Введення
Водні розчини солей, кислот і підстав мають якусь особливістю - вони проводять електричний струм. При цьому безводні тверді солі та основи, а також безводні кислоти струму не проводять; майже не проводить струму і чиста вода. Очевидно, що при розчиненні у воді подібні речовини піддаються якимось глибоким змінам, які і обумовлюють електропровідність одержуваних розчинів.
Наприклад, при проходженні струму через розчин сірчаної кислоти, відбувається розкладання води на складові частини - водень і кисень, що виділяються на пластинах, з'єднаних відповідно з негативним і позитивним полюсами батареї. Такого роду розчини, що розкладаються хімічно при проходженні через них струму, будемо називати електролітами, а сам процес розкладання речовини електричним струмом - електроліз.
1. Визначення електролітів
Можна сказати, що електроліти - це речовини, в яких у помітною концентрації присутні іони, що зумовлюють проходження електричного струму (іонну провідність). Електроліти також мають назву провідників другого роду.
У вузькому сенсі слова електроліти - речовини, молекули яких в розчині, внаслідок електролітичної дисоціації, розпадаються на іони. Серед електролітів розрізняють тверді, розчини електролітів і іонні розплави. Розчини електролітів часто також називають електроліти. Залежно від виду розчинника електроліти діляться на водні і неводні електроліти. До особливого класу належать високомолекулярні електроліти - поліелектроліти.
У відповідності з природою іонів, що утворюються при електролітичної дисоціації водних розчинів, виділяють сольові електроліти (у них відсутні іони Н + і ОН -), кислоти (переважають іони Н +) та підстави (переважають іони ОН -). Якщо при дисоціації молекул електролітів число катіонів збігається з числом аніонів, то такі електроліти називають симетричними (1,1-валентними, наприклад, КС l, 2,2-валентними, наприклад, CaSO 4, і т.д.). В іншому випадку електроліти називають несиметричними (1,2-валентні електроліти, напр. H 2 SO 4, 3,1-валентні, наприклад, А1 (ОН) 3, і т.д.). Залежно від здатності до електролітичної дисоціації електроліти умовно поділяють на сильні і слабкі. Слабкі електроліти характеризуються, перш за все, константою та ступенем дисоціації, а сильні активністю іонів.
1.1 Слабкі електроліти. Константа та ступінь дисоціації
Молекули слабких електролітів лише частково дисоційований на іони, які знаходяться в динамічній рівновазі з недіссоціірующімі молекулами. До слабких електролітів відносяться багато органічні кислоти і підстави у водних і неводних розчинниках. Ступінь дисоціації залежить від природи розчинника, концентрації розчину, температури та інших факторів (<1). Один і той же електроліт при однаковій концентрації, але в різних розчинниках утворює розчини з різним ступенем дисоціації.
У розчинах слабких електролітів встановлюється рівновагу між недіссоціірованних молекулами і продуктами їх дисоціації - іонами. Наприклад, у водному розчині оцтової кислоти встановлюється рівновага
СНзСООН Н + + СН 3 СОО -
Константа якого (константа дисоціації) пов'язана з концентраціями відповідних часток співвідношенням:
К = [н +] [СН 3 соо -]
[СН 3 соо]
Ступенем дисоціації а електроліту називається частка його молекул, що зазнали дисоціації, тобто відношення числа молекул, що розпалися у цьому розчині на іони, до загальної кількості молекул електроліту в розчині.
У разі електроліту MX, дисоціюють на іони М + і Х-, константа і ступінь дисоціації пов'язані співвідношенням (закон розведення Оствальда)
К = а 2 С / 1 - а
де С - молярна концентрація електроліту, моль / л.
Якщо ступінь дисоціації значно менше одиниці, то при наближених обчисленнях можна прийняти, що 1 - а 1. Тоді вираз закону розбавлення спрощується:
К = а 2 С
Звідси
Останнє співвідношення показує, що при розведенні розчину (тобто при зменшенні концентрації електроліту С) ступінь дисоціації електроліту зростає.
Якщо в розчині електроліту MX ступінь його дисоціації дорівнює а, то концентрації іонів М + і Х-в розчині однакові і складають:
[М +] = [Х -] = АС
Підставивши сюди значення а з попереднього співвідношення, знаходимо:
[М +] = [Х -] = С =
Для розрахунків, пов'язаних з дисоціацією кислот, часто зручно користуватися не константою К, а так званим показником константи дисоціації рК, який визначається співвідношенням
рК = - lg До
Очевидно, що зі зростанням К, тобто зі збільшенням сили кислоти, значення рК зменшується, отже, чим більше рК, тим слабше кислота.
При введенні в розчин слабкого електроліту однойменних іонів (тобто іонів, однакових з одним з іонів, що утворюються при дисоціації електроліту) рівновага дисоціації порушується і зміщується в напрямі освіти недіссоціірованних молекул, так що ступінь дисоціації електроліту зменшується. Так, прибуток до розчину оцтової кислоти її солі (наприклад, ацетату натрію) призведе до підвищення концентрації іонів СН 3 СОО - і, відповідно до принципу Ле Шательє, рівновага дисоціації зміститься вліво.
СНзСООН Н + + СН 3 СОО -
У розчинах багатоосновних кислот, а також підстав, що містять кілька гідроксильних груп, встановлюються ступінчасті рівноваги, що відповідають послідовним стадіям дисоціації. Так, дисоціація ортофосфорної кислоти протікає в три щаблі, кожній з яких відповідає певне значення ступінчастою константи дисоціації. Оскільки До 1>> К 2>> К 3, то найбільшою мірою протікає дисоціація по першій ступені, а при переході до кожної наступної стадії ступінь дисоціації, як правило, різко зменшується.
Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО 4 - (К1 = 7,5. 10 -3)
Н 2 РО 4 - ↔ Н + + НРО 4 2 - (К 2 = 6,3. 10 -8)
НРО 4 2 - ↔ Н + + РО 4 3 - (К 3 = 1,3. 10 -12)
Дисоціація електроліту призводить до того, що загальне число частинок розчиненої речовини (молекул та іонів) в розчині зростає в порівнянні з розчином неелектроліту тієї ж молярної концентрації. Тому властивості, що залежать від загального числа знаходяться в розчині частинок розчиненої речовини (коллігатівние властивості), - такі, як осмотичний тиск, зниження тиску пара, підвищення температури кипіння, зниження температури замерзання - виявляються в розчинах електролітів більшою мірою, ніж у рівних за концентрацією розчинах неелектролітів. Якщо в результаті дисоціації загальне число частинок в розчині електроліту зросла в i разів у порівнянні з кількістю його молекул, то це повинно бути враховано при розрахунку осмотичного тиску та інших коллігатівних властивостей. Формула для обчислення зниження тиск DР пара розчинника набуває в цьому випадку наступний вигляд:
Δ р = р 0 in 2 / п 1 + in 2
Тут
р 0 - тиск насиченої пари над чистим розчинником;
п 2 - число молей розчиненої речовини;
п 1 - число молей розчинника;
i - ізотонічний коефіцієнт або коефіцієнт Вант-Гоффа.
