Die Elektrolytdissoziation wird quantitativ durch den Dissoziationsgrad charakterisiert. Dissoziationsgrad a–Dies ist das Verhältnis der Anzahl der in Ionen dissoziierten Moleküle N diss.,Zu Gesamtzahl Moleküle des gelösten Elektrolyten N :

A =

A– der Anteil der Elektrolytmoleküle, die in Ionen zerfallen sind.

Der Grad der Elektrolytdissoziation hängt von vielen Faktoren ab: der Art des Elektrolyten, der Art des Lösungsmittels, der Konzentration der Lösung und der Temperatur.

Aufgrund ihrer Fähigkeit zur Dissoziation werden Elektrolyte herkömmlicherweise in starke und schwache Elektrolyte unterteilt. Als Elektrolyte werden üblicherweise Elektrolyte bezeichnet, die in Lösung nur in Form von Ionen vorliegen stark . Als Elektrolyte werden Elektrolyte bezeichnet, die im gelösten Zustand teilweise in Form von Molekülen und teilweise in Form von Ionen vorliegen schwach .

Zu den starken Elektrolyten zählen fast alle Salze, einige Säuren: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (siehe Anhang, Tabelle 6).

Der Prozess der Dissoziation starker Elektrolyte wird bis zum Abschluss fortgesetzt:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

und Gleichheitszeichen werden in die Dissoziationsgleichungen eingesetzt.

In Bezug auf starke Elektrolyte ist der Begriff „Dissoziationsgrad“ bedingt. " Offensichtlicher Grad der Dissoziation (a jeweils) unter dem wahren (siehe Anhang, Tabelle 6). Mit zunehmender Konzentration eines starken Elektrolyten in einer Lösung nimmt die Wechselwirkung entgegengesetzt geladener Ionen zu. Wenn sie ausreichend nahe beieinander liegen, bilden sie Partner. Die darin enthaltenen Ionen werden durch Schichten polarer Wassermoleküle getrennt, die jedes Ion umgeben. Dies wirkt sich auf die Abnahme der elektrischen Leitfähigkeit der Lösung aus, d.h. Es entsteht der Effekt einer unvollständigen Dissoziation.

Um diesen Effekt zu berücksichtigen, wurde ein Aktivitätskoeffizient g eingeführt, der mit zunehmender Konzentration der Lösung abnimmt und zwischen 0 und 1 liegt. Um die Eigenschaften von Lösungen starker Elektrolyte quantitativ zu beschreiben, wird eine Größe genannt Aktivität (A).

Unter der Aktivität eines Ions versteht man seine effektive Konzentration, nach der es bei chemischen Reaktionen wirkt.

Ionenaktivität ( A) ist gleich seiner molaren Konzentration ( MIT), multipliziert mit dem Aktivitätskoeffizienten (g):

A = G MIT.

Der Einsatz von Aktivität anstelle von Konzentration ermöglicht es, die für ideale Lösungen aufgestellten Gesetze auf Lösungen anzuwenden.

Zu den schwachen Elektrolyten gehören einige Mineralsäuren (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) und die meisten organischen Säuren (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 usw.). , Ammoniumhydroxid NH 4 OH und alle in Wasser schwerlöslichen Basen, organische Amine.

Die Dissoziation schwacher Elektrolyte ist reversibel. In Lösungen schwacher Elektrolyte stellt sich ein Gleichgewicht zwischen Ionen und undissoziierten Molekülen ein. In den entsprechenden Dissoziationsgleichungen wird das Reversibilitätszeichen („“) eingesetzt. Beispielsweise lautet die Dissoziationsgleichung für schwache Essigsäure wie folgt:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

In einer Lösung eines schwachen binären Elektrolyten ( CA) stellt sich das folgende Gleichgewicht ein, gekennzeichnet durch eine Gleichgewichtskonstante, die Dissoziationskonstante genannt wird ZU D:

KA « K + + A - ,

.

Wenn 1 Liter Lösung gelöst ist MIT Mol Elektrolyt CA und der Grad der Dissoziation ist a, was dissoziiert bedeutet aС Mol Elektrolyt und jedes Ion wurde gebildet aС Maulwürfe. Im undissoziierten Zustand bleibt ( MIT – aС) Maulwürfe CA.

KA « K + + A - .

