Які солі будуть електролітами. Електроліти
Електроліти – розчини, що містять велику концентрацію іонів, що забезпечують проходження електричного струму. Як правило, це водні розчини солей, кислот та лугів.
У людини і тварин електроліти грають значної ролі: 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 розпаду молекул при взаємодії з молекулами води (або інших розчинників) на заряджені іони.
За типом іонів, що утворюються в розчині, розрізняють електроліт лужний (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 відносяться 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 
всі 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 повинна використовуватися вибухобезпечна електропроводка та електроприлади, забороняється куріння та будь-які роботи з відкритим вогнем.
Зберігають електроліти у пластикових ємностях. Для роботи підходить скляний, керамічний, фарфоровий посуд та інструменти.
У наступній статті розповімо докладніше про види та застосування електроліту.
Електроліти (Від Електро ... і грец. Lytos - розкладається, розчинний)
рідкі або тверді речовини та системи, в яких присутні у скільки-небудь помітній концентрації іони, що зумовлюють проходження електричного струму. У вузькому сенсі Е. називаються речовини, розчини яких проводять електричний струм іонами, що утворюються в результаті електролітичної дисоціації. е. в розчинах поділяють на сильні та слабкі. Сильні Е. практично повністю дисоційовані на іони у розведених розчинах. До них відносяться багато неорганічні солі та деякі неорганічні кислоти та основи у водних розчинах, а також у розчинниках, що мають високу дисоціуючу здатність (спирти, аміди та ін.). Молекули слабких Е. у розчинах лише частково дисоційовані на іони, що знаходяться в динамічній рівновазі з недисоційованими молекулами. До слабких Е. відноситься більшість органічних кислот і багато органічних основ у водних і неводних розчинах. Поділ Е. на сильні і слабкі певною мірою умовно, тому що воно відображає не властивості самих Е., а їх стан у розчині. Останнє залежить від концентрації, природи розчинника, температури, тиску та ін. За кількістю іонів, на які дисоціює в розчині одна молекула, розрізняють бінарні, або одноодновалентні, Е. (позначаються 1-1 Е., наприклад КС1), одно-двухвалентні Е. (позначаються 1-2 Е., наприклад CaCl 2 ) і т. д. Е. типу 1-1, 2-2, 3-3 тощо називаються симетричними, типу 1-2, 1-3 і т. п. - несиметричними. Властивості розведених слабких розчинів Е. задовільно описуються класичною теорією електролітичної дисоціації. Для не надто розведених розчинів слабких Е., а також для розчинів сильних Е. ця теорія не застосовна, оскільки вони складні системи, що складаються з іонів, недисоційованих молекул або іонних пар, а також більших агрегатів. Властивості таких розчинів визначаються характером взаємодій іон-іон, іон-розчинник, а також зміною властивостей та структури розчинника під впливом розчинених частинок. Сучасні статистичні теорії сильних Е. задовільно описують властивості лише дуже розбавлених (моль/л) розчинів. е. надзвичайно важливі в науці та техніці. Всі рідкі системи в живих організмах містять Е. Важливий клас Е. - Поліелектроліти. Е. є середовищем для проведення багатьох хімічних синтезів та процесів електрохімічних виробництв. При цьому все більшу роль відіграють неводні розчини Е. Вивчення властивостей розчинів Е. важливо для створення нових хімічних джерел струму і вдосконалення технологічних процесів поділу речовин - екстракції з розчинів та іонного обміну. . А. І. Мішустін.
Велика Радянська Енциклопедія. - М: Радянська енциклопедія. 1969-1978 .
