, syrer og alkalier leder ikke strøm. I løsninger desintegrerer stoffer til ioner og leder strøm. Dette er grunnen til at elektrolytter kalles andre-ordens ledere (i motsetning til metaller). Elektrolytter kan også være smelter og noen krystaller, spesielt zirkoniumdioksid og sølvjodid.

Hovedegenskapen til elektrolytter er evnen til elektrolytisk dissosiasjon, det vil si oppløsning av molekyler når de interagerer med molekyler av vann (eller andre løsningsmidler) til ladede ioner.

Basert på typen ioner som dannes i løsningen, skilles elektrolytten ut som alkalisk (elektrisk ledningsevne skyldes metallioner og OH-), saltvann og sur (med H+-ioner og syrebaserester).

For å kvantitativt karakterisere evnen til en elektrolytt til å dissosiere, ble parameteren "dissosiasjonsgrad" introdusert. Denne verdien gjenspeiler prosentandelen av molekyler som har gjennomgått forfall. Det avhenger av:
selve stoffet;
løsemiddel;
stoffkonsentrasjon;
temperatur.

Elektrolytter deles inn i sterke og svake. Jo bedre reagenset løses opp (brytes ned til ioner), jo sterkere elektrolytten er, jo bedre leder den strøm. Sterke elektrolytter inkluderer alkalier, sterke syrer og løselige salter.

For elektrolytter som brukes i batterier, er en parameter som tetthet svært viktig. Batteriets driftsforhold, kapasitet og levetid avhenger av det. Tettheten bestemmes ved hjelp av hydrometre.

Forholdsregler ved arbeid med elektrolytter

De mest populære elektrolyttene er en løsning av konsentrert svovelsyre og alkali - oftest kalium-, natrium- og litiumhydroksider. Alle forårsaker kjemiske brannskader på hud og slimhinner, og svært farlige brannskader på øynene. Derfor må alt arbeid med slike elektrolytter gjøres i et separat, godt ventilert rom, med verneutstyr: klær, masker, briller, gummihansker.
Et førstehjelpssett med et sett med nøytraliserende midler og en vannkran bør oppbevares i nærheten av rommet der arbeid med elektrolytter utføres.
Syreforbrenninger nøytraliseres med en løsning av brus (1 ts per 1 kopp vann).
Alkaliforbrenninger nøytraliseres med en løsning av borsyre (1 ts per 1 kopp vann).
For å vaske øynene bør nøytraliserende løsninger være dobbelt så svake.
Skadde hudområder vaskes først med en nøytralisator, og deretter med såpe og vann.
Hvis elektrolytten søles, samles den opp med sagflis, vaskes deretter med en nøytralisator og tørkes av.

Når du arbeider med elektrolytt bør du alle sikkerhetskrav. For eksempel helles syre i vann (og ikke omvendt!) Ikke manuelt, men ved hjelp av enheter. Biter av fast alkali senkes ned i vann ikke med hendene, men med tang eller skjeer. Du kan ikke jobbe i samme rom med batterier med ulike typer elektrolytter, og det er også forbudt å lagre dem sammen.

Noen jobber krever "koking" av elektrolytten. Dette frigjør hydrogen, en brennbar og eksplosiv gass. I slike lokaler skal det benyttes eksplosjonssikre elektriske ledninger og elektriske apparater, røyking og alt arbeid med åpen ild er forbudt.

Oppbevar elektrolytter i plastbeholdere. Glass, keramikk, porselensfat og verktøy er egnet for arbeid.

I den neste artikkelen vil vi fortelle deg mer om typene og bruken av elektrolytt.

Elektrolytter som kjemiske stoffer har vært kjent siden antikken. Imidlertid har de erobret de fleste områder av applikasjonen deres relativt nylig. Vi vil diskutere bransjens høyest prioriterte områder for bruk av disse stoffene og finne ut hva sistnevnte er og hvordan de skiller seg fra hverandre. Men la oss starte med en utflukt i historien.

Historie

De eldste kjente elektrolyttene er salter og syrer, oppdaget i den antikke verden. Imidlertid har ideer om strukturen og egenskapene til elektrolytter utviklet seg over tid. Teorier om disse prosessene har utviklet seg siden 1880-tallet, da det ble gjort en rekke funn relatert til teorier om egenskapene til elektrolytter. Flere kvalitative sprang ble observert i teorier som beskriver mekanismene for interaksjon av elektrolytter med vann (tross alt, bare i løsning får de egenskapene som de brukes i industrien på grunn av).

Nå skal vi undersøke i detalj flere teorier som hadde størst innflytelse på utviklingen av ideer om elektrolytter og deres egenskaper. Og la oss starte med den vanligste og enkleste teorien, som hver av oss gikk gjennom på skolen.

