În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt distinși, puternici și slabi. K este constanta de disociere, care depinde de temperatura și natura electrolitului și solventului, dar nu depinde de concentrația electrolitului. Reacțiile dintre ioni în soluțiile de electroliți ajung aproape până la final spre formarea precipitațiilor, gazelor și electroliților slabi.

Electrolit - o substanță care conduce un curent electric datorită disocierii în ioni, care apare în soluții și topiți, sau mișcarea ionilor în rețelele de cristal ale electroliților solizi. Exemple de electroliți includ soluții apoase de acizi, săruri și baze și anumite cristale (de exemplu, iodură de argint, zirconiu).

Cum se pot identifica electroliți puternici și slabi

În același timp, procesele de asociere a ionilor în molecule apar în electrolit. Pentru a cuantifica caracteristicile disocierii electrolitice, a fost introdus conceptul de grad de disociere. Cel mai adesea, ele înseamnă o soluție apoasă care conține anumiți ioni (de exemplu, „absorbția electroliților” în intestin). Soluție multicomponentă pentru electrodepunerea metalelor, precum și gravură etc. (termen tehnic, de exemplu, electrolit aurit).

Obiectul principal al cercetării și dezvoltării în galvanizare este electroliții pentru tratarea suprafeței și acoperirea. În gravarea chimică a metalelor, numele electroliților sunt determinate de numele principalilor acizi sau alcalini care contribuie la dizolvarea metalului. Deci se formează numele de grup al electroliților. Uneori, diferența (în special în mărimea polarizabilității) dintre electroliții diferitelor grupuri este nivelată de aditivii conținuți în electroliți.

Electroliți și disociere electrolitică

Prin urmare, un astfel de nume nu poate fi o clasificare (adică un grup), ci ar trebui să servească drept un nume suplimentar de subgrup al electrolitului. Dacă densitatea electrolitului din toate celulele bateriei este normală sau aproape de normală (1,25-1,28 g / cm3), iar NRC nu este mai mică de 12,5 V, atunci este necesar să verificați dacă există un circuit deschis în interiorul bateriei. La o densitate scăzută a electrolitului în toate celulele, bateria trebuie încărcată până când densitatea se stabilizează.

În tehnologie [edit edit text wiki]

La trecerea de la o stare la alta, tensiunea și densitatea electrolitului se modifică liniar în anumite limite (Fig. 4 și Tabelul 1). Cu cât descărcările bateriei sunt mai adânci, cu atât densitatea electrolitului este mai mică. În consecință, cantitatea de acid sulfuric necesar pentru utilizarea completă a substanței active a plăcilor din reacție este conținută în volumul electrolitului.

Conductivitatea ionică este inerentă multor compuși chimici care au o structură ionică, de exemplu, sărurilor în stări solide sau topite, precum și a multor soluții apoase și neapoase Disocierea electrolitică se referă la descompunerea moleculelor de electroliți într-o soluție cu formarea de ioni încărcați pozitiv și negativ - cationi și anioni. Gradul de disociere este adesea exprimat în procente. Acest lucru se datorează faptului că concentrațiile de cupru metalic și argint sunt introduse în constanta de echilibru.

Acest lucru se explică prin faptul că concentrația apei în timpul reacțiilor în soluții apoase variază foarte ușor. Prin urmare, se presupune că concentrația rămâne constantă și este introdusă în constanta de echilibru. Deoarece electroliții formează ioni în soluții, așa-numitele ecuații de reacție ionică sunt adesea folosite pentru a reflecta esența reacțiilor.

Termenul de electrolit este utilizat pe scară largă în biologie și medicină. Procesul de descompunere a moleculelor dintr-o soluție sau electrolitul topit în ioni se numește disociere electrolitică. Prin urmare, o anumită parte din moleculele substanței este disociată în electroliți. Nu există o graniță clară între aceste două grupuri: aceeași substanță poate prezenta proprietățile unui electrolit puternic într-un solvent și una slabă în cealaltă.

Electroliți puternici și slabi

În soluțiile unor electroliți, doar o parte din molecule se disociează. Pentru a cuantifica rezistența electrolitului, a fost introdus conceptul de grad de disociere.   Raportul dintre numărul de molecule disociat în ioni și numărul total de molecule ale solutului se numește gradul de disociere a.

unde C este concentrația moleculelor disociate, mol / l;

Cu 0 - concentrația inițială a soluției, mol / L.

În funcție de gradul de disociere, toți electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi. Electroliții puternici includ cei al căror grad de disociere este mai mare de 30% (a\u003e 0,3). Acestea includ:

Acizi tari (H2S04, HNO3, HCl, HBr, HI);

Hidroxizi solubili, cu excepția NH4OH;

Săruri solubile.

Disocierea electrolitică a electroliților puternici este ireversibilă

HNO 3 ® H + + NO - 3.

Electroliții slabi au un grad de disociere mai mic de 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· Acizi anorganici slabi (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H2 SiO 3 și alții) și toți organici, de exemplu, acid acetic (CH 3 COOH);

Hidroxizi insolubili, precum și hidroxidul solubil NH4O;

Săruri insolubile.

Electroliții cu valori intermediare ale gradului de disociere se numesc electroliți cu rezistență medie.

Gradul de disociere (a) depinde de următorii factori:

din natura electrolitului, adică din tipul de legături chimice; disocierea are loc cel mai ușor la locul celor mai polare legături;

din natura solventului - cu cât acesta este mai polar, cu atât este mai ușor procesul de disociere;

de la temperatură - o creștere a temperaturii îmbunătățește disocierea;

din concentrația soluției - la diluarea soluției crește și disocierea.

