Elektrolyten als chemicaliën zijn al sinds de oudheid bekend. Ze hebben echter relatief recent de meeste van hun toepassingsgebieden veroverd. We bespreken de gebieden met de hoogste prioriteit voor de industrie om deze stoffen te gebruiken en erachter te komen wat deze laatste zijn en hoe ze van elkaar verschillen. Maar laten we beginnen met een uitweiding in de geschiedenis.
Geschiedenis
De oudst bekende elektrolyten zijn zouten en zuren die in de oudheid zijn ontdekt. Ideeën over de structuur en eigenschappen van elektrolyten zijn echter in de loop van de tijd geëvolueerd. Theorieën over deze processen zijn geëvolueerd sinds de jaren 1880, toen een aantal ontdekkingen werden gedaan met betrekking tot theorieën over de eigenschappen van elektrolyten. Er zijn verschillende kwalitatieve sprongen gemaakt in theorieën die de mechanismen van de interactie van elektrolyten met water beschrijven (ze krijgen immers alleen in oplossing de eigenschappen waardoor ze in de industrie worden gebruikt).
Nu zullen we in detail verschillende theorieën analyseren die de grootste invloed hebben gehad op de ontwikkeling van ideeën over elektrolyten en hun eigenschappen. En laten we beginnen met de meest voorkomende en eenvoudige theorie die we allemaal op school hebben gevolgd.
Arrhenius-theorie van elektrolytische dissociatie
in 1887De Zweedse chemicus Svante Arrhenius en de Russisch-Duitse chemicus Wilhelm Ostwald creëerden de theorie van elektrolytische dissociatie. Ook hier is echter niet alles zo eenvoudig. Arrhenius was zelf een aanhanger van de zogenaamde fysische theorie van oplossingen, die geen rekening hield met de interactie van de samenstellende stoffen met water en voerde aan dat er vrij geladen deeltjes (ionen) in de oplossing zitten. Trouwens, het is vanuit dergelijke posities dat elektrolytische dissociatie tegenwoordig op school wordt overwogen.
Laten we het nog hebben over wat deze theorie geeft en hoe het ons het mechanisme van interactie van stoffen met water uitlegt. Net als iedereen heeft ze verschillende postulaten die ze gebruikt:
1. Bij interactie met water v alt de stof uiteen in ionen (positief - kation en negatief - anion). Deze deeltjes worden gehydrateerd: ze trekken watermoleculen aan, die overigens aan de ene kant positief geladen zijn en aan de andere kant negatief (vormen een dipool), waardoor ze aquacomplexen (solvaten) vormen.
2. Het proces van dissociatie is omkeerbaar - dat wil zeggen, als de stof uiteenv alt in ionen, kan deze onder invloed van welke factoren dan ook weer veranderen in de oorspronkelijke.
3. Als u elektroden op de oplossing aansluit en een stroom start, zullen de kationen beginnen te bewegen naar de negatieve elektrode - de kathode, en de anionen naar de positief geladen - de anode. Daarom geleiden stoffen die goed oplosbaar zijn in water elektriciteit beter dan water zelf. Ze worden om dezelfde reden ook wel elektrolyten genoemd.
4. De mate van dissociatie van de elektrolyt kenmerkt het percentage van de stof dat is opgelost. Dezede indicator hangt af van de eigenschappen van het oplosmiddel en de opgeloste stof zelf, van de concentratie van deze laatste en van de buitentemperatuur.
Hier, in feite, en alle basispostulaten van deze eenvoudige theorie. We zullen ze in dit artikel gebruiken om te beschrijven wat er gebeurt in een elektrolytoplossing. We zullen wat later voorbeelden van deze verbindingen analyseren, maar nu zullen we een andere theorie overwegen.
Lewis-theorie van zuren en basen
Volgens de theorie van elektrolytische dissociatie is een zuur een stof waarin een waterstofkation aanwezig is, en een base is een verbinding die ontleedt in een hydroxide-anion in oplossing. Er is nog een theorie genoemd naar de beroemde chemicus Gilbert Lewis. Hiermee kunt u het concept van zuur en base enigszins uitbreiden. Volgens de Lewis-theorie zijn zuren ionen of moleculen van een stof die vrije elektronenorbitalen hebben en in staat zijn een elektron van een ander molecuul te accepteren. Het is gemakkelijk te raden dat de basen zulke deeltjes zullen zijn die een of meer van hun elektronen kunnen afstaan aan het "gebruik" van het zuur. Het is hier heel interessant dat niet alleen een elektrolyt, maar ook elke stof, zelfs onoplosbaar in water, een zuur of base kan zijn.
