Таким чином, розчинність електроліту зменшується від введення в розчин однойменних
іонів. Винятком є ті випадки, коли відбувається зв'язування одного з пасажирів розчині іонів з вводяться іонами в більш складні (комплексні) іони.
На підставі розглянутих прикладів можна зробити загальний висновок.
Обов'язковою умовою перебігу реакцій між електролітами є видалення з розчину тих чи інших іонів - наприклад, внаслідок утворення слабо диссоциирующих речовин, або речовин, що виділяються з розчину у вигляді осаду чи газу. Інакше кажучи, реакції в розчинах електролітів завжди йдуть у бік утворення найменш дисоційованому чи найменш розчинних речовин.
З цього, зокрема, випливає, що сильні кислоти витісняють слабкі із розчинів їх солей. Наприклад, при взаємодії ацетату натрію з соляною кислотою реакція практично без остачі протікає з утворенням оцтової кислоти
CH 3 COONa +
НС1 =
СН 3 СООН +
NaCl або в іонно-молекулярній формі:
СН 3 СОО - +
H + =
СН 3 СООН Аналогічно протікають реакції між сильними основами і солями слабких підстав. Наприклад, при дії гідроксиду натрію на сульфат заліза (П) виділяється гідроксид заліза (II)
FeSO 4 + 2
NaOH =
Na 2 SO 4 +
Fe (OH) 2 ↓
або в іонно-молекулярній формі:
Fe 2 + + 2
OH - =
Fe (OH) 2 ↓
Остання реакція є прикладом освіти не тільки слабкого, але і малорозчинної електроліту.
З розглянутої точки зору стає зрозумілим відмінність між реакціями нейтралізації сильної кислоти сильною основою і випадками нейтралізації, коли хоча б одна з вихідних речовин - слабкий електроліт. При нейтралізації сильної кислоти сильною основою в розчині утворюється лише один слабкий електроліт - вода. При цьому рівновагу
Н + + OH - ↔
Н 2 О сильно зміщений вправо і реакція в цьому випадку доходить практично до кінця. При нейтралізації ж слабкої кислоти або слабкої основи у розчині існують, принаймні, два слабкі електроліту - вода і слабка кислота або слабка основа. Наприклад, при нейтралізації оцтової кислоти сильною основою в розчині встановлюються два рівноваги:
Н + + СН 3 СОО - ↔
СН 3 СООН Н + + ОН - ↔
Н 2 О Іон водню може, таким чином, зв'язатися в молекулу оцтової кислоти або в молекулу води.
Іони
СН 3 СОО - і
ОН - як би "конкурують" один з одним у зв'язуванні іона водню.
Тому в даному випадку реакція нейтралізації доходить не до кінця, а до стану рівноваги:
СН 3 СООН +
OH - ↔
СН 3 СОО - +
Н 2 О Проте ця рівновага сильно зміщений вправо, оскільки вода - значно більш слабкий електроліт, ніж оцтова кислота, так що зв'язування іонів
Н + в молекули води відбувається повніше, ніж у молекули оцтової кислоти.
