Elektrolīti: piemēri. Elektrolītu sastāvs un īpašības. Spēcīgi un vāji elektrolīti

Elektrolītu kā ķīmisko vielu ir zināmssenos laikos. Tomēr lielāko daļu to piemērošanas jomu viņi ir ieguvuši salīdzinoši nesen. Mēs diskutēsim par vispievilcīgākajām jomām šo vielu lietošanai nozarē un sapratīsim, ko tie pārstāv, un kā tie atšķiras viens no otra. Bet sāksim ar vēstures apskatei.

Vēsture

Vecākie zināmie elektrolīti ir sāļi un sālsskābes, kas atradās Senajā pasaulē. Tomēr idejas par elektrolītu struktūru un īpašībām veidojas ar laiku. Šo procesu teorijas attīstījās, sākot no astoņdesmitajiem gadsimtiem 80 gadiem, kad tika veikti vairāki atklājumi, kas saistīti ar elektrolītu īpašību teorijām. Teorijās, kurās aprakstīti elektrolītu mijiedarbības ar ūdeni mehānismi, tika novēroti vairāki kvalitatīvi lēcieni (patiesībā tikai tie risinājumi iegūst tos īpašumus, kas tos izmanto rūpniecībā).

Tagad mēs detalizēti apspriedīsim vairākas teorijaskas bija vislielākā ietekme uz ideju attīstību par elektrolītēm un to īpašībām. Un sāciet ar visbiežāk sastopamo un vienkāršo teoriju, ka katrs no mums mācījās skolā.

Elektrolīzes disociācijas teorija Arrhenius

1887. gadā zviedru ķīmiķis Svante Arrhenius unKrievu-vācu ķīmiķis Wilhelm Ostwald izveidoja elektrolīzes disociācijas teoriju. Tomēr šeit arī tas nav tik vienkārši. Arrhenius pats bija tā saukto fizisko risinājumu teorija, kas neņēma vērā komponentu vielu mijiedarbību ar ūdeni un apgalvoja, ka šķīdumā ir brīvi uzlādētas daļiņas (joni). Starp citu, no šīm pozīcijām mūsdienās tiek apsvērta elektrolītiskā disociācija skolā.

Turpināsim runāt par to, ko dod šī teorija un kā tā izskaidro vielu un ūdens mijiedarbības mehānismu. Tāpat kā jebkurai citai, viņai ir vairāki pozitīvi piemēri:

1 Saskaroties ar ūdeni, viela sadalās jonos (pozitīvs - katjoni un negatīvs - anijs). Šīs daļiņas izstaro hidratāciju: tās piesaista ūdens molekulas, kuras, starp citu, ir pozitīvi uzlādētas vienā pusē, no otras puses - negatīvi (veido dipolu), kā rezultātā tiek veidotas akvakompleksos (solvāti).

2. Disociācijas process ir atgriezenisks - tas ir, ja viela ir sadalījusies jonos, tad dažu faktoru ietekmē tā var atkal kļūt par sākotnējo.

3 Ja jūs pievienojat elektrodus šķīdumam un uzsākat strāvu, katjoni sāks pārvietoties uz negatīvo elektrodu - katodu un anijonus uz pozitīvi uzlādētu - anodu. Tāpēc vielas, kas ūdenī ļoti šķīst, veic elektrisko strāvu labāk nekā pati ūdens. Tajā pašā nolūkā tos sauca par elektrolītēm.

4 Elektrolīta disociācijas pakāpe raksturo izšķīdinātās vielas procentuālo daudzumu. Šis rādītājs ir atkarīgs no šķīdinātāja un izšķīdinātās vielas īpašībām, no tā koncentrācijas un no ārējās temperatūras.

Šeit, faktiski, un visi pamata postulāti par šovienkārša teorija. Tie tiks izmantoti šajā rakstā, lai aprakstītu, kas notiek elektrolīta šķīdumā. Šo savienojumu piemēri tiks aplūkoti vēlāk, bet tagad mēs apsvērsim vēl vienu teoriju.

Lewis skābju un bāzu teorija

Saskaņā ar elektrolīzes disociācijas teoriju, skābeir viela, kuras šķīdumā ir ūdeņraža katija, un bāze ir savienojums, kas sadalās šķīdumā hidroksīda anijonā. Ir vēl viena teorija, nosaukta pēc slavenā ķīmiķa Gilberta Lūisa. Tas mums ļauj nedaudz paplašināt skābes un bāzes jēdzienu. Saskaņā ar Lewis teoriju, skābes ir jonu vai molekulu vielas, kurām ir brīvo elektronu orbitāli un kas spēj ņemt elektronu no citas molekulas. Ir viegli uzminēt, ka bāzes būs tās daļiņas, kas spēj dot vienu vai vairākus savus elektronus skābes "lietošanai". Šeit ir ļoti interesanti, ka skābe vai bāze var būt ne tikai elektrolīts, bet jebkura viela, kas pat nešķīst ūdenī.