C – aС aС aС

Dann ist die Dissoziationskonstante gleich:

(6.1)

Da die Dissoziationskonstante nicht von der Konzentration abhängt, drückt die abgeleitete Beziehung die Abhängigkeit des Dissoziationsgrades eines schwachen binären Elektrolyten von seiner Konzentration aus. Aus Gleichung (6.1) geht hervor, dass eine Verringerung der Konzentration eines schwachen Elektrolyten in einer Lösung zu einer Erhöhung des Dissoziationsgrads führt. Gleichung (6.1) drückt aus Ostwalds Verdünnungsgesetz .

Für sehr schwache Elektrolyte (ca A<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

ZU D ein 2 C, oder A„(6.2)

Die Dissoziationskonstante für jeden Elektrolyten ist bei einer bestimmten Temperatur konstant, sie hängt nicht von der Konzentration der Lösung ab und charakterisiert die Fähigkeit des Elektrolyten, in Ionen zu zerfallen. Je höher der Kd-Wert, desto stärker dissoziiert der Elektrolyt in Ionen. Die Dissoziationskonstanten schwacher Elektrolyte sind tabellarisch aufgeführt (siehe Anhang, Tabelle 3).

Elektrolyte sind als chemische Stoffe seit der Antike bekannt. Allerdings haben sie die meisten Anwendungsbereiche erst vor relativ kurzer Zeit erobert. Wir werden die Bereiche mit der höchsten Priorität in der Branche für den Einsatz dieser Stoffe besprechen und herausfinden, was letztere sind und wie sie sich voneinander unterscheiden. Aber beginnen wir mit einem Ausflug in die Geschichte.

Geschichte

Die ältesten bekannten Elektrolyte sind Salze und Säuren, die in der Antike entdeckt wurden. Allerdings haben sich im Laufe der Zeit Vorstellungen über die Struktur und Eigenschaften von Elektrolyten weiterentwickelt. Theorien zu diesen Prozessen haben sich seit den 1880er Jahren entwickelt, als eine Reihe von Entdeckungen im Zusammenhang mit Theorien über die Eigenschaften von Elektrolyten gemacht wurden. In den Theorien, die die Mechanismen der Wechselwirkung von Elektrolyten mit Wasser beschreiben, wurden mehrere qualitative Sprünge beobachtet (schließlich erhalten sie nur in Lösung die Eigenschaften, aufgrund derer sie in der Industrie verwendet werden).

Jetzt werden wir einige Theorien im Detail untersuchen, die den größten Einfluss auf die Entwicklung von Ideen über Elektrolyte und ihre Eigenschaften hatten. Und beginnen wir mit der gängigsten und einfachsten Theorie, die jeder von uns in der Schule durchgemacht hat.

Arrhenius-Theorie der elektrolytischen Dissoziation

Im Jahr 1887 entwickelten der schwedische Chemiker und Wilhelm Ostwald die Theorie der elektrolytischen Dissoziation. Allerdings ist es auch hier nicht so einfach. Arrhenius selbst war ein Befürworter der sogenannten physikalischen Lösungstheorie, die die Wechselwirkung der Bestandteile eines Stoffes mit Wasser nicht berücksichtigte und argumentierte, dass in der Lösung freie geladene Teilchen (Ionen) existieren. Aus dieser Sicht wird übrigens heute in der Schule die elektrolytische Dissoziation betrachtet.

Lassen Sie uns darüber sprechen, was diese Theorie liefert und wie sie uns den Mechanismus der Wechselwirkung von Substanzen mit Wasser erklärt. Wie jeder andere hat sie mehrere Postulate, die sie verwendet:

1. Bei der Wechselwirkung mit Wasser zerfällt der Stoff in Ionen (positiv – Kation und negativ – Anion). Diese Partikel werden hydratisiert: Sie ziehen Wassermoleküle an, die übrigens auf der einen Seite positiv und auf der anderen negativ geladen sind (Bildung eines Dipols), wodurch sie zu Aquakomplexen (Solvaten) geformt werden.

2. Der Dissoziationsprozess ist reversibel – das heißt, wenn ein Stoff in Ionen zerfallen ist, kann er unter dem Einfluss irgendwelcher Faktoren wieder in seine ursprüngliche Form zurückkehren.

3. Wenn Sie Elektroden an die Lösung anschließen und den Strom einschalten, beginnen sich die Kationen zur negativen Elektrode – der Kathode – und die Anionen zur positiv geladenen Elektrode – der Anode – zu bewegen. Deshalb leiten Stoffe, die gut wasserlöslich sind elektrischer Strom besser als Wasser selbst. Aus dem gleichen Grund wurden sie Elektrolyte genannt.

