Elektrolīti kā ķīmiskas vielas ir zināmi kopš seniem laikiem. Tomēr lielāko daļu savu pielietojuma jomu viņi ir iekarojuši salīdzinoši nesen. Mēs apspriedīsim nozares prioritārās jomas šo vielu izmantošanā un noskaidrosim, kas tās ir un kā tās atšķiras viena no otras. Bet sāksim ar atkāpi vēsturē.
Vēsture
Vecākie zināmie elektrolīti ir antīkajā pasaulē atklātie sāļi un skābes. Tomēr idejas par elektrolītu struktūru un īpašībām laika gaitā ir attīstījušās. Šo procesu teorijas ir attīstījušās kopš 1880. gadiem, kad tika veikti vairāki atklājumi saistībā ar elektrolītu īpašību teorijām. Teorijās, kas apraksta elektrolītu mijiedarbības ar ūdeni mehānismus, ir bijuši vairāki kvalitatīvi lēcieni (galu galā tikai šķīdumā tie iegūst īpašības, kuru dēļ tos izmanto rūpniecībā).
Tagad mēs detalizēti analizēsim vairākas teorijas, kurām ir bijusi vislielākā ietekme uz ideju attīstību par elektrolītiem un to īpašībām. Un sāksim ar visizplatītāko un vienkāršāko teoriju, ko katrs no mums apguva skolā.
Arrēnija elektrolītiskās disociācijas teorija
1887. gadāZviedru ķīmiķis Svante Arrhenius un krievu-vācu ķīmiķis Vilhelms Ostvalds radīja elektrolītiskās disociācijas teoriju. Tomēr arī šeit viss nav tik vienkārši. Pats Arrēnijs bija tā sauktās risinājumu fizikālās teorijas piekritējs, kas neņēma vērā sastāvā esošo vielu mijiedarbību ar ūdeni un apgalvoja, ka šķīdumā ir brīvi lādētas daļiņas (joni). Starp citu, tieši no tādām pozīcijām mūsdienās skolā tiek domāts par elektrolītisko disociāciju.
Joprojām parunāsim par to, ko šī teorija dod un kā tā mums izskaidro vielu mijiedarbības mehānismu ar ūdeni. Tāpat kā visiem citiem, viņai ir vairāki postulāti, ko viņa izmanto:
1. Mijiedarbojoties ar ūdeni, viela sadalās jonos (pozitīvs - katjons un negatīvs - anjons). Šīs daļiņas tiek hidratētas: tās piesaista ūdens molekulas, kuras, starp citu, vienā pusē ir negatīvi lādētas (veido dipolu), kā rezultātā tās veidojas ūdens kompleksos (solvātos).
2. Disociācijas process ir atgriezenisks - tas ir, ja viela ir sadalījusies jonos, tad jebkuru faktoru ietekmē tā atkal var pārvērsties par sākotnējo.
3. Ja pievienosiet elektrodus šķīdumam un iedarbināsiet strāvu, katjoni sāks virzīties uz negatīvo elektrodu - katodu, bet anjoni - uz pozitīvi lādētu - anodu. Tāpēc vielas, kas labi šķīst ūdenī, vada elektrību labāk nekā pats ūdens. Tā paša iemesla dēļ tos sauc arī par elektrolītiem.
4. Elektrolīta disociācijas pakāpe raksturo izšķīdušās vielas procentuālo daudzumu. Šisindikators ir atkarīgs no šķīdinātāja un pašas izšķīdušās vielas īpašībām, no pēdējās koncentrācijas un no ārējās temperatūras.
Šeit, patiesībā, un visi šīs vienkāršās teorijas pamatpostulāti. Mēs tos izmantosim šajā rakstā, lai aprakstītu, kas notiek elektrolīta šķīdumā. Mēs analizēsim šo savienojumu piemērus nedaudz vēlāk, bet tagad mēs apsvērsim citu teoriju.
Lūisa skābju un bāzu teorija
Saskaņā ar elektrolītiskās disociācijas teoriju skābe ir viela, kurā atrodas ūdeņraža katjons, bet bāze ir savienojums, kas šķīdumā sadalās hidroksīda anjonā. Ir vēl viena teorija, kas nosaukta slavenā ķīmiķa Gilberta Lūisa vārdā. Tas ļauj nedaudz paplašināt skābes un bāzes jēdzienu. Saskaņā ar Lūisa teoriju skābes ir vielas joni vai molekulas, kurām ir brīvas elektronu orbitāles un kuras spēj pieņemt elektronu no citas molekulas. Ir viegli uzminēt, ka bāzes būs tādas daļiņas, kas spēj ziedot vienu vai vairākus savus elektronus skābes "izmantošanai". Šeit ir ļoti interesanti, ka ne tikai elektrolīts, bet arī jebkura viela, pat ūdenī nešķīstoša, var būt skābe vai bāze.