При нейтралізації слабкої основи - гідроксиду амонію - сильною кислотою в розчині теж встановлюються два рівноваги:
NH 4 + + OH - ↔
NH 4 OH, H + + OH - ↔
Н 2 О Тут конкурують іони
NH 4 + і
H +, що зв'язують гідроксид-іони в недиссоциированной молекули. В результаті і ця реакція доходить не до кінця, а до стану рівноваги:
H + + NH 4 OH ↔
NH 4 + + Н 2 О Але оскільки вода - значно більш слабкий електроліт, ніж
NH 4 OH, рівновагу сильно зміщений вправо. Подібні процеси відбуваються і при реакціях, в ході яких малорастворимое речовина перетворюється в розчинний, але дисоціюють слабко продукт. До таких реакцій відноситься, наприклад, розчинення сульфідів деяких металів в соляній кислоті. Так, взаємодія сульфіду марганцю з соляною кислотою виражається рівнянням
MnS (до) + 2
НС l =
MnCl 2 +
H 2 S або
MnS (до) + 2
Н + =
Mn 2 + + H 2 S Присутність в числі вихідних речовин малорозчинної електроліту
(MnS), при утворенні якого зв'язуються іони
S 2 -, обумовлює протікання реакції вліво. З іншого боку, при утворенні слабкого електроліту
(H 2 S) також зв'язуються іони
S 2 -, що сприяє протіканню реакції вправо. Таким чином, іони
S 2 - беруть участь у двох конкуруючих процесах, що призводять до встановлення двох рівноваг:
S 2 - +
Mn 2 + ↔
MnS (к)
і
S 2 - + 2
Н + ↔
H 2 S Напрямок розглянутої реакції залежить від того, яке з двох речовин -
H 2 S чи
MnS - більшою мірою зв'язує іони
S 2 -. Сумарна константа дисоціації сірководню
К =
К 1 К 2 =
6
∙ 10
-22; твір ж розчинності
MnS рівно 2.5
∙ 10
-10. Звідси ясно, що зв'язування іонів
S 2 - в молекули сірководню відбувається повніше, ніж у
MnS. Тому розглянута реакція протікає вправо - сульфід марганцю розчиняється в соляній кислоті.
Аналогічні два рівноваги встановлюються в системі
соляна кислота - сульфід міді (II). Але твір розчинності
CuS дуже мало, воно дорівнює 6
∙ 10
-36. Тому зв'язування іонів
S 2 - у
CuS відбувається повніше, ніж у молекули сірководню, і рівновагу в системі
CuS (до) + 2
HC1 ↔
CuCl 2 +
Н 2 S зміщене вліво; сульфід міді (II) розчиняється в соляній кислоті.
Розглянуті закономірності дозволяють зрозуміти поведінку амфотерних гідроксидів. Так, рівновагу між осадом гідроксиду цинку і розчином порушується при додаванні як кислоти, так і луги. У цьому випадку рівновагу можна записати у формі:
2
Н + + ZnO 2 2 - ↔
Zn (OH) 2 ↔
Zn 2 + + 2
OH - розчин
↕
Zn (OH) 2 осад
При додаванні до гідроксиду цинку кислоти зростає концентрація іонів водню. Твір
[Н +] [ОН -] стає більше іонного добутку води - йде процес утворення молекул
Н 2 О з іонів; при цьому порушується рівновага і в системі
Zn (OH) 2. Згідно з принципом Ле Шательє, внаслідок зростання концентрації іонів
Н + і
витрати іонів
ОН -, дисоціація
Zn (OH) 2 за типом кислоти пригнічується, а за типом підстави посилюється. У результаті осад
Zn (OH) 2 розчиняється і утворюється сіль, в якій
цинк є катіоном. Наприклад, у разі соляної кислоти
піде реакція:
Zn (OH) 2 + 2
HC1 =
ZnС l 2 +
H 2 O При додаванні до гідроксиду цинку лугу зростає концентрація іонів
ОН -: в цьому випадку процес йде у напрямі зв'язування іонів водню.
Рівновага в системі порушується, але тепер переважає дисоціація
Zn (OH) 2 за типом кислоти.
У результаті осад
Zn (OH) 2 розчиняється і утворюється сіль, в якій цинк входить до складу аніону. Наприклад, при додаванні NaOH йде реакція:
Zn (OH) 2 + 2
NaOH =
Na 2 ZnО 2 +
2 H 2 O В обох випадках процес можливий і протікає тому, що зв'язування іонів
Н + і
ОН - в молекули води відбувається в більшій мірі, ніж у молекули
Zn (OH) 2. 2.10 Гідроліз солей
Гідролізом називається взаємодія речовини з водою, при якому складові частини речовини з'єднуються зі складовими частинами
води. Прикладом гідролізу може служити взаємодія хлориду
фосфору (III)
РС1 3 з водою. У результаті цієї реакції утворюються фосфориста кислота
Н 3 РО 3 і соляна кислота:
РС1 3 + З
Н 2 О =
Н 3 РО 3 +
ЗНС1 Гідролізу схильні з'єднання різних класів. Ми розглянемо один з найважливіших його випадків - гідроліз солей.
