Диагностическая лаборатория в Уфе
Вещества электролиты это
Электролиты
Электролиты — это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Вещества, не проводящие электрического тока в растворенном или расплавленном состоянии, называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические вещества, например сахара, спирты и др. Способность растворов электролитов проводить электрический ток объясняют тем, что молекулы электролитов при растворении распадаются на электрически положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Величина заряда иона численно равна валентности атома или группы атомов, образующих ион. Ионы отличаются от атомов и молекул не только наличием электрических зарядов, но и другими свойствами, например ионы хлора не имеют ни запаха, ни цвета, ни других свойств молекул хлора. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные—анионами. Катионы образуют атомы водорода Н+, металлов: К+, Na+, Са2+, Fe3+ и некоторые группы атомов, например группа аммония NH+4 ; анионы образуют атомы и группы атомов, являющиеся кислотными остатками, например Cl—, NO—3, SO2—4, CO2—3 .
Распад молекул электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией, или ионизацией, и представляет собой обратимый процесс, т. е. в растворе может наступать состояние равновесия, при котором сколько молекул электролитов распадается на ионы, столько их вновь образуется из ионов. Диссоциация электролитов на ионы может быть представлена общим уравнением: , где KmAn — недиссоциированная молекула, Кz+1 — катион, несущий z1 положительных зарядов, Аz-2 — анион, имеющий z2 отрицательных зарядов, m и n — число катионов и анионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита. Например, .
Число положительных и отрицательных ионов в растворе может быть разным, но суммарный заряд катионов всегда равен суммарному заряду анионов, поэтому раствор в целом электронейтрален.
Сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы при любых концентрациях их в растворе. К ним относятся сильные кислота (см.), сильные основания и почти все соли (см.). Слабые электролиты, к которым относятся слабые кислоты и основания и некоторые соли, например сулема HgCl2, диссоциируют лишь частично; степень их диссоциации, т. е. доля молекул, распавшихся на ионы, возрастает с уменьшением концентрации раствора.
Мерой способности электролитов распадаться на ионы в растворах может служить константа электролитической диссоциации (константа ионизации), равная где в квадратных скобках показаны концентрации соответствующих частиц в растворе.
При пропускании через раствор электролита постоянного электрического тока катионы перемещаются к отрицательно заряженному электроду — катоду, анионы передвигаются к положительному электроду — аноду, где отдают свои заряды, превращаясь в электронейтральные атомы или молекулы (катионы получают электроны от катода, а анионы отдают электроны на аноде). Так как процесс присоединения электронов к веществу является восстановлением, а процесс отдачи электронов веществом — окислением, то при пропускании электрического тока через раствор электролита на катоде происходит восстановление катионов, а на аноде—окисление анионов. Этот окислительно-восстановительный процесс называют электролизом.
Электролиты являются непременной составной частью жидкостей и плотных тканей организмов. В физиологических и биохимических процессах большую роль играют такие неорганические ионы, как Н+, Na+, К+, Са2+, Mg2+, ОН—, Cl—, НСО—3, h3РО—4, SO2—4 (см. Минеральный обмен). Ионы Н+ и ОН— в организме человека находятся в очень малых концентрациях, но их роль в жизненных процессах огромна (см. Кислотно-щелочное равновесие). Концентрация ионов Na+ и Cl— значительно превосходит таковую всех других неорганических ионов вместе взятых. См. также Буферные растворы, Иониты.
Электролиты — вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Типичными электролитами являются соли, кислоты и основания.
Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса молекулы электролитов в растворах самопроизвольно распадаются на положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные — анионами. Величина заряда иона определяется валентностью (см.) атома или группы атомов, образующих данный ион. Катионы образуют обычно атомы металлов, например К+, Na+, Са2+, Mg3+, Fe3+, и некоторые группы других атомов (например, группа аммония Nh5); анионы, как правило, образуются атомами и группами атомов, являющихся кислотным остатками, например Cl-, J-, Br-, S2-, NO3-, CO3, SO4, PO4. Каждая молекула электронейтральна, поэтому число элементарных положительных зарядов катионов равно числу элементарных отрицательных зарядов анионов, образующихся при диссоциации молекулы. Наличием ионов объясняется способность растворов электролитов проводить электрический ток. Поэтому растворы электролитов называют ионными проводниками, или проводниками второго рода.