Аналогічно зниження температури кристалізації Δ t крист і підвищення температури кипіння Δ t кип розчину електроліту знаходять за формулами
Δ t крист = iKm
Δ t кип = IEm
де m - моляльна концентрація електроліту, а К і Е - відповідно, кріоскопічна постійна і ебулліоскопіческая постійна розчинника.
Нарешті, для обчислення осмотичного тиску (Р, кПа) розчину електроліту використовують формулу
Р = iCRT
де С - молярна концентрація електроліту, моль / л; R - газова постійна (8,31 Дж. моль -1. К -1); Т - абсолютна температура, К.
Неважко бачити, що ізотонічний коефіцієнт i може бути обчислений як відношення DР, Δ t крист, Δ t кип, Р, знайдених на досвіді, до тих же величин, обчислених без урахування дисоціації електроліту (Δр вич, Δ t кріст.вич, Δ t кіп.вич, Р вич):
i = Δ р / Δ р вич = Δ t крист / Δ t кріст.вич = Δ t кип / Δ t кіп.вич = Р / Р вич
Ізотонічний коефіцієнт i пов'язаний зі ступенем дисоціації електроліту а співвідношенням
i = 1 + a (k - 1) або
де k - Число іонів, на які розпадається при дисоціації молекула електроліту (для КС l k = 2, для Вас l 2 і Na 2 SO 4 k = 3 і т. д.).
Таким чином, знайшовши за дослідними величинам Δ р, Δ t крист і т. п. значення i, можна обчислити ступінь дисоціації електроліту в даному розчині. При цьому слід мати на увазі, що в разі сильних електролітів знайдене таким способом значення а висловлює лише «уявну» ступінь дисоціації, оскільки в розчинах сильні електроліти диссоційовані повністю. Спостережуване відміну здається ступеня дисоціації від одиниці пов'язано з межіоннимі взаємодіями в розчині.
1.2 Сильні електроліти. Активність іонів
Сильними електролітами називаються такі електроліти, ступінь дисоціації яких в розчинах дорівнює одиниці (тобто дисоціюють повністю) і не залежить від концентрації розчину. До них відносяться більшість солей, які вже в кристалічному стані побудовані з іонів, гідроксиди лужних і лужноземельних металів, деякі кислоти (НС l, HBr, HI, HClO 4, HNO 3).
У розчинах сильних електролітів концентрація іонів досить велика, так що сили межіонного взаємодії помітно виявляються навіть при малій концентрації електроліту. У результаті іони виявляються не цілком вільними у своєму русі, і всі властивості електроліту, що залежать від числа іонів, виявляються слабкіше, ніж варто було б очікувати при повній дисоціації електроліту на що не взаємодіють між собою іони. Тому для опису стану іонів в розчині користуються, поряд з концентрацією іонів, їх активністю, тобто умовної (ефективною) концентрацією іонів, відповідно до якої вони діють в хімічних процесах. Активність іона а (моль / л) пов'язана з його молярною концентрацією в розчині З співвідношенням
a = fC
де f - коефіцієнт активності іона (безрозмірна величина).
Коефіцієнти активності іонів залежать від складу і концентрації розчину, від заряду і природи лона і від інших умов. Однак у розведених розчинах (С ≤ 0,5 моль / л) природа іона слабо позначається на величині його коефіцієнта активності. Наближено можна вважати, що в розведених розчинах коефіцієнт активності іона в даному розчиннику залежить тільки від заряду іона та іонної сили розчину I, яка дорівнює напівсумі творів концентрації З кожного іона на квадрат його заряду z:
I = 0,5 (З 1 z 1 2 + З 2 z 2 2 + ... + С n z n 2) = 0,5 С i z i 2
У табл. 1 наведені значення коефіцієнтів активності іонів у розведених розчинах в залежності від їх заряду і іонної сили розчину. Наближено коефіцієнт активності іона в розбавленому розчині можна також обчислити за формулою: lg f = - 0,5 z 2 - .
Таблиця 1.
Іонна сила розчину I
Заряд іона z
± 1
± 2
± 3
0, 001
0,002
0,005
0,01
0,02
0,05
0,1
0,2
0,3
0,98
0,97
0,95
0,92
0,90
0,84
0,81
0,80
0,81
0,78
0,74
0,66
0,60
0,53
0,50
0,44
0,41
0,42
0,73
0,66
0,55
0,47
0,37
0,21
0,16
0,14
0,1 4
2. Властивості електролітів
Електроліти по своїй структурі є складні системи, що складаються з іонів, оточених молекулами розчинника, недіссоціірованних молекул розчиненої речовини, іонних пар і більших агрегатів. Властивості електролітів визначаються характером іон-іонних та іон-молекулярних взаємодій, а також зміною властивостей і структури розчинника під впливом розчинених часток електролітів.
Залежно від концентрації електролітів виділяють область розбавлених розчинів, які за своєю структурою близькі до структури чистого розчинника, порушували, однак, присутністю і впливом іонів; перехідну область і область концентрованих розчинів. Дуже розбавлені розчини слабких електролітів за своїми властивостями близькі до ідеальних розчинів і досить добре описуються класичною теорією електролітичної дисоціації. Розбавлені розчини сильних електролітів помітно відхиляються від властивостей ідеальних розчинів, що обумовлено електростатичним межіонним взаємодію. Їх опис проводиться в рамках Дебая-Хюккеля теорії, яка задовільно пояснює концентраційну залежність термодинамічних властивостей - коефіцієнт активності іонів, осмотичний коефіцієнт та інші, а також нерівноважних властивостей - електропровідності, дифузії, в'язкості.
Вивчення властивостей електролітів важливо для з'ясування механізмів електролізу, електрокаталіза, електрокрісталлізаціі, корозії металів та ін, для вдосконалення механізмів поділу речовин - екстракції і іонного обміну. Дослідження властивостей електролітів стимулюється енергетичними проблемами (створення нових паливних елементів, сонячних батарей, електрохімічних перетворювачів інформації), а також проблемами захисту навколишнього середовища.
2.1 Іонна провідність електролітів
Факт розкладання електролітів при проходженні через них струму показує, що в них рух зарядів супроводжується рухом атомів або груп атомів, пов'язаних один з одним (наприклад, SO 4, NO 3 і т. п.); ці атоми або атомні групи представляють собою частини молекули розчиненої речовини.
Природно припустити, що заряджені саме ці частини молекули в розчині і що вони є носіями електричного заряду. Їх переміщення під дією сил електричного поля і являє собою електричний струм, що йде через електроліт.
Було виявлено, що при проходженні струму через електроліт виділення речовини відбувається на обох електродах. За хімічним складом це різні частини молекули розчиненої речовини. За кількістю, якщо вимірювати його в хімічних еквівалентах, вони рівні. Знаки зарядів у них, очевидно, протилежні.
Ми знаємо, що заряджені атоми називаються іонами. Те ж назву носять заряджені молекули або їх частини. Ми можемо, отже, сказати, що провідність електролітів є іонною, тобто обумовлена рухом у них позитивних і негативних іонів, які утворюються з нейтральної молекули шляхом розпаду її на дві частини, заряджені рівними і протилежними зарядами.
Молекули розчиненої речовини, які до розчинення були електрично нейтральні, при розчиненні розпадаються на позитивні і негативні іони, здатні переміщатися незалежно один від одного.
