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

No seniem laikiem ir zināms, ka elektrolīti kā ķīmiskās vielas ir zināmas. Tomēr lielāko daļu to piemērošanas jomu viņi ir guvuši salīdzinoši nesen. Mēs apspriedīsim nozares visvairāk prioritārās jomas šo vielu lietošanā un sapratīsim, ko tās pārstāv, un kā tās atšķiras. Bet sāksim ar vēstures apskatei.

Vēsture

Vecākie zināmie elektrolīti ir sāļi un skābes, kas atklāti Senajā pasaulē. Tomēr idejas par elektrolītu struktūru un īpašībām attīstījās 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 konstatēti vairāki kvalitatīvi lēcieni (patiesībā tikai tie risinājumi iegūst tos īpašumus, kas tos izmanto rūpniecībā).

Tagad mēs detalizēti apspriedīsim vairākas teorijas, kas visvairāk ietekmējušas ideju izstrādi 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 Zviedrijas ķīmiķis Svante Arrhenius un krievu vācu ķīmiķis Wilhelm Ostwald izveidoja elektrolīzes disociācijas teoriju. Tomēr šeit arī tas nav tik vienkārši. Arrhenius pats bija tā dēvēto 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.

Parunāsim par to, ko dod šī teorija un kā tas izskaidro vielu un vielu mijiedarbības mehānismu ar ūdeni. Tāpat kā jebkura cita, 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 (veidojot dipolu), kā rezultātā tiek veidotas aquacomplexes (solvates).

2. Disociācijas process ir atgriezenisks - tas ir, ja viela ir sadalījusies jonos, tad dažu faktoru ietekmē to 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 pats ūdens. Tajā pašā nolūkā tos sauca par elektrolītēm.

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

Šeit, faktiski, un visi pamata vienkāršās teorijas postulāti. Mēs izmantosim tos šajā rakstā, lai aprakstītu to, kas notiek elektrolīta šķīdumā. Šo savienojumu piemēri tiks aplūkoti vēlāk, bet tagad mēs apsvērsim vēl vienu teoriju.

Lewis skābju un bāzu teorija

Saskaņā ar teoriju par elektrolīzes disociāciju skābe ir viela, kuras šķīdumā ir ūdeņraža katija, un bāze ir savienojums, kas sadalās hidroksīda anjonā šķīdumā. Ir vēl viena teorija, kas 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, lai "lietotu" skābi. 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, divi zinātnieki - J. Bronsteds un T. Lowijs - ierosināja teoriju, ko 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 pēdējo šeit saprot kā protonu akceptoru. Tad skābe ir viņu donors. Teorija arī labi izskaidro to vielu esamību, kurām piemīt īpašības un skābes un bāzes. Šādus savienojumus sauc par amfotēriem. Bronsted-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 diskutē par ārējo faktoru ietekmi uz to īpašībām. Un tad mēs sāksim aprakstīt to praktisko pielietojumu.

Spēcīgi un vāji elektrolīti

Katra viela mijiedarbojas ar ūdeni atsevišķi. Daži tā labi izšķīst (piemēram, galda sāls), un daži nemaz neizšķīst (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 un koncentrācijas palielināšanos šķīdumā.

Let's talk par spēcīgu elektrolītu. Tie ir visi šķīstošie sāļi, kā arī stipri skābes un sārņi. Viņi viegli sabojājas jonos, un ir ļoti grūti tos savākt nogulsnēs. Starp citu, elektrolītu strāvu precīzi 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 izmaiņas ārējā vidē ietekmē vielu īpašības. Koncentrācija tieši ietekmē elektrolīta disociācijas pakāpi. Turklāt šīs attiecības var izteikt matemātiski. Likums, kas apraksta šo saistību, sauc par Ostwald's atšķaidīšanas likumu un ir rakstīts kā: a = (K / c) ^1/2 . Šeit a ir disociācijas pakāpe (ņemta frakcijās), K ir disociācijas konstante, kas ir atšķirīga katrai vielai, un c ir elektrolīta koncentrācija šķīdumā. Ar šo formulu var daudz uzzināt par vielu un tās rīcību šķīdumā.

Bet mēs atkāpusies no tēmas. Papildus koncentrācijai disociācijas pakāpi ietekmē arī elektrolīta temperatūra. Lielākajai daļai vielu tā paaugstina šķīdību un ķīmiskās aktivitātes. Tieši 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 pievērsīsimies šo, neapšaubāmi, ļoti svarīgo ķīmisko vielu praktiskajam pielietojumam.

Rūpnieciskai lietošanai

Protams, ikviens ir dzirdējis vārdu "elektrolīts", kas tiek lietots baterijām. Automašīnā izmantojiet svina-skābes akumulatorus, elektrolīta lomu, kurā darbojas 40% sērskābes. Lai saprastu, kāpēc ir nepieciešama šī viela, ir jāapzinās akumulatora īpašības.

Tātad, kāds ir kāda akumulatora princips? Tajos notiek atgriezeniska reakcija no vienas vielas transformācijas citā veidā, kā rezultātā izdalās elektroni. Kad akumulators ir uzlādēts, rodas vielu mijiedarbība, kas netiek iegūta normālos apstākļos. To var uzskatīt par ķīmiskās reakcijas rezultātā esošas vielas 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 konkrētā piemērā - svina-skābes akumulatoru. Nav grūti uzminēt, ka šis strāvas avots sastāv no elementiem, kas satur svinu (kā arī svina dioksīdu PbO ₂ ) un skābi. 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, jo uz šiem diviem elektrodiem ir dažādas atgriezeniskas reakcijas, kurās iesaistīti joni, kuriem skābe ir sadalīta:

1. PbO ₂ + SO ₄ ^2- + 4H ⁺ + 2e ^- = PbSO ₄ + 2H ₂ O (reakcija notiek negatīvajā elektrodā - katode).
2. Pb + SO4 ^2- - 2e ^- = PbSO4 (reakcija plūst uz pozitīvā elektroda - anoda).