Arrhenius teori om elektrolytisk dissosiasjon

I 1887 skapte den svenske kjemikeren og Wilhelm Ostwald teorien om elektrolytisk dissosiasjon. Men det er ikke så enkelt her heller. Arrhenius var selv en tilhenger av den såkalte fysikalske teorien om løsninger, som ikke tok hensyn til samspillet mellom bestanddelene i et stoff med vann og hevdet at det finnes friladede partikler (ioner) i løsningen. Forresten, det er fra denne posisjonen at elektrolytisk dissosiasjon vurderes i skolen i dag.

La oss snakke om hva denne teorien gir og hvordan den forklarer oss mekanismen for interaksjon av stoffer med vann. Som alle andre har hun flere postulater som hun bruker:

1. Ved interaksjon med vann brytes stoffet ned til ioner (positivt - kation og negativt - anion). Disse partiklene gjennomgår hydrering: de tiltrekker seg vannmolekyler, som forresten er positivt ladet på den ene siden og negativt ladet på den andre (danner en dipol), som et resultat blir de dannet til vannkomplekser (solvater).

2. Dissosiasjonsprosessen er reversibel - det vil si at hvis et stoff har brutt opp til ioner, kan det under påvirkning av noen faktorer igjen bli til sin opprinnelige form.

3. Hvis du kobler elektroder til løsningen og slår på strømmen, vil kationene begynne å bevege seg til den negative elektroden - katoden, og anionene til den positivt ladede - anoden. Det er derfor stoffer som er svært løselige i vann leder elektrisk strøm bedre enn vannet selv. Av samme grunn ble de kalt elektrolytter.

4. elektrolytt karakteriserer prosentandelen av et stoff som har gjennomgått oppløsning. Denne indikatoren avhenger av egenskapene til løsningsmidlet og selve det oppløste stoffet, av konsentrasjonen av sistnevnte og av den ytre temperaturen.

Her er faktisk alle hovedpostulatene til denne enkle teorien. Vi vil bruke dem i denne artikkelen for å beskrive hva som skjer i en elektrolyttløsning. Vi vil se på eksempler på disse forbindelsene litt senere, men la oss nå se på en annen teori.

Lewis teori om syrer og baser

I følge teorien om elektrolytisk dissosiasjon er en syre et stoff i løsningen der et hydrogenkation er tilstede, og en base er en forbindelse som desintegrerer i løsning til et hydroksidanion. Det er en annen teori oppkalt etter den berømte kjemikeren Gilbert Lewis. Det lar oss noe utvide begrepet syre og base. I følge Lewis sin teori er syrer molekyler av et stoff som har frie elektronorbitaler og er i stand til å akseptere et elektron fra et annet molekyl. Det er lett å gjette at basene vil være partikler som er i stand til å donere ett eller flere av elektronene deres til "bruken" av syren. Det som er veldig interessant her er at ikke bare en elektrolytt, men også ethvert stoff, selv uløselig i vann, kan være en syre eller base.

Brendsted-Lowry protolytisk teori

I 1923, uavhengig av hverandre, foreslo to forskere - J. Brønsted og T. Lowry - en teori som nå brukes aktivt av forskere for å beskrive kjemiske prosesser. Essensen av denne teorien er at betydningen av dissosiasjon kommer ned til overføringen av et proton fra en syre til en base. Dermed forstås sistnevnte her som en protonakseptor. Da er syren deres giver. Teorien forklarer også godt eksistensen av stoffer som viser egenskapene til både syrer og baser. Slike forbindelser kalles amfotere. I Bronsted-Lowry-teorien brukes også begrepet amfolytter om dem, mens syrer eller baser vanligvis kalles protolytter.

Vi kommer til neste del av artikkelen. Her vil vi fortelle deg hvor sterke og svake elektrolytter skiller seg fra hverandre og diskutere påvirkningen av eksterne faktorer på egenskapene deres. Og så vil vi begynne å beskrive deres praktiske anvendelse.

Sterke og svake elektrolytter

Hvert stoff interagerer med vann individuelt. Noen løses godt opp i det (for eksempel bordsalt), mens andre ikke løses opp i det hele tatt (for eksempel kritt). Dermed er alle stoffer delt inn i sterke og svake elektrolytter. Sistnevnte er stoffer som interagerer dårlig med vann og legger seg i bunnen av løsningen. Dette betyr at de har en svært lav grad av dissosiasjon og høy bindingsenergi, som ikke lar molekylet desintegreres i sine bestanddeler under normale forhold. Dissosiasjon av svake elektrolytter skjer enten veldig sakte eller med økende temperatur og konsentrasjon av dette stoffet i løsning.

La oss snakke om sterke elektrolytter. Disse inkluderer alle løselige salter, samt sterke syrer og alkalier. De går lett i oppløsning til ioner og er svært vanskelige å samle til nedbør. Strøm i elektrolytter, forresten, utføres nettopp takket være ionene i løsningen. Derfor leder sterke elektrolytter strømmen best. Eksempler på sistnevnte: sterke syrer, alkalier, løselige salter.

