Електроліти

Електроліти - це речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм. До електролітів належать кислоти, основи і солі. Речовини, що не проводять електричного струму в розчиненому або розплавленому стані, називають неелектролітами. До них відносяться багато органічні речовини, наприклад цукру, спирти та ін. Здатність розчинів електролітів проводити електричний струм пояснюють тим, що молекули електролітів при розчиненні розпадаються на електрично позитивно і негативно заряджені частинки - іони. Величина заряду іона чисельно дорівнює валентності атома або групи атомів, що утворюють іон. Іони відрізняються від атомів і молекул не тільки наявністю електричних зарядів, а й іншими властивостями, наприклад іони хлору не мають ні запаху, ні кольору, ні інших властивостей молекул хлору. Позитивно заряджені іони називають катіонами, негативно заряджені-аніонами. Катіони утворюють атоми водню Н⁺, металів: До⁺, Na⁺, Са²⁺, Fe³⁺ і деякі групи атомів, наприклад група амонію NH⁺₄ - аніони утворюють атоми і групи атомів, які є кислотними залишками, наприклад Cl^-, NO^-₃, SO²₄, CO²₃ .

Розпад молекул електролітів на іони називається електролітичної дисоціацією, або іонізацією, і являє собою оборотний процес, т. Е. В розчині може наступати стан рівноваги, при якому скільки молекул електролітів розпадається на іони, стільки їх знову утворюється з іонів. Дисоціація електролітів на іони може бути представлена загальним рівнянням: , де KmAn - недіссоціірованних молекула, К^{z +}₁ - Катіон, що несе z₁ позитивних зарядів, А^z-₂ - Аніон, що має z₂ негативних зарядів, m і n - число катіонів та аніонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули електроліту. Наприклад, .

Число позитивних і негативних іонів в розчині може бути різним, але сумарний заряд катіонів завжди дорівнює сумарному заряду аніонів, тому розчин в цілому електронейтрален.

Сильні електроліти практично повністю дисоціюють на іони при будь-яких концентраціях їх у розчині. До них відносяться сильні кислота (див.), Сильні підстави і майже всі солі (див.). Слабкі електроліти, до яких відносяться слабкі кислоти і основи і деякі солі, наприклад сулема HgCl₂, диссоциируют лише частково- ступінь їх дисоціації, т. е. частка молекул, що розпалися на іони, зростає зі зменшенням концентрації розчину.

Мірою здатності електролітів розпадатися на іони в розчинах може служити константа електролітичноїдисоціації (константа іонізації), рівна

де в квадратних дужках показані концентрації відповідних часток у розчині.

При пропущенні через розчин електроліту постійного електричного струму катіони переміщаються до негативно зарядженого електроду - катода, аніони пересуваються до позитивного електрода - анода, де віддають свої заряди, перетворюючись на електронейтральні атоми або молекули (катіони отримують електрони від катода, а аніони віддають електрони на аноді) . Так як процес приєднання електронів до речовини є відновленням, а процес віддачі електронів речовиною - окисленням, то при пропущенні електричного струму через розчин електроліту на катоді відбувається відновлення катіонів, а на аноді-окислення аніонів. Цей окислювально-відновний процес називають електролізом.

Електроліти є неодмінною складовою частиною рідин і щільних тканин організмів. У фізіологічних і біохімічних процесах велику роль відіграють такі неорганічні іони, як Н⁺, Na⁺, До⁺, Са²⁺, Mg²⁺, ОН^-, С1^-, НСО^-₃, H₂РВ^-₄,   SO²4 (див. Мінеральний обмін). Іони Н⁺ і ОН^- в організмі людини знаходяться в дуже малих концентраціях, але їх роль у життєвих процесах величезна (див. Кислотно-лужну рівновагу). Концентрація іонів Na⁺ і Cl^- значно перевершує таку усіх інших неорганічних іонів разом узятих. Див. Також Буферні розчини, Іоніти.

Електроліти - речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм. Типовими електролітами є солі, кислоти та основи.