4. Elektrolyt charakterisiert den Prozentsatz einer Substanz, der gelöst wurde. Dieser Indikator hängt von den Eigenschaften des Lösungsmittels und des gelösten Stoffes selbst, von dessen Konzentration und von der Außentemperatur ab.

Hier sind tatsächlich alle Hauptpostulate dieser einfachen Theorie aufgeführt. Wir werden sie in diesem Artikel verwenden, um zu beschreiben, was in einer Elektrolytlösung passiert. Wir werden uns etwas später Beispiele für diese Zusammenhänge ansehen, aber jetzt schauen wir uns eine andere Theorie an.

Lewis-Theorie der Säuren und Basen

Nach der Theorie der elektrolytischen Dissoziation ist eine Säure eine Substanz, in deren Lösung ein Wasserstoffkation vorhanden ist, und eine Base ist eine Verbindung, die in Lösung in ein Hydroxidanion zerfällt. Es gibt eine andere Theorie, benannt nach dem berühmten Chemiker Gilbert Lewis. Dadurch können wir das Konzept von Säure und Base etwas erweitern. Nach der Theorie von Lewis sind Säuren Moleküle einer Substanz, die über freie Elektronenorbitale verfügen und in der Lage sind, ein Elektron von einem anderen Molekül aufzunehmen. Es ist leicht zu vermuten, dass es sich bei den Basen um Partikel handelt, die in der Lage sind, ein oder mehrere ihrer Elektronen für den „Gebrauch“ der Säure abzugeben. Das Interessante dabei ist, dass nicht nur ein Elektrolyt, sondern jeder Stoff, auch in Wasser unlöslich, eine Säure oder Base sein kann.

Protolytische Theorie von Brendsted-Lowry

Im Jahr 1923 schlugen zwei Wissenschaftler – J. Brønsted und T. Lowry – unabhängig voneinander eine Theorie vor, die heute von Wissenschaftlern aktiv zur Beschreibung chemischer Prozesse genutzt wird. Der Kern dieser Theorie besteht darin, dass die Bedeutung der Dissoziation auf die Übertragung eines Protons von einer Säure auf eine Base hinausläuft. Letzterer wird hier also als Protonenakzeptor verstanden. Dann ist die Säure ihr Spender. Die Theorie erklärt auch gut die Existenz von Substanzen, die sowohl die Eigenschaften von Säuren als auch von Basen aufweisen. Solche Verbindungen werden amphoter genannt. In der Bronsted-Lowry-Theorie wird für sie auch der Begriff Ampholyte verwendet, während Säuren oder Basen meist als Protolyte bezeichnet werden.

Wir kommen zum nächsten Teil des Artikels. Hier verraten wir Ihnen, wie sich starke und starke Menschen voneinander unterscheiden. schwache Elektrolyte und diskutieren den Einfluss externer Faktoren auf ihre Eigenschaften. Und dann beginnen wir mit der Beschreibung ihrer praktischen Anwendung.

Starke und schwache Elektrolyte

Jeder Stoff interagiert individuell mit Wasser. Einige lösen sich darin gut auf (z. B. Speisesalz), andere lösen sich überhaupt nicht auf (z. B. Kreide). Somit werden alle Stoffe in starke und schwache Elektrolyte unterteilt. Letztere sind Stoffe, die schlecht mit Wasser interagieren und sich am Boden der Lösung absetzen. Dies bedeutet, dass sie einen sehr geringen Dissoziationsgrad und eine hohe Bindungsenergie aufweisen, was es dem Molekül unter normalen Bedingungen nicht ermöglicht, in seine Ionenbestandteile zu zerfallen. Die Dissoziation schwacher Elektrolyte erfolgt entweder sehr langsam oder mit zunehmender Temperatur und Konzentration dieser Substanz in Lösung.

Sprechen wir über starke Elektrolyte. Hierzu zählen alle löslichen Salze sowie starke Säuren und Laugen. Sie zerfallen leicht in Ionen und lassen sich nur sehr schwer in Niederschlägen sammeln. Der Strom in Elektrolyten erfolgt übrigens genau dank der in der Lösung enthaltenen Ionen. Daher leiten starke Elektrolyte den Strom am besten. Beispiele für Letzteres: starke Säuren, Laugen, lösliche Salze.

