Що є електролітом у хімії. До електролітів належить. Які частки переносять заряди

Це речовини, розчини чи розплави яких проводять електричний струм. Також вони є неодмінною складовою рідин і щільних тканин організмів.

До електролітів відносяться кислоти, основи та солі. Речовини, які не проводять електричного струму в розчиненому або розплавленому стані, називають неелектролітами. До них відносяться багато органічних речовин, наприклад цукру, спирти та ін. Здатність розчинів електролітів проводити електричний струм пояснюють тим, що молекули електролітів при розчиненні розпадаються електрично позитивно і негативно заряджені частинки - іони. Величина заряду іона чисельно дорівнює валентності атома чи групи атомів, що утворюють іон. Іони відрізняються від атомів і молекул як наявністю електричних зарядів, а й іншими властивостями, наприклад іони хлору немає ні запаху, ні кольору, ні інших властивостей молекул хлору.

Позитивно заряджені іони називають катіонами, негативно заряджені-аніонами. Катіони утворюють атоми водню Н + , металів: К + , Na + , Са 2+ Fe 3+ і деякі групи атомів, наприклад група амонію NH + 4 ; аніони утворюють атоми та групи атомів, які є кислотними залишками, наприклад Cl-, NO-3, SO2-4, CO2-3.

Термін Е. введений у науку Фарадеєм. до останнього часу відносили типові солі, кислоти і луги, а також воду. Дослідження неводних розчинів, а також дослідження за дуже високих температур значно розширили цю область. І. А. Каблуков, Каді, Карара, П. І. Вальден та ін. показали, що не тільки водні та спиртові розчини помітно проводять струм, але також розчини в низці інших речовин, як, наприклад, в рідкому аміаку, рідкому сірчистому ангідриді і т. п. Знайдено також, що багато речовин та суміші їх чудові ізолятори при звичайній температурі, як, наприклад, безводні оксиди металів (окис кальцію, магнію та ін), при підвищенні температури стають електролітичними провідниками. Відома лампа розжарювання Нернста, принцип якої було відкрито геніальним яблучковим, представляє чудову ілюстрацію цих фактів. Суміш оксидів - «тільце для розжарювання» в лампі Нернста, що не проводить при звичайній темпер., При 700 ° робиться чудовим і до того ж зберігає твердий стан електролітичнимпровідником. Можна припустити, що більшість складних речовин, що вивчаються в неорганічній хімії, при відповідних розчинниках або при досить високій температурі можуть придбати властивості Е., за винятком, звичайно, металів та їх сплавів і складних речовин, для яких буде доведена металева провідність. Нині вказівки на металеву провідність розплавленого йодистого срібла та інших. слід вважати недостатньо обгрунтованими. Інше має сказати про більшість речовин, що містять вуглець, тобто вивчаються в органічній хімії. Навряд чи знайдуться розчинники, які зроблять вуглеводні або їх суміші (парафін, гас, бензин та ін.) провідниками струму. Однак і в органічній хімії ми маємо поступовий перехід від типових електролітів до типових неелектролітів: починаючи з органічних кислот до фенолів, що містять у своєму складі нітрогрупу, до фенолів, що не містять такої групи, до спиртів, водні розчини яких належать до ізоляторів при невеликих електрозбудливих силах , нарешті, до вуглеводнів - типових ізоляторів. Для багатьох органічних, а також частково і деяких неорганічних сполук, важко очікувати, щоб підвищення температури зробило їх Е., оскільки ці речовини раніше розкладаються від дії теплоти.

У такому невизначеному стані знаходилося питання про те, що таке Е., доки не залучена для вирішення його теорія електролітичної дисоціації

Електролітична дисоціація.

Розпад молекул електролітів на іони називається електролітичною дисоціацією, або іонізацією, і є оборотним процесом, тобто в розчині може наступати стан рівноваги, при якому скільки молекул електролітів розпадається на іони, стільки їх знову утворюється з іонів.