Faktorer som påvirker oppførselen til elektrolytter

La oss nå finne ut hvordan endringer i det ytre miljøet påvirker Konsentrasjon påvirker direkte graden av dissosiasjon av elektrolytten. Dessuten kan denne sammenhengen uttrykkes matematisk. Loven som beskriver dette forholdet kalles Ostwalds fortynningslov og er skrevet som følger: a = (K / c) 1/2. Her er a graden av dissosiasjon (tatt i fraksjoner), K er dissosiasjonskonstanten, forskjellig for hvert stoff, og c er konsentrasjonen av elektrolytten i løsningen. Ved å bruke denne formelen kan du lære mye om et stoff og dets oppførsel i løsning.

Men vi har avviket fra temaet. I tillegg til konsentrasjon påvirkes også graden av dissosiasjon av temperaturen på elektrolytten. For de fleste stoffer øker det oppløseligheten og den kjemiske aktiviteten ved å øke den. Det er nettopp dette som kan forklare forekomsten av noen reaksjoner bare ved forhøyede temperaturer. Under normale forhold går de enten veldig sakte eller i begge retninger (denne prosessen kalles reversibel).

Vi har analysert faktorene som bestemmer oppførselen til et system som en elektrolyttløsning. La oss nå gå videre til den praktiske anvendelsen av disse, uten tvil, svært viktige kjemikaliene.

Industriell bruk

Selvfølgelig har alle hørt ordet "elektrolytt" i forhold til batterier. Bilen bruker blybatterier, elektrolytten som er 40 % svovelsyre. For å forstå hvorfor dette stoffet er nødvendig der i det hele tatt, er det verdt å forstå driftsfunksjonene til batterier.

Så hva er driftsprinsippet for ethvert batteri? De gjennomgår en reversibel reaksjon for å konvertere ett stoff til et annet, som et resultat av at elektroner frigjøres. Ved lading av et batteri oppstår det en interaksjon av stoffer som ikke skjer under normale forhold. Dette kan betraktes som akkumulering av elektrisitet i et stoff som et resultat av en kjemisk reaksjon. Under utslippet begynner den omvendte transformasjonen, og fører systemet til den opprinnelige tilstanden. Disse to prosessene utgjør til sammen én lade-utladningssyklus.

La oss se på prosessen ovenfor ved å bruke et spesifikt eksempel - et bly-syrebatteri. Som du kanskje gjetter, består denne strømkilden av et element som inneholder bly (samt blydioksid PbO 2) og syre. Ethvert batteri består av elektroder og mellomrommet mellom dem fylt med elektrolytt. Som sistnevnte, som vi allerede har funnet ut, bruker vi i vårt eksempel svovelsyre med en konsentrasjon på 40 prosent. Katoden til et slikt batteri er laget av blydioksid, og anoden består av rent bly. Alt dette er fordi forskjellige reversible reaksjoner finner sted ved disse to elektrodene med deltakelse av ioner som syren har dissosiert til:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (reaksjon skjer ved den negative elektrode - katode).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reaksjonen skjer ved den positive elektrode - anode).

Leser vi reaksjonene fra venstre mot høyre får vi prosesser som skjer når batteriet lades ut, og hvis vi fra høyre mot venstre får vi prosesser som skjer når batteriet lades. I hver av disse reaksjonene er disse reaksjonene forskjellige, men mekanismen for deres forekomst er generelt beskrevet på samme måte: to prosesser forekommer, i den ene blir elektroner "absorbert", og i den andre, tvert imot, " utelate». Det viktigste er at antall absorberte elektroner er lik antallet elektroner som frigjøres.

Faktisk, foruten batterier, er det mange bruksområder for disse stoffene. Generelt er elektrolyttene, eksempler som vi har gitt, bare et korn av mangfoldet av stoffer som er forent under dette begrepet. De omgir oss overalt, overalt. Her er for eksempel menneskekroppen. Tror du disse stoffene ikke er der? Du tar veldig feil. De finnes overalt i oss, og den største mengden består av blodelektrolytter. Disse inkluderer for eksempel jernioner, som er en del av hemoglobin og bidrar til å transportere oksygen til vevet i kroppen vår. Blodelektrolytter spiller også en nøkkelrolle i å regulere vann-saltbalanse og hjertefunksjon. Denne funksjonen utføres av kalium- og natriumioner (det er til og med en prosess som skjer i celler kalt kalium-natrium-pumpen).

Alle stoffer som du kan løse opp selv litt er elektrolytter. Og det er ingen industrigren eller vårt liv hvor de ikke brukes. Det er ikke bare bilbatterier og batterier. Dette er enhver kjemisk og matproduksjon, militærfabrikker, klesfabrikker og så videre.