Ca exemplu al dependenței gradului de disociere de natura legăturilor chimice, considerăm disocierea sulfatului de hidrogen de sodiu (NaHSO 4), în a cărei moleculă există următoarele tipuri de legături: 1-ionice; 2 - polar covalent; 3 - legătura dintre atomii de sulf și oxigen nu este polară. Cea mai ușoară rupere în locul legăturii ionice (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. apoi la locul legăturii polare cu un grad mai mic: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. Reziduul acid nu se disociază în ioni.

Gradul de disociere electrolitică depinde puternic de natura solventului. De exemplu, HCl se disociază puternic în apă, este mai slab în etanol C 2 H 5 OH, aproape că nu se disociează în benzen, în care practic nu conduce curent electric. Solvenții cu constantă dielectrică mare (e) polarizează moleculele de solut și formează ioni solvați (hidratați) cu ei. La 25 ° C, e (H2O) \u003d 78,5, e (C 2 H 5 OH) \u003d 24,2, e (C 6 H 6) \u003d 2,27.

În soluțiile electroliților slabi, procesul de disociere se desfășoară reversibil și, prin urmare, legile echilibrului chimic sunt aplicabile echilibrului în soluția dintre molecule și ioni. Deci, pentru disocierea acidului acetic

CH3 COOH „CH3 COO - + H +.

Constanta de echilibru K c va fi definită ca fiind

K c \u003d K d \u003d CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH.

Constanța de echilibru (K c) pentru procesul de disociere se numește constanta de disociere (K d). Valoarea acestuia depinde de natura electrolitului, solventului și temperaturii, dar nu depinde de concentrația de electrolit din soluție. Constanta de disociere este o caracteristică importantă a electroliților slabi, deoarece indică rezistența moleculelor lor în soluție. Cu cât constanta de disociere este mai mică, cu atât electrolitul este mai slab și cu atât moleculele sale sunt mai stabile. Având în vedere că gradul de disociere, în contrast cu constanta de disociere, variază cu concentrația soluției, este necesar să se găsească o relație între K d și a. Dacă concentrația inițială a soluției este luată egală cu C și gradul de disociere corespunzător acestei concentrații este a, atunci numărul de molecule de acid acetic disociat va fi egal cu a · C. Deoarece

СCH 3 COO - \u003d С H + \u003d a · С,

atunci concentrația moleculelor de acid acetic nedecesate va fi (C - a · C) sau C (1 - a · C). De aici

K d \u003d aC · a C / (C - a · C) \u003d a 2 C / (1-a). (1)

Ecuația (1) exprimă legea diluției Ostwald. Pentru electroliți foarte slabi a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a \u003d (K / C). (2)

După cum se poate observa din formula (2), cu o scădere a concentrației soluției de electrolit (cu diluție), gradul de disociere crește.

Electroliți slabi se disociază în pași, de exemplu:

1 etapă H 2 CO 3 "H + + HCO - 3,

2 trepte НСО - 3 "H + + СО 2 - 3.

Astfel de electroliți sunt caracterizați de mai multe constante, în funcție de numărul de etape de descompunere în ioni. Pentru acid carbonic

K 1 \u003d Sn + · ССОО - 2 / СН 2 СО 3 \u003d 4,45 × 10 -7; K 2 \u003d Sn + · ССО 2-3 / ССОО - 3 \u003d 4,7 × 10 -11.

După cum se poate observa, descompunerea ionilor de acid carbonic este determinată în principal de prima etapă, iar a doua poate apărea numai cu o diluare mare a soluției.

Echilibrul total al H 2 CO 3 „2H + + CO 2 - 3 corespunde constantei totale de disociere

Spre d \u003d C 2 n + · ССО 2-3 / СН 2 СО 3.

Valorile lui K1 și K2 sunt corelate între ele prin raport

K d \u003d K 1 · K 2.

În mod similar, bazele metalelor multivalente se disociază treptat. De exemplu, două etape de disociere a hidroxidului de cupru

Cu (OH) 2 "CuOH + + OH -,

CuOH + "Cu 2+ + OH -

constante de disociere

K 1 \u003d СCuOH + · СОН - / СCu (OH) 2 și К2 \u003d Сcu 2+ · СОН - / СCuOH +.

Deoarece electroliții puternici sunt complet disociați în soluție, termenul constante de disociere pentru ei este lipsit de conținut.

Disocierea diferitelor clase de electroliți

Din punct de vedere al teoriei disocierii electrolitice acid se numește o substanță, la o disociere a căreia se formează doar un ion hidrogenat H3 O (sau pur și simplu H +) ca un cation.

motiveo substanță se numește că într-o soluție apoasă formează ioni de hidroxid OH ca anion - și nici alți anioni.

Conform teoriei lui Bronsted, un acid este un donator de protoni, iar o bază este un acceptor de protoni.

Rezistența bazelor, ca și rezistența acizilor, depinde de mărimea constantei de disociere. Cu cât constanta de disociere este mai mare, cu atât electrolitul este mai puternic.

Există hidroxizi care pot interacționa și forma săruri nu numai cu acizii, ci și cu baze. Astfel de hidroxizi sunt numiți amfoter. Sunt Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2, Cr (OH) 3, Al (OH) 3. Proprietățile lor se datorează faptului că se disociază ușor în funcție de tipul de acizi și tipul de baze

H + + RO - « ROH « R + + OH -.