Дисоціація електролітів на іони може бути представлена ​​загальним рівнянням: , де KmAn - недисоційована молекула, Z + 1 - катіон, що несе z 1 позитивних зарядів, А z- 2 - аніон, що має z 2 негативних зарядів, m і n - число катіонів і аніонів , що утворюються при дисоціації однієї молекули електроліту Наприклад, .
Число позитивних і негативних іонів у розчині може бути різним, але сумарний заряд катіонів завжди дорівнює сумарному заряду аніонів, тому розчин електронейтральний в цілому.
Сильні електроліти практично повністю дисоціюють на іони за будь-яких концентрацій їх у розчині. До них відносяться сильні кислоти (див.), сильні основи і майже всі солі (див.). Слабкі електроліти, до яких відносяться слабкі кислоти та основи та деякі солі, наприклад сулема HgCl 2 , дисоціюють лише частково; ступінь їх дисоціації, тобто частка молекул, що розпалися на іони, зростає із зменшенням концентрації розчину.
Мірою здатності електролітів розпадатися на іони в розчинах може бути константа електролітичної дисоціації (константа іонізації), рівна
де у квадратних дужках показані концентрації відповідних частинок у розчині.

1. ЕЛЕКТРОЛІТИ

1.1. Електролітична дисоціація. Ступінь дисоціації. Сила електролітів

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, солі, кислоти, гідроксиди, розчиняючись у питній воді, повністю чи частково розпадаються на самостійні частки – іони.

Процес розпаду молекул речовин на іони під дією полярних молекул розчинника називають електролітичною дисоціацією. Речовини, що дисоціюють на іони в розчинах, називають електролітами.Через війну розчин набуває здатність проводити електричний струм, т.к. у ньому з'являються рухливі носії електричного заряду. Відповідно до цієї теорії, при розчиненні у воді електроліти розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами; до них відносяться, наприклад, іони водню та металів. Негативно заряджені іони називаються аніонами; до них належать іони кислотних залишків та гідроксид-іони.

Для кількісної характеристики процесу дисоціації запроваджено поняття ступеня дисоціації. Ступенем дисоціації електроліту (α) називається відношення числа його молекул, що розпалися в даному розчині на іони ( n ), до загального числа його молекул у розчині ( N), або

α = .

Ступінь електролітичної дисоціації прийнято виражати або у частках одиниці, або у відсотках.

Електроліти зі ступенем дисоціації більше 0,3 (30%) зазвичай називають сильними, зі ступенем дисоціації від 0,03 (3%) до 0,3 (30%)-середніми, менше 0,03 (3%)-слабкими електролітами. Так, для 0,1 M розчину CH 3 COOH α = 0,013 (або 1,3%). Отже, оцтова кислота є слабким електролітом. Ступінь дисоціації вказує, яка частина розчинених молекул речовини розпалася на іони. Ступінь електролітичної дисоціації електроліту у водних розчинах залежить від природи електроліту, його концентрації та температури.

За своєю природою електроліти можна умовно розділити на великі групи: сильні та слабкі. Сильні електролітидисоціюють практично повністю (? = 1).

До сильних електролітів належать:

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

2) основи – гідроксиди металів першої групи головної підгрупи (луги) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , а також гідроксиди лужноземельних металів – Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2;.

3) солі, розчинні у питній воді (див. таблицю розчинності).

Слабкі електроліти дисоціюють на іони дуже мало, в розчинах вони знаходяться, в основному в недисоційованому стані (у молекулярній формі). Для слабких електролітів встановлюється рівновага між недисоційованими молекулами та іонами.

До слабких електролітів належать:

1) неорганічні кислоти ( H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO та ін);

2) вода (H 2 O);

3) гідроксид амонію ( NH 4 OH);

4) більшість органічних кислот

(наприклад, оцтова CH 3 COOH, мурашина HCOOH);

5) нерозчинні та малорозчинні солі та гідроксиди деяких металів (див. таблицю розчинності).