Einflussfaktoren auf das Verhalten von Elektrolyten

Lassen Sie uns nun herausfinden, wie sich Änderungen in der äußeren Umgebung auswirken. Die Konzentration wirkt sich direkt auf den Dissoziationsgrad des Elektrolyten aus. Darüber hinaus kann dieser Zusammenhang mathematisch ausgedrückt werden. Das Gesetz, das diese Beziehung beschreibt, wird Ostwalds Verdünnungsgesetz genannt und lautet wie folgt: a = (K / c) 1/2. Dabei ist a der Dissoziationsgrad (in Bruchteilen), K die Dissoziationskonstante, die für jede Substanz unterschiedlich ist, und c die Konzentration des Elektrolyten in der Lösung. Mithilfe dieser Formel können Sie viel über einen Stoff und sein Verhalten in Lösung lernen.

Aber wir sind vom Thema abgewichen. Neben der Konzentration wird der Dissoziationsgrad auch von der Temperatur des Elektrolyten beeinflusst. Bei den meisten Substanzen erhöht eine Erhöhung die Löslichkeit und chemische Aktivität. Genau dies kann das Auftreten einiger Reaktionen nur bei erhöhten Temperaturen erklären. Unter normalen Bedingungen verlaufen sie entweder sehr langsam oder in beide Richtungen (dieser Vorgang wird als reversibel bezeichnet).

Wir haben die Faktoren analysiert, die das Verhalten eines Systems wie einer Elektrolytlösung bestimmen. Kommen wir nun zur praktischen Anwendung dieser zweifellos sehr wichtigen Chemikalien.

Industrielle Nutzung

Natürlich hat jeder das Wort „Elektrolyt“ im Zusammenhang mit Batterien gehört. Das Auto verwendet Blei-Säure-Batterien, deren Elektrolyt 40 % Schwefelsäure ist. Um zu verstehen, warum dieser Stoff dort überhaupt benötigt wird, lohnt es sich, die Betriebseigenschaften von Batterien zu verstehen.

Was ist also das Funktionsprinzip einer Batterie? Sie durchlaufen eine reversible Reaktion, bei der ein Stoff in einen anderen umgewandelt wird, wodurch Elektronen freigesetzt werden. Beim Laden einer Batterie kommt es zu einer Wechselwirkung von Stoffen, die unter normalen Bedingungen nicht auftritt. Dies kann man sich als die Anhäufung von Elektrizität in einer Substanz als Ergebnis einer chemischen Reaktion vorstellen. Während der Entladung beginnt die Rücktransformation, die das System in den Ausgangszustand führt. Diese beiden Prozesse bilden zusammen einen Lade-Entlade-Zyklus.

Schauen wir uns den obigen Prozess anhand eines konkreten Beispiels an – einer Blei-Säure-Batterie. Wie Sie sich vorstellen können, besteht diese Stromquelle aus einem Element, das Blei (sowie Bleidioxid PbO 2) und Säure enthält. Jede Batterie besteht aus Elektroden und dem mit Elektrolyt gefüllten Raum dazwischen. Als Letzteres verwenden wir, wie wir bereits herausgefunden haben, in unserem Beispiel Schwefelsäure mit einer Konzentration von 40 Prozent. Die Kathode einer solchen Batterie besteht aus Bleidioxid und die Anode besteht aus reinem Blei. Dies alles liegt daran, dass an diesen beiden Elektroden unter Beteiligung von Ionen, in die die Säure dissoziiert ist, unterschiedliche reversible Reaktionen ablaufen:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (Reaktion findet an der negativen Elektrode - Kathode) statt.
2. Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reaktion findet an der positiven Elektrode – Anode) statt.

Wenn wir die Reaktionen von links nach rechts lesen, erhalten wir Prozesse, die beim Entladen der Batterie ablaufen, und wenn wir von rechts nach links lesen, erhalten wir Prozesse, die beim Laden der Batterie ablaufen. Bei jeder dieser Reaktionen sind diese Reaktionen unterschiedlich, aber der Mechanismus ihres Auftretens wird im Allgemeinen auf die gleiche Weise beschrieben: Es treten zwei Prozesse auf, bei denen Elektronen „absorbiert“ werden und bei der anderen im Gegenteil „ auslassen". Das Wichtigste ist, dass die Anzahl der aufgenommenen Elektronen gleich der Anzahl der abgegebenen Elektronen ist.