Дивитись що таке "Електроліти" в інших словниках:
У широкому сенсі рідкі або тверді в і системи, в яких присутні в помітній концентрації іони, що зумовлюють проходження по них електрич. струму (іонну провідність); у вузькому розумінні ва, що розпадаються в р ре на іони. При розчиненні Е.…… Фізична енциклопедія
Сучасна енциклопедія
Речовини, що розкладаються під впливом гальванич. струму. Словник іншомовних слів, що увійшли до складу російської мови. Павленков Ф., 1907. ЕЛЕКТРОЛІТИ тіло, що розкладається хімічно на складові прості за допомогою електричного струму, тобто над яким ... Словник іноземних слів російської мови
Електроліти- ЕЛЕКТРОЛІТИ, рідкі або тверді речовини, в яких присутні іони, здатні переміщатися та проводити електричний струм. У вузькому сенсі хімічні сполуки, які в розчинах розпадаються на іони внаслідок електролітичної дисоціації. Ілюстрований енциклопедичний словник
- (Від електро ... і ... літ) рідкі або тверді речовини, в яких у скільки-небудь помітних концентраціях присутні іони, здатні переміщатися і проводити електричний струм. У вузькому значенні солі, розчини яких проводять електричний струм із ... Великий Енциклопедичний словник
Водні та інші розчини лугів, кислот та солей, що проводять електро. струм. е. зв. провідниками другого роду, тому що вони різко відрізняються від металів (провідників першого роду). електр. струм, проходячи по провідникам першого роду, не виробляє. Технічний залізничний словник
електроліти- – системи, що мають рідкий або твердий стан іонної провідністю. Словник з аналітичної хімії. Хімічні терміни
Електроліти- – солі та ін. хімічні речовини, розчини яких проводять електричний струм через наявність іонів, що утворюються в результаті електролітичної дисоціації. [Термінологічний словник з бетону та залізобетону. ФГУП «НДЦ «Будівництво» НДІЖБ. Енциклопедія термінів, визначень та пояснень будівельних матеріалів
Електроліт хімічний термін, що означає речовину, розплав або розчин якої проводить електричний струм внаслідок дисоціації на іони. Прикладами електролітів можуть служити кислоти, солі та основи. Електроліти провідники другого роду, ... Вікіпедія
Електроліти- Рідкі або тверді речовини, в яких в результаті електролітичної дисоціації утворюються в скільки помітної концентрації іони, що обумовлюють проходження постійного електричного струму. Електроліти в розчинах. Енциклопедичний словник з металургії
Речовини, що мають іонну провідність; їх називають провідниками другого роду проходження струму крізь них супроводжується перенесенням речовини. До електролітів відносяться розплави солей, оксидів або гідроксидів, а також (що зустрічається значно… Енциклопедія Кольєра
Книжки
- Загальна хімія. Спеціальний курс Гриф МО РФ, Вольхін В.В. , Навчальний посібник «Загальна хімія» складається з трьох книг: «Основний курс» (кн. 1), «Спеціальний курс» (кн. 2) та «Вибрані глави» (кн. 3). У книзі 1 викладено повний курс основ хімії. Книга 2 Категорія: Підручники: дод. посібники Серія: Підручники для ВНЗ. Спеціальна література Видавець: Лань,
- Плазмово-електролітичне модифікування поверхні металів та сплавів. У 2 томах. Том 2, Вольхін В.В. , У другій частині книги систематизовані відомості про сучасний метод поверхневої обробки та зміцнення металів, що дозволяє отримувати багатофункціональні захисні покриття - мікродугові...
Відмінні провідники електричного струму – золото, мідь, залізо, алюміній, сплави. Поряд з ними існує велика група речовин-неметалів, розплави і водні розчини яких теж мають властивість провідності. Це сильні основи, кислоти, деякі солі, що отримали загальну назву "електроліти". Що таке іонна провідність? З'ясуємо, яке відношення мають речовини-електроліти до цього поширеного явища.
Які частки переносять заряди?