Ja mēs lasām atbildes no kreisās puses uz labo pusi, mēs iegūstam procesus, kas notiek, 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 - "iznāca". Vissvarīgākais ir tas, ka absorbēto elektronu skaits ir vienāds ar izlaisto elektronu skaitu.

Faktiski, papildus baterijām, ir daudz šo vielu lietojumu. Kopumā elektrolīti, kuru piemēri mums ir doti, ir tikai grauds no dažādām vielām, 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 kļūdaina. Viņi ir visur mūsos, un vislielāko skaitu veido asins elektrolīti. Tie ir, piemēram, dzelzs joni, kas ir daļa no hemoglobīna, un palīdz transportēt skābekli ar mūsu ķermeņa audiem. Asins elektrolītiem ir galvenā loma ūdens un sāls līdzsvara un sirdsdarbības regulēšanā. Šo funkciju veic ar kālija un nātrija joniem (ir pat process, kas notiek šūnās, ko sauc par kālija-nātrija sūkni).

Jebkādas vielas, kuras jūs varat izšķīdināt vismaz mazliet - elektrolīti. Un šajā nozarē un mūsu dzīvē kopā ar jums nav vietas, kur tās tiek piemērotas. Automašīnas un baterijas nav tikai baterijas. Tas ir jebkura ķīmiskā un pārtikas ražošana, militārās rūpnīcas, apģērba rūpnīcas un tā tālāk.

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

Katru dienu mēs viņiem saskaramies, taču ļoti maz cilvēku precīzi zina tāda jēdziena kā elektrolīti definīciju. Mēs iznīcinājām konkrētu vielu piemērus, tāpēc ļaujam pāriet uz nedaudz sarežģītākiem jēdzieniem.

Elektrolītu fizikālās īpašības

Tagad par fiziku. Svarīgākais, ko saprast, pētot šo tēmu, ir tas, kā strāva tiek pārnesta elektrolītos. 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 interesanti ir fizikālās īpašības, piemēram, blīvums. No tā atkarīgas daudzas no apspriežamo savienojumu īpašībām. Un bieži vien parādās jautājums: "Kā paaugstināt elektrolīta blīvumu?" Patiesībā atbilde ir vienkārša: jums ir nepieciešams samazināt šķīduma ūdens saturu. Tā kā elektrolīta blīvumu galvenokārt nosaka sērskābes blīvums, tas lielā mērā ir atkarīgs no tā koncentrācijas. Lai to paveiktu, ir divi veidi. Pirmais ir pietiekami vienkāršs: vāra elektrolītu, kas atrodas akumulatorā. Lai to izdarītu, ir jāuzlādē tā, lai temperatūra iekšienē nedaudz pārsniegtu simtus grādus pēc Celsija. Ja šī metode nepalīdz, neuztraucieties, ir vēl viens: vienkārši nomainiet veco elektrolītu ar jaunu. Lai to izdarītu, iztukšojiet veco šķīdumu, notīriet sērskābes atlieku iekšpusi ar destilētu ūdeni un izlejiet jaunu porciju. Parasti kvalitatīviem elektrolīta šķīdumiem nekavējoties ir nepieciešamā koncentrācijas vērtība. Pēc nomaiņas, jūs varat aizmirst par to, kā paaugstināt elektrolīta blīvumu uz ilgu laiku.

Elektrolīta sastāvs lielā mērā nosaka tā īpašības. Piemēram, tādas īpašības kā elektrovadītspēja un blīvums lielā mērā ir atkarīgas no izšķīdušās vielas rakstura 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 jaudīgāka tā ir, ti, jo lielāks ir spriegums.

Kur tas ir noderīgs?

Ja jūs esat auto entuziasts vai vienkārši iemīlējat automašīnas, tad jūs pats visu saprotat. 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 lietis. Zinot to, jums nebūs zaudējumus, ja jums tiks lūgts pateikt, kurš elektrolīts atrodas akumulatorā. Lai gan, pat ja jūs neesat automašīnu entuziasts, bet jums ir mašīna, akumulatora ierīces zināšanas nebūs lietis un palīdzēs jums labot. Tas būs daudz vieglāk un lētāk darīt visu pats, nevis doties uz automašīnas centru.

Lai labāk izpētītu šo tēmu, mēs iesakām lasīt ķīmijas mācību grāmatu skolām un universitātēm. Ja jūs labi zināt šo zinātni un esat lasījis pietiekami daudz mācību grāmatu, labākais variants būs "Pašreizējo ķīmisko avotu" Varypaevs. Tur ir sīki aprakstīta visa akumulatoru, dažādu bateriju un ūdeņraža elementu darbības teorija.

Secinājums

Mēs esam beigušies. Apkoposim. Iepriekš mēs esam analizējuši visu, kas attiecas uz šādu jēdzienu kā elektrolīti: piemēri, struktūras un īpašību teorija, funkcijas un pielietojumi. Vēlreiz ir vērts pateikt, ka šie savienojumi ir daļa no mūsu dzīves, bez kura mūsu ķermeņi 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 jebkādas problēmas, kas saistītas ar akumulatoru, jo tagad mēs saprotam, kā paaugstināt elektrolīta blīvumu tajā.

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