Brandsted-Lowry protolithische theorie
In 1923 stelden twee wetenschappers, J. Bronsted en T. Lowry, onafhankelijk van elkaar een theorie voor die nu actief door wetenschappers wordt gebruikt om chemische processen te beschrijven. De essentie van deze theorie is dat:dissociatie wordt gereduceerd tot de overdracht van een proton van een zuur naar een base. Dit laatste wordt hier dus opgevat als een protonacceptor. Dan is het zuur hun donor. De theorie verklaart ook goed het bestaan van stoffen die de eigenschappen van zowel zuren als basen vertonen. Dergelijke verbindingen worden amfoteer genoemd. In de Bronsted-Lowry-theorie wordt er ook de term amfolyten voor gebruikt, terwijl zuren of basen gewoonlijk protolieten worden genoemd.
We zijn aangekomen bij het volgende deel van het artikel. Hier zullen we u vertellen hoe sterke en zwakke elektrolyten van elkaar verschillen en bespreken we de invloed van externe factoren op hun eigenschappen. En dan zullen we beginnen met het beschrijven van hun praktische toepassing.
Sterke en zwakke elektrolyten
Elke stof interageert afzonderlijk met water. Sommige lossen er goed in op (bijvoorbeeld keukenzout), terwijl andere helemaal niet oplossen (bijvoorbeeld krijt). Zo worden alle stoffen onderverdeeld in sterke en zwakke elektrolyten. Dit zijn stoffen die slecht reageren met water en zich op de bodem van de oplossing bezinken. Dit betekent dat ze een zeer lage mate van dissociatie en een hoge bindingsenergie hebben, waardoor het molecuul onder normale omstandigheden niet kan ontbinden in zijn samenstellende ionen. De dissociatie van zwakke elektrolyten vindt ofwel zeer langzaam plaats, ofwel met een verhoging van de temperatuur en concentratie van deze stof in oplossing.
Laten we het hebben over sterke elektrolyten. Deze omvatten alle oplosbare zouten, evenals sterke zuren en logen. Ze vallen gemakkelijk uiteen in ionen en het is erg moeilijk om ze te verzamelen in neerslag. De stroom in elektrolyten wordt trouwens geleidjuist vanwege de ionen in de oplossing. Daarom geleiden sterke elektrolyten de stroom het beste. Voorbeelden van de laatste: sterke zuren, basen, oplosbare zouten.
Factoren die het gedrag van elektrolyten beïnvloeden
Laten we nu eens kijken hoe veranderingen in de externe omgeving de eigenschappen van stoffen beïnvloeden. De concentratie heeft direct invloed op de mate van elektrolytdissociatie. Bovendien kan deze verhouding wiskundig worden uitgedrukt. De wet die deze relatie beschrijft, wordt de verdunningswet van Ostwald genoemd en is als volgt geschreven: a=(K / c)1/2. Hierin is a de dissociatiegraad (in fracties genomen), K is de dissociatieconstante, die voor elke stof anders is, en c is de concentratie van het elektrolyt in de oplossing. Door deze formule kunt u veel leren over de stof en zijn gedrag in oplossing.
Maar we dwalen af. Naast de concentratie wordt de mate van dissociatie ook beïnvloed door de temperatuur van het elektrolyt. Voor de meeste stoffen verhoogt het verhogen de oplosbaarheid en reactiviteit. Dit kan het optreden van sommige reacties alleen bij verhoogde temperaturen verklaren. Onder normale omstandigheden gaan ze ofwel heel langzaam, ofwel in beide richtingen (zo'n proces wordt omkeerbaar genoemd).
We hebben de factoren geanalyseerd die het gedrag van een systeem, zoals een elektrolytoplossing, bepalen. Laten we nu verder gaan met de praktische toepassing van deze, ongetwijfeld zeer belangrijke chemicaliën.
Industrieel gebruik
Natuurlijk heeft iedereen het woord "elektrolyt" gehoordmet betrekking tot batterijen. De auto maakt gebruik van loodzuuraccu's, de elektrolyt waarin 40% zwavelzuur zit. Om te begrijpen waarom deze stof daar überhaupt nodig is, is het de moeite waard om de eigenschappen van de batterijen te begrijpen.