а) б)
Рис. 1
Провідність електроліту залежить від наявності позитивних і негативних іонів (кухлі зі знаками «+» або «-»): а) ланцюг розімкнути, струму немає, б) ланцюг замкнута, через електроліт йде іонний струм.
Ці уявлення ілюструються рис. 1. Гуртками між електродами зі значками «+» і «-» схематично зображені позитивні і негативні іони розчиненого речовини. Поки між електродами А і К не створено поле, іони ці роблять тільки безладне тепловий рух, як і всі інші молекули розчину (рис.1, а). У кожному напрямку за одиницю часу протікає однаковий позитивний і негативний заряд, тобто немає електричного струму - переважного переносу заряду в певному напрямку. При накладенні різниці потенціалів на електроди А і К, коли всередині електроліту виникає електричне поле, на це безладний рух накладається впорядкований рух в протилежні сторони іонів різних знаків: негативних - до анода А, позитивних - до катода К (рис. 1, б).
При зіткненні з катодом позитивні іони отримують відсутні їм електрони і виділяються у вигляді нейтральних атомів, а натомість електронів, нейтралізувати іони, нові електрони переходять від батареї до катода. Точно так само негативні іони при зіткненні з анодом віддають йому свої надлишкові електрони, перетворюючись в нейтральні атоми; електрони ж ідуть по металевих проводах в батарею. Таким чином, струм в електроліті обумовлений рухомими іонами; на електродах ж відбувається нейтралізація іонів і виділення їх у вигляді нейтральних атомів (або молекул). Отже, електричний струм в електролітах являє собою рух позитивних і негативних іонів.
Таке уявлення про електролізі підкріплюється численними фактами. З цієї точки зору перший закон Фарадея отримує просте пояснення. Кожен осаждающийся на електроді іон переносить із собою певний електричний заряд. Це означає, що повний заряд, перенесений усіма іонами, повинен бути пропорційний повного числа іонів, які осіли на електродах, тобто масі виділеного речовини. А це і є перший закон Фарадея. Так само природно і просто пояснюється з цієї точки зору і другий закон Фарадея, що дає можливість обчислити електричний заряд, пов'язаний з кожним іоном.
Зазначимо, що назва «іон» введено Фарадеєм (від грецького слова «іон» - йде). Іони, заряджені позитивно і виділяються на катоді, Фарадей назвав катіонами, іони, що виділяються на аноді, - аніонами.
Досвід показав, що водень і метали завжди виділяються на катоді, це значить, що в електролітах водень і метали утворюють позитивні, іони.
2.2 Рух іонів в електролітах
Рух іонів в електролітах в деяких випадках може бути показано дуже помітно.
Рис. 2. Досвід, який показує рух іонів. Листок фільтрувального паперу просочений розчином електроліту і фенолфталеїну, ab - Нитка, змочена розчином електроліту
Просочить листок фільтрувального паперу розчином електроліту (сірчанокислого натрію, Na 2 SO 4) і фенолфталеїну і помістимо на скляну пластинку (рис. 2).
Поперек папери покладемо звичайну білу нитку, змочену розчином їдкого натра (NaOH). Папір під ниткою забарвиться в малиновий колір завдяки взаємодії іонів гідроксилу (ОН) з NaOH з фенолфталеїном. Потім притиснемо до країв листка дротяні електроди, приєднані до гальванічного елементу, і включимо струм.
Іони гідроксилу з їдкого натра почнуть рухатися до анода, забарвлюючи папір у малиновий колір. За швидкістю переміщення малинового краю можна судити про середню швидкість руху іонів під впливом електричного поля всередині електроліту. Досвід показує, що ця швидкість пропорційна напруженості поля всередині електроліту. При заданому полі ця швидкість для різних іонів трохи різна. Але, загалом, вона невелика і для зазвичай застосовуються полів вимірюється сотими і навіть тисячними частками сантиметра в секунду.
2.3 Теорія електролітичної дисоціації
Сванте Арреніус звернув увагу на тісний зв'язок між здатністю розчинів солей, кислот і підстав проводити електричний струм і відхиленнями розчинів цих речовин від законів Вант-Гоффа і Рауля. Він показав, що по електропровідності розчину можна розрахувати величину його осмотичного тиску, а, отже, і поправочний коефіцієнт i. Значення i, обчислені їм з електропровідності, добре збіглися з величинами, знайденими для тих же розчинів іншими методами.
Причиною надмірно високого осмотичного тиску розчинів електролітів є, згідно Ареніусу, дисоціація електролітів на іони. Внаслідок цього, з одного боку, збільшується загальна кількість частинок у розчині, а, отже, зростають осмотичний тиск, зниження тиску пара і зміни температур кипіння і замерзання, з іншого, - іони зумовлюють здатність розчину проводити електричний струм.
Ці припущення в подальшому були розвинені в струнку теорію, що отримала назву теорії електролітичної дисоціації. Згідно цієї теорії, при розчиненні у воді розпадаються електроліти (дисоціюють) на позитивно і негативно заряджені іони. Позитивно заряджені іони називаються катіонами, що до них належать, наприклад, іони водню і металів. Негативно заряджені іони називаються аніонами; до них належать іони кислотних залишків і гідроксид-іони. Як і молекули розчинника, іони в розчині знаходяться в стані неупорядкованого теплового руху.
Процес електролітичної дисоціації зображують, користуючись хімічними рівняннями. Наприклад, дисоціація НС l виразиться рівнянням:
НС l = Н + + С l -
Розпад електролітів на іони пояснює відхилення від законів Вант-Гоффа і Рауля. Як приклад можна привести зниження температури замерзання розчину NaCl. Тепер неважко зрозуміти, чому зниження температури замерзання цього розчину настільки велике. Хлорид натрію переходить у розчин у вигляді іонів Na + і С l -. При цьому з одного моля NaCl виходить не 6,02 • 23 жовтня частинок, а вдвічі більше їх число. Тому й зниження температури замерзання в розчині NaCl має бути вдвічі більше, ніж у розчині неелектроліту тієї ж концентрації.
Точно так само в дуже розбавленому розчині хлориду барію, диссоциирующие згідно рівняння осмотичний тиск виявляється в 3 рази більше, ніж обчислена за законом Вант-Гоффа, так як число часток в розчині в 3 рази більше, ніж, якби хлорид барію знаходився в ньому в вигляді молекул Вас l 2.
Вас l 2 = Ва 2 + + 2С l -
Таким чином, особливості водних розчинів електролітів, що суперечать з першого погляду законам Вант-Гоффа і Рауля, були пояснені на основі цих же законів.
Проте теорія Арреніуса не враховувала всієї складності явищ в розчинах. Зокрема, вона розглядала іони як вільні, незалежні від молекул розчинника частинки. Теорії Арреніуса протистояла хімічна, або гидратная, теорія розчинів Менделєєва, в основі якої лежало уявлення про взаємодію розчиненої речовини з розчинником. У подоланні удаваного протиріччя обох теорій велика заслуга належить російському вченому І. А. Каблукова, вперше висловив припущення про гідратації іонів. Розвиток цієї ідеї призвело надалі до об'єднання теорій Арреніуса і Менделєєва.
2.4 Процес дисоціації
Залежно від структури розчиняється речовини в безводному стані його дисоціація протікає по-різному. Найбільш типові при цьому два випадки. Один з них це дисоціація розчиняються солей, тобто кристалів з іонною структурою, другий-дисоціація при розчиненні кислот, тобто речовин, що складаються з полярних молекул.