Диссоциация молекул электролитов на ионы может быть представлена следующим общим уравнением: где — недиссоциированная молекула, — катион, несущий n1 положительных зарядов, — анион, имеющий n2 отрицательных зарядов, р и q — число катионов и анионов, входящих в состав молекулы электролита. Так, например, диссоциация серной кислоты и гидрата окиси аммония выражается уравнениями: Количество ионов, содержащихся в растворе, принято измерять в грамм-ионах на 1 л раствора. Грамм-ион — масса ионов данного вида, выраженная в граммах и численно равная формульному весу иона. Формульный вес находят суммированием атомных весов атомов, образующих данный ион. Так, например, формульный вес ионов SO4-равен: 32,06+4-16,00=96,06.
Электролиты подразделяют на низкомолекулярные, высокомолекулярные (полиэлектролиты) и коллоидные. Примерами низкомолекулярных электролитов, или просто электролитов, могут служить обычные низкомолекулярные кислоты, основания и соли, которые в свою очередь принято делить на слабые и сильные электролиты. Слабые электролиты не полностью диссоциируют на ионы, вследствие чего в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами электролитов (уравнение 1). К числу слабых электролитов относятся слабые кислоты, слабые основания и некоторые соли, например сулема HgCl2. Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации) α, изотоническим коэффициентом i и константой электролитической диссоциации (константой ионизации) К. Степенью электролитической диссоциации α называют ту долю молекул электролитов, которая распадается на ионы в данном растворе. Величина а, измеряемая в долях единицы или в %, зависит от природы электролита и растворителя: она уменьшается с увеличением концентрации раствора и обычно слегка изменяется (возрастает или уменьшается) с увеличением температуры; она также уменьшается при введении в раствор данного электролита более сильного электролита, образующего одноименные ноны (например, степень электролитической диссоциации уксусной кислоты СН3СООН уменьшается при добавлении к ее раствору соляной кислоты HCl или ацетата натрия Ch4COONa).
Изотонический коэффициент, или коэффициент Вант-Гоффа, i равен отношению суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к числу его молекул, взятых для приготовления раствора. Экспериментально i определяется путем измерения осмотического давления, понижения температуры замерзания раствора (см. Криометрия) и некоторых других физических свойств растворов. Величины i и α взаимосвязаны уравнением где n — число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы данного электролита.
Константа электролитической диссоциации К представляет собой константу равновесия. Если электролит диссоциирует на ионы по уравнению (1), то где, и — концентрации в растворе катионов и анионов (в г-ион/л) и недиссоциированных молекул (в моль/л) соответственно. Уравнение (3) является математическим выражением закона действующих масс в применении к процессу электролитической диссоциации. Чем больше К, тем электролит лучше распадается на ионы. Для данного электролита К зависит от температуры (обычно с увеличением температуры возрастает) и, в отличие от а, не зависит от концентрации раствора.
Если молекула слабого электролита может диссоциировать не на два, а на большее число ионов, то диссоциация протекает по стадиям (ступенчатая диссоциация). Например, слабая угольная кислота h3СO3 в водных растворах диссоциирует в две ступени: При этом константа диссоциации 1-й ступени значительно превышает таковую 2-й ступени.
Сильные электролиты согласно теории Дебая — Хюккеля в растворах полностью диссоциированы на ионы. Примерами этих электролитов могут служить сильные кислоты, сильные основания и почти все растворимые в воде соли. Вследствие полной диссоциации сильных электролитов в их растворах содержится огромное число ионов, расстояния между которыми таковы, что между разноименно заряженными ионами проявляются силы электростатического притяжения, благодаря чему каждый ион окружен ионами противоположного заряда (ионная атмосфера). Наличие ионной атмосферы снижает химическую и физиологическую активность ионов, их подвижность в электрическом поле и другие свойства ионов. Электростатическое притяжение между разноименно заряженными ионами возрастает с увеличением ионной силы раствора, равной полусумме произведений концентрации С каждого иона на квадрат его валентности Z: Так, например, ионная сила 0,01 молярного раствора MgSO4 равна Растворы сильных электролитов независимо от их природы при одинаковой ионной силе (не превышающей, однако, 0,1) обладают одинаковой ионной активностью. Ионная сила крови человека не превышает 0,15. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов была введена величина, называемая активностью а, формально заменяющая концентрацию в уравнениях, вытекающих из закона действующих масс, например в уравнении (1). Активность а, имеющая размерность концентрации, связана с концентрацией уравнением
где f — коэффициент активности, показывающий, какую долю действительной концентрации данных ионов в растворе составляет эффективная их концентрация или активность. С уменьшением концентрации раствора f возрастает и в очень разбавленных растворах становится равной 1; в последнем случае а=С.