Процес електролітичної дисоціаціїзображують, користуючись хімічними рівняннями. Наприклад, дисоціація соляної кислоти (НС l ) записується наступним чином:

HCl → H + + Cl – .

Підстави дисоціюють з утворенням катіонів металу та гідроксид-іонів. Наприклад, дисоціація КОН

КОН → К + + ВІН -.

Багатоосновні кислоти, а також основи багатовалентних металів дисоціюють східчасто. Наприклад,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H++ CO 3 2– .

Перша рівновага - дисоціація по першому ступеню - характеризується константою

.

Для дисоціації по другому ступеню:

.

У разі вугільної кислоти константи дисоціації мають такі значення: K I = 4,3× 10 -7 , K II = 5,6 × 10 -11. Для ступінчастої дисоціації завжди K I > K II > K III >... , т.к. енергія, яку потрібно витратити для відриву іона, мінімальна при відриві його від нейтральної молекули.

Середні (нормальні) солі, розчинні у воді, дисоціюють з утворенням позитивно заряджених іонів металу та негативно заряджених іонів кислотного залишку

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– .

Кислі солі (гідросолі) - електроліти, що містять в аніоні водень, здатний відщеплюватися у вигляді іона водню Н +. Кислі солі розглядають як продукт, що виходить із багатоосновних кислот, у яких не всі атоми водню заміщені на метал. Дисоціація кислих солей відбувається по сходах, наприклад:

KHCO 3 → K++ HCO 3 – (перший ступінь)

Електроліти – речовини, розплави чи розчини яких проводять електричний струм. До електролітів відносяться кислоти, основи та більшість солей.

Дисоціація електролітів

До електролітів належать речовини з іонним або сильнополярним ковалентним зв'язком. Перші у вигляді іонів існують ще до переведення їх у розчинений або розплавлений стан. До електролітів належать солі, основи, кислоти.

Мал. 1. Таблиця відмінність електролітів від неелектролітів.

Розрізняють сильні та слабкі електроліти. Сильні електроліти при розчиненні у питній воді повністю дисоціюють на іони. До них відносяться: майже всі розчинні солі, багато неорганічних кислот (наприклад, H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl), гідроксиди лужних і лужноземельних металів. Слабкі електроліти при розчиненні у воді трохи дисоціюють на іони. До них відносяться майже всі органічні кислоти, деякі неорганічні кислоти (наприклад, H 2 CO 3), багато гідроксидів (крім гідроксидів лужних та лужноземельних металів).

Мал. 2. Таблиця сильні та слабкі електроліти.

Вода також є слабким електролітом.

Як і інші хімічні реакції, електролітичну дисоціацію у розчинах записують у вигляді рівнянь дисоціації. При цьому для сильних електролітів розглядають процес як необоротний, а для електролітів середньої сили і слабких - як оборотний процес.

Кислоти- це електроліти, дисоціація яких у водних розчинах протікає з утворенням іонів водню як катіони. Багатоосновні кислоти дисоціюють східчасто. Кожна наступна щабель йде все з великою і великою працею, так як іони кислотних залишків, що утворюються, є більш слабкими електролітами.

Підстави– електроліти, що дисоціюють у водному розчині з утворенням гідроксид-іона ОН- як аніон. Утворення гідроксид-іона є загальною ознакою основ і зумовлює загальні властивості сильних основ: лужний характер, гіркий смак, м'якість на дотик, реакцію на індикатор, нейтралізацію кислот тощо.

Луги, навіть малорозчинні (наприклад, гідроксид барію Ba(OH) 2) дисоціюють націло, приклад:

Ba(OH) 2 =Ba 2 +2OH-

Солі– це електроліти, що дисоціюють у водному розчині з утворенням катіону металу та кислотного залишку. Солі дисоціюють не східчасто, а націло:

Сa(NO 3) 2 = Ca 2 + +2NO 3 -

Теорія електролітичної дисоціації

Електроліти- Речовини, що піддаються в розчинах або розплавах електролітичної дисоціації і проводять електричний струм за рахунок руху іонів.