Коли кристал солі, наприклад, хлориду калію, потрапляє і воду, то розташовані на його поверхні іони притягують до себе полярні молекули води (іон-дипольномувзаємодія). До іонів калію молекули води притягуються своїми негативними полюсами, а до хлорид-іонів-позитивними. Але, якщо іони притягують до себе молекули води, то і молекули води з такою ж силою притягують до себе іони. У той же час притягнуті молекули поди відчувають поштовхи з боку інших молекул, що знаходяться в русі. Цих поштовхів разом з тепловими коливаннями іонів у кристалі виявляється досить для відділення іонів від кристала і: переходу їх у розчин. Слідом за першим шаром іонів в розчин переходить наступний шар, і таким чином йде поступове розчинення кристала.
Інакше протікає дисоціація полярних молекул. Молекули води, прітянувшіеся до кінців полярної молекули (диполь-дипольномувзаємодія), викликають розбіжності її полюсів - поляризують молекулу. Така поляризація в поєднанні з коливальним тепловим рухом атомів в досліджуваній молекулі, а також з безперервним тепловим рухом оточуючих її молекул води призводить, зрештою, до розпаду полярної молекули на іони. Як і у випадку розчинення іонного кристала, ці іони гідратіруются. При цьому іон водню Н + (тобто протон) виявляється міцно пов'язаним з молекулою води в іон гідроксонію Н 3 О +. Так, при розчиненні у воді хлороводорода відбувається процес, який схематично можна виразити рівнянням
Н 2 О + НС l = Н 3 О + + С l -
В результаті цього процесу молекула НС l розщеплюється таким чином, що загальна пара електронів залишається у атома хлору, який перетворюється на іон З l -, а протон, проникаючи в електронну оболонку атома кисню в молекулі води, утворює іон гідроксонію Н 3 О +.
Подібного ж роду процеси відбуваються і при розчиненні у воді інших кислот, наприклад, азотної:
Н 2 О + Н NO 3 = Н 3 О + + NO 3 -
Перейшли в розчин іони залишаються пов'язаними з молекулами води і утворюють гідрати іонів. Інакше кажучи, в результаті дисоціації утворюються не вільні іони, а сполуки іонів з молекулами розчинника. У загальному випадку будь-якого розчинника ці сполуки називаються сольватамі іонів. Але в рівняннях дисоціації зазвичай пишуть формули іонів, а не їх гідратів або сольватамі, тим більше що число молекул розчинника, пов'язаних з іонами, змінюється залежно від концентрації розчину і інших умов.
Дисоціації речовин як іонного, так і молекулярної будови сприяє полярність молекул розчинника. Тому не тільки вода, але й інші рідини, що складаються з полярних молекул (мурашина кислота, етиловий спирт, аміак та інші), також є іонізуючими розчинниками: солі, кислоти і підстави, розчинені в цих рідинах, дисоціюють на іони.
2.5 Властивості кислот, основ і солей з точки зору теорії електролітичної дисоціації
Розглянемо у світлі теорії електролітичної дисоціації властивості речовин, які у водних розчинах виявляють властивості електролітів.
Кислоти. Для кислот характерні наступні загальні властивості:
здатність взаємодіяти з підставами з утворенням солей;
здатність взаємодіяти з деякими металами з виділенням водню;
здатність змінювати кольори індикаторів, зокрема, викликати червоне забарвлення лакмусу;
кислий смак.
При дисоціації будь кислоти утворюються іони водню. Тому всі властивості, які є загальними для водних розчинів кислот, ми повинні пояснити присутністю гідратованих іонів водню. Це вони викликають червоний колір лакмусу, повідомляють кислот кислий смак і т. д. З усуненням іонів водню, наприклад при нейтралізації, зникають і кислотні властивості. Тому теорія електролітичної дисоціації визначає кислоти як електроліти, диссоциирующие в розчинах з утворенням іонів водню.
У сильних кислот, диссоциирующих остачі, властивості кислот проявляються в більшій мірі, у слабких - меншою. Чим краще кислота дисоціює, тобто чим більше її константа дисоціації, тим вона сильніша.
Величини констант дисоціації кислот змінюються в дуже широких межах. Зокрема, константа дисоціації ціановодорода багато менше, ніж оцтової кислоти. І хоча обидві ці кислоти - слабкі, все ж оцтова кислота значно сильніше ціановодорода. Величини першої та другої констант дисоціації сірчаної кислоти показують, що стосовно першого ступеня дисоціації H 2 SO 4 - сильна кислота, а щодо другої - слабка. Кислоти, константи дисоціації яких лежать в інтервалі 10 -4 - 10 -2, іноді називають кислотами середньої сили. До них, зокрема, відносяться ортофосфорна і сірчиста кислоти (щодо дисоціації по першій ступені).
Підстави. Водні розчини підстав володіють такими загальними властивостями:
здатність взаємодіяти з кислотами з утворенням солей;
здатністю змінювати кольори індикаторів інакше, ніж їх змінюють кислоти (наприклад, вони викликають синє забарвлення лакмусу);
Своєрідним «мильним» смаком.
Оскільки спільним для всіх розчинів підстав є присутність в них гідроксид-іонів, то ясно, що носієм основних властивостей є гідроксид-іон. Тому з точки зору теорії електролітичної дисоціації підстави-це електроліти, диссоциирующие в розчинах з відщепленням гідроксид-іонів.
Сила підстав, як і сила кислот, залежить від величини константи дисоціації. Чим більше константа дисоціації даної підстави, тим воно сильніше.
Існують гідроксиди, здатні вступати у взаємодію і утворювати солі не тільки з кислотами, але і з основами. До таких гідроксиду належить гідроксид цинку. При взаємодії його, наприклад, з соляною кислотою виходить хлорид цинку:
Zn (OH) 2 + 2НС l = Zn З l 2 + 2Н 2 О
а при взаємодії з гідроксидом натрію - цинкати натрію:
Zn (OH) 2 + 2 NaOH = Na 2 Zn О 2 + 2Н 2 О
Гідроксиди, що володіють цією властивістю, називаються амфотерними гідроксидами або амфотерними електролітами. До таких гідроксиду, крім гідроксиду цинку, відносяться гідроксиди алюмінію, хрому і деякі інші.
Явище амфотерности пояснюється тим, що в молекулах амфотерних електролітів міцність зв'язку між металом і киснем незначно відрізняється від міцності зв'язку між киснем і воднем. Дисоціація таких молекул можлива, отже, по місцях обох цих зв'язків. Якщо позначити амфотерний електроліт формулою ROH, то його дисоціацію можна виразити схемою
Н + + RO - ↔ ROH ↔ R + + OH -
Таким чином, у розчині амфотерного електроліту існує складне рівновагу, в якому беруть участь продукти дисоціації як за типом кислоти, так і за типом підстави.
Явище амфотерности спостерігається також серед деяких органічних сполук. Важливу роль воно відіграє в біологічної хімії; наприклад, білки - амфотерні електроліти.