Brandsted-Lowry prototipa teorija

1923. gadā, neatkarīgi viens no otra, divizinātnieki - J. Bronsteds un T. Lowijs - ierosināja teoriju, kuru tagad zinātnieki aktīvi izmanto, lai aprakstītu ķīmiskos procesus. Šīs teorijas būtība ir tā, ka disociācijas nozīme tiek samazināta līdz protona pārejai no skābes uz pamatu. Tādējādi pēdējais šeit tiek saprasts kā protonu akceptors. Tad skābe ir viņu donors. Teorija arī labi izskaidro to vielu esamību, kurām piemīt īpašības un skābes un bāzes. Šādus savienojumus sauc par amfotēriem. Bronsteda-Lowija teorijā termins "amfolīti" tiek lietots arī tiem, bet skābi vai bāzes parasti sauc par protolīdiem.

Mēs esam nonākuši nākamajā raksta daļā. Šeit mēs aprakstam, kā dažādi spēcīgi un vāji elektrolīti atšķiras viens no otra un apspriež ārējo faktoru ietekmi uz to īpašībām. Un tad mēs sāksim aprakstīt to praktisko pielietojumu.

Spēcīgi un vāji elektrolīti

Katra viela mijiedarbojas ar ūdeniindividuāli. Daži izšķīst tajā labi (piemēram, galda sāls), un daži vispār nešķīst (piemēram, krīts). Tādējādi visas vielas sadalās spēcīgos un vājos elektrolītos. Pēdējās ir vielas, kas mijiedarbojas slikti ar ūdeni un nokļūst šķīduma apakšā. Tas nozīmē, ka tiem ir ļoti zems disociācijas pakāpe un augsta saistīšanās enerģija, kas normālos apstākļos neļauj molekulai sadalīties tā sastāvā esošajos jonos. Vāju elektrolītu disociācija notiek ļoti lēni vai ar šīs vielas temperatūras paaugstināšanos un koncentrāciju šķīdumā.

Let's talk par spēcīgu elektrolītu. Tie ir visi šķīstošie sāļi, kā arī spēcīgas skābes un sārmi. Viņi viegli sabojājas jonos, un ir ļoti grūti tos savākt nogulsnēšanās vietā. Starp citu, elektrolītu strāvu tieši veic ar šķīdumā esošajiem joniem. Tādēļ labākais elektrolīts veic strāvu. Pēdējā piemēri: stiprās skābes, sārņi, šķīstošie sāļi.

Faktori, kas ietekmē elektrolītu darbību

Tagad redzēsim, kā ārējās izmaiņasvielu īpašībām. Koncentrācija tieši ietekmē elektrolīta disociācijas pakāpi. Turklāt šo attiecību var izteikt matemātiski. Likums, kas apraksta šo saikni, sauc par Ostwald's atšķaidīšanas likumu un ir rakstīts šādi: a = (K / c)^1/2. Šeit a ir disociācijas pakāpe (tā tiek ņemtafrakcijas), K ir disociācijas konstante, kas ir atšķirīga katrai vielai, un c ir elektrolīta koncentrācija šķīdumā. Saskaņā ar šo formulu, daudz var uzzināt par vielu un tās rīcību šķīdumā.

Bet mēs nolaidām no tēmas. Papildus koncentrācijai disociācijas pakāpi ietekmē arī elektrolīta temperatūra. Lielākajai daļai vielu tā palielina šķīdību un ķīmisko aktivitāti. Tas var izskaidrot dažu reakciju norisi tikai paaugstinātā temperatūrā. Normālos apstākļos tie iet vai nu ļoti lēni, vai abos virzienos (šis process tiek saukts par atgriezenisku).

Mēs esam analizējuši faktorus, kas nosaka šādas sistēmas kā elektrolīta risinājuma uzvedību. Tagad mēs vēršamies uz šo praktisko pielietojumu, bez šaubām, ļoti svarīgām ķimikālijām.

Rūpnieciskai lietošanai

Protams, visi ir dzirdējuši vārdu "elektrolīts"uz baterijām. Automašīnā tiek izmantotas svina-skābes akumulatori, elektrolīta loma, kurā darbojas 40% sērskābes. Lai saprastu, kāpēc ir nepieciešama šī viela, ir jāsaprot akumulatora īpašības.