Sammensetningen av elektrolytten varierer forresten. Således kan sure og alkaliske elektrolytter skilles. De er fundamentalt forskjellige i egenskapene deres: som vi allerede har sagt, er syrer protondonorer, og alkalier er akseptorer. Men over tid endres sammensetningen av elektrolytten på grunn av tap av en del av stoffet, enten reduseres eller økes (alt avhenger av hva som går tapt, vann eller elektrolytt).

Vi møter dem hver dag, men få mennesker vet nøyaktig definisjonen av et slikt begrep som elektrolytter. Vi har sett på eksempler på spesifikke stoffer, så la oss gå videre til litt mer komplekse konsepter.

Fysiske egenskaper til elektrolytter

Nå om fysikk. Det viktigste å forstå når man studerer dette emnet er hvordan strømmen overføres i elektrolytter. Ioner spiller en avgjørende rolle i dette. Disse ladede partiklene kan overføre ladning fra en del av løsningen til en annen. Dermed har anioner alltid en tendens til den positive elektroden, og kationer - til den negative. Ved å virke på løsningen med elektrisk strøm skiller vi altså ladningene på forskjellige sider av systemet.

En veldig interessant fysisk egenskap er tetthet. Mange egenskaper til forbindelsene vi diskuterer avhenger av det. Og spørsmålet dukker ofte opp: "Hvordan øke tettheten til elektrolytten?" Faktisk er svaret enkelt: det er nødvendig å redusere vanninnholdet i løsningen. Siden tettheten til elektrolytten i stor grad er bestemt, avhenger den i stor grad av konsentrasjonen av sistnevnte. Det er to måter å oppnå planen på. Den første er ganske enkel: kok elektrolytten i batteriet. For å gjøre dette må du lade den slik at temperaturen inne stiger til rett over hundre grader Celsius. Hvis denne metoden ikke hjelper, ikke bekymre deg, det er en annen: bare bytt ut den gamle elektrolytten med en ny. For å gjøre dette må du tømme den gamle løsningen, rengjøre innsiden fra gjenværende svovelsyre med destillert vann, og fyll deretter på en ny del. Som regel har høykvalitets elektrolyttløsninger umiddelbart ønsket konsentrasjon. Etter utskifting kan du glemme i lang tid hvordan du øker tettheten til elektrolytten.

Sammensetningen av elektrolytten bestemmer i stor grad dens egenskaper. Egenskaper som elektrisk ledningsevne og tetthet, for eksempel, avhenger sterkt av arten av det oppløste stoffet og dets konsentrasjon. Det er et eget spørsmål om hvor mye elektrolytt et batteri kan inneholde. Faktisk er volumet direkte relatert til den deklarerte kraften til produktet. Jo mer svovelsyre inne i batteriet, jo kraftigere er det, dvs. jo mer spenning kan det produsere.

Hvor vil dette være nyttig?

Er du bilentusiast eller bare interessert i biler, så forstår du selv alt. Du vet sikkert til og med hvordan du bestemmer hvor mye elektrolytt som er i batteriet nå. Og hvis du er langt fra biler, vil kunnskap om egenskapene til disse stoffene, deres bruk og hvordan de interagerer med hverandre ikke være overflødig. Når du vet dette, vil du ikke bli forvirret hvis du blir bedt om å fortelle hvilken elektrolytt som er i batteriet. Selv om du ikke er en bilentusiast, men du har en bil, vil kunnskap om batteristrukturen ikke være overflødig og vil hjelpe deg med reparasjoner. Det vil være mye enklere og billigere å gjøre alt selv enn å gå til et bilsenter.

Og for å studere dette emnet bedre, anbefaler vi å lese en lærebok i kjemi for skole og universiteter. Hvis du kjenner denne vitenskapen godt og har lest nok lærebøker, vil det beste alternativet være "Chemical Current Sources" av Varypaev. Hele teorien om drift av batterier, ulike batterier og hydrogenceller er skissert der i detalj.

Konklusjon

Vi har kommet til slutten. La oss oppsummere. Ovenfor har vi diskutert alt relatert til et slikt konsept som elektrolytter: eksempler, teori om struktur og egenskaper, funksjoner og anvendelser. Nok en gang er det verdt å si at disse forbindelsene utgjør en del av livet vårt, uten hvilke kroppene våre og alle industriområder ikke kunne eksistere. Husker du om blodelektrolytter? Takket være dem lever vi. Hva med bilene våre? Med denne kunnskapen kan vi fikse ethvert problem relatert til batteriet, siden vi nå forstår hvordan vi kan øke tettheten til elektrolytten i det.

Det er umulig å fortelle alt, og vi satte oss ikke et slikt mål. Tross alt er ikke dette alt som kan fortelles om disse fantastiske stoffene.