Электролиты. Типы сильных электролитов.

Электролит — вещество, расплав или раствор, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.

Исходя из степени диссоциации, все электролиты делятся на две группы:

              Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, и f- элементов.

Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.

Сильные электролиты

Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко, Н. Бьеррумом, Р. М. Фуоссом и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.

Кристаллогидраты

Кристаллогидраты, кристаллы, включающие молекулы воды. Многие соли, а также кислоты и основания выпадают из водных растворов в виде К. Типичными кристаллогадратами являются многие природные минералы, например гипс CaSO4·2H2O, карналлит MgCl2·KCl·6H2O. Кристаллизационная вода обычно может быть удалена нагреванием, при этом разложение кристаллогидратов часто идёт ступенчато; так, медный купорос CuSO4·5H2O (синий) выше 105 °С переходит в CuSO4·5H2O (голубой) и CuSO4·H2O (белый); полное обезвоживание происходит выше 250°С. Однако некоторые соединения (например, BeC2O4·H2O) устойчивы только в форме кристаллогидраты и не могут быть обезвожены без разложения.

Водородный показатель

По кислотно-основным свойствам растворы обычно подразделяют на кислые, нейтральные и щелочные. Это лишь качественные характеристики кислотности среды. Для количественной характеристики можно использовать молярную концентрацию ионов водорода. Удобно кислотность (основность) водных растворов выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов Н⁺, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородный показатель. Её обозначают символом рН: рН = - lg с (Н⁺)

Если раствор нейтральный т.е. с (Н⁺) = с (Н^-), то рН =7.

В кислотном растворе с (Н⁺) > с (Н^-), то рН <7 и щелочном

с (Н⁺) < с (Н^-), то рН >7.

Значение рН можно экспериментально определить при помощи кислотно-основных индикаторов – веществ, которые изменяют окраску с бесцветной (кисла форма индикатора) на красную (щелочная форма) при переходе от кислой среды к щелочной в интервале рНот 8,2 до 10,0.

Подбирая индикаторы с различными интервалами перехода окраски, можно установить рН. Наиболее точно рН раствора можно определить при помощи специальных приборов – рН-метров.

Определение кислотности среды – практически важная аналитическая задача. Многие растворы, используемые в промышленности и сельском хозяйстве, природные объекты должны иметь строго определенное значение рН.

На одном из этапов производства вольфрама получают – вольфрамат аммония. Эта соль выпадает в осадок при рН = 7,3 - 7,4.

Водородный показатель желудочного сока равен 1,7. Увеличение или уменьшение этого значения приводит к нарушению пищеварительных функций человека.

В сельском хозяйстве ведется контроль кислотности почвы. Например, для садоводства наилучшей является почва с рН = 5-6. При откланении рН от этих значений в почву вносят подкисляющие или подщелачивающие добавки.