Acest echilibru se explică prin faptul că rezistența legăturii dintre metal și oxigen nu este semnificativ diferită de rezistența legăturii dintre oxigen și hidrogen. Prin urmare, interacțiunea hidroxidului de beriliu cu acidul clorhidric produce clorură de beriliu

Be (OH) 2 + HCl \u003d BeCl2 + 2H20,

iar când interacționați cu hidroxidul de sodiu - berilatul de sodiu

Be (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na2 BeO2 + 2H 2 O.

sare  poate fi definit ca electroliți care se disociează în soluție pentru a forma cationi, altele decât cationii de hidrogen și anioni, altele decât ionii de hidroxid.

Săruri medii,   obținut prin înlocuirea completă a ionilor de hidrogen a acizilor corespunzători cu cationii metalici (sau NH + 4), se disocie complet Na 2 SO 4 „2Na + + SO 2-4.

Săruri acide  disociați în pași

1 etapă NaHSO 4 "Na + + HSO - 4 ,

HSO în 2 etape -   4 "H + + SO 2-4.

Gradul de disociere în prima etapă este mai mare decât în \u200b\u200bcel de-al doilea stadiu, și cu cât acidul este mai slab, cu atât este mai mic gradul de disociere în a doua etapă.

Săruri de bază  obținute prin înlocuirea incompletă a ionilor de hidroxid cu reziduuri acide, de asemenea, se disociează în etape:

1 pas (CuOH) 2 SO 4 "2 CuOH + + SO 2-4,

2 etape CuОH + "Cu 2+ + OH -.

Sărurile de bază ale bazelor slabe se disociază mai ales în prima etapă.

Săruri complexe,  care conține un ion complex complex, care își păstrează stabilitatea la dizolvare, se disociază într-un ion complex și ioni din sfera externă

K 3 "3K + + 3 -,

SO 4 „2+ + SO 2 - 4.

În centrul ionului complex este un atom - un agent de complexare. Acest rol este de obicei jucat de ioni metalici. Agenții de complexare din apropiere sunt localizate (coordonate) molecule polare sau ioni și, uneori, ambii împreună, sunt numiți liganzi.Agentul de complexare împreună cu liganzii constituie sfera internă a complexului. Ionii, aflați departe de agentul complexant, mai puțin conectați cu acesta, se află în mediul extern al compusului complex. Sfera interioară este de obicei închisă între paranteze pătrate. Numărul care arată numărul liganzilor din sfera interioară se numește punct focal. Legăturile chimice dintre ioni complexi și simpli în timpul disocierii electrolitice sunt relativ ușor rupt. Legăturile care conduc la formarea ionilor complexi sunt numite legături donor-acceptor.

Ionii sferei exterioare sunt ușor despărțiți de ionul complex. Această disociere este numită primară. Decăderea reversibilă a sferei interioare este mult mai dificilă și se numește disociere secundară

Cl "+ + Cl - - disociere primară,

  + "Ag + + 2 NH 3 - disociere secundară.

disocierea secundară, ca disociere a unui electrolit slab, se caracterizează printr-o constantă de instabilitate

Să cuibăresc. \u003d × 2 / [+] \u003d 6,8 × 10 -8.

Constanțele de instabilitate (K unst.) Ale diferiților electroliți reprezintă o măsură a stabilității complexului. Cuibul K mai mic. , cu atât este mai stabil complexul.

Deci, printre compușii de același tip:

-	+	+	+
K nest \u003d 1,3 × 10 -3	K cuib \u003d 6,8 × 10 -8	K cuib \u003d 1 × 10 -13	K nest \u003d 1 × 10 -21

stabilitatea complexului crește odată cu trecerea de la - la +.

Valorile constantei de instabilitate sunt date în cărțile de referință despre chimie. Folosind aceste valori, este posibil să prezicem cursul reacțiilor între compuși complexi cu o diferență puternică între constantele de instabilitate, reacția va merge spre formarea unui complex cu o constantă de instabilitate mai mică.

Se numește o sare complexă cu un ion complex instabil sare dublă. Sărurile duble, spre deosebire de cele complexe, se disociează în toți ionii care alcătuiesc compoziția lor. De exemplu:

KAl (SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 2-4,

NH4 Fe (SO 4) 2 „NH4 + + Fe 3+ + 2SO 2-4.

Electroliții sub formă de substanțe chimice sunt cunoscute încă din cele mai vechi timpuri. Cu toate acestea, au cucerit relativ recent majoritatea aplicațiilor. Vom discuta domeniile cele mai prioritare pentru utilizarea acestor substanțe pentru industrie și vom înțelege care sunt acestea din urmă și cum diferă unele de altele. Dar să începem cu o digresiune în istorie.

Povestea

Cele mai vechi electroliți cunoscuți sunt sărurile și acizii descoperiți în lumea antică. Cu toate acestea, ideile despre structura și proprietățile electroliților s-au dezvoltat de-a lungul timpului. Teoriile acestor procese au evoluat încă din anii 1880, când au fost făcute o serie de descoperiri legate de teoriile proprietăților electroliților. Au existat mai multe salturi calitative în teorii care descriu mecanismele de interacțiune ale electroliților cu apa (până la urmă, numai în soluție dobândesc proprietățile datorită cărora sunt utilizate în industrie).