Відповідно до теорії електролітичноїдисоціації Аррениуса молекули електролітів у розчинах мимовільно розпадаються на позитивно і негативно заряджені частинки - іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами, негативно заряджені - аніонами. Величина заряду іона визначається валентністю (див.) Атома або групи атомів, що утворюють даний іон. Катіони утворюють зазвичай атоми металів, наприклад К +, Na +, Са2 +, Mg3 +, Fe3 +, і деякі групи інших атомів (наприклад, група амонію NH4) - аніони, як правило, утворюються атомами і групами атомів, що є кислотним залишками, наприклад Cl-, J-, Br-, S2-, NO3-, CO₃, SO₄, PO₄. Кожна молекула електронейтральна, тому число елементарних позитивних зарядів катіонів дорівнює числу елементарних негативних зарядів аніонів, що утворюються при дисоціації молекули. Наявністю іонів пояснюється здатність розчинів електролітів проводити електричний струм. Тому розчини електролітів називають іонними провідниками, або провідниками другого роду.

Дисоціація молекул електролітів на іони може бути представлена наступним загальним рівнянням:

де KpAq - недіссоціірованних молекула, Кn + 1 - катіон, що несе n1 позитивних зарядів, Аn2 - аніон, що має n2 негативних зарядів, р і q - число катіонів та аніонів, що входять до складу молекули електроліту. Так, наприклад, дисоціація сірчаної кислоти і гідрату окису амонію виражається рівняннями:

Кількість іонів, що містяться в розчині, прийнято вимірювати в грам-іонах на 1 л розчину. Грам-іон - маса іонів даного виду, виражена в грамах і чисельно рівна формульним вазі іона. Формульний вага знаходять підсумовуванням атомних ваг атомів, що утворюють даний іон. Так, наприклад, формульний вага іонів SO₄-дорівнює: 32,06 + 4-16,00 = 96,06.

Електроліти поділяють на низькомолекулярні, високомолекулярні (поліелектроліти) і колоїдні. Прикладами низькомолекулярних електролітів, або просто електролітів, можуть служити звичайні низькомолекулярні кислоти, основи і солі, які в свою чергу прийнято ділити на слабкі і сильні електроліти. Слабкі електроліти неповністю диссоциируют на іони, внаслідок чого в розчині встановлюється динамічна рівновага між іонами і недіссоціірованнимі молекулами електролітів (рівняння 1). До числа слабких електролітів відносяться слабкі кислоти, слабкі підстави і деякі солі, наприклад сулема HgCl₂. Кількісно процес дисоціації може бути охарактеризований ступенем електролітичноїдисоціації (ступенем іонізації)?, Ізотонічним коефіцієнтом i і константою електролітичноїдисоціації (константою іонізації) К. Ступенем електролітичноїдисоціації? називають ту частку молекул електролітів, яка розпадається на іони в цьому розчині. Величина а, вимірювана в частках одиниці або в%, залежить від природи електроліту і розчинника: вона зменшується зі збільшенням концентрації розчину і зазвичай злегка змінюється (зростає або зменшується) зі збільшенням температури-вона також зменшується при введенні в розчин даного електроліту більш сильного електроліту, утворює однойменні нони (наприклад, ступінь електролітичноїдисоціації оцтової кислоти СН₃СООН зменшується при додаванні до її розчину соляної кислоти HCl або ацетату натрію CH₃COONa).

Ізотонічний коефіцієнт, або коефіцієнт Вант-Гоффа, i дорівнює відношенню суми числа іонів і непродіссоцііровавшіх молекул електроліту до числа його молекул, взятих для приготування розчину. Експериментально i визначається шляхом вимірювання осмотичного тиску, зниження температури замерзання розчину (див. Кріометрія) і деяких інших фізичних властивостей розчинів. Величини i і? взаємопов'язані рівнянням

де n - число іонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули даного електроліту.

Константа електролітичноїдисоціації До являє собою константу рівноваги. Якщо електроліт дисоціює на іони за рівнянням (1), то

де, і [KpAq] - концентрації в розчині катіонів та аніонів (в г-іон / л) і недіссоціірованних молекул (в моль / л) відповідно. Рівняння (3) є математичним виразом закону діючих мас в застосуванні до процесу електролітичноїдисоціації. Чим більше К, тим електроліт краще розпадається на іони. Для даного електроліту До залежить від температури (зазвичай із збільшенням температури зростає) і, на відміну від а, не залежить від концентрації розчину.