Низкомолекулярные электролиты являются непременной составной частью жидкостей и плотных тканей организмов. Из ионов низкомолекулярных электролитов в физиологических и биохимических процессах большую роль играют катионы Н+, Na+, Mg2+, Са2+ и анионы ОН-, Cl-, НСO3, h3РO4, НРO4, SO4 (см. Минеральный обмен). Ионы Н + и ОН- в организмах, в том числе и в организме человека, находятся в очень малых концентрациях, но роль их в жизненных процессах огромна (см. Кислотно-щелочное равновесие). Концентрации Na+ и Cl- значительно превосходят концентрацию всех других ионов, вместе взятых.
Для живых организмов в высшей степени характерен так называе антагонизм ионов — способность ионов, находящихся в растворе, взаимно снижать присущее каждому из них действие. Установлено, например, что ионы Na+ в той концентрации, в которой они находятся в крови, ядовиты для многих изолированных органов животных. Однако ядовитость Na+ подавляется при добавлении к содержащему их раствору в соответствующих концентрациях ионов К+ и Са2 + . Таким образом, ионы К+ и Са2+ являются антагонистами ионов Na+. Растворы, в которых вредное действие каких-либо ионов устранено действием ионов антагонистов, называются эквилибрированными растворами. Антагонизм ионов обнаружен при действии их на самые различные физиологические и биохимические процессы.
Полиэлектролитами называют высокомолекулярные электролиты; примерами их являются белки, нуклеиновые кислоты и многие другие биополимеры (см. Высокомолекулярные соединения), а также ряд синтетических полимеров. В результате диссоциации макромолекул полиэлектролитов образуются низкомолекулярные ионы (противоионы), как правило, различной природы и многозарядный макромолекулярный ион. Часть противоионов прочно связана с макромолекулярный ионом электростатическими силами; остальные находятся в растворе в свободном состоянии.
Примерами коллоидных электролитов могут служить мыла, дубильные вещества и некоторые красители. Для растворов этих веществ характерно равновесие: мицеллы (коллоидные частицы) → молекулы → ионы.
При разбавлении раствора равновесие смещается слева направо.
См. также Амфолиты.
Растворы электролитов
Электролит– это вещество, которое при определенных условиях способно распадаться на заряженные частицы, называемые ионами.
Под определенными условиями может подразумеваться раствор, расплав, распад на ионы под действием температуры (термодиссоциация CaCO3CaO+CO2), в плазме и фотодиссоциация – разложение веществ под действием ионизирующего излучения (Cl2
2Cl).
Раствор электролита– это раствор, который способен проводить электрический ток.
КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
| Сильные Электролиты, которые полностью диссоциируют в растворе АВА++ В- | Слабые Электролиты, которые не диссоциируют полностью АВА++ В- |
| 1) соли (NaCl, KCl, MgSO4, Ch4COONa) | 1) соли (Hg2Cl2) |
| 2) щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH)2) | 2) основания(Nh4) |
| 3) кислоты (HNO3, h3SO4, HCl, HClO4) | 3) кислоты (h3CO3, h4BO3, Ch4COOH, C6H5COOH) |
| 4) органические соединения (C6h5(OH)2(гидрохинон),C6H5Nh3(анилин)) |
Диссоциация электролитов наблюдается в полярных растворителях и зависит от их диэлектрической проницаемости . Чем выше значение диэлектрической проницаемости, тем полнее диссоциация.
Большая диэлектрическая проницаемость наблюдается для воды (при 25 0С=78,3). Лишь незначительное количество неводных растворов, например, формамид, имеют диэлектрическую проницаемость выше, чем у воды. Растворы электролитов в подобных растворителях обладают высокой электрической проводимостью.
В неполярных растворителях, таких как четыреххлористый углерод (=2,238), электролитической диссоциации практически не происходит.
В зависимости от числа образующихся в результате электролитической диссоциации катионов и анионов различают симметричные и несимметричные электролиты.