Abgesehen von Batterien gibt es tatsächlich viele Anwendungen für diese Stoffe. Generell sind die von uns beispielhaft aufgeführten Elektrolyte nur ein kleiner Teil der Stoffvielfalt, die unter diesem Begriff zusammengefasst wird. Sie umgeben uns überall, überall. Hier ist zum Beispiel der menschliche Körper. Glauben Sie, dass diese Substanzen nicht vorhanden sind? Du liegst sehr falsch. Sie kommen überall in uns vor und der größte Teil besteht aus Blutelektrolyten. Dazu gehören beispielsweise Eisenionen, die Teil des Hämoglobins sind und dabei helfen, Sauerstoff zu den Geweben unseres Körpers zu transportieren. Blutelektrolyte spielen auch eine Schlüsselrolle bei der Regulierung des Wasser-Salz-Gleichgewichts und der Herzfunktion. Diese Funktion wird von Kalium- und Natriumionen übernommen (es gibt sogar einen Prozess, der in Zellen abläuft und als Kalium-Natrium-Pumpe bezeichnet wird).

Alle Substanzen, die Sie auch nur ein wenig auflösen können, sind Elektrolyte. Und es gibt keinen Industrie- und Lebenszweig, in dem sie nicht eingesetzt werden. Es sind nicht nur Autobatterien und Batterien. Dies sind alle Chemie- und Lebensmittelproduktionsbetriebe, Militärfabriken, Bekleidungsfabriken usw.

Die Zusammensetzung des Elektrolyten variiert übrigens. Somit können saure und alkalische Elektrolyte unterschieden werden. Sie unterscheiden sich grundlegend in ihren Eigenschaften: Wie bereits erwähnt, sind Säuren Protonendonatoren und Laugen Akzeptoren. Aber im Laufe der Zeit ändert sich die Zusammensetzung des Elektrolyten aufgrund des Verlusts eines Teils der Substanz; die Konzentration nimmt entweder ab oder zu (alles hängt davon ab, was verloren geht, Wasser oder Elektrolyt).

Wir begegnen ihnen jeden Tag, aber nur wenige Menschen kennen die genaue Definition eines Begriffs wie Elektrolyte. Wir haben uns Beispiele für bestimmte Substanzen angesehen, kommen wir also zu etwas komplexeren Konzepten.

Physikalische Eigenschaften von Elektrolyten

Nun zur Physik. Beim Studium dieses Themas ist es am wichtigsten zu verstehen, wie Strom in Elektrolyten übertragen wird. Dabei spielen Ionen eine entscheidende Rolle. Diese geladenen Teilchen können Ladung von einem Teil der Lösung auf einen anderen übertragen. Daher tendieren Anionen immer zur positiven Elektrode und Kationen zur negativen. Indem wir also mit elektrischem Strom auf die Lösung einwirken, trennen wir die Ladungen auf verschiedenen Seiten des Systems.

Eine sehr interessante physikalische Eigenschaft ist die Dichte. Viele Eigenschaften der von uns diskutierten Verbindungen hängen davon ab. Und oft stellt sich die Frage: „Wie erhöht man die Dichte des Elektrolyten?“ Tatsächlich ist die Antwort einfach: Es ist notwendig, den Wassergehalt in der Lösung zu reduzieren. Da die Dichte des Elektrolyten maßgeblich bestimmt wird, hängt sie maßgeblich von dessen Konzentration ab. Es gibt zwei Möglichkeiten, Ihren Plan zu verwirklichen. Das erste ist ganz einfach: Kochen Sie den in der Batterie enthaltenen Elektrolyten. Dazu müssen Sie es so aufladen, dass die Temperatur im Inneren auf knapp über hundert Grad Celsius steigt. Wenn diese Methode nicht hilft, machen Sie sich keine Sorgen, es gibt noch eine andere: Ersetzen Sie einfach den alten Elektrolyten durch einen neuen. Dazu müssen Sie die alte Lösung ablassen, das Innere mit destilliertem Wasser von restlicher Schwefelsäure reinigen und anschließend eine neue Portion einfüllen. Hochwertige Elektrolytlösungen haben in der Regel sofort die gewünschte Konzentration. Nach dem Austausch kann man lange vergessen, wie man die Dichte des Elektrolyten erhöht.

Die Zusammensetzung des Elektrolyten bestimmt maßgeblich seine Eigenschaften. Eigenschaften wie elektrische Leitfähigkeit und Dichte hängen beispielsweise stark von der Art des gelösten Stoffes und seiner Konzentration ab. Es gibt eine separate Frage dazu, wie viel Elektrolyt eine Batterie enthalten kann. Tatsächlich steht sein Volumen in direktem Zusammenhang mit der angegebenen Leistung des Produkts. Je mehr Schwefelsäure sich in der Batterie befindet, desto leistungsfähiger ist sie, d. h. desto mehr Spannung kann sie erzeugen.