Солі. Солі можна визначити як електроліти, які при розчиненні у воді дисоціюють, отщепляя позитивні іони, відмінні від іонів водню, і негативні іони, відмінні від гідроксид-іонів. Таких іонів, які були б спільними для водних розчинів усіх солей, немає, тому солі і не володіють загальними властивостями. Як правило, солі добре дисоціюють, і тим краще, чим менше заряди іонів, що утворять сіль.
При розчиненні кислих солей в розчині утворюються катіони металу, складні аніони кислотного залишку, а також іони, які є продуктами дисоціації цього складного кислотного залишку, у тому числі іони Н +. Наприклад, при розчиненні гідрокарбонату натрію дисоціація протікає відповідно до таких рівнянь:
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -
HCO 3 - = Н + + CO 3 2 -
При дисоціації основних солей утворюються аніони кислоти і складні катіони, що складаються з металу і гидроксогрупп. Ці складні катіони також здатні до дисоціації. Тому в розчині основний солі присутні іони ОН -. Наприклад, при розчиненні хлориду гідроксомагнія дисоціації протікає відповідно до рівнянь:
MgOHCl = MgOH + + С l -
MgOH + = Mg 2 + + ОН -
Таким чином, теорія електролітичної дисоціації пояснює загальні властивості кислот присутністю в їх розчинах іонів водню, а загальні властивості підстав - присутністю в їх розчинах гідроксид-іонів. Це пояснення не є, однак, загальним. Відомі хімічні реакції, що протікають за участю кислот і підстав, до яких теорія електролітичної дисоціації непридатна: Зокрема, кислоти і підстави можуть реагувати один з одним, не будучи дисоційований на іони. Так, безводний хлороводень, що складається тільки з молекул, легко реагує з безводними підставами. Крім того, відомі речовини, які не мають у своєму складі гидроксогрупп, але проявляють властивості основ. Наприклад, аміак взаємодіє з кислотами і утворює солі (солі амонію), хоча в його складі немає груп ОН. Так, з хлороводородом він утворює типову сіль - хлорид амонію:
NH 3 + HC 1 = NH 4 C 1
Вивчення подібних реакцій, а також реакцій, що протікають в неводних середовищах, привело до створення більш загальних уявлень про кислотах і підставах. До найважливіших із сучасних теорій кислот і підстав належить протонна теорія, висунута в 1923 р.
Згідно протонної теорії, кислотою є донор протона, тобто частка (молекула або іон), яка здатна віддавати іон водню - протон, а підставою - акцептор протона, тобто частка (молекула або іон), здатна приєднувати протон. Співвідношення між кислотою і підставою визначається схемою:
Підстава + Протон ↔ Кислота
Пов'язані цим співвідношенням підстава і кислота називаються сполученими. Наприклад, іон HSO 4 - є підставою, сполученим кислоті H 2 SO 4.
Реакцію між кислотою і підставою протонна теорія представляє схемою:
(Кислота) 1 + (Підстава) 2 = (Кислота) 2 + (Підстава) 1
Наприклад, в реакції
HC 1 + NH 3 = NH 3 + + С l -
іон З l - - підстава, поєднане кислоті НС1, а іон NH 3 + - кислота, сполучена основи NH 3.
Істотним у протонної теорії є те положення, що речовина проявляє себе як кислота або як підставу в залежності від того, з яким іншим речовиною воно вступає в реакцію. Найважливішим фактором при цьому є енергія зв'язку речовини з протоном. Так, в ряду NH 3 - Н 2 О-HF ця енергія максимальна для NH 3 та мінімальна для HF. Тому в суміші з NH 3 вода функціонує як кислота, а в суміші з HF - як підстава:
NH 3 + Н 2 О = NH 4 + + ОН -
HF + Н 2 О = F - + Н 3 О +
2.6 Іонно-молекулярні рівняння
При нейтралізації будь-якої сильної кислоти будь-яким сильним підставою на кожен моль води, що утворюється виділяється близько 57,6 кДж теплоти:
НС l + NaOH = NaCl + H 2 O + 57,53 кДж
Н NO 3 + КОН = К NO 3 + H 2 O +57,61 кДж
Це говорить про те, що подібні реакції зводяться до одного процесу. Рівняння цього процесу ми отримаємо, якщо розглянемо детальніше одну з наведених реакцій, наприклад, першу. Перепишемо її рівняння, записуючи сильні електроліти в іонній формі, оскільки вони існують в розчині у вигляді іонів, а слабкі-в молекулярної, оскільки вони знаходяться в розчині переважно у вигляді молекул (вода - дуже слабкий електроліт):
Н + + Cl - + Na + + ОН - = Na + + Cl - + H 2 O
Розглядаючи вийшло рівняння, бачимо, що в ході реакції іони Na + і Cl - не зазнали змін. Тому перепишемо рівняння ще раз, виключивши ці іони з обох частин рівняння. Отримаємо:
Н + + ОН - = H 2 O
Таким чином, реакції нейтралізації будь-якої сильної кислоти будь-яким сильним підставою зводяться до одного й того ж процесу - до утворення молекул води з іонів водню і гідроксид-іонів. Ясно, що теплові ефекти цих реакцій теж повинні бути однакові.
Строго кажучи, реакція утворення води з іонів оборотна, що можна виразити рівнянням
Н + + ОН - ↔ H 2 O
Однак, як ми побачимо нижче, вода - дуже слабкий електроліт, і дисоціює лише в мізерно малому ступені. Інакше кажучи, рівновага між молекулами води та іонами сильно зміщене в бік утворення молекул. Тому практично реакція нейтралізації сильної кислоти сильною основою протікає до кінця.
При змішуванні розчину будь-якої солі срібла з соляною кислотою або з розчином будь-якій її солі завжди утворюється характерний білий сирнистий осад хлориду срібла:
AgNO 3 + НС 1 = AgCl ↓ + HNO 3
Ag 2 SO 4 + CuCl 2 = 2AgCl ↓ + CuSO 4
Подібні реакції також зводяться до одного процесу. Для того щоб отримати його іонно-молекулярне рівняння, перепишемо, наприклад, рівняння першої реакції, записуючи сильні електроліти, як і в попередньому прикладі, в іонній формі, а речовина, що знаходиться в осаді, в молекулярній:
Ag + + NO 3 - + Н + + С1 - = AgCl ↓ + Н + + NO 3 -
Як видно, іони Н + і NO 3 - не зазнають змін в ході реакції. Тому виключимо їх і перепишемо рівняння ще раз:
Ag + + С1 - = AgCl ↓
Це і є іонно-молекулярне рівняння даного процесу.
Тут також треба мати на увазі, що осад хлориду срібла знаходиться в рівновазі з іонами Ag + і С1 - в розчині, так що процес, виражений останнім рівнянням, звернемо:
Ag + + С1 - ↔ AgCl ↓
Однак, внаслідок малої розчинності хлориду срібла, ця рівновага дуже сильно зміщений вправо. Тому можна вважати, що реакція утворення AgCl з іонів практично доходить до кінця.
Утворення осаду AgCl буде спостерігатися завжди, коли в одному розчині опиняться в значній концентрації іони Ag + і С1 -. Тому за допомогою іонів срібла можна виявити присутність в розчині іонів С1 - і, назад, за допомогою хлорид-іонів - присутність іонів срібла; іон С1 - може служити реактивом на іон Ag +, а іон Ag + - реактивом на іон С1.