Електролітичною дисоціацією називається розпад електролітів на іони при розчиненні їх у воді.

Теорія електролітичної дисоціації (С. Арреніус, 1887) у сучасному розумінні включає такі положення:

• електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на іони – позитивні (катіони) та негативні (аніони). Іонізація відбувається найлегше для сполук з іонним зв'язком (солей, лугів), які при розчиненні (ендотермічний процес руйнування кристалічних ґрат) утворюють гідратовані іони.

Мал. 3. Схема електролітичної дисоціації солі.

Гідратація іонів – екзотермічний процес. Співвідношення витрати та виграшу енергії визначає можливість іонізації в розчині. При розчиненні речовини з полярним ковалентним зв'язком (наприклад, хлороводень HCl) диполі води орієнтуються у відповідних полюсів розчиняється молекули, поляризує зв'язок і перетворюючи її в іонну з подальшою гідратацією іонів. Цей процес є оборотним і може відбуватися як повністю, так і частково.

• гідратовані іони стійкі, безладно пересуваються у розчині. Під дією електричного струму рух набуває спрямованого характеру: катіони рухаються до негативного поясу (катоду), а аніони – до позитивного (аноду).
• дисоціація (іонізація) – оборотний процес. Повнота іонізації залежить від природи електроліту (солі лугу дисоціюють практично націло), його концентрації (зі збільшенням концентрації іонізація йде важче), температури (підвищення температури сприяє дисоціації), природи розчинника (іонізація відбувається лише у полярному розчиннику, зокрема у воді).

Електроліти – розчини, що містять велику концентрацію іонів, що забезпечують проходження електричного струму. Як правило, це водні розчини солей, кислот та лугів.

В організмі людини та тварин електроліти відіграють важливу роль: наприклад, електроліти крові з іонами заліза транспортують кисень у тканини; електроліти з іонами калію та натрію регулюють водно-сольовий баланс організму, роботу кишечника та серця.

Властивості

Чиста вода, безводні солі, кислоти, луги струм не проводять. У розчинах речовини розпадаються на іони і проводять струм. Саме тому електроліти називають провідниками другого порядку (на відміну металів). Електролітами можуть бути також розплави та деякі кристали, зокрема діоксид цирконію та йодид срібла.

Головна властивість електролітів – здатність до електролітичної дисоціації, тобто до розпаду молекул при взаємодії з молекулами води (або інших розчинників) на заряджені іони.

За типом іонів, що утворюються в розчині, розрізняють електроліт лужної (електропровідність обумовлена ​​іонами металів та ОН-), сольовий та кислотний (з іонами Н+ та залишками основи кислоти).

Для кількісної характеристики здатності електроліту до дисоціації введено параметр "ступінь дисоціації". Ця величина відображає відсоток молекул, що зазнали розпаду. Вона залежить від:
самої речовини;
розчинника;
концентрації речовини;
температури.

Електроліти ділять на сильні та слабкі. Чим краще реагент розчиняється (розпадається на іони), тим сильніший електроліт, тим краще він проводить струм. До сильних електролітів належать луги, сильні кислоти та розчинні солі.

Для електролітів, що використовуються в акумуляторах, дуже важливим є такий параметр, як щільність. Від неї залежать умови експлуатації акумулятора, його ємність та термін служби. Визначають щільність за допомогою ареометрів.