Світ навколо сповнений різноманітними провідниками, а також ізоляторами. Про ці властивості тіл і речовин відомо з давніх-давен. Грецький математик Фалес провів досвід із бурштином (грецькою — «електрон»). Втративши його об шовк, учений спостерігав явище тяжіння волосся, волокон вовни. Пізніше стало відомо, що янтар є ізолятором. У цьому речовині немає частинок, які б переносити електричний заряд. Хороші провідники – метали. У їхньому складі присутні атоми, позитивні іони та вільні, нескінченно малі негативні частинки – електрони. Саме вони забезпечують перенесення зарядів, коли пропускають струм. Сильні електроліти у сухому вигляді не містять вільних частинок. Але при розчиненні та розплавленні відбувається руйнування кристалічних ґрат, а також поляризація ковалентного зв'язку.
Вода, неелектроліти та електроліти. Що таке розчинення?
Віддаючи або приєднуючи електрони, атоми металевих та неметалічних елементів перетворюються на іони. Між ними у кристалічній решітці існує досить міцний зв'язок. Розчинення або розплавлення іонних сполук, наприклад, натрію хлориду, призводить до її руйнування. У полярних молекулах немає пов'язаних, ні вільних іонів, вони виникають при взаємодії з водою. У 30-х роках ХІХ століття М. Фарадей виявив, що розчини деяких речовин проводять струм. Вчений увів у науку такі найважливіші поняття:
- іони (заряджені частки);
- електроліти (провідники другого роду);
- катод;
- анод.
Є з'єднання - сильні електроліти, кристалічні ґрати яких повністю руйнуються зі звільненням іонів.
Існують нерозчинні речовини і ті, що зберігаються у молекулярному вигляді, наприклад, цукор, формальдегід. Такі сполуки називаються неелектролітами. Для них не характерне утворення заряджених частинок. Слабкі електроліти (вугільна та оцтова кислота, та низка інших речовин) містять мало іонів.
Теорія електролітичної дисоціації
У своїх роботах шведський учений С. Арреніус (1859-1927) спирався на висновки Фарадея. Надалі уточнили положення його теорії російські дослідники І. Каблуков та В. Кістяковський. Вони з'ясували, що з розчиненні і розплавленні утворюють іони в повному обсязі речовини, лише електроліти. Що таке дисоціація за С. Арреніус? Це і є руйнування молекул, що призводить до появи заряджених частинок у розчинах та розплавах. Основні теоретичні положення С. Арреніуса:
- Підстави, кислоти та солі в розчинах знаходяться у дисоційованому вигляді.
- Оборотно розпадаються на іони сильні електроліти.
- Слабкі утворюють мало іонів.
Показником речовини (її часто виражають у відсотках) є співвідношення числа молекул, що розпалися на іони, та загальної кількості частинок у розчині. Електроліти є сильними, якщо значення цього показника понад 30%, слабкі — менше 3%.
Властивості електролітів
Теоретичні висновки С. Арреніуса доповнили пізніші дослідження фізико-хімічних процесів у розчинах і розплавах, проведені російськими вченими. Отримали пояснення властивості основ та кислот. До перших відносять з'єднання, в розчинах яких з катіонів можна виявити тільки іони металу, аніонами є частинки OH -. Молекули кислот розпадаються на негативні іони кислотного залишку та протони водню (H+). Рух іонів у розчині та розплаві — хаотичний. Розглянемо результати досвіду, для якого потрібно зібрати ланцюг, включити в нього і звичайну лампочку розжарювання. Перевіримо провідність розчинів різних речовин: кухонної солі, оцтової кислоти та цукру (перші два – електроліти). Що таке електричний ланцюг? Це джерело струму та провідники, з'єднані між собою. При замиканні ланцюга лампочка горітиме яскравіше в розчині кухонної солі. Рух іонів набуває впорядкованості. Аніони прямують до позитивного електрода, а катіони - до негативного.
У цьому процесі в оцтовій кислоті бере участь невелика кількість заряджених частинок. Цукор не є електролітом, не проводить струму. Між електродами в цьому розчині виявиться ізолюючий шар, лампочка не горітиме.