Dus wat is het principe van een batterij? Daarin vindt een omkeerbare reactie van de transformatie van de ene stof in de andere plaats, waardoor elektronen vrijkomen. Wanneer de batterij wordt opgeladen, vindt er een interactie van stoffen plaats, die onder normale omstandigheden niet wordt verkregen. Dit kan worden weergegeven als de accumulatie van elektriciteit in een stof als gevolg van een chemische reactie. Wanneer de ontlading begint, begint de omgekeerde transformatie, waardoor het systeem naar de begintoestand wordt geleid. Deze twee processen vormen samen één laad-ontlaadcyclus.
Laten we het bovenstaande proces eens bekijken bij een specifiek voorbeeld: een loodzuuraccu. Zoals je zou kunnen raden, bestaat deze stroombron uit een element dat lood (evenals looddioxide PbO2) en zuur bevat. Elke batterij bestaat uit elektroden en de ruimte ertussen, alleen gevuld met elektrolyt. Als laatste, zoals we al hebben ontdekt, wordt in ons voorbeeld zwavelzuur gebruikt in een concentratie van 40 procent. De kathode van zo'n batterij is gemaakt van looddioxide en de anode is gemaakt van puur lood. Dit alles komt doordat op deze twee elektroden verschillende omkeerbare reacties plaatsvinden met de deelname van ionen waarin het zuur is gedissocieerd:
- PbO2 + SO42-+ 4H+ + 2e-=PbSO4 + 2H2O(reactie die optreedt bij de negatieve elektrode - kathode).
- Pb + SO42- - 2e-=PbSO 4 (Reactie op de positieve elektrode - anode).
Als we de reacties van links naar rechts lezen, krijgen we de processen die plaatsvinden wanneer de batterij leeg is, en als we van rechts naar links - tijdens het opladen. In elke chemische stroombron zijn deze reacties anders, maar het mechanisme van hun optreden wordt over het algemeen op dezelfde manier beschreven: er vinden twee processen plaats, waarbij de ene elektronen worden "geabsorbeerd", en in de andere daarentegen " vertrekken". Het belangrijkste is dat het aantal geabsorbeerde elektronen gelijk is aan het aantal uitgezonden.
Eigenlijk zijn er naast batterijen veel toepassingen van deze stoffen. Over het algemeen zijn elektrolyten, waarvan we voorbeelden hebben gegeven, slechts een korrel van de verscheidenheid aan stoffen die onder deze term worden gecombineerd. Ze omringen ons overal, overal. Neem bijvoorbeeld het menselijk lichaam. Denk je dat deze stoffen er niet zijn? Je vergist je erg. Ze zijn overal in ons, en de grootste hoeveelheid zijn bloedelektrolyten. Deze omvatten bijvoorbeeld ijzerionen, die deel uitmaken van hemoglobine en helpen zuurstof naar de weefsels van ons lichaam te transporteren. Bloedelektrolyten spelen ook een sleutelrol bij de regulering van de water-zoutbalans en de hartfunctie. Deze functie wordt uitgevoerd door kalium- en natriumionen (er is zelfs een proces dat in cellen plaatsvindt, dat de kalium-natriumpomp wordt genoemd).
Elke stof die je zelfs maar een klein beetje kunt oplossen, zijn elektrolyten. En er is niet zo'n industrie en ons leven met jou, waar?wat ze ook worden toegepast. Dit zijn niet alleen batterijen in auto's en batterijen. Dit is elke chemische en voedselproductie, militaire fabrieken, kledingfabrieken enzovoort.
De samenstelling van de elektrolyt is trouwens anders. Het is dus mogelijk om zuur en alkalisch elektrolyt te onderscheiden. Ze verschillen fundamenteel in hun eigenschappen: zoals we al zeiden, zuren zijn protondonoren en alkaliën zijn acceptoren. Maar na verloop van tijd verandert de samenstelling van de elektrolyt door het verlies van een deel van de stof, de concentratie neemt af of toe (het hangt allemaal af van wat er verloren gaat, water of elektrolyt).
We komen ze elke dag tegen, maar weinig mensen kennen precies de definitie van een term als elektrolyten. We hebben voorbeelden van specifieke stoffen behandeld, dus laten we verder gaan met wat complexere concepten.