У разі реакцій нейтралізації, в яких беруть участь слабкі кислоти і підстави, реакції протікають не до кінця. Значить при цьому в тій чи іншій мірі протікає і зворотна реакція (взаємодія солі з водою), яка призводить до утворення кислоти і основи. Це і є гідроліз солі.
У реакції гідролізу вступають солі, утворені слабкою кислотою і слабкою основою, або слабкою кислотою і сильною основою, або слабкою основою і сильною кислотою. Солі, утворені сильною кислотою і сильною основою, гідролізу не піддаються; нейтралізація в цьому випадку зводиться до процесу
Н + + ОН - =
Н 2 О а зворотна реакція - дисоціація молекули води на іони - протікає в мізерно малою мірою.
Розглянемо гідроліз солі, утвореної одноосновної кислотою і одновалентних металів. Як приклад візьмемо ацетат натрію - сіль слабкої кислоти і сильної основи. Рівняння гідролізу цієї солі має вигляд
CH 3 COONa +
Н 2 О ↔
СН 3 СООН +
NaOH або
CH 3 COO - +
Н 2 О ↔
СН 3 СООН +
ОН - Рівняння показує, що в даному випадку гідролізу піддається аніон солі і що реакція супроводжується утворенням іонів
ОН -. Але оскільки іонний добуток води
[Н +] [ОН -] - величина постійна, то при накопиченні іонів
ОН - концентрація іонів водню зменшується. Отже, розчини солей, утворених слабкою кислотою і сильною основою, мають лужну реакцію.
Аналогічно у разі солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою, гідролізу піддається катіон солі і реакція супроводжується утворенням іонів
Н +, наприклад
NH 4 C1 +
Н 2 О ↔
NH 4 OH +
НС1 або
NH 4 + + Н 2 О ↔
NH 4 OH +
Н + Накопичення іонів
Н + призводить до зменшення концентрації іонів
ОН +. Таким чином, розчини солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою, мають кислу реакцію.
У розглянутих випадках гідролізу піддається не вся кількість знаходиться в розчині солі, а лише її частина. Інакше кажучи, в розчині встановлюється рівновага між сіллю і утворюють її кислотою і підставою. Частка речовини, що піддається гідролізу, - ступінь гідролізу - залежить від константи цієї рівноваги, а також від температури і від концентрації солі.
Запишемо рівняння гідролізу в загальному вигляді. Нехай НА - кислота, МОН - підстава, МА - освічена ними сіль. Тоді рівняння гідролізу буде мати вигляд:
МА + Н
2 О ↔ НА + МОН
Цьому рівноваги відповідає константа:
К = [НА] [МОН]
[МА] [Н
2 О]
Концентрація води в розведених розчинах являє собою практично постійну величину. Позначаючи
К [Н
2 О] =
К г отримаємо:
К = [НА] [МОН]
[МА]
Величина
До р називається константою гідролізу солі. Її значення характеризує здатність даної солі піддаватися гідролізу; чим більше
До г, тим більшою мірою (при однакових температурі і концентрації солі) протікає гідроліз.
Для випадку солі, утвореної слабкою кислотою і сильною основою, константа гідролізу пов'язана з константою дисоціації кислоти
До кисл залежністю:
До р =
К Н2О До кисл Це рівняння показує, що
К р
тим більше, чим менше До
кисл. Іншими словами, чим слабкіше кислота, тим більшою мірою піддаються гідролізу її солі.
Для солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою, аналогічне співвідношення пов'язує константу гідролізу константою дисоціації підстави
K осн: До р =
К Н2О До осн Тому, чим слабкіше підставу, тим більшою мірою піддаються гідролізу утворені їм
солі. Для солей, утворених слабкою кислотою і слабкою основою, константа гідролізу пов'язана з константами дисоціації кислоти і підстави наступним співвідношенням:
До р =
К Н2О До кисл До осн Ступінь гідролізу визначається природою солі, її концентрацією і температурою.