Хімічні взаємодії між електролітами
При зливанні розчинів можна спостерігати, як поводяться електроліти. Що таке іонні рівняння таких реакцій? Розглянемо на прикладі хімічної взаємодії між і нітратом натрію:
2NaNO 3 + BaCl 2 + = 2NaCl + Ba(NO 3) 2 .
Формули електролітів запишемо в іонному вигляді:
2Na + + 2NO 3- + Ba 2+ + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + Ba 2+ + 2NO 3- .
Взяті для реакції речовини – сильні електроліти. І тут склад іонів не змінюється. Хімічна взаємодія між можливими у трьох випадках:
1. Якщо один із продуктів є нерозчинною речовиною.
Молекулярне рівняння: Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NaCl.
Запишемо склад електролітів у вигляді іонів:
2Na + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - = BaSO 4(білий осад) + 2Na + 2Cl - .
2. Одна з речовин, що утворилися - газ.
3. Серед продуктів реакції є слабкий електроліт.
Вода — один із найслабших електролітів
Хімічно чиста не проводить електричного струму. Але у її складі є невелика кількість заряджених частинок. Це протони Н+ та аніони ВІН-. Дисоціації піддається мізерно мало молекул води. Існує величина - іонний добуток води, яка є постійною при температурі 25 °C. Вона дозволяє дізнатися концентрації Н + і ОН -. Переважають іони водню у розчинах кислот, гідроксид-аніонів більше у лугах. У нейтральних - збігається кількість Н + і ОН -. Середовище розчинів також характеризує водневий показник (рН). Чим він вище, тим більше є гідроксид-іонів. Середовище є нейтральним при інтервалі рН близькому до 6-7. У присутності іонів Н+ та ОН – змінюють свій колір речовини-індикатори: лакмус, фенолфталеїн, метилоранж та інші.
Властивості розчинів та розплавів електролітів знаходять широке застосування у промисловості, техніці, сільському господарстві та медицині. Наукове обґрунтування закладено у роботах низки видатних учених, які пояснили поведінку частинок, у тому числі складаються солі, кислоти і основи. У тому розчинах протікають різноманітні реакції іонного обміну. Вони використовують у багатьох виробничих процесах, в електрохімії, гальваніці. Процеси у живих істотах також відбуваються між іонами у розчинах. Багато неметалів і металів, токсичні як атомів і молекул, незамінні як заряджених частинок (натрій, калій, магній, хлор, фосфор та інші).
Електроліти - це речовини, розчини чи розплави яких проводять електричний струм. 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, та ін. Здатність розчинів електролітів проводити електричний струм пояснюють тим, що молекули електролітів при розчиненні розпадаються на 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 немає ні запаху, ні кольору, ні інших властивостей молекул хлору. Позитивно заряджені іони називають катіонами, що негативно заряджені-аніонами. Катіони утворюють водню Н + металів: К + Na + Са 2+ Fe 3+ і деякі групи атомів, наприклад група амонію NH + 4 ; аніони утворюють атоми та групи атомів, що є кислотними залишками, наприклад Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , CO 2- 3 .
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, сильні основи і майже всі солі. 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.
При пропущенні через розчин електроліту постійного електричного струму катіони переміщуються до негативно зарядженого електроду - катода, аніони пересуваються до позитивного електрода - анода, де віддають свої заряди, перетворюючись на електронейтральні атоми або молекули (катіони отримують електрони від катода, а аніони віддають електрони . Оскільки процес приєднання електронів до речовини є відновленням, а процес віддачі електронів речовиною - окисленням, то за пропущенні електричного струму через розчин електроліту на катоді відбувається відновлення катіонів, але в аноді-окислення аніонів. Цей окисно-відновний процес називають електролізом.