Wo wird das nützlich sein?

Wenn Sie ein Autoliebhaber sind oder sich einfach nur für Autos interessieren, dann verstehen Sie selbst alles. Sicher wissen Sie jetzt sogar, wie Sie feststellen können, wie viel Elektrolyt sich in der Batterie befindet. Und wenn Sie weit weg von Autos sind, ist das Wissen über die Eigenschaften dieser Stoffe, ihre Verwendung und ihre Wechselwirkungen untereinander nicht überflüssig. Wenn Sie dies wissen, werden Sie nicht verwirrt sein, wenn Sie gefragt werden, welcher Elektrolyt sich in der Batterie befindet. Auch wenn Sie kein Autoliebhaber sind, aber ein Auto besitzen, sind Kenntnisse über den Batterieaufbau nicht überflüssig und helfen Ihnen bei Reparaturen. Es ist viel einfacher und billiger, alles selbst zu erledigen, als zu einem Autozentrum zu gehen.

Und um dieses Thema besser zu studieren, empfehlen wir die Lektüre eines Chemielehrbuchs für Schule und Universität. Wenn Sie diese Wissenschaft gut kennen und genügend Lehrbücher gelesen haben, wäre „Chemical Current Sources“ von Varypaev die beste Option. Dort wird die gesamte Funktionsweise von Batterien, verschiedenen Batterien und Wasserstoffzellen ausführlich dargelegt.

Abschluss

Wir sind am Ende angelangt. Fassen wir zusammen. Oben haben wir alles besprochen, was mit einem solchen Konzept wie Elektrolyten zu tun hat: Beispiele, Theorie der Struktur und Eigenschaften, Funktionen und Anwendungen. Es ist noch einmal erwähnenswert, dass diese Verbindungen Teil unseres Lebens sind, ohne die unser Körper und alle Bereiche der Industrie nicht existieren könnten. Erinnern Sie sich an Blutelektrolyte? Dank ihnen leben wir. Was ist mit unseren Autos? Mit diesem Wissen können wir jedes Problem im Zusammenhang mit der Batterie beheben, da wir jetzt wissen, wie wir die Dichte des darin enthaltenen Elektrolyten erhöhen können.

Es ist unmöglich, alles zu erzählen, und wir haben uns kein solches Ziel gesetzt. Das ist schließlich noch nicht alles, was man über diese erstaunlichen Substanzen sagen kann.

LÖSUNGEN
Theorie der elektrolytischen Dissoziation

ELEKTROLYTISCHE DISSOZIATION
ELEKTROLYTEN UND NICHT-ELEKTROLYTEN

Theorie der elektrolytischen Dissoziation

(S. Arrhenius, 1887)

1. Wenn Elektrolyte in Wasser gelöst (oder geschmolzen) werden, zerfallen sie in positiv und negativ geladene Ionen (vorbehaltlich der elektrolytischen Dissoziation).

2. Unter dem Einfluss von elektrischem Strom bewegen sich Kationen (+) in Richtung Kathode (-) und Anionen (-) in Richtung Anode (+).

3. Die elektrolytische Dissoziation ist ein reversibler Prozess (die Rückreaktion wird Molarisierung genannt).

4. Grad der elektrolytischen Dissoziation ( A ) hängt von der Art des Elektrolyten und Lösungsmittels, der Temperatur und der Konzentration ab. Es zeigt das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerlegten Moleküle ( N ) zur Gesamtzahl der in die Lösung eingeführten Moleküle ( N).

a = n / N 0< a <1

Mechanismus der elektrolytischen Dissoziation ionischer Substanzen

Beim Auflösen von Verbindungen mit ionischen Bindungen ( zum Beispiel NaCl ) Der Hydratationsprozess beginnt mit der Ausrichtung von Wasserdipolen um alle Vorsprünge und Flächen der Salzkristalle.

Wassermoleküle orientieren sich an den Ionen des Kristallgitters und bilden mit ihnen entweder Wasserstoff- oder Donor-Akzeptor-Bindungen. Bei diesem Vorgang wird eine große Menge Energie freigesetzt, die als Hydratationsenergie bezeichnet wird.

Die Hydratationsenergie, deren Größe mit der Energie des Kristallgitters vergleichbar ist, wird zur Zerstörung des Kristallgitters genutzt. In diesem Fall gelangen die hydratisierten Ionen Schicht für Schicht in das Lösungsmittel und bilden durch Vermischung mit seinen Molekülen eine Lösung.