Природа солі проявляється у величині константи гідролізу. Залежність від концентрації виражається в тому, що з розведенням розчину ступінь гідролізу збільшується. Справді, нехай ми маємо, наприклад, розчин ціаніду калію. У ньому встановлюється рівновага
КС N +
Н 2 О ↔
HCN +
KOH якому відповідає константа
До р =
[НС N] [KOH] [KCN] Розбавимо розчин в 10 разів. У перший момент концентрації всіх речовин -
KCN, HCN і
КОН - зменшуються в 10 разів. Внаслідок цього чисельник правої частини рівняння константи гідролізу зменшиться в 100 разів, а знаменник тільки в 10 разів. Але константа гідролізу, як будь-яка константа рівноваги, не залежить від концентрацій речовин. Тому рівновага в розчині порушиться. Для того щоб воно знову
встановилося, чисельник дробу повинен зрости, а знаменник - зменшитися, тобто деяка кількість солі має додатково гидролизоваться. У результаті цього концентрації
HCN і
КОН зростуть, а концентрація
KCN - зменшиться. Таким чином, ступінь гідролізу солі збільшиться.
Вплив температури на ступінь гідролізу випливає з принципу Ле Шательє. Всі реакції нейтралізації протікають з виділенням теплоти, а гідроліз з поглинанням теплоти. Оскільки
вихід ендотермічних реакцій зі зростанням температури збільшується, то і ступінь гідролізу зростає з підвищенням температури.
Зі сказаного ясно, що для послаблення гідролізу розчини слід зберігати концентрованими і при низьких температурах. Крім того, придушення гідролізу сприяє підкислення (у разі солей, утворених сильною кислотою і, слабкою основою) або подщелачивание (для солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою) розчину.
Розглянемо тепер гідроліз солей, утворених слабкою багатоосновної кислотою або слабким підставою багатовалентними металу. Гідроліз таких солей протікає східчасто. Так, перший ступінь гідролізу карбонату натрію протікає відповідно до рівняння
Na 2 CO 3 +
H 2 O ↔
NaHCO 3 +
NaOH або в іонно-молекулярній формі:
CO 3 2 - +
H 2 O ↔
HCO 3 - +
OH + Новоутворена кисла сіль у свою чергу піддається гідролізу (другий ступінь гідролізу)
NaН CO 3 +
H 2 O ↔
H 2 CO 3 +
NaOH або
Н CO 3 - +
H 2 O ↔
H 2 CO 3 +
OH - Як видно, при гідролізі по першій ступені утворюється іон
Н CO 3 -, дисоціація якого характеризується другий константою дисоціації вугільної кислоти, а при гідролізі по другому щаблі утворюється вугільна кислота, дисоціацію якої характеризує перший константа її дисоціації. Тому константа гідролізу по першій ступені
До г, 1, пов'язана з другою константою дисоціації кислоти, а константа гідролізу по другому щаблі
До г, 2 - з першої константою дисоціації кислоти. Цей зв'язок виражається співвідношеннями:
До р =
К Н2О До 2, кисл До р =
К Н2О К -1, кисл Оскільки перша константа дисоціації кислоти завжди більше другий, то константа гідролізу по першій ступені завжди більше, ніж константа гідролізу по другому щаблі:
До г, 1> До г, 1 З цієї причини гідроліз по першій ступені завжди протікає в більшій мірі, ніж по другій. Крім того, іони, які утворюються при гідролізі по першій ступені (у розглянутому прикладі - іони
ОН -), сприяють зсуву рівноваги другого ступеня вліво, тобто також пригнічують гідроліз по другому щаблі.
Аналогічно проходить гідроліз солей, утворених слабкий підставою багатовалентними металу. Наприклад, гідроліз хлориду міді (II) протікає по першій ступені з утворенням хлориду гідроксомеді
З uCl 2 +
H 2 O ↔
CuOHCl +
HCl або в іонно-молекулярній формі:
Cu 2 + + H 2 O ↔
CuOH + + H + Гідроліз по другому щаблі відбувається в мізерно малою мірою:
CuОН + + H 2 O ↔
Cu (OH) 2 +
H + Протонна теорія кислот і підстав розглядає гідроліз як окремий
випадок кислотно-лужної рівноваги: протон переходить від молекули води до даного іону або від даного іона до молекули води. Наприклад, гідроліз амонію можна виразити рівнянням:
NH 4 + + H 2 O ↔
H 3 O + + NH 3
3. Застосування електролітів
Електроліти грають важливу роль в науці і техніці. Вони беруть участь в електрохімічних та багатьох біологічних процесах, є середовищем для органічного та неорганічного синтезу та електрохімічного виробництва.