Електроліти є неодмінною складовою рідин і щільних тканин організмів. У фізіологічних та біохімічних процесах велику роль відіграють такі неорганічні іони, як Н + , Na + , К + , Са 2+ , Mg 2+ , ОН - , Cl - , НСО - 3 , H 2 РО - 4 , SO 2-4 (Див. Мінеральний обмін). Іони Н + і ВІН - в організмі людини знаходяться в дуже малих концентраціях, але їхня роль у життєвих процесах величезна (див. Кислотно-лужна рівновага). Концентрація іонів Na + і Cl - значно перевищує таку решту неорганічних іонів разом узятих. також Буферні розчини, Іоніти.
Електроліти – речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм. Типовими електролітами є солі, кислоти та основи.
Відповідно до теорії електролітичної дисоціації Арреніуса молекули електролітів у розчинах мимовільно розпадаються на позитивно та негативно заряджені частинки – іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами, негативно заряджені – аніонами. Величина заряду іона визначається валентністю атома або групи атомів, що утворюють даний іон. Катіони утворюють зазвичай атоми металів, наприклад, К+, Na+, Са2+, Mg3+, Fe3+, та деякі групи інших атомів (наприклад, група амонію NH 4); аніони, як правило, утворюються атомами та групами атомів, що є кислотними залишками, наприклад Cl-, J-, Br-, S2-, NO 3 -, CO 3 , SO 4 , PO 4 . Кожна молекула електронейтральна, тому число елементарних позитивних зарядів катіонів дорівнює кількості елементарних негативних зарядів аніонів, що утворюються при дисоціації молекули. Наявністю іонів пояснюється здатність розчинів електролітів проводити електричний струм. Тому розчини електролітів називають іонними провідниками або провідниками другого роду.
Дисоціація молекул електролітів на іони може бути представлена наступним загальним рівнянням:
де - недисоційована молекула, - катіон, що несе n1 позитивних зарядів, - аніон, що має n2 негативних зарядів, р і q - число катіонів та аніонів, що входять до складу молекули електроліту. Так, наприклад, дисоціація сірчаної кислоти та гідрату окису амонію виражається рівняннями: 
Кількість іонів, які у розчині, прийнято вимірювати в грам-іонах на 1 л розчину. Грам-іон - маса іонів даного виду, виражена в грамах і чисельно дорівнює формулі ваги іона. Формульна вага знаходять підсумовування атомних ваг атомів, що утворюють даний іон. Так, наприклад, формульна вага іонів SO 4 дорівнює: 32,06 +4-16,00 = 96,06.
Електроліти поділяють на низькомолекулярні, високомолекулярні (поліелектроліти) та колоїдні. Прикладами низькомолекулярних електролітів, або просто електролітів, можуть бути звичайні низькомолекулярні кислоти, основи та солі, які у свою чергу прийнято ділити на слабкі та сильні електроліти. Слабкі електроліти не повністю дисоціюють на іони, внаслідок чого в розчині встановлюється динамічна рівновага між іонами та недисоційованими молекулами електролітів (рівняння 1). До слабких електролітів відносяться слабкі кислоти, слабкі основи і деякі солі, наприклад сулема HgCl 2 . Кількісно процес дисоціації може бути охарактеризований ступенем електролітичної дисоціації (ступенем іонізації) α, ізотонічним коефіцієнтом i та константою електролітичної дисоціації (константою іонізації) К. Ступенем електролітичної дисоціації α називають ту частку молекул електролітів, яка розпадається на іони в даному розчині. Величина а, що вимірюється в частках одиниці або %, залежить від природи електроліту і розчинника: вона зменшується зі збільшенням концентрації розчину і зазвичай злегка змінюється (зростає або зменшується) зі збільшенням температури; вона також зменшується при введенні в розчин даного електроліту сильнішого електроліту, що утворює однойменні нони (наприклад, ступінь електролітичної дисоціації оцтової кислоти СН 3 СООН зменшується при додаванні до розчину соляної кислоти HCl або ацетату натрію CH 3 COONa).