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
| Симметричные число катионов = числу анионов | Несимметричные число катионов числу анионов |
| 1) NaCl,KBr,HCl 1,1 – зарядные (одно-одно-зарядные) | 1) K2SO4, h3SO4 1,2 - зарядные |
| 2) MgSO4,ZnSO4 2,2 - зарядные (двух-двух-зарядные) | 2) MgCl2, CaBr2 2,1 - зарядные |
ТЕОРИЯ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
СТЕПЕНЬ И КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ
Первая количественная теория растворов электролитов (теория электролитической диссоциации) была высказана Аррениусом. По этой теории молекулы электролитов при растворении распадаются на противоположно заряженные ионы. Процесс диссоциации слабого электролита обратим, т.е. наряду с диссоциацией молекул происходит образование молекул из ионов и, таким образом, в растворе наряду с ионами существуют и молекулы.
Доля молекул, распадающихся на ионы, оценивается степенью электролитической диссоциации, которую обычно обозначают.Степень диссоциации– это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к числу молекул растворенного вещества.
Степень диссоциации является характеристикой электролита:
Для неэлектролитов (сахароза) = 0;
Для сильных электролитов ≥ 1;
Для слабых электролитов 0 < < 1.
Рассмотрим диссоциацию уксусной кислоты: СН3СООН
Н++ СН3СОО-
Так как процесс диссоциации слабого электролита обратим, то он характеризуется константой равновесия. Константа равновесия для процесса диссоциации есть константа диссоциации. Т.е. все закономерности, характерные для константы равновесия, справедливы и для константы диссоциации.
.
Константа диссоциации зависит от природы растворителя и температуры (
=f(Т)), но не зависит от концентрации электролита в растворе (
f(С)).
Зависимость константы диссоциации от температуры описывается уравнением изобары Вант-Гоффа: 
.
Пусть концентрация растворенной уксусной кислоты будет С, а степень диссоциации равна . Тогда
,
;;.
Подставим эти значения в выражение константы диссоциации:
;
- аналитическое выражение закона разбавления Оствальда, где С – общая концентрация электролита [моль/дм3].
Рассмотрим очень слабый электролит, степень диссоциации которого намного меньше единицы (
Неэлектролиты и электролиты: характеристика и свойства
Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном состоянии проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят. Это можно наблюдать с помощью простого прибора. Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара, то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.
Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.
Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.
Неэлектролиты
Неэлектролиты находятся в растворе в виде неполярных или малополярных молекул.
К неэлектролитам относятся вещества с ковалентной неполярной (слабополярной) связью. В качестве примера веществ, не диссоциирующих в растворах и расплавах, можно привести простые вещества неметаллов (сера, фосфор, йод и др.), оксиды, органические кислоты (уксусная, молочная, муравьиная, лимонная и т. п.), органические спирты (этиловый спирт, глицерин и т. д.); также неэлектролитами являются такие вещества, как сахароза, ацетон, метан и другие.
Электролиты
Электролиты распадаются в растворе или расплаве на ионы, и именно наличие ионов способствует прохождению электрического тока. Процесс этот — распада на ионы — называют диссоциацией, а теория, описывающая данные процессы — теорией электролитической диссоциации. В растворе распад на ионы происходит по причине разрыва связей вещества, что является результатом взаимодействия с молекулами воды (то есть происходит гидратация электролита).
Ионы (атомы или их группы, обладающие отрицательным или положительным зарядом) под действием электрического тока начинают двигаться по направлению к одному из электродов, что и обуславливает электропроводимость.
Молекула электролита, способная диссоциировать на большее, чем два, количество ионов, будет диссоциировать постадийно. Примером может служить диссоциация многоосновной кислоты.
Подробнее познакомиться с теорией электролитической диссоциацией вы сможете, посмотрев это видео.
Степень диссоциации
Понятие, количественно характеризующее, насколько полно произошёл распад электролита на ионы, называют степенью диссоциации. Этот показатель рассчитывается как отношение количества продиссоциировавших молекул к общему числу молекул вещества в растворе и фактически показывает долю (процент) распавшихся на ионы молекул в общем количестве.
Следующие факторы могут влиять на степень электролитической диссоциации:
Температура
Зависимость от температуры достаточно сложна. Если распад на ионы экзотермический, то повышение температуры степень диссоциации будет уменьшать, а если эндотермический, повышение температуры приведёт к увеличению степени диссоциации. В целом же для каждого электролита есть определённые температурные условия, в которых он в максимальной степени будет распадаться на ионы.