Пристрої з твердими оксидними електролітами. Головне призначення твердих оксидних електролітів бачилося в створенні паливних елементів - хімічних джерел струму, в яких енергія газу безпосередньо перетворюється в
електричну.
Паливні елементи - близькі
родичі гальванічних елементів. Але ті служать, поки в їх електроліті і електродах є активні речовини, а
паливні елементи можуть працювати як завгодно довго, поки до них підводиться пальне. Систематичні дослідження твердих оксидних електролітів почалися в Німеччині на початку 50-х років, а з кінця 50-х розгорнулися в
СРСР, США і Канаді. У нашій країні ці
роботи з самого початку вів Інститут хімії Уральського філіалу АН СРСР (Свердловськ, нині Єкатеринбург), і
школа високотемпературної електрохімії твердих електролітів, створена на Уралі, стала унікальною за широтою охоплення проблеми і глибині її вивчення.
Конструкцій, в основі яких лежать тверді оксидні електроліти, запатентовано дуже багато, але принцип їх дії однаковий і досить простий. Це пробірка з парою електродів на стінці, зовні і всередині. Вона поміщена в нагрівач; всередину пробірки і в
простір, її оточує, можна підводити газ. Подивимося, які
функції можуть виконувати такі пристрої.
Потенціометричні датчики складу газу. Напевно, вони найбільш прості. Електроди в різних газах набувають різні потенціали. Якщо, скажімо, всередині пробірки знаходиться чистий кисень, а зовні - газ з невідомою його концентрацією, то по різниці потенціалів електродів можна цю концентрацію визначити.
Потенціометричні датчики дозволяють визначати
склад і більш складних газових сумішей, що містять вуглекислий і чадний гази, водень і водяний пар. Якщо стерженек з твердого електроліту з електродами на торцях нагрітий нерівномірно, він почне втрачати кисень і між електродами виникне різниця потенціалів. За її величиною можна визначити, наприклад, склад вихлопних газів автомобільного двигуна. На Заході, де вимоги до чистоти вихлопних газів дуже суворі, такі датчики випускаються мільйонами. У нас же на такі "дрібниці" поки не звертають уваги.
Кисневі датчики поки єдині пристрої з твердими оксидними електролітами, що
знайшли практичне застосування.
Кисневі насоси. Нехай у зовнішній простір пробірки подається повітря або газ, що містить кисень. Якщо зовнішній електрод став анодом, а внутрішній - катодом, то з газу в пробірку піде чистий кисень. Подібні пристрої - кисневі насоси - можуть знайти застосування там, де споживання кисню невелика або потрібно його висока чистота.
У медицині, наприклад, використовується і чистий кисень, і повітря зі зниженим вмістом кисню - так звана "гіпоксична суміш", або "гірське повітря". Електрохімічні насоси поряд з мембранними оксигенатора дозволять вирішити масу проблем, особливо в медичних установах, віддалених від промислових центрів. В атмосфері з пониженим вмістом кисню значно довше зберігаються продукти
харчування, і пристрої з кисневими насосами можуть стати економічніше звичних холодильників.
Електролізери. Тепер до зовнішнього електрода - катода - підводять водяна пара або вуглекислий газ. На катоді буде відбуватися розкладання пари або вуглекислого газу, а на аноді в обох випадках виділяється кисень. Унікальна здатність цього високотемпературного
електролізера одночасно
розкладати водяна пара і вуглекислий газ дозволяє створити систему життєзабезпечення, скажімо, на космічних об'єктах.
Теплоелектрогенератори.