Надалі ми будемо широко користуватися іонно-молекулярної формою запису рівнянь реакцій за участю електролітів.
Для складання іонно-молекулярних рівнянь треба знати, які солі розчинні у воді і які практично нерозчинні. Загальна характеристика розчинності у воді найважливіших солей наведена в табл.2.
Іонно-молекулярні рівняння допомагають зрозуміти особливості протікання реакцій між електролітами. Розглянемо як приклад кілька реакцій, що протікають за участю слабких кислот і основ.
Таблиця 2. Розчинність найважливіших солей у воді
Аніони і катіони
Розчинність солей
NO 3 -
Cl -
SO 4 2 -
CO 3 2 -
PO 4 3 -
Na +, K +, N Н 4 +
Розчиняються всі солі
Розчиняються всі солі, крім AgCl, Cu Cl, PbCl 2 і Hg 2 Cl 2
Розчиняються всі солі, крім BaSO 4, SrSO 4 і PbSO 4; малорастворим Са SO 4
Із середніх солей розчиняються тільки солі натрію, калію і амонію
Те ж
Розчиняються майже всі солі
Як вже говорилося, нейтралізація будь-якої сильної кислоти будь-яким сильним підставою супроводжується одним і тим же тепловим ефектом, так як вона зводиться до одного й того ж процесу - утворення молекул води з іонів водню і гідроксид-іона. Однак при нейтралізації сильної кислоти слабкою основою, слабкої кислоти сильною або слабкою основою теплові ефекти різні. Напишемо іонно-молекулярні рівняння подібних реакцій.
Нейтралізація слабкої кислоти (оцтової) сильною основою (гідроксидом натрію):
СН 3 СООН + NaOH = CH 3 COONa + Н 2 О
Тут сильні електроліти-гідроксид натрію і утворюється сіль, а слабкі - кислота і вода:
СН 3 СООН + Na + + ОН - = СН 3 СОО - + Na + + Н 2 О
Як видно, не зазнають змін в ході реакції тільки іони натрію. Тому іонно-молекулярне рівняння має вигляд:
СН 3 СООН + ОН - = СН 3 СОО - + Н 2 О
Нейтралізація сильної кислоти (азотної) слабкою основою (гідроксидом амонію):
HNO 3 + NH 4 OH = NH 4 NO 3 + Н 2 О
Тут у вигляді іонів ми повинні записати кислоту і утворюється сіль, а у вигляді молекул - гідроксид амонію та воду:
Н + + NO 3 - + NH 4 OH = NH 4 - + NH 3 - + Н 2 О
Не зазнають змін іони NO 3 -. Опускаючи їх, отримуємо іонно-молекулярне рівняння:
Н + + NH 4 OH = NH 4 + + Н 2 О
Нейтралізація слабкої кислоти (оцтової) слабкою основою (гідроксидом амонію):
СН 3 СООН + NH 4 OH = CH 3 COONH 4 + Н 2 О
У цій реакції всі речовини, крім утворюється солі, - слабкі електроліти. Тому іонно-молекулярна форма рівняння має вигляд:
СН 3 СООН + NH 4 OH = СН 3 СОО - + NH 4 + + Н 2 О
Порівнюючи між собою отримані іонно-молекулярні рівняння, бачимо, що всі вони різні. Тому зрозуміло, що неоднакові і теплоти розглянутих реакцій.
Реакції нейтралізації сильних кислот сильними основами, в ході яких іони водню і гідроксид-іони з'єднуються в молекулу води, протікають практично до кінця. Реакції ж нейтралізації, в яких хоча б одна з вихідних речовин - слабкий електроліт і при яких молекули малодиссоциирующий речовин є не тільки в правій, але і в лівій частині іонно-молекулярного рівняння, протікають не до кінця. Вони доходять до стану рівноваги, при якому сіль співіснує з кислотою і підставою, від яких вона утворена. Тому рівняння подібних реакцій правильніше записувати як оборотні реакції:
СН 3 СООН + ОН - ↔ СН 3 СОО - + Н 2 О
Н + + NH 4 OH ↔ NH 4 + + Н 2 О
СН 3 СООН + NH 4 OH ↔ СН 3 СОО - + NH 4 + + Н 2 О
2.7 Твір розчинності.
При розчиненні твердого тіла у воді розчинення припиняється, коли виходить насичений розчин, тобто коли між розчиняється речовини і перебувають у розчині молекулами того ж речовини встановиться рівновага. При розчиненні електроліту, наприклад, солі, в розчин переходять не молекули, а іони, отже, і рівновагу в насиченому розчині встановлюється між твердою сіллю і перейшли в розчин іонами. Наприклад, в насиченому розчині сульфату кальцію встановлюється рівновага тверда іони в сіль розчині
CaSO 4 ↔ Са 2 + + SO 4 2 -
Константа рівноваги для цього процесу виразиться рівнянням:
К = [Са 2 +] [SO 4 2 -]
[CaSO 4]
Знаменник дробу - концентрація твердої солі - являє собою постійну величину, яку можна ввести в константу.
Тоді, позначаючи
К = [CaSO 4] = К '
одержимо
[Са 2 +] [SO 4 2 -] = К '
Таким чином, в насиченому розчині електроліту добуток концентрацій його іонів є величина постійна при даній температурі. Ця величина кількісно характеризує здатність електроліту розчинятися; її називають твором розчинності електроліту і позначають буквами ПР.
Замінивши величину К 'на ПР CaSO 4, отримаємо:
ПР CaSO 4 = [Са 2 +] [SO 4 2 -]
Чисельне значення твору розчинності електроліту неважко знайти, знаючи його розчинність. Наприклад, розчинність сульфату кальцію при 20 ° С дорівнює 1,5 ∙ 10 -2 моль / л. Це означає, що в насиченому розчині концентрація кожного з іонів Са 2 + і SO 4 2 - дорівнює 1,5 ∙ 10 -2 моль / л.
Отже, добуток розчинності цієї солі
ПР CaSO 4 = [Са 2 +] [SO 4 2 -] = (1,5 ∙ 10 -2) 2 = 2,25 ∙ 10 -4
У тих випадках, коли електроліт містить два або кілька однакових іонів, концентрації цих іонів при обчисленні твори розчинності повинні бути зведені у відповідні ступені. Наприклад:
ПР Р bCl 2 = [Pb 2 +] [I -] 2
Знання твори розчинності дозволяє вирішувати питання, пов'язані з освітою або розчиненням опадів при хімічних реакціях, що особливо важливо для аналітичної хімії. Треба, однак, мати на увазі, що твір розчинності, обчислена без урахування коефіцієнтів активності, є постійною величиною тільки для малорозчинних електролітів і за умови, що концентрації інших знаходяться в розчині іонів невеликі. Це пояснюється тим, що коефіцієнти активності близькі до одиниці тільки в дуже розведених розчинах. Для добре розчинних електролітів значення твору концентрацій іонів в насиченому розчині може сильно змінюватися в присутності інших речовин. Це відбувається внаслідок зміни коефіцієнтів активності іонів. Тому розрахунки, вироблені за твором розчинності без урахування коефіцієнтів активності, приводять у цих випадках до невірних результатів.
У табл.3 наведені величини твори розчинності деяких малорозчинних сполук у воді.