Tātad, kāds ir kāda akumulatora princips? Tajās notiek atgriezeniska reakcija, kad tiek pārveidota viena viela citā veidā, kā rezultātā izdalās elektroni. Kad akumulators ir uzlādēts, pastāv mijiedarbība ar vielām, kuras nav iegūtas normālos apstākļos. To var attēlot kā vielas ķīmiskās reakcijas rezultātā iegūto elektrības uzkrāšanos vielā. Kad izmešana sākas, sākas apgrieztā transformācija, novedot sistēmu sākotnējā stāvoklī. Šie divi procesi kopā veido vienu uzlādes izlādes ciklu.

Apsveriet iepriekš minēto procesu konkrētāpiemērs - svina-skābes akumulators. Kā jūs varat minēt, šis strāvas avots sastāv no elements, kas satur svinu (kā arī svina dioksīdu PbO₂) un skābes. Jebkura baterija sastāv no elektrodiem un atstarpes starp tām, piepildīta tikai ar elektrolītu. Kā pēdējais, kā mēs jau iepriekš minējām, mūsu piemērā sērskābe tiek izmantota ar koncentrāciju 40 procenti. Šāda akumulatora katoda ir izgatavota no svina dioksīda, un anode sastāv no tīra svina. Tas viss notiek tādēļ, ka uz šiem diviem elektrodiem ir dažādas atgriezeniskas reakcijas, kurās iesaistīti joni, kuriem skābe ir sadalīta:

1. PbO₂ + SO₄^2-+ 4H⁺ + 2e^- = PbSO₄ + 2H₂O (reakcija, kas notiek pie negatīva elektroda katoda).
2. Pb + SO₄^2- - 2e^- = PbSO₄ (Reakcija plūst uz pozitīvo elektrods-anodu).

Ja mēs izlasīsim reakcijas pa kreisi uz labo pusi, mēs saņemsimprocesi, kas rodas, kad akumulators tiek izlādēts, un, ja no labās puses uz kreiso - lādēšanas laikā. Katrā ķīmiskajā strāvas avotā šīs reakcijas ir atšķirīgas, bet to plūsmas mehānisms parasti tiek aprakstīts tādā pašā veidā: notiek divi procesi, vienā no kuriem elektroni tiek "absorbēti", bet otrā - "iet ārā". Vissvarīgākais ir tas, ka absorbēto elektronu skaits ir vienāds ar izlaisto elektronu skaitu.

Patiesībā, bez baterijām ir masašo vielu lietošana. Kopumā elektrolīti, kuru piemēri ir minēti, ir tikai vielu daudzveidības grauds, kas ir apvienotas ar šo terminu. Viņi mūs apņem visur, visur. Piemēram, šeit ir cilvēka ķermenis. Vai jūs domājat, ka šīs vielas tur nav? Ļoti nepareizi. Viņi ir visur mūsos, un lielāko skaitu veido asins elektrolīti. Tie ietver, piemēram, dzelzs jonus, kas ir daļa no hemoglobīna, un palīdz transportēt skābekli ar mūsu ķermeņa audiem. Asins elektrolītiem ir galvenā loma, regulējot ūdens un sāls līdzsvaru un sirdsdarbību. Šo funkciju veic ar kālija un nātrija joniem (pat šūnās notiek process, ko sauc par kālija-nātrija sūkni).

Jebkādas vielas, kuras jūs varat izšķīdinātvismaz mazliet - elektrolīti. Un šajā nozarē un mūsu dzīvē ar jums nav nekādas vietnes, kur tās tiek pielietotas. Tas nav tikai baterijas automašīnās un baterijās. Tas ir jebkura ķīmiskā un pārtikas ražošana, militārās rūpnīcas, apģērba rūpnīcas un tā tālāk.

Starp citu, elektrolīta sastāvs ir atšķirīgs. Tādējādi ir iespējams izdalīt skābes un sārmainā elektrolītu. Tie būtībā atšķiras pēc savām īpašībām: kā jau teicām, skābes ir protonu donoru, un sārmu - akceptoru. Bet ar laiku, kad elektrolīta sastāvs mainās vielas daļas zuduma dēļ, koncentrācija samazinās vai palielinās (viss atkarīgs no tā, kas pazūd, ūdens vai elektrolīts).

Mēs katru dienu saskaramies ar viņiem, bet ļoti maz cilvēki precīzi zina termina "elektrolīti" definīciju. Mēs iznīcinājām konkrētu vielu piemērus, tādēļ dodies uz nedaudz sarežģītākiem jēdzieniem.