Запобіжні заходи при роботі з електролітами

Найпопулярніші електроліти, це розчин концентрованої сірчаної кислоти та лугу – найчастіше гідроксиди калію, натрію, літію. Всі вони викликають хімічні опіки шкіри та слизових, дуже небезпечні опіки очей. Саме тому всі роботи з такими електролітами потрібно проводити в окремому приміщенні, що добре вентилюється, використовуючи засоби захисту: одяг, маски, окуляри, гумові рукавички.
Поряд із приміщенням, де проводяться роботи з електролітами, повинна зберігатися аптечка з набором засобів, що нейтралізують, і кран з водою.
Кислотні опіки нейтралізуються розчином соди (1 ч. л. на 1 ст. води).
Опіки лугом нейтралізують розчином борної кислоти (1 ч. л. на 1 ст. води).
Для промивання очей розчини, що нейтралізують, повинні бути вдвічі слабшими.
Пошкоджені ділянки шкіри спочатку промивають нейтралізатором, а потім милом та водою.
Якщо електроліт пролили, його збирають тирсою, потім промивають нейтралізатором і витирають насухо.

Під час роботи з електролітом слід виконувати усі вимоги техніки безпеки. Наприклад, кислоту наливають у воду (а чи не навпаки!) не вручну, а з допомогою пристосувань. Шматки твердого лугу у воду опускають не руками, а щипцями чи ложками. Не можна працювати в одному приміщенні з акумуляторами на різнотипних електролітах і зберігати їх разом теж забороняється.

Деякі роботи вимагають "кипіння" електроліту. При цьому виділяється водень - горючий та вибухонебезпечний газ. У таких приміщеннях має використовуватися вибухобезпечна електропроводка та електроприлади, забороняється куріння та будь-які роботи з відкритим вогнем.

Зберігають електроліти у пластикових ємностях. Для роботи підходить скляний, керамічний, порцеляновий посуд та інструменти.

У наступній статті розповімо докладніше про види та застосування електроліту.

Електроліти як хімічні речовини відомі з давніх часів. Проте більшість областей свого застосування вони завоювали нещодавно. Ми обговоримо найпріоритетніші для промисловості галузі використання цих речовин і розберемося, що ж останні являють собою і чим відрізняються один від одного. Але почнемо з екскурсу до історії.

Історія

Найстаріші відомі електроліти - це солі та кислоти, відкриті ще у Стародавньому світі. Однак уявлення про будову та властивості електролітів розвивалися згодом. Теорії цих процесів еволюціонували, починаючи з 1880 років, коли було зроблено низку відкриттів, пов'язані з теоріями властивостей електролітів. Спостерігалися кілька якісних стрибків у теоріях, що описують механізми взаємодії електролітів з водою (адже тільки в розчині вони набувають тих властивостей, завдяки яким їх використовують у промисловості).

Зараз ми докладно розберемо кілька теорій, які найбільше вплинули на розвиток уявлень про електроліти та їх властивості. І почнемо з найпоширенішої і найпростішої теорії, яку кожен із нас проходив у школі.

Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса

1887 року шведський хімік і Вільгельм Оствальд створили теорію електролітичної дисоціації. Однак тут також не все так просто. Сам Арреніус був прихильником так званої фізичної теорії розчинів, яка не враховувала взаємодію компонентів речовини з водою і стверджувала, що в розчині існують вільні заряджені частинки (іони). До речі, саме з таких позицій сьогодні розглядають електролітичну дисоціацію у школі.

Поговоримо про те, що дає ця теорія і як вона пояснює нам механізм взаємодії речовин з водою. Як і в будь-якої іншої, вона має кілька постулатів, які вона використовує:

1. При взаємодії з водою речовина розпадається на іони (позитивний – катіон та негативний – аніон). Ці частки піддаються гідратації: вони притягують молекули води, які, до речі, заряджені з одного боку позитивно, з другого - негативно (утворюють диполь), у результаті формуються в аквакомплекси (сольвати).

2. Процес дисоціації звернемо - тобто якщо речовина розпалася на іони, то під дією будь-яких факторів вона знову може перетворитися на вихідну.

3. Якщо підключити до розчину електроди і пустити струм, то катіони почнуть рух до негативного електрода - катода, а аніони до позитивно зарядженого - анода. Саме тому речовини, що добре розчиняються у воді, проводять електричний струм краще, ніж сама вода. З цієї причини їх назвали електролітами.