Acum vom analiza în detaliu mai multe teorii care au avut cea mai mare influență asupra dezvoltării ideilor despre electroliți și proprietățile acestora. Și să începem cu cea mai comună și simplă teorie pe care fiecare dintre noi am trecut-o în școală.

Teoria lui Arrhenius a disocierii electrolitice

în 1887, chimistul suedez și Wilhelm Ostwald au creat teoria disocierii electrolitice. Totuși, și aici, nu este atât de simplu. Arrhenius însuși a fost un susținător al așa-numitei teorii fizice a soluțiilor, care nu a ținut cont de interacțiunea substanțelor constitutive cu apa și a susținut că în soluție există particule (ioni) încărcați liberi. Apropo, de la astfel de poziții, disocierea electrolitică este considerată astăzi la școală.

Să vorbim despre ce oferă această teorie și cum ne explică mecanismul de interacțiune a substanțelor cu apa. Ca orice altul, are mai multe postulate pe care le folosește:

1. Când interacționează cu apa, substanța se descompune în ioni (pozitiv - cation și negativ - anion). Aceste particule suferă hidratare: atrag molecule de apă, care, apropo, sunt încărcate pozitiv pe de o parte și negativ (pe de altă parte (formează un dipol) și, ca urmare, se formează în acvomplexe (solvați).

2. Procesul de disociere este reversibil - adică dacă o substanță se descompune în ioni, atunci sub influența oricăror factori se poate transforma din nou în original.

3. Dacă conectați electrozii la soluție și aplicați curent, atunci cationii vor începe să se deplaseze la electrodul negativ - catodul și anionii la încărcat pozitiv - la anod. De aceea, substanțele ușor solubile în apă conduc curentul electric mai bine decât apa în sine. Din același motiv, au fost numiți electroliți.

4. electrolitul caracterizează procentul unei substanțe care a suferit dizolvarea. Acest indicator depinde de proprietățile solventului și ale substanței dizolvate în sine, de concentrația acestuia din urmă și de temperatura externă.

Iată, de fapt, toate elementele de bază ale acestei teorii simple. Le vom folosi în acest articol pentru a descrie ce se întâmplă într-o soluție de electroliți. Vom analiza exemplele acestor compuși puțin mai târziu, dar acum vom lua în considerare o altă teorie.

Teoria bazelor acizilor și Lewis

Conform teoriei disocierii electrolitice, un acid este o substanță în soluția căreia există un cation de hidrogen, iar baza este un compus care se descompune în soluție într-un anion hidroxid. Există o altă teorie numită după celebrul chimist Gilbert Lewis. Vă permite să extindeți oarecum conceptul de acid și de bază. Conform teoriei Lewis, acizii sunt molecule ale unei substanțe care au orbitali electronici liberi și sunt capabili să ia un electron dintr-o altă moleculă. Este ușor de ghicit că particulele vor fi cele care sunt capabile să doneze unul sau mai mulți electroni pentru „utilizarea” acidului. Este foarte interesant aici faptul că acidul sau baza poate fi nu numai un electrolit, ci și orice substanță, chiar insolubilă în apă.

Teoria protolitică a lui Brandsted-Lowry

În 1923, independent unul de celălalt, doi oameni de știință - J. Bronsted și T. Lowry - au propus o teorie care este folosită în mod activ de oamenii de știință pentru a descrie procesele chimice. Esența acestei teorii este că sensul disocierii este redus la transferul unui proton de la un acid la o bază. Astfel, acesta din urmă este înțeles aici ca un acceptor de protoni. Atunci acidul este donatorul lor. Teoria explică de asemenea existența substanțelor care prezintă proprietăți atât ale acidului, cât și ale bazei. Astfel de compuși sunt numiți amfoteric. În teoria Bronsted-Lowry, termenul de amfoliți este de asemenea utilizat pentru ei, în timp ce acidul sau bazele sunt numite în mod obișnuit protoliti.

Ajungem la următoarea parte a articolului. Aici vom spune cum electroliții puternici și slabi diferă între ei și vom discuta despre influența factorilor externi asupra proprietăților lor. Și apoi vom continua să descriem aplicarea lor practică.

Electroliți puternici și slabi

Fiecare substanță interacționează individual cu apa. Unele se dizolvă bine în ea (de exemplu, sare), iar altele nu se dizolvă deloc (de exemplu, cretă). Astfel, toate substanțele sunt împărțite în electroliți puternici și slabi. Acestea din urmă sunt substanțe care interacționează prost cu apa și se stabilesc în partea de jos a soluției. Aceasta înseamnă că au un grad foarte scăzut de disociere și o energie de legare ridicată, care, în condiții normale, nu permite moleculei să se descompună în ionii săi. Disocierea electroliților slabi are loc fie foarte lent, fie cu creșterea temperaturii și concentrației acestei substanțe în soluție.

Vorbim despre electroliți puternici. Acestea includ toate sărurile solubile, precum și acizii puternici și alcalii. Se descompun ușor în ioni și este foarte dificil să le colectați în precipitații. Curentul în electroliți, apropo, se realizează tocmai datorită ionilor conținuți în soluție. Prin urmare, electroliții puternici conduc cel mai bine curentul. Exemple din acestea: acizi puternici, alcaline, săruri solubile.

Factorii care afectează comportamentul electrolitului

Să vedem acum cum schimbarea mediului extern afectează concentrația. Aceasta afectează direct gradul de disociere a electroliților. Mai mult, acest raport poate fi exprimat matematic. Legea care descrie această relație se numește legea diluției Ostwald și este scrisă ca: a \u003d (K / c) 1/2. Aici este gradul de disociere (luat în fracții), K este constanta de disociere diferită pentru fiecare substanță, iar c este concentrația electrolitului în soluție. Folosind această formulă, puteți afla multe despre substanță și comportamentul acesteia în soluție.