Людина зробила перший крок до незалежності від природи, навчившись зберігати
вогонь, справді універсальний джерело енергії. Багаття давав тепло і
світло, на ньому готували їжу, він витрачав рівно стільки палива, скільки було необхідно. Багаття
тисячоліттями залишався головною
енергетичною установкою людини, і не дивно, що ми відчуваємо якусь ностальгію за вогнища з палаючими дровами.
Ще наприкінці минулого століття світло давали свічки і гасові лампи, а тепло - печі. Лише трохи більше ста років тому на людину почало працювати електрику, яке могло давати світло, тепло, механічну роботу. Один час здавалося, що досить підвести до оселі лише електричну енергію, а вже там перетворювати її у що завгодно. Але сказала своє
слово економіка: ккд електростанції менше 40%, втрати при передачі і зворотному перетворенні електрики в інші види енергії теж значні. Ясно, що там, де потрібно тільки тепло, його доцільно отримувати прямо з палива. І не випадково сьогодні обговорюється проста ідея: повернути "вогнище" в
будинок у вигляді електрохімічного генератора з паливним елементом, що перетворює енергію палива в електрику і тепло.
Паливні елементи. Нехай до зовнішніх стінок пробірки подається водень, а всередину її - кисень. Між електродами виникне напруга близько вольта, за що сполучає їх ланцюга потече струм, і на електродах підуть реакції, зворотні тим, що проходять в електролізері. Зовнішній електрод стане анодом, внутрішній - катодом, а пристрій перетвориться на джерело струму - твердооксидних паливний елемент.
Одне і те ж пристрій може служити і паливним елементом, і
електролізером, дозволяючи акумулювати електричну енергію. У період низького її споживання незатребувана потужність електростанцій використовується для
отримання водню. У піку споживання
електролізер починає працювати як паливний елемент, виробляючи електрику з водню.
Перетворити вугілля, нафту, різні гази і спирти (які, наприклад, в Бразилії використовують як пальне для автомобілів). Елемент послужить основою електрохімічного генератора, здатного істотно змінити концепцію постачання житла енергією. Найбільш простий у технічному відношенні генератор на природному газі - метані або пропан.
Як показують дослідження, його електричний ККД досягає 70%. Інші 30% енергії палива виділяються у вигляді тепла, яке можна використовувати в парових турбінах. Ккд такої комбінованої установки може перевищити 80% - настільки високої ефективності немає ні в одного генератора.
Вісім років тому в Інституті високотемпературної електрохімії Уральського відділення РАН був виготовлений демонстраційний генератор на метані потужністю один кіловат. Але до практичної реалізації справа ніяк не дійде. Дослідно-конструкторські роботи, які вже починалися, до кінця так і не доведені. Завдання дуже складна, її необхідно вирішувати в рамках національної програми, спроби розробити яку виявилися поки безуспішними.
Електроліт лужної натрієво-літієвий широко застосовується в автомобільній і гірничо-видобувної промисловості. Головне призначення цього електроліту - заповнення різних лужних акумуляторів. Його використовують для наповнення акумуляторів електричних навантажувачів та спеціальних шахтних електровозів.
Електроліт кислотний застосовується для заливання в
свинцеві акумулятори легкового та вантажного автотранспорту.
Для приготування електроліту у ванну, футерованную свинцем, наливають плавиковую кислоту
HF і в неї додають
борну кислоту
Н 3 ВО 3. Отриману борфтористоводородной кислоту
HBF 4 фільтрують і, розчиняють у ній вуглекислий кадмій. Для отримання блискучого покриття застосовують електроліт такого складу, г / л. Покриття виробляють при катодній густини струму 9-10 А/дм2 і температурі 50 ° С.
При кадміювання деталей складної
геометричної форми застосовують амміакатние електроліти, розсіююча здатність яких вище, ніж кислих. Найчастіше застосовується електроліт такого складу, г / л.
Покриття проводять при катодній густини струму 0,5 - 1,0 А/дм2,
рН = 6,9 і температурі ванни 20-25 ° С. Цей електроліт має гарну буферною ємністю і не вимагає частих коригувань.
