Классификация электролитов

Все электролиты различаются на настоящие и потенциальные.

Настоящие электролиты находятся в виде ионов, еще до того как они будут расплавлены или переведены в раствор. (W. Schröter, Chemie, 1989, S. 168)

  К ним относятся все типичные соли, которые в твердом состоянии образуют твердую кристаллическую решетку (например, вещества, формулы которых NaNO₃; K₂SO₄; CaCl₂ …).

  Потенциальные электролиты образуют ионы при переходе вещества в раствор или расплав. (W. Schröter, Chemie, 1989, S. 168)

   К потенциальным электролитам относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными ковалентными связями. 

  Также электролиты бывают слабые и сильные. Сила электролитов в водном растворе определяется их степенью диссоциации.

Потенциальные электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют полностью, называются сильными электролитами.

Истинные значения степени диссоциации этих электролитов равны 1, а кажущиеся значения ά изменяются в пределах от 50% до 100%. К сильным электролитам относят настоящие электролиты, а также HCl, HNO₃, H₂SO₄ и т.д.

 

HCl + H₂O → H₃O ⁺ + Cl ^–

Потенциальные электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют частично, называются слабыми электролитами.

То есть процесс диссоциации проходит обратимо: вещества распадаются на ионы (диссоциация) и одновременно объединяются в молекулы (ассоциация).

Значения степени диссоциации таких электролитов в растворе значительно меньше 1, или 100%. К слабым электролитам относят HCN, NH₃· H₂O, H₂CO₃, CH₃COOH и т.д.

 

CH₃COOH ↔ CH₃COO ^-- + H ⁺

 

Рассмотрим теперь в свете теории электролитической диссоциации свойства тех веществ — кислот, оснований и солей, которые являются электролитами в водных растворах.

1. Кислоты.

Как известно, для кислот характерны следующие свойства:

· кислый вкус

· способность изменять цвета многих индикаторов

· способность растворять некоторые металлы с выделением водорода

· способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей

Все эти свойства кислот проявляются только в растворах, и притом исключительно в водных растворах. Но в водных растворах присутствуют только ионы, а это значит, что все свойства кислот принадлежат какому-то иону. У всех кислот общий только ион гидрооксония, следовательно, все свойства кислот, такие как кислый вкус и т.д. принадлежат иону водорода. Поэтому по теории электролитической диссоциации кислоты имеют ниже представленное определение.

«Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием водорода и не дающие никаких других положительно заряженных ионов» (Н.Л. Глинка, Общая химия,1956 г., стр. 274)

 

2. Основания.

Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

· своеобразным мыльным вкусом

· способность изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты

· способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей

Общим для всех оснований является ион гидроксила, следовательно, он и является носителем всех щелочных свойств, поэтому определение основание в теории электролитической диссоциации звучит так:

«Основания — это электролиты, диссоциириющие в водных растворах с отщеплением гидроксильных частиц» (Н.Л. Глинка, Общая химия,1956 г., стр. 276)

 

3. Соли.

«Соли – это электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от ионов гидроксила» ( Н.Л. Глинка, Общая химия,1956 г., стр. 274)

 

   У каждого электролита есть ещё одна характеристика – активность.

«Активностью называется эффективная концентрация в рас­творе, которая в результате взаимодействия ионов (электро­статического притяжения и отталкивания) имеет меньшее значение, чем фактическая» (Л.С. Стерман и др., Физические и химические методы обработки воды на ТЭС, 1991г., стр. 21)

 То есть, в растворах настоящих электролитов, построенных из ионов, электропроводность никогда не соответствует полной диссоциации, потому что при большом количестве катионов и анионов между ними возникает электростатическое напряжение, и кажущаяся концентрация ионов оказывается меньше их истинной.

Поэтому состав концентрированных растворов электролитов решили характеризовать не аналитической концентрацией электролита, а так называемой действующей, или активностью электролита.

 

Электропроводность.

 

Электропроводимость– это численное выражение способности водного раствора проводить электрический ток.

       «Электрическая проводимость воды зависит в основном от концентрации растворенных минеральных солей и температуры. Минеральную часть воды составляют ионы Na⁺, K⁺, Ca²⁺,Mg²⁺, Cl^-, SO₄^2-, HCO₃^-. Этими ионами и обусловливается электропроводимость природных вод. Присутствие других ионов, например Fe3+, Fe2+, Mn²⁺,Al³⁺, NO₃^-, HPO₄^2-, H₂PO₄^-, не сильно влияет на электропроводимость, если эти ионы не содержатся в воде в значительных количествах (например, нижевыпусков производственных или хозяйственно-бытовых сточных вод). По значениям электропроводимости можно приближенно судить о минерализации воды» (Беликова С.Е., Водоподготовка, Справочник для профессионалов, 2007, стр.21)

А судят о минерализации так:

«В любом водном растворе всегда присутствуют оба вида ионов (Н⁺ и ОН^--). Характер среды (кислая, щелочная, нейтральная) определяется их концентрациями, причем для выражения характера среды достаточно знать какую-либо одну из них. Чаще используют водородный показатель рН. Величина рН в природной воде целиком определяется характером и концентрацией примесей в ней. Те примеси, которые представлены в воде сильными электролитами, пол­ностью диссоциированы и находятся в ионной форме, у слабых электролитов только часть молекул диссоциирует и соотноше­ние между ионами и молекулами определяется константой диссоциации.» (Л.С. Стерман и др., Физические и химические методы обработки воды на ТЭС, 1991г., стр. 21)

Существуют разные виды электропроводности:

· ионная

· дырочная

· электролитическая

     и т.д.

Ионная электропроводность, электропроводность, обусловленная упорядоченным передвижением в веществе ионов.

Дырочная электропроводность - электропроводность полупроводника или кристаллического диэлектрика, обусловленная перемещением электронных или ионных дырок (дырка – не занятое электроном энергетическое состояние) проводимости под действием внешнего электрического поля.

Электролитическая электропроводность – это способность жидкости передавать электрический ток.

Существует также прыжковая электропроводность. Механизм прыжковой электропроводности состоит том, что электрон «перепрыгивает» с одного донора на другой, который не имел до этого электрона.

 

Теперь поговорим об удельной электрической проводимости.

Удельная проводимость — мера способности вещества проводить электрический ток.

«Удельная электрическая проводимость растворов, характеризуемая электрической проводимостью 1 см³ жидкости с размером граней 1 см и выражаемая в См/см, является важным показателем качества природной воды и обработанной воды. Удельная проводимость воды, не содержащей примесей, при 25 ^оС составляет 0,063 мкСм/см.. Удельная проводимость воды используется для измерения общего количества растворенных твердых веществ.

Удельная проводимость водных растворов, т.е. проводников второго рода, зависит от температуры, концентрации типа электролита, степени его диссоциации и скорости движения ионов и измеряется методами кондуктомитрии» (Громогласов А.А. и др., Водоподготовка: процессы и аппараты, стр. 23.).