Изменение показателя константы диссоциации (характеризует способность распадаться на ионы) для уксусной кислоты при изменении температуры можно привести в качестве примера:
| 0 °С | 25 °С | 50 °С |
| 1,65∙10-5 | 1,75∙10-5 | 1,62∙10-5 |
максимальная ионизация раствора, как видно, наступает при 25 °C, а при температурах выше и ниже этого значения диссоциация происходит в меньшей степени.
Что такое степень диссоциации? Подробный ответ вы найдете в этом видео.
Природа растворителя и электролита
Концентрация:
- Растворители с полярными молекулами, хорошей диэлектрической проницаемостью (этот показатель максимален у воды и равен 81, а, например, у этилового спирта — 25) обладают высокой ионизирующей способностью, то есть способны вызывать диссоциацию вещества.
- Вещества с сильно полярными ковалентными и ионными связями являются сильными электролитами.
- При увеличении концентрации степень диссоциации уменьшается и наоборот.
Стадия процесса диссоциации
Если молекула распадается на ионы постадийно, то каждая следующая стадия имеет примерно в 1000−10 000 раз меньший эффект, чем предыдущая.
Экспериментально определить степень диссоциации можно по электропроводности растворов, т. к. она прямо зависит от концентрации движущихся ионов. Истинное значение при этом получить нельзя, такое значение называют кажущимся. Оно меньше истинного, так как при движении к электродам ионы могут сталкиваться, что частично уменьшает их подвижность. При высокой концентрации может возникать притяжение между ионами, обусловленное электростатическими силами, они чаще сталкиваются, теряя свою подвижность, что влияет на показания электропроводности.
Например, в растворе соляной кислоты (1 моль/л) измерения покажут степень распада на ионы равной 0,78 (78%), но фактически раствор не будет содержать 22% недиссоциированных молекул, так как практически все молекулы диссоциированы.
Сильные и слабые проводники
По величине показателя степени диссоциации, выделяют электролиты сильные и слабые. К сильным условно относят вещества, значение степени диссоциации у которых больше 30%, если данный показатель ниже 5%, то к слабым, остальные считаются электролитами средней силы.
Сильные электролиты:
- соли;
- кислоты: хлорная, азотная, йодоводородная, хлорноватая, хлороводородная, серная, бромоводородная, марганцовая;
- основания: гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
Слабые электролиты:
- органические кислоты (все), как и кремниевая, сероводородная, угольная, синильная и некоторые другие.
- основания, например, гидроксид цинка II, гидроксид аммония, гидроксид меди II, гидроксид алюминия III, гидроксид магния II.
Видео
Из этого видео вы узнаете о свойствах электролитов.
Электролиты и неэлектролиты
1. Электролиты - это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
2. К электролитам относятся щелочи, растворимые соли и кислоты.
3. В водных растворах электролиты распадаются на ионы.
4. Неэлектролиты - вещества, растворы которых не проводят электрический ток.
5. К неэлектролитам относят простые вещества (металлы и неметаллы), оксиды, большинство органических веществ: углеводороды, спирты, альдегиды, углеводы, простые и сложные эфиры и др.
6. Слабые кислоты: h3S, h3CO3, HF, h3SO3, h3SiO3, органические кислоты
Давайте порассуждаем вместе
1. К электролитам относится
1) метанол
2) железо
3) хлорид железа (II)
4) оксид железа (III)
Ответ: электролитом является хлорид железа (II) - растворимая соль
2. К электролитам относится
1) фосфор
2) сера
3) глюкоза
4) уксусная кислота
Ответ: электролитом является уксксная кислота - т.к. это растворимая кислота.
3. К слабым электролитам не относится
1) соляная кислота
2) сероводород
3) угольная кислота
4) уксусная кислота
Ответ: соляная кислота не относится к слабым электролитам, это сильный электролит
4. К сильным электролитам не относится
1) бромоводород
2) хлороводород
3) сероводород
4) серная кислота
Ответ: сероводород - это слабый электролит, не относится к сильным электролитам
5. Сильным электролитом является
1) угольная кислота
2) серная кислота
3) сахароза
4) метан
Ответ: серная кислота - сильный электролит
6. Не является электролитом
1) поваренная соль
2) щелочь
3) азотная кислота
4) спирт
Ответ: спирт не является электролитом
7. К электролитам относится
1) C2H5OH
2) C2h5
3) Ca(OH)2
4) CO
Ответ: Ca(OH)2 - малорастворимое основание, значит относится к электролитам