Таблиця 3.
Твір розчинності деяких речовин при 25 ° С
З'єднання | Твір розчинності | З'єднання | Твір розчинності |
AgCl AgBr AgI Cu (OH) 2 Zn (OH) 2 BaSO 4 CaSO 4 | 1,8 ∙ 10 -10 6 ∙ 10 -13 1 ∙ 10 -16 2,2 ∙ 10 -20 1 ∙ 10 -17 1,1 ∙ 10 -10 1,3 ∙ 10 -4 | CaCO 3 CuS Cu 2 S FeS HgS MnS ZnS | 5 ∙ 10 -9 6 ∙ 10 -36 1 ∙ 10 -48 5 ∙ 10 -18 |
10 -52 2,5 ∙ 10 -10 10 -23 |
2.8.Діссоціація води. Водневий показник
Чиста вода дуже погано проводить електричний струм, але все ж має вимірної електропровідністю, яка пояснюється невеликою дисоціацією води на іони водню і гідроксид-іони:
Н 2 О ↔ Н + + ОН -
За величиною електропровідності чистої води можна обчислити концентрацію іонів водню і гідроксид-іонів у воді. При 25 ° С вона дорівнює 10 -7 моль / л.
Напишемо вираз для константи дисоціації води:
К = [Н +] [ОН -]
[Н 2 О]
Перепишемо це рівняння таким чином:
[Н +] [ОН -] = [Н 2 О] До
Оскільки ступінь дисоціації води дуже мала, то концентрація недіссоціірованних молекул Н 2 О у воді практично дорівнює загальній концентрації води, тобто 55,55 моль / л (1 л містить 1000 г, води, т. е.
100:18,02 = 55,55 молей). У розведених водних розчинах концентрацію води можна вважати такою ж. Тому, замінивши в останньому рівнянні твір [Н 2 О] До нової константою До Н2О, будемо мати:
[Н +] [ОН -] = К Н2О
Отримане рівняння показує, що для води і розбавлених водних розчинів при незмінній температурі добуток концентрацій іонів водню і гідроксид-іонів є величина постійна. Ця постійна величина називається іонним добутком води. Чисельне значення її неважко отримати, підставивши в останнє рівняння концентрації іонів водню і гідроксид-іонів. У чистій воді при 25 ° С [Н +] [ОН -] = 1 ∙ 10 -7 моль / л. Тому для вказаної температури:
До Н2О = 10 -7 ∙ 10 -7 = 10 -14
Розчини, в яких концентрації іонів водню і гідроксид-іонів однакові, називаються нейтральними розчинами. При 25 ° С, як уже сказано, в нейтральних розчинах концентрація як іонів водню, так і гідроксид-іонів равна10 -7 моль / л. У кислих розчинах більше концентрація іонів водню, в лужних-концентрація гідроксид-іонів. Але якою б не була реакція розчину, твір концентрацій іонів водню і гідроксид-іонів залишається постійним.
Якщо наприклад, до чистої води додати стільки кислоти, щоб концентрація іонів водню підвищилася до 10 -3 моль / л, то концентрація гідроксид-іонів понизиться так, що твір [Н +] [ОН -] залишиться рівним 10 -14. Отже, в цьому розчині концентрація гідроксид-іонів буде:
[ОН -] = 10 -14 / 10 -3 = 10 -11 моль / л
Навпаки, якщо додати до води лугу і тим підвищити концентрацію гідроксид-іонів, наприклад, до 10 -5 моль / л, то концентрація іонів водню складе:
[Н +] = 10 -14 / 10 -5 = 10 -9 моль / л
Ці приклади показують, що якщо концентрація іонів водню у водному розчині відома, то тим самим визначена і концентрація гідроксид-іонів. Тому як ступінь кислотності, так і ступінь лужності розчину можна кількісно охарактеризувати концентрацією іонів водню:
Нейтральний розчин [Н +] = 10 -7 моль / л
Кислий [Н +]> 10 -7 моль / л
Лужний [Н +] <10 -7 моль / л
Кислотність або лужність розчину можна виразити іншим, більш зручним способом: замість концентрації іонів водню вказують її десятковий логарифм, узятий з оберненим знаком. Остання величина називається водневим показником і позначається через рН:
рН = - lg [Н +]
Наприклад, якщо [Н +] = 10 -5 моль / л, то рН = 5; якщо [Н +] = 10 -9 моль / л, то рН = 9 і т. д. Звідси ясно, що в нейтральному розчині ( [Н +] = 10 -7 моль / л) рН = 7. У кислих розчинах рН <7, і тим менше, ніж кисліше розчин. Навпаки, в лужних розчинах рН> 7, і тим більше, чим більше лужність розчину.
Для вимірювання рН існують різні методи. Наближено реакцію розчину можна визначити за допомогою спеціальних реактивів, званих індикаторами, забарвлення яких змінюється в залежності від концентрації іонів водню. Найбільш поширені індикатори - метиловий оранжевий, метиловий червоний, фенолфталеїн. У табл.4 дана характеристика деяких індикаторів.
Таблиця 4. Найважливіші індикатори
Назва індикатора | Колір індикатора в різних середовищах | ||
в кислому | в нейтральній | в лужному | |
Метиловий оранжевий Метиловий червоний Фенолфталеїн Лакмус | Червоний (рН <3,1) Червоний (рН <4,2) Безбарвний (рН <8,0) Червоний (рН <5) | Помаранчевий (3,1 <рН <4,4) Помаранчевий (4,2 <рН <6,3) Блідо-малиною. (8,0 <рН <9,8) Фіолетовий (5 <рН <8) | Жовтий (рН> 4,4) Жовтий (рН> 6,3) Малінов. (РН> 9,8) Синій (рН> 8) |
Для багатьох процесів величина рН має велике значення. Так, рН крові людини і тварин має строго постійне значення. Рослини можуть нормально виростати лише при значеннях рН грунтового розчину, що лежать в певному інтервалі, характерному для даного виду рослини. Властивості природних вод, зокрема їх корозійна активність, сильно залежать від їх рН.
2.9 Зсув іонних рівноваг
Рівновага в розчинах електролітів, як і всяке хімічне рівновагу, зберігається незмінним, поки що визначають його умови не змінюються; зміна умов тягне за собою порушення рівноваги.
Так, рівновага порушується при зміні концентрації одного з беруть участь в цьому рівновазі іонів: при її збільшенні відбувається процес, в ході якого ці іони зв'язуються. Наприклад, якщо в розчин оцтової кислоти, диссоциирующие згідно рівняння ввести яку-небудь сіль цієї кислоти і тим самим збільшити концентрацію іонів СН 3 СОО -, то, відповідно до принципу Ле Шательє, рівновага зміщується вліво, тобто ступінь дисоціації оцтової кислоти зменшується.
СН 3 СООН ↔ СН 3 СОО - + H +
Звідси випливає, що введення в розчин слабкого електроліту однойменних іонів (тобто іонів, однакових з одним з іонів електроліту) зменшує ступінь дисоціації цього електроліту. Навпаки, зменшення концентрації одного з іонів викликає дисоціацію нового кількості молекул. Наприклад, при введенні в розчин зазначеної кислоти гідроксид-іонів, що зв'язують іони водню, дисоціація кислоти зростає.