Mechanismus der elektrolytischen Dissoziation polarer Substanzen

Stoffe, deren Moleküle nach der Art der polaren kovalenten Bindung aufgebaut sind (polare Moleküle), dissoziieren auf ähnliche Weise. Um jedes polare Materiemolekül ( zum Beispiel HCl ) sind Wasserdipole auf eine bestimmte Weise ausgerichtet. Durch die Wechselwirkung mit Wasserdipolen wird das polare Molekül noch stärker polarisiert und verwandelt sich in ein ionisches Molekül, woraufhin leicht freie hydratisierte Ionen gebildet werden.

Elektrolyte und Nichtelektrolyte

Die elektrolytische Dissoziation von Stoffen, die unter Bildung freier Ionen erfolgt, erklärt die elektrische Leitfähigkeit von Lösungen.

Der Prozess der elektrolytischen Dissoziation wird üblicherweise in Form eines Diagramms niedergeschrieben, ohne seinen Mechanismus preiszugeben und das Lösungsmittel wegzulassen ( H2O ), obwohl er der Hauptteilnehmer ist.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + NO 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

Aus der elektrischen Neutralität von Molekülen folgt, dass die Gesamtladung von Kationen und Anionen gleich Null sein sollte.

Zum Beispiel, z

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Starke Elektrolyte

Dabei handelt es sich um Stoffe, die beim Auflösen in Wasser fast vollständig in Ionen zerfallen. Zu den starken Elektrolyten zählen in der Regel Stoffe mit ionischen oder stark polaren Bindungen: alle gut löslichen Salze, starke Säuren ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) und starke Basen ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

In einer starken Elektrolytlösung liegt der gelöste Stoff hauptsächlich in Form von Ionen (Kationen und Anionen) vor; undissoziierte Moleküle fehlen praktisch.

Schwache Elektrolyte

Stoffe, die teilweise in Ionen zerfallen. Lösungen schwacher Elektrolyte enthalten neben Ionen auch undissoziierte Moleküle. Schwache Elektrolyte können keine hohe Ionenkonzentration in Lösung erzeugen.

Zu den schwachen Elektrolyten gehören:

1) fast alle organischen Säuren ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH usw.);

2) manche anorganische Säuren ( H 2 CO 3, H 2 S usw.);

3) fast alle Salze, Basen und Ammoniumhydroxid, die in Wasser schwer löslich sind(Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

4) Wasser.

Sie leiten den Strom schlecht (oder fast gar nicht).

СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu(OH) 2 «[CuOH] + + OH - (erste Stufe)

[CuOH] + « Cu 2+ + OH - (zweite Stufe)

H 2 CO 3 « H + + HCO - (erste Stufe)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (zweite Stufe)

Nicht-Elektrolyte

Stoffe, deren wässrige Lösungen und Schmelzen keinen elektrischen Strom leiten. Sie enthalten kovalente unpolare oder niedrigpolare Bindungen, die nicht in Ionen zerfallen.

Gase, Feststoffe (Nichtmetalle) und organische Verbindungen (Saccharose, Benzin, Alkohol) leiten keinen elektrischen Strom.

Grad der Dissoziation. Dissoziationskonstante

Die Konzentration von Ionen in Lösungen hängt davon ab, wie vollständig ein bestimmter Elektrolyt in Ionen dissoziiert. In Lösungen starker Elektrolyte, deren Dissoziation als vollständig angesehen werden kann, lässt sich die Ionenkonzentration leicht aus der Konzentration bestimmen (C) und die Zusammensetzung des Elektrolytmoleküls (stöchiometrische Indizes), Zum Beispiel :

Die Ionenkonzentrationen in Lösungen schwacher Elektrolyte werden qualitativ durch den Grad und die Dissoziationskonstante charakterisiert.

Grad der Dissoziation (A) - das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerfallenen Moleküle ( N ) zur Gesamtzahl der gelösten Moleküle ( N):

a=n/N

und wird in Bruchteilen einer Einheit oder in % ausgedrückt ( A = 0,3 – konventionelle Grenze der Einteilung in starke und schwache Elektrolyte).

Beispiel

Bestimmen Sie die molare Konzentration von Kationen und Anionen in 0,01 M Lösungen KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 und CH 3 COOH.

Dissoziationsgrad schwacher Elektrolyte a = 0,3.