Ізотонічний коефіцієнт, або коефіцієнт Вант-Гоффа, i дорівнює відношенню суми числа іонів і непродисоціювальних молекул електроліту до його молекул, взятих для приготування розчину. Експериментально i визначається шляхом вимірювання осмотичного тиску, зниження температури замерзання розчину (див. Кріометрія) та деяких інших фізичних властивостей розчинів. Величини i та α взаємопов'язані рівнянням
де n - Число іонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули даного електроліту.
Константа електролітичної дисоціації До є константу рівноваги. Якщо електроліт дисоціює на іони за рівнянням (1), то 
де, 
і - концентрації в розчині катіонів і аніонів (г-іон/л) і недисоційованих молекул (моль/л) відповідно. Рівняння (3) є математичним виразом закону мас, що діють, у застосуванні до процесу електролітичної дисоціації. Що більше К, то електроліт краще розпадається на іони. Для даного електроліту залежить від температури (зазвичай зі збільшенням температури зростає) і, на відміну від а, не залежить від концентрації розчину.
Якщо молекула слабкого електроліту може дисоціювати не так на два, але в більшу кількість іонів, то дисоціація протікає по стадіям (ступінчаста дисоціація). Наприклад, слабка вугільна кислота H 2 СO 3 у водних розчинах дисоціює у два щаблі:
При цьому константа дисоціації 1-го ступеня значно перевищує таку 2-й щаблі.
Сильні електроліти згідно з теорією Дебая - Хюккеля в розчинах повністю дисоційовані на іони. Прикладами цих електролітів можуть служити сильні кислоти, сильні основи та майже всі розчинні у воді солі. Внаслідок повної дисоціації сильних електролітів у тому розчинах міститься величезна кількість іонів, відстані між якими такі, що між різноіменно зарядженими іонами виявляються сили електростатичного тяжіння, завдяки чому кожен іон оточений іонами протилежного заряду (іонна атмосфера). Наявність іонної атмосфери знижує хімічну та фізіологічну активність іонів, їх рухливість в електричному полі та інші властивості іонів. Електростатичне тяжіння між різноіменно зарядженими іонами зростає зі збільшенням іонної сили розчину, що дорівнює півсумі творів концентрації кожного іона на квадрат його валентності Z:
Так, наприклад, іонна сила 0,01 молярного розчину MgSO 4 дорівнює
Розчини сильних електролітів незалежно від їхньої природи при однаковій іонній силі (що не перевищує, однак, 0,1) мають однакову іонну активність. Іонна сила крові людини не перевищує 0,15. Для кількісного опису властивостей розчинів сильних електролітів була введена величина, звана активністю а, що формально замінює концентрацію в рівняннях, що випливають із закону мас, що діють, наприклад в рівнянні (1). Активність а, що має розмірність концентрації, пов'язана з концентрацією рівнянням
де f - коефіцієнт активності, що показує, яку частку дійсної концентрації даних іонів у розчині становить ефективна концентрація або активність. З зменшенням концентрації розчину f зростає і дуже розведених розчинах стає рівною 1; у разі а=С.
Низькомолекулярні електроліти є неодмінною складовою рідин і щільних тканин організмів. З іонів низькомолекулярних електролітів у фізіологічних та біохімічних процесах велику роль відіграють катіони Н+, Na+, Mg2+, Са2+ та аніони ОН-, Cl-, НСO 3 , H 2 РO 4 , НРO 4 , SO 4 (див. Мінеральний обмін). Іони Н + і ОН- в організмах, у тому числі і в організмі людини, знаходяться в дуже малих концентраціях, але роль їх у життєвих процесах величезна (див. Кислотно-лужна рівновага). Концентрації Na+ і Cl- значно перевершують концентрацію й інших іонів, разом узятих.