Якщо молекула слабкого електроліту може диссоциировать не так на два, а на більше число іонів, то дисоціація протікає по стадіях (ступінчаста дисоціація). Наприклад, слабка вугільна кислота H₂СO₃ у водних розчинах дисоціюють в два ступені:

1-й ступінь:

2-й ступінь:

При цьому константа дисоціації 1-го ступеня значно перевищує таку 2-го ступеня.

Сильні електроліти згідно теорії Дебая - Хюккеля в розчинах повністю диссоційовані на іони. Прикладами цих електролітів можуть служити сильні кислоти, сильні підстави і майже всі розчинні у воді солі. Внаслідок повної дисоціації сильних електролітів в їх розчинах міститься величезна кількість іонів, відстані між якими такі, що між різнойменно зарядженими іонами проявляються сили електростатичного притягання, завдяки чому кожен іон оточений іонами протилежного заряду (іонна атмосфера). Наявність іонної атмосфери знижує хімічну і фізіологічну активність іонів, їх рухливість в електричному полі та інші властивості іонів. Електростатичне тяжіння між різнойменно зарядженими іонами зростає зі збільшенням іонної сили розчину, рівної напівсумі творів концентрації С кожного іона на квадрат його валентності Z:

(4)

Так, наприклад, іонна сила 0,01 молярного розчину MgSO₄ дорівнює

Розчини сильних електролітів незалежно від їх природи при однаковій іонної силі (що не перевищує, однак, 0,1) володіють однаковою іонною активністю. Іонна сила крові людини не перевищує 0,15. Для кількісного опису властивостей розчинів сильних електролітів була введена величина, яка називається активністю а, формально замінює концентрацію в рівняннях, що випливають із закону діючих мас, наприклад в рівнянні (1). Активність а, що має розмірність концентрації, пов'язана з концентрацією рівнянням

а = f · С, (5)

де f - коефіцієнт активності, що показує, яку частку дійсної концентрації даних іонів в розчині становить ефективна їх концентрація або активність. Зі зменшенням концентрації розчину f зростає і в дуже розведених розчинах стає рівною 1 в останньому випадку а = С.

Низькомолекулярні електроліти є неодмінною складовою частиною рідин і щільних тканин організмів. З іонів низькомолекулярних електролітів у фізіологічних і біохімічних процесах велику роль відіграють катіони Н +, Na +, Mg2 +, Са2 + і аніони ОН-, Cl-, НСO₃, H₂РO₄, НРO₄, SO₄ (Див. Мінеральний обмін). Іони Н + і ОН- в організмах, в тому числі і в організмі людини, знаходяться в дуже малих концентраціях, але роль їх в життєвих процесах величезна (див. Кислотно-лужну рівновагу). Концентрації Na + і Cl- значно перевершують концентрацію всіх інших іонів, разом узятих.

Для живих організмів надзвичайно характерний так званими антагонізм іонів - здатність іонів, що знаходяться в розчині, взаємно знижувати властиве кожному з них дію. Встановлено, наприклад, що іони Na + в тій концентрації, в якій вони перебувають в крові, отруйні для багатьох ізольованих органів тварин. Однак отруйність Na + пригнічується при додаванні до містить їх розчину у відповідних концентраціях іонів К + і Са2 +. Таким чином, іони К + і Са2 + є антагоністами іонів Na +. Розчини, в яких шкідлива дія яких-небудь іонів усунуто дією іонів антагоністів, називаються еквілібрірованнимі розчинами. Антагонізм іонів виявлений при дії їх на самі різні фізіологічні та біохімічні процеси.

Поліелектролітами називають високомолекулярні електроліти- прикладами їх є білки, нуклеїнові кислоти і багато інших біополімери (див. Високомолекулярні сполуки), а також ряд синтетичних полімерів. В результаті дисоціації макромолекул поліелектролітів утворюються низькомолекулярні іони (протівоіони), як правило, різної природи і багатозарядний макромолекулярний іон. Частина противоионов міцно пов'язана з макромолекулярний іоном електростатичними силами-інші знаходяться в розчині у вільному стані.

Прикладами колоїдних електролітів можуть служити мила, дубильні речовини і деякі барвники. Для розчинів цих речовин характерно рівновагу:

міцели (колоїдні частки) gt; молекули gt; іони.

При розведенні розчину рівновага зміщується зліва направо.

Див. Також амфолітов.