Fysieke eigenschappen van elektrolyten
Nu over natuurkunde. Het belangrijkste om te begrijpen bij het bestuderen van dit onderwerp is hoe stroom wordt overgedragen in elektrolyten. Ionen spelen daarbij een beslissende rol. Deze geladen deeltjes kunnen lading van het ene deel van de oplossing naar het andere overbrengen. Dus anionen neigen altijd naar de positieve elektrode en kationen naar de negatieve. Dus, door op de oplossing in te werken met een elektrische stroom, scheiden we de ladingen aan verschillende kanten van het systeem.
Heel interessant is zo'n fysiek kenmerk als dichtheid. Veel eigenschappen van de verbindingen die we bespreken, hangen ervan af. En vaak duikt de vraag op: "Hoe de dichtheid van de elektrolyt te verhogen?" In feite is het antwoord simpel: je moet de inhoud downgradenwater in oplossing. Aangezien de dichtheid van de elektrolyt grotendeels wordt bepaald door de dichtheid van zwavelzuur, hangt deze grotendeels af van de concentratie van laatstgenoemde. Er zijn twee manieren om het plan uit te voeren. De eerste is vrij eenvoudig: kook de elektrolyt in de batterij. Om dit te doen, moet je hem opladen zodat de temperatuur binnen iets boven de honderd graden Celsius stijgt. Als deze methode niet helpt, maak je geen zorgen, er is een andere: vervang gewoon de oude elektrolyt door een nieuwe. Giet hiervoor de oude oplossing af, reinig de binnenkant van zwavelzuurresten met gedestilleerd water en giet er vervolgens een nieuwe portie in. Hoogwaardige elektrolytoplossingen hebben in de regel direct de gewenste concentratie. Na vervanging kunt u lang vergeten hoe u de dichtheid van de elektrolyt kunt verhogen.
De samenstelling van het elektrolyt bepa alt grotendeels de eigenschappen ervan. Kenmerken zoals elektrische geleidbaarheid en dichtheid zijn bijvoorbeeld sterk afhankelijk van de aard van de opgeloste stof en de concentratie ervan. Er is een aparte vraag over hoeveel elektrolyt er in de batterij mag zitten. In feite is het volume direct gerelateerd aan de aangegeven kracht van het product. Hoe meer zwavelzuur in de batterij, hoe krachtiger deze is, d.w.z. hoe meer spanning ze kan produceren.
Waar komt het van pas?
Als je een autoliefhebber bent of gewoon van auto's houdt, dan begrijp je zelf alles. Je weet toch zeker hoe je nu kunt bepalen hoeveel elektrolyt er in de batterij zit. En als je ver van auto's bent, dan is kenniseigenschappen van deze stoffen, hun toepassingen en hun interactie met elkaar zijn niet overbodig. Als u dit weet, zult u geen verlies lijden als u wordt gevraagd om te zeggen welke elektrolyt zich in de batterij bevindt. Hoewel zelfs als je geen autoliefhebber bent, maar je hebt een auto, het kennen van het batterijapparaat helemaal niet overbodig is en je zal helpen met reparaties. Het zal veel gemakkelijker en goedkoper zijn om alles zelf te doen dan naar het autocentrum te gaan.
En om dit onderwerp beter te bestuderen, raden we aan een scheikundeboek te lezen voor scholen en universiteiten. Als je deze wetenschap goed kent en genoeg studieboeken hebt gelezen, zou Varypaev's "Chemical Current Sources" de beste optie zijn. Het schetst in detail de hele theorie van de werking van batterijen, verschillende batterijen en waterstofcellen.
Conclusie
We zijn aan het einde gekomen. Laten we samenvatten. Hierboven hebben we alles geanalyseerd wat te maken heeft met een concept als elektrolyten: voorbeelden, theorie van structuur en eigenschappen, functies en toepassingen. Nogmaals, het is de moeite waard om te zeggen dat deze verbindingen deel uitmaken van ons leven, zonder welke ons lichaam en alle bedrijfstakken niet zouden kunnen bestaan. Herinnert u zich bloedelektrolyten nog? Dankzij hen leven we. Hoe zit het met onze auto's? Met deze kennis kunnen we elk probleem met betrekking tot de batterij oplossen, omdat we nu begrijpen hoe we de dichtheid van de elektrolyt erin kunnen vergroten.
Het is onmogelijk om alles te vertellen, en we hebben ons niet zo'n doel gesteld. Dit is tenslotte niet alles wat er gezegd kan worden over deze geweldige stoffen.