Для живих організмів дуже характерний так називає антагонізм іонів - здатність іонів, що знаходяться в розчині, взаємно знижувати властиве кожному з них дію. Встановлено, наприклад, що іони Na+ у тій концентрації, в якій вони знаходяться в крові, є отруйними для багатьох ізольованих органів тварин. Однак отруйність Na+ пригнічується при додаванні до розчину, що містить їх у відповідних концентраціях іонів К+ і Са2 + . Таким чином, іони К+ та Са2+ є антагоністами іонів Na+. Розчини, у яких шкідливу дію будь-яких іонів усунуто дією іонів антагоністів, називаються еквіліброваними розчинами. Антагонізм іонів виявлений при дії їх на різні фізіологічні і біохімічні процеси.
Поліелектролітами називають високомолекулярні електроліти; прикладами їх є білки, нуклеїнові кислоти та багато інших біополімерів (див. Високомолекулярні сполуки), а також ряд синтетичних полімерів. В результаті дисоціації макромолекул поліелектролітів утворюються низькомолекулярні іони (протиіони), як правило, різної природи та багатозарядний макромолекулярний іон. Частина протиіонів міцно пов'язана з макромолекулярним іоном електростатичними силами; інші знаходяться у розчині у вільному стані.
Прикладами колоїдних електролітів можуть бути мила, дубильні речовини і деякі барвники. Для розчинів цих речовин характерна рівновага:
міцели (колоїдні частинки) → молекули → іони.
При розведенні розчину рівновага зміщується зліва направо.
також Амфоліти.
ЕЛЕКТРОЛІТИ- Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм.
НЕЕЛЕКТРОЛІТИ- Речовини, розчини або розплави яких не проводять електричний струм.
Дисоціація- Розпад з'єднань на іони.
Ступінь дисоціації– відношення числа продісоційованих на іони молекул до загального числа молекул у розчині.
СИЛЬНІ ЕЛЕКТРОЛІТИпри розчиненні у питній воді практично повністю дисоціюють на іони.
Під час написання рівнянь дисоціації сильних електролітів ставлять знак рівності.
До сильних електролітів відносяться:
· Розчинні солі ( дивись таблицю розчинності);
· Багато неорганічних кислот: HNO 3 , H 2 SO 4 ,HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , HCl, HBr, HI ( дивись кислоти-сильні електроліти у таблиці розчинності);
· Основи лужних (LiOH, NaOH,KOH) і лужноземельних (Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2) металів ( дивись основи-сильні електроліти в таблиці розчинності).
СЛАБІ ЕЛЕКТРОЛІТИу водних розчинах лише частково (оборотно) дисоціюють на іони.
Під час написання рівнянь дисоціації слабких електролітів ставлять знак оборотності.
До слабких електролітів відносяться:
· Майже всі органічні кислоти та вода (Н 2 О);
· Деякі неорганічні кислоти: H 2 S, H 3 PO 4 ,HClO 4 , H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 SiO 3 ( дивись кислоти-слабкі електроліти у таблиці розчинності);
· Нерозчинні гідроксиди металів (Mg(OH) 2 ,Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( дивись підстави-cлабі електроліти в таблиці розчинності).
На рівень електролітичної дисоціації впливає ряд факторів:
природа розчинника та електроліту: сильними електролітами є речовини з іонними та ковалентними сильно-полярними зв'язками; хорошою іонізуючою здатністю, тобто. здатністю викликати дисоціацію речовин, мають розчинники з великою діелектричною проникністю, молекули яких полярні (наприклад, вода);
температура: оскільки дисоціація – процес ендотермічний, підвищення температури підвищує значення α;
концентрація: при розведенні розчину ступінь дисоціації зростає, і зі збільшенням концентрації - зменшується;
стадія процесу дисоціації: кожна наступна стадія менш ефективна, ніж попередня, приблизно в 1000-10 000 разів; наприклад, для фосфорної кислоти α 1 > α 2 > α 3:
H3PО4⇄Н++H2PО−4 (перша стадія, α 1),
H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (друга стадія, α 2),
НPО2−4⇄Н++PО3−4 (третя стадія, α3).