Dar ne-am abătut de la subiect. Pe lângă concentrare, gradul de disociere este afectat și de temperatura electrolitului. Pentru majoritatea substanțelor, creșterea solubilității și a activității sale chimice. Acest lucru poate explica cursul unor reacții doar la temperaturi ridicate. În condiții normale, acestea merg fie foarte lent, fie în ambele direcții (un astfel de proces se numește reversibil).

Am examinat factorii care determină comportamentul unui astfel de sistem ca soluție de electroliți. Acum apelăm la aplicarea practică a acestor substanțe chimice, fără îndoială.

Utilizare industrială

Desigur, toată lumea a auzit cuvântul „electrolit” în legătură cu bateriile. Mașina folosește baterii cu plumb, în \u200b\u200bcare acidul sulfuric 40% joacă rolul unui electrolit. Pentru a înțelege de ce este nevoie deloc de această substanță, merită să înțelegeți caracteristicile bateriei.

Deci care este principiul de funcționare al oricărei baterii? În ele există o reacție reversibilă a convertirii unei substanțe în alta, ca urmare a căreia sunt eliberați electroni. Când bateria este încărcată, are loc o interacțiune de substanțe, care nu funcționează în condiții normale. Aceasta poate fi reprezentată ca acumularea de electricitate într-o substanță ca urmare a unei reacții chimice. În timpul descărcării, începe transformarea inversă, ducând sistemul la starea inițială. Aceste două procese constituie împreună un ciclu de încărcare-descărcare.

Luați în considerare procesul de mai sus pe un exemplu specific - o baterie cu plumb-acid. După cum puteți ghici, această sursă curentă este formată dintr-un element care conține plumb (precum și dioxid de plumb PbO 2) și un acid. Orice baterie este formată din electrozi și spațiul dintre ei, umplut doar cu electrolit. Ca acesta din urmă, după cum am aflat deja, în exemplul nostru se folosește acid sulfuric cu o concentrație de 40%. Catodul unei astfel de baterii este format din dioxid de plumb, iar anodul este format din plumb pur. Toate acestea deoarece reacții reversibile diferite au loc la acești doi electrozi cu participarea ionilor la care este disociat acidul:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - \u003d PbSO 4 + 2H 2 O (reacție care are loc pe electrodul negativ - catod).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - \u003d PbSO 4 (Reacția continuă pe electrodul pozitiv - anod).

Dacă citim reacțiile de la stânga la dreapta, obținem procesele care au loc la descărcarea bateriei și dacă de la dreapta la stânga, la încărcare. În fiecare dintre aceste reacții sunt diferite, dar mecanismul cursului lor este descris în general în același mod: apar două procese, în care unul dintre electroni este „absorbit”, iar în celălalt, dimpotrivă, „ieșire”. Cel mai important este că numărul electronilor absorbiți este egal cu numărul emis.

De fapt, pe lângă baterii, există multe utilizări pentru aceste substanțe. În general, electroliții, ale căror exemple le-am menționat, sunt doar un bob din varietatea de substanțe care sunt combinate sub acest termen. Ne înconjoară peste tot, peste tot. De exemplu, corpul uman. Crezi că aceste substanțe nu există? Foarte greșit. Sunt peste tot în noi, iar cel mai mare număr sunt electroliții din sânge. Acestea includ, de exemplu, ioni de fier, care fac parte din hemoglobină și ajută la transportul oxigenului către țesuturile corpului nostru. De asemenea, electroliții din sânge joacă un rol esențial în reglarea echilibrului apă-sare și a funcției inimii. Această funcție este îndeplinită de ioni de potasiu și sodiu (există chiar un proces care are loc în celule, care se numește pompă de potasiu-sodiu).

Orice substanțe pe care le puteți dizolva cel puțin puțin sunt electroliți. Și nu există o astfel de industrie și viața noastră, oriunde sunt folosite. Acestea nu sunt numai baterii din mașini și baterii. Aceasta este orice producție chimică și alimentară, fabrici militare, fabrici de îmbrăcăminte și așa mai departe.

Compoziția electrolitului, apropo, este diferită. Deci, este posibil să se distingă electrolitul acid și alcalin. Acestea diferă fundamental în ceea ce privește proprietățile lor: așa cum am spus, acizii sunt donatori de protoni, iar alcalii sunt acceptoare. Însă, în timp, compoziția electrolitului se schimbă din cauza pierderii unei părți a substanței, concentrația fie scade, fie crește (totul depinde de ceea ce se pierde, apă sau electrolit).

În fiecare zi ne întâlnim cu ele, dar puțini oameni știu cu siguranță definiția unui astfel de termen ca electroliți. Am analizat exemple de substanțe specifice, astfel încât vom trece la concepte puțin mai complexe.

Proprietățile fizice ale electroliților

Acum despre fizică. Cel mai important lucru de înțeles atunci când studiezi acest subiect este modul în care se transmite curentul în electroliți. Rolul decisiv în aceasta îl joacă ionii. Aceste particule încărcate pot transfera sarcina de la o parte a soluției la alta. Deci, anionii tind întotdeauna către un electrod pozitiv, iar cationii - spre unul negativ. Astfel, acționând asupra soluției cu curent electric, separăm sarcinile pe diferite părți ale sistemului.