4. електроліту характеризує відсоток речовини, що зазнав розчинення. Цей показник залежить від властивостей розчинника і розчиненої речовини, від концентрації останнього і від зовнішньої температури.

Ось, насправді, і всі основні постулати цієї нескладної теорії. Ними ми будемо користуватися в цій статті для опису того, що відбувається в розчині електроліту. Приклади цих сполук розберемо трохи згодом, тепер розглянемо іншу теорію.

Теорія кислот та основ Льюїса

За теорією електролітичної дисоціації, кислота - це речовина, в розчині якої присутній катіон водню, а основа - сполука, що розпадається в розчині на гідроксид-аніон. Існує інша теорія, названа ім'ям відомого хіміка Гілберта Льюїса. Вона дозволяє дещо розширити поняття кислоти та основи. За теорією Льюїса, кислоти - або молекули речовини, які мають вільні електронні орбіталі і здатні прийняти електрон від іншої молекули. Нескладно здогадатися, що основами будуть такі частинки, які здатні віддати один або кілька своїх електронів у "користування" кислотою. Дуже цікаво тут те, що кислотою чи основою може бути не тільки електроліт, а й будь-яка речовина, навіть нерозчинна у воді.

Протолітична теорія Брендстеда-Лоурі

У 1923 році, незалежно один від одного, двоє вчених – Й. Бренстед і Т. Лоурі – запропонували теорію, яка зараз активно застосовується вченими для опису хімічних процесів. Суть цієї теорії полягає в тому, що сенс дисоціації зводиться до передачі протона від кислоти основи. Отже, останнє розуміється тут як акцептор протонів. Тоді кислота є їхнім донором. Теорія також добре пояснює існування речовин, що виявляють властивості та кислоти та основи. Такі сполуки називаються амфотерними. Теоретично Бренстеда-Лоурі їм також застосовується термін амфоліти, тоді як кислота чи підстави прийнято називати протолітами.

Ми підійшли до наступної частини статті. Тут ми розповімо, чим відрізняються один від одного сильні та слабкі електроліти та обговоримо вплив зовнішніх факторів на їх властивості. А потім вже приступимо до опису їхнього практичного застосування.

Сильні та слабкі електроліти

Кожна речовина взаємодіє із водою індивідуально. Якісь розчиняються в ній добре (наприклад, кухонна сіль), а якісь зовсім не розчиняються (наприклад, крейда). Таким чином, всі речовини поділяються на сильні та слабкі електроліти. Останні являють собою речовини, що погано взаємодіють з водою і осідають на дні розчину. Це означає, що вони мають дуже низький ступінь дисоціації та високу енергію зв'язків, яка не дозволяє за нормальних умов розпадатися молекулі на її іони. Дисоціація слабких електролітів відбувається або дуже повільно, або за підвищення температури і концентрації цієї речовини в розчині.

Поговоримо про сильні електроліти. До них можна віднести всі розчинні солі, а також сильні кислоти та луги. Вони легко розпадаються на іони і дуже важко зібрати їх у опади. Струм в електролітах, до речі, проводиться саме завдяки іонам, які містяться в розчині. Тому найкраще проводять струм сильні електроліти. Приклади останніх: сильні кислоти, луги, розчинні солі.

Чинники, що впливають на поведінку електролітів

Тепер розберемося, як зміна зовнішньої обстановки впливає на Концентрація безпосередньо впливає ступінь дисоціації електроліту. Більше того, це співвідношення можна висловити математично. Закон, який описує цей зв'язок, називається законом розведення Оствальда і записується так: a = (K / c) 1/2 . Тут a – це ступінь дисоціації (береться у частках), К – константа дисоціації, різна для кожної речовини, а з – концентрація електроліту в розчині. За цією формулою можна дізнатися багато нового про речовину та її поведінку в розчині.