Тому в розчині цієї кислоти концентрація іонів водню найбільша, а фосфат-іонів РО3-4 - найменша.
1. Розчинність та ступінь дисоціації речовини між собою не пов'язані. Наприклад, слабким електролітом є добре (необмежено) розчинна у воді оцтова кислота.
2. У розчині слабкого електроліту менше за інших міститься тих іонів, які утворюються на останній стадії електролітичної дисоціації
На ступінь електролітичної дисоціації впливає також додавання інших електролітів: наприклад, ступінь дисоціації мурашиної кислоти.
HCOOH ⇄ HCOO − + H +
зменшується, якщо в розчин внести трохи форміату натрію. Ця сіль дисоціює з утворенням форміат-іонів HCOO − :
HCOONa → HCOO − + Na +
Через війну у розчині концентрація іонів НСОО– підвищується, відповідно до принципу Ле Шателье, підвищення концентрації форміат-іонів зміщує рівновагу процесу дисоціації мурашиної кислоти вліво, тобто. ступінь дисоціації зменшується.
Закон розведення Оствальду- співвідношення, що виражає залежність еквівалентної електропровідності розбавленого бінарного розчину слабкого електроліту від концентрації розчину:
Тут - константа дисоціації електроліту, - концентрація, - значення еквівалентної електропровідності при концентрації і при нескінченному розведенні відповідно. Співвідношення є наслідком закону чинних мас та рівності
де – ступінь дисоціації.
Закон розведення Оствальда виведений В.Оствальдом у 1888 році і ним же підтверджений досвідченим шляхом. Експериментальне встановлення правильності закону розведення Оствальда мало велике значення для обґрунтування теорії електролітичної дисоціації.
Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН Вода є слабким амфотерним електролітом: Н2О Н+ + ОН- або, більш точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа дисоціації води при 25оС дорівнює: Таке значення константи відповідає дисоціації однієї зі ста мільйонів молекул води, тому концентрацію води можна вважати постійною та рівною 55,55 моль/л (щільність води 1000 г/л, маса 1 л 1000 г, кількість речовини води 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55 55 моль/л). Ця величина постійна при даній температурі (25оС), вона називається іонним добутком води KW: Дисоціація води – процес ендотермічний, тому з підвищенням температури відповідно до принципу Ле-Шательє дисоціація посилюється, іонний твір зростає і досягає при 100оС значення 10-13. У чистій воді при 25оС концентрації іонів водню та гідроксилу рівні між собою: = = 10-7 моль/л Розчини, у яких концентрації іонів водню та гідроксилу рівні між собою, називаються нейтральними. Якщо до чистої води додати кислоту, концентрація іонів водню підвищиться і стане більше, ніж 10-7 моль/л, середовище стане кислим, при цьому концентрація іонів гідроксилу миттєво зміниться так, щоб іонний добуток води зберіг своє значення 10-14. Те саме відбуватиметься і при додаванні до чистої води лугу. Концентрації іонів водню та гідроксилу пов'язані між собою через іонний твір, тому знаючи концентрацію одного з іонів, легко обчислити концентрацію іншого. Наприклад, якщо = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, або якщо = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 моль/л. Таким чином, концентрація іонів водню або гідроксилу може бути кількісною характеристикою кислотності або лужності середовища. Насправді користуються не концентраціями іонів водню чи гидроксила, а водневим рН чи гидроксильным рОН показниками. Водневий показник рН дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації іонів водню: рН = - lg Гідроксильний показник рОН дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації іонів гідроксилу: рОН = - lg Легко показати, прологарифмувавши іонний твір води, що рН + рОН = 7 середовище нейтральне, якщо менше 7 - кисле, причому чим менше рН, тим вище концентрація іонів водню. pН більше 7 – середовище лужне, що більше рН, то вище концентрація іонів гідроксилу.