O astfel de caracteristică fizică ca densitatea este foarte interesantă. Multe proprietăți ale compușilor despre care discutăm depind de acesta. Și de multe ori apare întrebarea: „Cum să crești densitatea electrolitului?” De fapt, răspunsul este simplu: trebuie să scădea conținutul de apă din soluție. Deoarece densitatea electrolitului este determinată în mare măsură, depinde în mare măsură de concentrația acestuia din urmă. Există două moduri de a vă implementa planul. Primul este destul de simplu: fierbeți electrolitul conținut în baterie. Pentru a face acest lucru, trebuie să o încărcați astfel încât temperatura din interior să crească ușor peste o sută de grade Celsius. Dacă această metodă nu ajută, nu vă faceți griji, există încă un lucru: înlocuiți pur și simplu electrolitul vechi cu unul nou. Pentru a face acest lucru, trebuie să drenați soluția veche, curățați părțile interioare de resturile de acid sulfuric cu apă distilată, apoi completați o porție nouă. De regulă, soluțiile de electroliți de înaltă calitate au imediat concentrația dorită. După înlocuire, puteți uita cum să creșteți densitatea electrolitului pentru o lungă perioadă de timp.

Compoziția electrolitului determină în mare măsură proprietățile acestuia. Caracteristici, cum ar fi conductivitatea electrică și densitatea, de exemplu, depind foarte mult de natura solutului și de concentrația sa. Există o întrebare separată despre cât de electrolit poate fi în baterie. De fapt, volumul său este direct legat de puterea declarată a produsului. Cu cât mai mult acid sulfuric în interiorul bateriei, cu atât este mai puternic, adică cu atât mai mult poate produce tensiune.

Unde este util?

Dacă sunteți un pasionat de mașini sau sunteți doar interesat de mașini, atunci voi înțelegeți totul. Cu siguranță, știți chiar să determinați cât de mult electrolit este în baterie acum. Și dacă sunteți departe de mașini, atunci cunoașterea proprietăților acestor substanțe, utilizarea lor și modul în care interacționează între ele nu vor fi de prisos. Știind acest lucru, nu veți avea pierderi dacă vi se cere să spuneți ce electrolit este în baterie. Deși chiar dacă nu sunteți pasionat de mașini, dar aveți o mașină, atunci cunoașterea dispozitivului cu baterii nu va fi de prisos și vă va ajuta în reparații. Va fi mult mai ușor și mai ieftin să faci totul singur decât să mergi la centrul auto.

Și pentru a studia mai bine acest subiect, vă recomandăm să citiți un manual de chimie pentru școli și universități. Dacă cunoașteți bine această știință și ați citit suficiente manuale, cea mai bună opțiune ar fi Sursele de curent ale Varypaev. Acesta prezintă în detaliu întreaga teorie a funcționării bateriilor, a diverselor baterii și a elementelor de hidrogen.

concluzie

Am ajuns la final. Pentru a rezuma. Mai sus, am examinat tot ceea ce se referă la un astfel de concept precum electroliții: exemple, teoria structurii și proprietăților, funcțiilor și aplicațiilor. Încă o dată, merită spus că acești compuși fac parte din viața noastră, fără de care organismele noastre și toate sferele industriei nu ar putea exista. Vă amintiți de electroliți din sânge? Datorită lor trăim. Dar mașinile noastre? Cu ajutorul acestor cunoștințe, putem rezolva orice problemă asociată bateriei, deoarece acum înțelegem cum să creștem densitatea electrolitului din ea.

Este imposibil să spunem totul și nu ne-am stabilit un astfel de obiectiv. La urma urmei, nu este tot ce se poate spune despre aceste substanțe uimitoare.

electroliţi- substanțe ale căror soluții sau topiri conduc curent electric.

nonelectrolytes- substanțe ale căror soluții sau topiri nu conduc curent electric.

disociere  - descompunerea compușilor în ioni.

Gradul de disociere  - raportul dintre numărul de molecule disociat de ioni și numărul total de molecule din soluție.

FORMA ELECTROLITATE  când se dizolvă în apă, se disocie aproape complet în ioni.

Când scriu ecuații de disociere a electroliților puternici, ei pun un semn egal.

Electroliții puternici includ:

Săruri solubile ( vezi tabelul de solubilitate);

Mulți acizi anorganici: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( uite electroliți puternici cu acid în tabelul de solubilitate);

· Bazele metalelor alcaline (LiOH, NaOH, KOH) și alcaline (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ( vezi electroliți puternici de bază în tabelul de solubilitate).

ELECTROLITATE DE PĂZĂ  în soluții apoase se disociază doar parțial (reversibil) în ioni.

Când scriu ecuațiile de disociere a electroliților slabi, au pus un semn de reversibilitate.

Electroliți slabi includ:

· Aproape toți acizii organici și apa (H 2 O);

Unii acizi anorganici: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( uite electroliți cu aciditate slabă în tabelul de solubilitate);

Hidroxizi metalici insolubili (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( vezi motivele-corice electroliți din tabelul de solubilitate).