Elektrolītu fizikālās īpašības

Tagad par fiziku. Vissvarīgākais, lai saprastu pētījumā par šo tēmu - pašreizējais tiek nodota elektrolītu. Izšķirošajā lomā spēlē joni. Šīs uzlādētās daļiņas var uzlādēt no vienas šķīduma daļas uz otru. Tādējādi anjoni vienmēr ir vērsti uz pozitīvo elektrodu un katjonus ar negatīvo elektrodu. Tādējādi, darbojoties uz risinājumu ar elektrisko strāvu, mēs sadalām maksu dažādās sistēmas pusēs.

Ļoti interesanta fiziskā īpašībakā blīvums. No tā ir atkarīgas daudzas vielas, par kurām mēs diskutējam. Un bieži vien uzdod jautājumu: "Kā paaugstināt elektrolīta blīvumu?" Patiesībā atbilde ir vienkārša: jums ir jāsamazina ūdens saturs šķīdumā. Tā kā elektrolīta blīvumu galvenokārt nosaka sērskābes blīvums, tas galvenokārt ir atkarīgs no tā koncentrācijas. Ir divi veidi, kā to paveikt. Pirmais ir diezgan vienkāršs: vāra elektrolītu, kas atrodas akumulatorā. Lai to izdarītu, jums ir jāuzlādē tā, lai iekšējā temperatūra paaugstinās nedaudz virs simts grādiem pēc Celsija. Ja šī metode nepalīdz, neuztraucieties, ir vēl viens: vienkārši aizstājiet veco elektrolītu ar jaunu. Lai to izdarītu, iztukšojiet veco šķīdumu, notīriet sērskābes atlieku iekšpusi ar destilētu ūdeni un tad ielejiet jaunu porciju. Parasti kvalitatīviem elektrolīta šķīdumiem nekavējoties ir nepieciešamā koncentrācijas vērtība. Pēc nomaiņas, jūs varat aizmirst par to, kā ilgstoši palielināt elektrolīta blīvumu.

Elektrolīta sastāvs lielā mērā nosaka toīpašības. Piemēram, elektriskās vadītspējas un blīvuma īpašības lielā mērā ir atkarīgas no izšķīdušās vielas raksturojuma un tās koncentrācijas. Pastāv atsevišķs jautājums par to, cik daudz akumulatora elektrolīta. Faktiski tā apjoms ir tieši saistīts ar produkta deklarēto jaudu. Jo vairāk sērskābes ir akumulatora iekšpusē, jo jaudīgāks tas ir, jo lielāks spriegums var izdalīties.

Kur tas ir noderīgs?

Ja jūs esat auto entuziasts vai vienkārši vēlasautomašīnas, tad tu visu pats saproti pats. Protams, jūs pat zināt, kā noteikt, cik daudz akumulatora elektrolīta tagad ir. Un, ja jūs esat tālu no automašīnām, tad zināšanas par šo vielu īpašībām, to pielietojumu un to savstarpējo mijiedarbību nebūs liekas. Zinot to, jums nebūs zaudējumus, ja jums tiks lūgts pateikt, kurš elektrolīts ir akumulatorā. Lai gan, pat ja jūs neesat automašīnu entuziasts, bet jums ir mašīna, akumulatora ierīces zināšanas nebūs lietis un palīdzēs jums labot. Tas ir daudz vieglāk un lētāk darīt visu pats, nevis doties uz automašīnas centru.

Lai labāk izpētītu šo tēmu, iesakāmlasīt ķīmijas mācību grāmatu skolām un universitātēm. Ja jūs labi zināt šo zinātni un esat lasījis pietiekami daudz mācību grāmatas, labākais variants būs "Pašreizējo ķīmisko avotu" Varypajevs. Visa teorija par akumulatoru, dažādu bateriju un ūdeņraža elementu darbību ir detalizēti izklāstīta.

Secinājums

Mēs esam beigušies. Apkoposim.Virs mēs izjaucām visu, kas saistīts ar tādu jēdzienu kā elektrolīti: piemēri, struktūras un īpašību teorija, funkcijas un pielietojumi. Vēlreiz ir vērts teikt, ka šie savienojumi ir daļa no mūsu dzīves, bez kura mūsu ķermeņus un visas rūpniecības nozares nevarētu pastāvēt. Vai jūs atceraties par asins elektrolītiem? Pateicoties viņiem, mēs dzīvojam. Kas par mūsu iekārtām? Izmantojot šīs zināšanas, mēs varam novērst jebkuru problēmu, kas saistīta ar akumulatoru, jo tagad mēs saprotam, kā tajā palielināt elektrolīta blīvumu.

Viss nevar teikt, un mēs to nenoteicam. Galu galā tas nav viss, ko var pateikt par šīm apbrīnojamām vielām.

</ p>>