Brandsted-Lowry protolīta teorija
1923. gadā neatkarīgi viens no otra divi zinātnieki - J. Bronsted un T. Lowry - ierosināja teoriju, ko tagad aktīvi izmanto zinātnieki, lai aprakstītu ķīmiskos procesus. Šīs teorijas būtība ir tādadisociācija tiek samazināta līdz protona pārnešanai no skābes uz bāzi. Tādējādi pēdējais šeit tiek saprasts kā protonu akceptors. Tad skābe ir viņu donors. Teorija labi izskaidro arī tādu vielu esamību, kurām piemīt gan skābju, gan bāzu īpašības. Šādus savienojumus sauc par amfotēriskiem. Bronsteda-Lowry teorijā tiem tiek lietots arī termins amfoliti, savukārt skābes vai bāzes parasti sauc par protolītiem.
Esam tikuši pie nākamās raksta daļas. Šeit mēs jums pastāstīsim, kā spēcīgi un vāji elektrolīti atšķiras viens no otra, un apspriedīsim 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 tajā labi šķīst (piemēram, galda sāls), savukārt daži nešķīst vispār (piemēram, krīts). Tādējādi visas vielas tiek sadalītas stipros un vājos elektrolītos. Pēdējās ir vielas, kas slikti mijiedarbojas ar ūdeni un nosēžas šķīduma apakšā. Tas nozīmē, ka tiem ir ļoti zema disociācijas pakāpe un augsta saites enerģija, kas normālos apstākļos neļauj molekulai sadalīties to veidojošos jonos. Vāju elektrolītu disociācija notiek vai nu ļoti lēni, vai arī palielinoties temperatūrai un šīs vielas koncentrācijai šķīdumā.
Parunāsim par spēcīgiem elektrolītiem. Tajos ietilpst visi šķīstošie sāļi, kā arī stiprās skābes un sārmi. Tie viegli sadalās jonos, un tos ir ļoti grūti savākt nokrišņos. Starp citu, elektrolītu strāva tiek vadītatieši šķīdumā esošo jonu dēļ. Tāpēc spēcīgi elektrolīti vislabāk vada strāvu. Pēdējo piemēri: stipras skābes, sārmi, šķīstošie sāļi.
Faktori, kas ietekmē elektrolītu darbību
Tagad izdomāsim, kā ārējās vides izmaiņas ietekmē vielu īpašības. Koncentrācija tieši ietekmē elektrolītu disociācijas pakāpi. Turklāt šo attiecību var izteikt matemātiski. Likumu, kas apraksta šīs attiecības, sauc par Ostvalda atšķaidīšanas likumu, un to raksta šādi: a=(K / c)1/2. Šeit a ir disociācijas pakāpe (ņemta frakcijās), K ir disociācijas konstante, kas katrai vielai ir atšķirīga, un c ir elektrolīta koncentrācija šķīdumā. Izmantojot šo formulu, jūs varat daudz uzzināt par vielu un tās uzvedību šķīdumā.
Bet mēs novirzāmies. Papildus koncentrācijai disociācijas pakāpi ietekmē arī elektrolīta temperatūra. Lielākajai daļai vielu tā palielināšana palielina šķīdību un reaktivitāti. Tas var izskaidrot dažu reakciju rašanos tikai paaugstinātā temperatūrā. Normālos apstākļos tie iet vai nu ļoti lēni, vai abos virzienos (šādu procesu sauc par atgriezenisku).
Mēs esam analizējuši faktorus, kas nosaka tādas sistēmas kā elektrolīta šķīduma darbību. Tagad pāriesim pie šo, bez šaubām, ļoti svarīgo ķīmisko vielu praktiskas pielietošanas.
Rūpnieciskai lietošanai
Protams, visi ir dzirdējuši vārdu "elektrolīts"attiecībā uz baterijām. Automašīnā tiek izmantoti svina-skābes akumulatori, kuru elektrolīts ir 40% sērskābe. Lai saprastu, kāpēc šī viela tur vispār ir vajadzīga, ir vērts izprast akumulatoru īpašības.