O serie de factori afectează gradul de disociere electrolitică:

natura solventului și electrolit: electroliții puternici sunt substanțe cu legături ionice și covalente puternic polare; capacitate bună de ionizare, adică solvenții cu o constantă dielectrică ridicată, ale cărei molecule sunt polare (de exemplu, apă), au capacitatea de a provoca disocierea substanțelor;

temperatură: deoarece disocierea este un proces endotermic, o creștere a temperaturii crește valoarea α;

concentrare: la diluarea soluției, gradul de disociere crește, iar odată cu creșterea concentrației, aceasta scade;

stadiul procesului de disociere: fiecare etapă ulterioară este mai puțin eficientă decât cea anterioară, de aproximativ 1000-10.000 de ori; de exemplu, pentru acidul fosforic α 1\u003e α 2\u003e α 3:

H3PО4⇄Н ++ H2PО - 4 (prima etapă, α 1),

H2PО - 4⇄Н ++ HPО2−4 (a doua etapă, α 2),

НРО2-4⇄Н ++ PO3-4 (a treia etapă, α 3).

Din acest motiv, concentrația ionilor de hidrogen în soluția acestui acid este cea mai mare, iar ionii fosfat din PO3-4 sunt cele mai mici.

1. Solubilitatea și gradul de disociere a unei substanțe nu sunt legate între ele. De exemplu, un electrolit slab este un acid acetic solubil în apă (nelimitat).

2. Într-o soluție cu un electrolit slab, mai puțin decât altele conțin acei ioni care se formează în ultima etapă a disocierii electrolitice

Gradul de disociere electrolitică este, de asemenea, afectat adăugarea altor electroliți: de exemplu, gradul de disociere a acidului formic

HCOOH ⇄ HCOO - + H +

scade dacă se adaugă puțină formată de sodiu la soluție. Această sare se disociază cu formarea de ioni formați HCOO -:

HCOONa → HCOO - + Na +

Drept urmare, concentrația de ioni HCOO în soluție crește și, în conformitate cu principiul Le Chatelier, o creștere a concentrației de ioni formate deplasează echilibrul procesului de disociere a acidului formic spre stânga, adică. gradul de disociere scade.

Legea diluției lui Ostwald  - raportul care exprimă dependența conductivității electrice echivalente a soluției de electrolit slab binar diluat de concentrația soluției:

Aici este constanta de disociere a electrolitului, este concentrația și sunt valorile conductivității electrice echivalente la concentrație, respectiv la diluție infinită. Valoarea este o consecință a legii maselor și a egalității

unde este gradul de disociere.

Legea diluției Ostwald a fost dedusă de W. Ostwald în 1888 și a fost confirmată și experimental. Stabilirea experimentală a corectitudinii legii diluției Ostwald a avut o importanță deosebită pentru fundamentarea teoriei disocierii electrolitice.

Disocierea electrolitică a apei. PH-ul hidrogenului Apa este un electrolit amfoteric slab: Н2О Н + + ОН- sau, mai precis: 2Н2О \u003d Н3О + + ОН- Constanta de disociere a apei la 25 ° C este: Această valoare constantă corespunde disocierii uneia dintre o sută de milioane de molecule de apă, deci concentrației de apă poate fi considerat constant și egal cu 55,55 mol / l (densitatea apei 1000 g / l, greutatea 1 l 1000 g, cantitatea de substanță de apă 1000 g: 18g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55 55 mol / L). Atunci această valoare este constantă la o temperatură dată (25 ° C), se numește produsul ionic al apei KW: disocierea apei este un proces endotermic, prin urmare, odată cu creșterea temperaturii în conformitate cu principiul Le Chatelier, disocierea se intensifică, produsul ionic crește și atinge o valoare de 10-13 la 100 ° C. În apă pură la 25 ° C, concentrațiile de ioni de hidrogen și hidroxil sunt egale între ele: \u003d \u003d 10-7 mol / l. Soluțiile în care concentrațiile de hidrogen și ionii de hidroxil sunt egale între ele sunt numite neutre. Dacă se adaugă acid în apă pură, concentrația ionilor de hidrogen crește și devine mai mare de 10-7 mol / l, mediul devine acid, în timp ce concentrația ionilor hidroxil se schimbă instant, astfel încât produsul ionic al apei își păstrează valoarea de 10-14. Același lucru se va întâmpla și când se adaugă alcali în apă curată. Concentrațiile de ioni de hidrogen și hidroxil sunt interconectate prin produsul ionic, prin urmare, cunoscând concentrația unuia dintre ioni, este ușor de calculat concentrația celuilalt. De exemplu, dacă \u003d 10-3 mol / L, atunci \u003d KW / \u003d 10-14 / 10-3 \u003d 10-11 mol / L, sau dacă \u003d 10-2 mol / L, atunci \u003d KW / \u003d 10-14 / 10-2 \u003d 10-12 mol / l. Astfel, concentrația de ioni de hidrogen sau hidroxil poate servi ca o caracteristică cantitativă a acidității sau alcalinității mediului. În practică, nu folosesc concentrații de ioni de hidrogen sau hidroxil, ci valorile de pH ale hidrogenului sau de hidroxil pOH. Valoarea pH-ului hidrogenului este egală cu logaritmul zecimal negativ al concentrației ionilor de hidrogen: pH \u003d - lg Valoarea hidroxilă a pOH este egală cu logaritmul zecimal negativ al concentrației ionilor de hidroxil: pOH \u003d - lg Este ușor de arătat prin înregistrarea produsului ionic al apei că pH + pON \u003d 14 Dacă pH-ul mediului este 7 - mediul este neutru, dacă este mai mic decât 7 - acid, iar cu cât pH-ul este mai mic, cu atât concentrația ionilor de hidrogen este mai mare. pH mai mare de 7 - mediul este alcalin, cu cât pH-ul este mai mare, cu atât concentrația ionilor hidroxil.