З введенням декстрину поліпшується структура поверхні і підвищується катодна поляризація. Введення флюоресціна сприяє отриманню мелкокристаллической структури.
Ціанисті електроліти дозволяють одержувати покриття дуже високої якості, проте в силу високої токсичності компонентів і необхідності застосовувати дорогі та складні очисні споруди для
очищення зворотних вод ці електроліти на світлотехнічних заводах не застосовують.
Інші електроліти, такі, як фенолсульфатние і етилендіамінового, не набули широкого застосування, так як
робота з ними малопродуктивною.
Пасивування кадмієвих покриттів проводять значно рідше, ніж цинкові.
При пасивування деталі занурюють на 5-10 с в розчин, після чого їх виймають і ретельно промивають у проточній воді, сушать деталі в потоці теплого повітря.
Висновок
Отже, підіб'ємо підсумки: Електролітами називають речовини, розчини та
сплави яких з іншими речовинами електролітично проводять гальванічний струм. Ознакою електролітичної провідності на відміну від металевої повинна рахувати можливість спостерігати хімічне розкладання даної речовини при більш-менш тривалому проходженні струму. У хімічно чистому стані електроліти звичайно мають мізерно малої електропровідністю.
Термін електроліт введений у науку Фарадеєм. К.Е. До електролітів до самого останнього часу відносили типові солі, кислоти і луги, а також воду. Дослідження неводних розчинів, а також дослідження при дуже високих температурах значно розширили цю область.
І.А. Каблуків, Каді, Карара, П.І. Вальден і ін показали, що не тільки водні та спиртові розчини помітно проводять струм, але також розчини в цілому ряді інших речовин, як наприклад, в рідкому аміаку, рідкому сірчистому ангідриді і т.п. Знайдено також, що багато речовин та суміші їх, чудові ізолятори при звичайній температурі як наприклад, безводні окисли металів (окис кальцію, магнію та ін), при підвищенні температури стають електролітичними провідниками. Відома лампа розжарювання Нернста, принцип якої був відкритий геніальним Яблочкова, представляє чудову ілюстрацію цих фактів. Суміш окислів - "тельця для розжарювання" в лампі Нернста, не проводить при звичайній температурі при 700 ° робиться чудовим і притому зберігає твердий стан електролітичним провідником.
І наостанок вважаю за потрібне сказати про визначення електролітів, даному
маститим Гитторф п'ятдесят років тому: "Електроліти - це солі". Цим визначенням Гитторф частиною передбачив сучасну теорію електролітичної дисоціації, вказавши на те, що типове властивість солей, яке ми тепер визначаємо, як здатність до електролітичної дисоціації, має бути ознакою будь-якого електроліту.
Список використаної літератури
1. Вікіпедія.
2. Глінка Н.Л. Завдання і вправи з загальної хімії. Навчальний посібник для вузів. / Під ред.В.А. Рабиновича і Х.М. Рубіної. - 21-е вид.,
Стереотипне - Л.:
Хімія, 1981.
3. Глінка Н.Л. Загальна
хімія: Навчальний посібник для вузів. - 22-е видання., Испр. / Под ред. Рабиновича В.А. - Л.: Хімія, 1982.
4. Глінка Н.Л. Загальна хімія:
Підручник для нехімічних вузів. - М.: Хімія, 1988.
5. Журнал "Наука і життя" № 2, 1999 р.
6. Лавріенко В.М., В.П. Ратніков, В.Ф. Голуб та ін
Концепції сучасного природознавства:
Підручник для вузів. / Под ред. проф.В.Н. Лавріенко, проф. В.П. Ратникова. - М.:
Культура і
спорт, ЮНИТИ, 1977.
7. Ландсберг Г.С. Елементарний підручник фізики: Навчальний посібник. У 3-х т. / За ред. Г.С. Ландсберга. Т. II.
Електрика і магнетизм. - 10-е изд., Перераб. - М.: Наука. Головна
редакція фізико-математичної літератури, 1985.
8. Електрохімія розплавлених сольових і твердих електролітів. Термодинаміка сольових і окисних систем. Свердловськ, 1969р.