Kāds ir jebkura akumulatora darbības princips? Tajos notiek atgriezeniska reakcija, pārveidojot vienu vielu citā, kā rezultātā tiek atbrīvoti elektroni. Uzlādējot akumulatoru, notiek vielu mijiedarbība, kas normālos apstākļos netiek iegūta. To var attēlot kā elektrības uzkrāšanos vielā ķīmiskas reakcijas rezultātā. Kad sākas izlāde, sākas apgrieztā transformācija, novedot sistēmu sākotnējā stāvoklī. Šie divi procesi kopā veido vienu uzlādes-izlādes ciklu.
Aplūkosim iepriekš minēto procesu konkrētā piemērā - svina-skābes akumulatorā. Kā jūs varētu nojaust, šis strāvas avots sastāv no elementa, kas satur svinu (kā arī svina dioksīdu PbO2) un skābi. Jebkurš akumulators sastāv no elektrodiem un atstarpes starp tiem, kas piepildīti tikai ar elektrolītu. Kā pēdējo, kā jau noskaidrojām, mūsu piemērā sērskābe tiek izmantota 40 procentu koncentrācijā. Šādas akumulatora katods ir izgatavots no svina dioksīda, un anods ir izgatavots no tīra svina. Tas viss notiek tāpēc, ka uz šiem diviem elektrodiem notiek dažādas atgriezeniskas reakcijas, kurās piedalās joni, kuros skābe ir sadalījusies:
- PbO2 + SO42-+ 4H+ + 2e-=PbSO4 + 2H2O(reakcija notiek pie negatīvā elektroda – katoda).
- Pb + SO42- - 2e-=PbSO 4 (Reakcija pie pozitīvā elektroda – anoda).
Ja lasām reakcijas no kreisās puses uz labo - iegūstam procesus, kas notiek, kad akumulators ir izlādējies, un ja no labās puses uz kreiso - lādējot. Katrā ķīmiskās strāvas avotā šīs reakcijas ir atšķirīgas, taču to rašanās mehānisms parasti tiek aprakstīts vienādi: notiek divi procesi, no kuriem vienā tiek "absorbēti" elektroni, bet otrā, gluži pretēji, tie " atstāt". Vissvarīgākais ir tas, ka absorbēto elektronu skaits ir vienāds ar emitēto elektronu skaitu.
Patiesībā papildus baterijām šīm vielām ir daudz pielietojumu. Kopumā elektrolīti, kuru piemērus mēs esam snieguši, ir tikai grauds no dažādām vielām, kas ir apvienotas ar šo terminu. Viņi mūs ieskauj visur, visur. Ņemiet, piemēram, cilvēka ķermeni. Vai jūs domājat, ka šīs vielas tur nav? Jūs ļoti maldāties. Tie mūsos ir visur, un lielākais daudzums ir asins elektrolīti. Tajos ietilpst, piemēram, dzelzs joni, kas ir daļa no hemoglobīna un palīdz transportēt skābekli uz mūsu ķermeņa audiem. Asins elektrolītiem ir arī galvenā loma ūdens un sāls līdzsvara un sirds darbības regulēšanā. Šo funkciju veic kālija un nātrija joni (šūnās pat notiek process, ko sauc par kālija-nātrija sūkni).
Jebkura viela, ko varat izšķīdināt kaut nedaudz, ir elektrolīti. Un nav tādas nozares un mūsu dzīves ar jums, kurneatkarīgi no tā, ko tie piemēro. Tas attiecas ne tikai uz akumulatoriem automašīnās un akumulatoriem. Tā ir jebkura ķīmiskā un pārtikas ražošana, militārās rūpnīcas, apģērbu rūpnīcas un tā tālāk.
Starp citu, elektrolīta sastāvs ir atšķirīgs. Tātad ir iespējams atšķirt skābo un sārmaino elektrolītu. Tie būtiski atšķiras pēc to īpašībām: kā jau teicām, skābes ir protonu donori, un sārmi ir akceptori. Bet laika gaitā mainās elektrolīta sastāvs, jo tiek zaudēta daļa vielas, koncentrācija vai nu samazinās, vai palielinās (viss atkarīgs no tā, kas tiek zaudēts, ūdens vai elektrolīts).
Mēs ar tiem sastopamies katru dienu, taču tikai daži cilvēki precīzi zina tāda termina kā elektrolīti definīciju. Mēs esam apskatījuši konkrētu vielu piemērus, tāpēc pāriesim pie nedaudz sarežģītākiem jēdzieniem.