Але ми відхилилися від теми. Крім концентрації, на рівень дисоціації також впливає температура електроліту. Для більшості речовин її збільшення підвищує розчинність та хімічну активність. Саме цим можна пояснити перебіг деяких реакцій лише за підвищеної температури. За нормальних умов вони йдуть дуже повільно, або в обидві сторони (такий процес називається оборотним).

Ми розібрали фактори, що визначають поведінку такої системи як розчин електроліту. Зараз перейдемо до практичного застосування цих, безперечно, дуже важливих хімічних речовин.

Промислове використання

Звичайно, всі чули слово "електроліт" стосовно акумуляторів. В автомобілі використовують свинцево-кислотні акумулятори, роль електроліту в якому виконує 40% сірчана кислота. Щоб зрозуміти, навіщо там взагалі потрібна ця речовина, варто розібратися в особливостях роботи акумуляторів.

То в чому принцип роботи будь-якого акумулятора? Вони відбувається оборотна реакція перетворення однієї речовини на іншу, у результаті якої вивільняються електрони. При заряді акумулятора відбувається взаємодія речовин, якого не виходить за нормальних умов. Це можна як накопичення електроенергії в речовині внаслідок хімічної реакції. При розряді починається зворотне перетворення, що призводить систему до початкового стану. Ці два процеси разом становлять один цикл заряду-розряду.

Розглянемо вищевикладений процес на конкретному прикладі – свинцево-кислотному акумуляторі. Як неважко здогадатися, це джерело струму складається з елемента, що містить свинець (а також діоксид свинцю PbO 2) та кислоти. Будь-який акумулятор складається з електродів і простору між ними, заповненого саме електролітом. Як останній, як ми вже з'ясували, у нашому прикладі використовується сірчана кислота концентрацією 40 відсотків. Катод такого акумулятора роблять із діоксиду свинцю, а анод складається з чистого свинцю. Все це тому, що цих двох електродах протікають різні оборотні реакції за участю іонів, на які продисоціювала кислота:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (реакція, що відбувається на негативному електроді - катоді).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Реакція, що протікає на позитивному електроді - аноді).

Якщо читати реакції ліворуч - отримуємо процеси, що відбуваються при розряді акумулятора, а якщо справа ліворуч - при заряді. У кожному ці реакції різні, але механізм їхнього перебігу загалом описується однаково: відбуваються два процеси, у одному з яких електрони " поглинаються " , а іншому, навпаки, " виходять " . Найголовніше те, що число поглинених електронів дорівнює числу тих, що вийшли.

Власне, крім акумуляторів існує маса застосувань цих речовин. Взагалі, електроліти, приклади яких ми навели, - це лише крупинка того різноманіття речовин, які об'єднані під цим терміном. Вони оточують нас усюди. Ось, наприклад, тіло людини. Думаєте, там нема цих речовин? Дуже помиляєтесь. Вони знаходяться скрізь у нас, а найбільше складають електроліти крові. До них відносяться, наприклад, іони заліза, які входять до складу гемоглобіну та допомагають транспортувати кисень до тканин нашого організму. Електроліти крові також відіграють ключову роль у регуляції водно-сольового балансу та роботі серця. Цю функцію виконують іони калію та натрію (існує навіть процес, що відбувається в клітинах, який називається калій-натрієвим насосом).

Будь-які речовини, які ви можете розчинити хоч трохи, - електроліти. І немає такої галузі промисловості та нашого з вами життя, де б вони не застосовувалися. Це не тільки акумулятори в автомобілях та батарейки. Це будь-яке хімічне та харчове виробництво, військові заводи, швейні фабрики тощо.

Склад електроліту, до речі, буває різним. Так, можна виділити кислотний та лужний електроліт. Вони принципово відрізняються своїми властивостями: як ми казали, кислоти є донорами протонів, а луги - акцепторами. Але з часом склад електроліту змінюється внаслідок втрати частини речовини концентрація або зменшується, або збільшується (все залежить від того, що втрачається вода або електроліт).