Electroliți slabi

Electroliți slabi - substanțe care se disociază parțial în ioni. Soluțiile electroliților slabi împreună cu ionii conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu pot da o concentrație mare de ioni în soluție. Electroliți slabi includ:

1) aproape toți acizii organici (CH3 COOH, C2H5 COOH etc.);

2) unii acizi anorganici (H 2 CO 3, H 2 S etc.);

3) aproape toate ușor solubile în săruri de apă, baze și hidroxid de amoniu Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH;

Ele conduc cu curent electric slab (sau cu greu).

Concentrația ionilor în soluții de electroliți slabi este caracterizată calitativ prin gradul și constanta disocierii.

Gradul de disociere este exprimat în fracțiuni ale unei unități sau în procente (a \u003d 0,3 este limita condiționată a diviziunii în electroliți puternici și slabi).

Gradul de disociere depinde de concentrația soluției slabe de electroliți. Când este diluat cu apă, gradul de disociere crește întotdeauna, deoarece numărul de molecule de solvent (H 2 O) pe o moleculă de solut crește. Conform principiului Le Chatelier, echilibrul disocierii electrolitice în acest caz ar trebui să se deplaseze în direcția de formare a produsului, adică. ioni hidratati.

Gradul de disociere electrolitică depinde de temperatura soluției. De obicei, odată cu creșterea temperaturii, gradul de disociere crește, deoarece legăturile din molecule sunt activate, acestea devin mai mobile și mai ușor ionizate. Concentrația ionilor într-o soluție dintr-un electrolit slab poate fi calculată știind gradul de disociere o  și concentrația inițială a substanței c  în soluție.

HAn \u003d H + + An -.

Constanta de echilibru K p a acestei reacții este constanta de disociere K d:

K d \u003d. /. (10.11)

Dacă concentrațiile de echilibru sunt exprimate în ceea ce privește concentrația unui electrolit slab C și gradul său de disociere α, atunci obținem:

K d \u003d C. α. C. α / C. (1-α) \u003d C. α 2/1-α. (10.12)

Această relație se numește legea diluției Ostwald. Pentru electroliți foarte slabi la α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

Acest lucru ne permite să concluzionăm că, cu diluarea infinită, gradul de disociere α tinde către unitate.

Echilibrul protolitic în apă:

,

,

La o temperatură constantă în soluții diluate, concentrația apei în apă este constantă și egală cu 55,5, ( )

, (10.15)

unde K in este produsul ionic al apei.

Atunci \u003d 10 -7. În practică, datorită comodității măsurării și înregistrării, se folosește o cantitate - indicele de hidrogen, (criteriu) rezistența acidului sau a bazei. Prin analogie .

Din ecuație (11.15): . La pH \u003d 7 - reacția soluției este neutră, la pH<7 – кислая, а при pH>7 - alcalin.

În condiții normale (0 ° C):

atunci

Figura 10.4 - pH-ul diferitelor substanțe și sisteme

10.7 Soluții puternice de electroliți

Electroliții puternici sunt substanțe care, atunci când sunt dizolvate în apă, se descompun aproape complet în ioni. De regulă, electroliții puternici includ substanțe cu legături ionice sau puternic polare: toate sărurile puternic solubile, acizii puternici (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) și baze puternice (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Într-o soluție dintr-un electrolit puternic, substanța dizolvată este în principal sub formă de ioni (cationi și anioni); moleculele nedisociate sunt practic absente.

Diferența fundamentală între electroliți puternici și slabi este că disocierea în echilibru a electroliților puternici este deplasată complet la dreapta:

H2S04 \u003d H + + HSO 4 -,

prin urmare, constanta de echilibru (disociere) se dovedește a fi o cantitate nedeterminată. Scăderea conductivității electrice odată cu creșterea concentrației unui electrolit puternic se datorează interacțiunii electrostatice a ionilor.

Omul de știință olandez Petrus Josephus Wilhelmus Debye și savantul german Erich Hückel, propunând un model care a stat la baza teoriei electroliților puternici, au postulat:

1) electrolitul se disociază complet, dar în soluții relativ diluate (C M \u003d 0,01 mol. L -1);

2) fiecare ion este înconjurat de o coajă de ioni cu semnul opus. La rândul său, fiecare dintre acești ioni este soluționat. Acest mediu se numește atmosferă ionică. În interacțiunea electrolitică a ionilor cu semne opuse, este necesar să se țină seama de influența atmosferei ionice. Când un cation se mișcă într-un câmp electrostatic, atmosfera ionică se deformează; se îngroașă în fața lui și se taie în spatele lui. Această asimetrie a atmosferei ionice are efectul mai inhibitor al mișcării cationului, cu atât concentrația electroliților este mai mare și încărcătura ionilor. În aceste sisteme, conceptul de concentrare devine ambiguu și ar trebui înlocuit de activitate. Pentru un electrolit binar cu o singură încărcare KatAn \u003d Kat + + An - activitățile cationului (a +) și anionului (a -) sunt respectiv egale

a + \u003d γ +. C +, a - \u003d γ -. C -, (10.16)

unde C + și C - sunt concentrațiile analitice ale cationului și respectiv anionului;

γ + și γ - sunt coeficienții lor de activitate.

(10.17)

  Este imposibil să se determine activitatea fiecărui ion separat, prin urmare, pentru electroliții încărcați singuri, valorile medii geometrice ale activităților

și factorii de activitate.