Elektrolītu fizikālās īpašības
Tagad par fiziku. Vissvarīgākais, kas jāsaprot, pētot šo tēmu, ir tas, kā strāva tiek pārnesta elektrolītos. Joniem šajā ziņā ir izšķiroša loma. Šīs uzlādētās daļiņas var pārnest lādiņu no vienas šķīduma daļas uz otru. Tātad anjoni vienmēr tiecas uz pozitīvo elektrodu, bet katjoni - uz negatīvo. Tādējādi, iedarbojoties uz risinājumu ar elektrisko strāvu, mēs atdalām lādiņus dažādās sistēmas pusēs.
Ļoti interesants ir tāds fizikāls raksturlielums kā blīvums. Daudzas mūsu apspriesto savienojumu īpašības ir atkarīgas no tā. Un bieži parādās jautājums: "Kā palielināt elektrolīta blīvumu?" Patiesībā atbilde ir vienkārša: jums ir jāsamazina satursūdens šķīdumā. Tā kā elektrolīta blīvumu lielā mērā nosaka sērskābes blīvums, tas lielā mērā ir atkarīgs no pēdējās koncentrācijas. Ir divi veidi, kā īstenot plānu. Pirmais ir pavisam vienkāršs: uzvāra akumulatorā esošo elektrolītu. Lai to izdarītu, tas jāuzlādē tā, lai temperatūra iekšpusē paceltos nedaudz virs simts grādiem pēc Celsija. Ja šī metode nepalīdz, neuztraucieties, ir vēl viena: vienkārši nomainiet veco elektrolītu ar jaunu. Lai to izdarītu, noteciniet veco šķīdumu, no iekšpuses notīriet sērskābes atlikumus ar destilētu ūdeni un pēc tam ielejiet jaunu porciju. Parasti augstas kvalitātes elektrolītu šķīdumiem uzreiz ir vēlamā koncentrācija. Pēc nomaiņas uz ilgu laiku varat aizmirst par to, kā palielināt elektrolīta blīvumu.
Elektrolīta sastāvs lielā mērā nosaka tā īpašības. Tādas īpašības kā elektriskā vadītspēja un blīvums, piemēram, ir ļoti atkarīgas no izšķīdušās vielas rakstura un tās koncentrācijas. Atsevišķs jautājums ir par to, cik daudz elektrolīta var būt akumulatorā. Faktiski tā apjoms ir tieši saistīts ar produkta deklarēto jaudu. Jo vairāk sērskābes ir akumulatorā, jo tas ir jaudīgāks, t.i., jo lielāku spriegumu tas var radīt.
Kur tas noder?
Ja esi auto entuziasts vai vienkārši aizraujas ar automašīnām, tad tu pats visu saproti. Protams, jūs pat zināt, kā tagad noteikt, cik daudz elektrolīta ir akumulatorā. Un, ja esi tālu no mašīnām, tad zināšanasŠo vielu īpašības, pielietojums un to savstarpējā mijiedarbība nepavisam nebūs liekas. To zinot, jūs nezaudēsit, ja jums lūgs pateikt, kurš elektrolīts ir akumulatorā. Lai gan pat tad, ja neesi auto entuziasts, bet tev ir auto, tad akumulatora ierīces pārzināšana nemaz nebūs lieka un palīdzēs remontā. Daudz vienkāršāk un lētāk būs visu izdarīt pašam nekā doties uz autocentru.
Un, lai labāk apgūtu šo tēmu, iesakām izlasīt ķīmijas mācību grāmatu skolām un augstskolām. Ja jūs labi pārzināt šo zinātni un esat lasījis pietiekami daudz mācību grāmatu, vislabākais variants būtu Varipajeva "Ķīmiskās strāvas avoti". Tajā ir sīki izklāstīta visa akumulatoru, dažādu akumulatoru un ūdeņraža elementu darbības teorija.
Secinājums
Esam nonākuši pie beigām. Apkoposim. Iepriekš mēs esam analizējuši 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 kuriem mūsu ķermenis un visas rūpniecības nozares nevarētu pastāvēt. Vai atceries asins elektrolītus? Pateicoties viņiem, mēs dzīvojam. Kā ar mūsu automašīnām? Ar šīm zināšanām mēs varēsim novērst jebkuru ar akumulatoru saistītu problēmu, jo tagad mēs saprotam, kā palielināt elektrolīta blīvumu tajā.
Visu izstāstīt nav iespējams, un mēs tādu mērķi neizvirzījām. Galu galā tas vēl nav viss, ko var teikt par šīm pārsteidzošajām vielām.