Ми щодня стикаємося з ними, проте мало хто знає визначення такого терміну, як електроліти. Приклади конкретних речовин ми розібрали, тому перейдемо до більш складних понять.

Фізичні властивості електролітів

Тепер про фізику. Найважливіше, що треба розуміти щодо цієї теми - як передається струм в електролітах. Визначальну роль цьому грають іони. Ці заряджені частинки можуть переносити заряд із однієї частини розчину до іншої. Так, аніони прагнуть завжди до позитивного електрода, а катіони - до негативного. Таким чином, діючи на розчин електричним струмом, ми поділяємо заряди з різних боків системи.

Дуже цікавою є така фізична характеристика, як щільність. Від неї залежить багато властивостей обговорюваних нами сполук. І часто виникає питання: "Як підняти щільність електроліту?" Насправді відповідь проста: необхідно знизити вміст води у розчині. Так як щільність електроліту здебільшого визначається, то вона здебільшого залежить від концентрації останньої. Існує два способи здійснити задумане. Перший досить простий: прокип'ятити електроліт, що міститься в акумуляторі. Для цього потрібно зарядити його так, щоб температура всередині піднялася трохи вище за сто градусів за цельсієм. Якщо цей спосіб не допомагає, не переживайте, існує ще один: просто замінити старий електроліт новим. Для цього потрібно злити старий розчин, прочистити начинки від залишків сірчаної кислоти дистильованою водою, а потім залити нову порцію. Як правило, якісні розчини електроліту мають потрібну величину концентрації. Після заміни можете надовго забути, як підняти щільність електроліту.

Склад електроліту багато в чому визначає його властивості. Такі характеристики, як електропровідність та щільність, наприклад, сильно залежать від природи розчиненої речовини та її концентрації. Існує окреме питання про те, скільки електроліту в акумуляторі можливо. Насправді його обсяг безпосередньо пов'язаний із заявленою потужністю виробу. Чим більше сірчаної кислоти всередині акумулятора, тим він потужніший, тобто більше напруга здатний видавати.

Де це знадобиться?

Якщо ви автолюбитель або просто захоплюєтеся автомобілями, то ви самі все розумієте. Напевно, ви навіть знаєте, як визначити, скільки електроліту в акумуляторі знаходиться зараз. А якщо ви далекі від автомобілів, то знання властивостей цих речовин, їх застосування і того, як вони взаємодіють один з одним, буде зовсім не зайвим. Знаючи це, ви не розгубитеся, якщо вас попросять сказати, який електроліт в акумуляторі. Хоча навіть якщо ви не автолюбитель, але у вас є машина, знання пристрою акумулятора буде зовсім не зайвим і допоможе вам у ремонті. Буде набагато легше і дешевше зробити все самому, ніж їхати до автоцентру.

А щоб краще вивчити цю тему, ми рекомендуємо почитати підручник хімії для школи та вишів. Якщо ви добре знаєте цю науку та прочитали достатньо підручників, найкращим варіантом будуть "Хімічні джерела струму" Варипаєва. Там викладено докладно всю теорію роботи акумуляторів, різних батарей і водневих елементів.

Висновок

Ми добігли кінця. Підіб'ємо підсумки. Вище ми розібрали все, що стосується такого поняття, як електроліти: приклади, теорія будови та властивостей, функції та застосування. Ще раз варто сказати, що ці сполуки становлять частину нашого життя, без якого не могли б існувати наші тіла та всі сфери промисловості. Ви пам'ятаєте про електроліти крові? Завдяки їм ми живемо. А що щодо наших машин? За допомогою цих знань ми зможемо виправити будь-яку проблему, пов'язану з акумулятором, оскільки тепер розуміємо, як підняти щільність електроліту в ньому.

Все розповісти неможливо, та ми й не ставили такої мети. Адже це далеко не все, що можна розповісти про ці дивовижні речовини.