Аналогічно порушується рівновага у разі малорастворимого електроліту: щоразу, як тільки твір концентрацій іонів малорастворимого електроліту в розчині перевищить, величину твори розчинності, утворюється осад. Так, якщо до насиченого розчину сульфату кальцію додати інший, добре розчинна електроліт, що містить спільний з сульфатом кальцію іон, наприклад, сульфат калію, то внаслідок збільшення концентрації іонів SO 4 2 - рівновага зміститься у бік утворення кристалів CaS О 4; іони Са 2 + і SO 4 2 - будуть вилучатися з розчину, утворюючи осад. Процес буде йти до тих пір, поки твір концентрацій цих іонів стане дорівнює добутку розчинності CaSO 4. У результаті кількість сульфату кальцію в розчині зменшиться.
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 іонами вводяться 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 в бік утворення найменш дисоційованому або найменш розчинних речовин.
З цього, зокрема, випливає, що сильні кислоти витісняють слабкі з 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 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Fe (OH) 2 ↓
або в іонно-молекулярній формі:
Fe 2 + + 2 OH - = Fe (OH) 2 ↓
Остання реакція служить прикладом освіти не тільки слабкого, але й малорастворимого 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 рівновага сильно зміщений вправо і реакція в цьому випадку доходить практично до кінця
Н + + OH - ↔ Н 2 О
При нейтралізації ж слабкої кислоти або слабкої основи в розчині існують, принаймні, два слабких 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 - ніби «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 дуже 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 +, зв'язують гідроксид-іони в недіссоціірованную 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, рівновага сильно зміщений вправо.
Подібні процеси відбуваються і при реакціях, в ході яких малорастворимое речовина перетворюється в розчинний, але слабо дисоціюють продукт. До таких реакцій відноситься, наприклад, розчинення сульфідів деяких металів в соляній кислоті. Так, взаємодія сульфіду марганцю з соляною кислотою виражається рівнянням
MnS (к) + 2НС l = MnCl 2 + H 2 S
або
MnS (к) + 2Н + = Mn 2 + + H 2 S
Присутність в числі вихідних речовин малорастворимого електроліту (MnS), при утворенні якого зв'язуються іони S 2 -, обумовлює перебіг 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, яка з двох речовин - H 2 S або MnS - більшою мірою пов'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 - в CuS відбувається повніше, ніж у молекули сірководню, і рівновагу в системі
CuS (к) + 2 HC 1 ↔ CuCl 2 + Н 2 S
зміщене вліво; сульфід міді (II) розчиняється в соляній кислоті.
Розглянуті закономірності дозволяють зрозуміти поведінку амфотерних гідроксидів. Так, рівновага між осадом гідроксиду цинку і розчином порушується при додаванні як кислоти, так і луги. У цьому випадку рівновага можна записати у формі:
2Н + + 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 HC 1 = Zn З 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 Zn О 2 + 2 H 2 O
В обох випадках процес можливий і протікає тому, що зв'язування іонів Н + і ОН - у 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. В результаті цієї реакції утворюються фосфориста кислота Н 3 РО 3 та соляна кислота:
РС1 3 + ДТ 2 О = Н 3 РО 3 + ЗНС1
Гидролизу 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), що призводить до утворення кислоти і підстави. 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 малому ступені.
Розглянемо гідроліз солі, утвореної одноосновной кислотою і одновалентним металом. 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 C 1 + 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 тільки частину його. 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 - заснування, МА - освічена ними сіль. Тоді рівняння гідролізу матиме вигляд:
МА + Н2О ↔ 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 К г 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 г = К Н2О
До кисл
Це рівняння показує, що Кг 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 г = К Н2О
До осн
Тому, чим слабкіше підстава, 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 г = 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 г = [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 з ростом 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 багатоосновних кислот або слабким підставою багатовалентних 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 гідролізується (другий ступінь гідролізу)
Na Н 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 характеризує другу константою дисоціації вугільної кислоти, а при гідролізі по другому щаблі утворюється вугільна кислота, дисоціацію якої характеризують першу 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 г = К Н2О
До 2, кисл
До г = К Н2О
До -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> К г, 1
З цієї причини гідроліз по першій ступені завжди протікає в більшій мірі, ніж по другій. Крім того, іони, що утворюються при гідролізі по першій ступені (в розглянутому прикладі-іони ОН -), сприяють зсуву рівноваги другого ступеня вліво, тобто також пригнічують гідроліз по другому щаблі.
Аналогічно проходить гідроліз солей, утворених слабкий підставою багатовалентних 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 малому ступені:
Cu ОН + + 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 відіграють 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 філії 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 водяну пару. 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 водяний пар 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 достатньо підвести до оселі тільки 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 біля 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 пристрій може служити і паливними елементом, і електролізером, дозволяючи акумулювати електричну енергію. В період низького її споживання незатребувана потужність електростанцій використовується для отримання водню. В піку споживання електролізер починає працювати як паливний елемент, виробляючи електрику з водню перетворити вугілля, нафта, 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. Кпд такої комбінованої установки може перевищити 80% - настільки високої ефективності немає ні у 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 заливки в свинцеві акумулятори легкового та вантажного автотранспорту.
Для приготування електроліту в ванну, футерованную свинцем, наливають плавиковую кислоту HF і в неї додають борну кислоту Н 3 ВО 3. Отриману борфтористоводородной кислоту HBF 4 Фільтри і, розчиняють у ній вуглекислий кадмій. Для отримання блискучого покриття застосовують електроліт такого складу, г / л. Покриття роблять при катодного щільності 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 катодного щільності 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 дрібнокристалічної структури.
Ціанисті електроліти дозволяють одержувати покриття дуже високої якості, проте в силу високої токсичності компонентів і необхідності застосовувати дорогі і складні очисні споруди для очищення стічних вод ці електроліти на світлотехнічних заводах не застосовують.
Інші електроліти, такі, як фенолсульфатние і етилендіамінового, не отримали широкого застосування, так як робота з ними малопродуктивна.
Пасивування кадмієвих покриттів виробляють 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 має вважати 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 в 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. Вальдо та 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 сірчистого ангідриду 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 - "тільце 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, повинно бути ознакою всякого електроліту.
Список використаної літератури
Глінка Н.Л. Завдання і вправи з загальної хімії. Навчальний посібник для вузів. / Под ред. В.А. Рабиновича і Х. М. Рубіної. - 21-е изд., Стереотипне - Л.: Хімія, 1981.
Глінка Н.Л. Загальна хімія: Навчальний посібник для вузів. - 22-е видання., Іспр. / Под ред. Рабиновича В.А. - Л.: Хімія, 1982.
Глінка Н.Л. Загальна хімія: Підручник для нехімічних вузів. - М.: Хімія, 1988.
Журнал "Наука і життя" № 2, 1999 р.
Лавріенко В.М., В.П. Ратников, 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.
Ландсберг Г.С. Елементарний підручник фізики: Навчальний посібник. У 3-х т. / Под ред. Г.С. Ландсберга. Т. II. Електрика і магнетизм. - 10-е изд., Перераб. - М.: Наука. Головна редакція фізико-математичної літератури, 1985.
Електрохімія розплавлених сольових і твердих електролітів. Термодинаміка сольових і окисних систем. Свердловськ., 1969р.