Lösung

KBr, Ba(OH)2 und H2SO4 - starke Elektrolyte, die vollständig dissoziieren(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 Mio

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 Mio

0,02 Mio

H 2 SO 4 « 2H + + SO 4

0,02 Mio

[ SO 4 2- ] = 0,01 M

NH 4 OH und CH 3 COOH – schwache Elektrolyte(a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H + ] = [ CH 3 COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Der Grad der Dissoziation hängt von der Konzentration der schwachen Elektrolytlösung ab. Bei Verdünnung mit Wasser nimmt der Dissoziationsgrad immer zu, weil die Anzahl der Lösungsmittelmoleküle nimmt zu ( H2O ) pro Molekül gelöster Substanz. Nach dem Prinzip von Le Chatelier sollte sich das Gleichgewicht der elektrolytischen Dissoziation in diesem Fall in Richtung der Produktbildung verschieben, d. h. hydratisierte Ionen.

Der Grad der elektrolytischen Dissoziation hängt von der Temperatur der Lösung ab. Typischerweise nimmt mit steigender Temperatur der Grad der Dissoziation zu, weil Bindungen in Molekülen werden aktiviert, sie werden beweglicher und lassen sich leichter ionisieren. Die Konzentration von Ionen in einer schwachen Elektrolytlösung kann durch Kenntnis des Dissoziationsgrads berechnet werdenAund Anfangskonzentration des StoffesC in Lösung.

Beispiel

Bestimmen Sie die Konzentration undissoziierter Moleküle und Ionen in einer 0,1 M Lösung NH4OH , wenn der Dissoziationsgrad 0,01 beträgt.

Lösung

Molekulare Konzentrationen NH4OH , die im Moment des Gleichgewichts in Ionen zerfällt, ist gleichAC. Ionenkonzentration NH 4 - und OH - - wird gleich der Konzentration der dissoziierten Moleküle sein und gleich seinAC(gemäß der elektrolytischen Dissoziationsgleichung)

NH4OH		NH4+		OH-
c - ein c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH 4 OH] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l

Dissoziationskonstante ( K D ) ist das Verhältnis des Produkts der Glzur Potenz der entsprechenden stöchiometrischen Koeffizienten zur Konzentration undissoziierter Moleküle.

Es ist die Gleichgewichtskonstante des elektrolytischen Dissoziationsprozesses; charakterisiert die Fähigkeit eines Stoffes, in Ionen zu zerfallen: je höher K D , desto größer ist die Konzentration der Ionen in der Lösung.

Dissoziationen schwacher mehrbasischer Säuren oder mehrbasiger Basen erfolgen stufenweise, wobei jeder Schritt seine eigene Dissoziationskonstante hat:

Erste Stufe:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 · 10 -3

Zweite Etage:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 · 10 -8

Dritter Abschnitt:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 · 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Beispiel

Leiten Sie eine Gleichung her, die den Grad der elektrolytischen Dissoziation eines schwachen Elektrolyten in Beziehung setzt ( A ) mit Dissoziationskonstante (Ostwald-Verdünnungsgesetz) für eine schwache einprotonige Säure AN .

HA « H + + A +

KD = () /

Wird als Gesamtkonzentration eines schwachen Elektrolyten bezeichnetC, dann die Gleichgewichtskonzentrationen H + und A – sind gleich ACund die Konzentration undissoziierter Moleküle ON - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )

Bei sehr schwachen Elektrolyten ( ein £ 0,01)

K D = c a 2 oder a = \ é (K D / c )

Beispiel

Berechnen Sie den Dissoziationsgrad der Essigsäure und die Ionenkonzentration H + in 0,1 M Lösung, wenn K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Lösung

Lassen Sie uns das Verdünnungsgesetz von Ostwald verwenden

\é (K D / c ) = \é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 oder a = 1,36 %

[H+] = a c = 0,0136 0,1 mol/l

Löslichkeitsprodukt

Definition

Etwas schwerlösliches Salz in ein Becherglas geben, zum Beispiel AgCl und destilliertes Wasser zum Sediment hinzufügen. In diesem Fall die Ionen Ag+ und Cl- , die von den umgebenden Wasserdipolen angezogen werden, lösen sich allmählich von den Kristallen und gehen in Lösung. In Lösung kollidierende Ionen Ag+ und Cl- Moleküle bilden AgCl und lagert sich auf der Oberfläche der Kristalle ab. Somit treten im System zwei einander entgegengesetzte Prozesse auf, die zu einem dynamischen Gleichgewicht führen, wenn pro Zeiteinheit die gleiche Anzahl von Ionen in die Lösung gelangt Ag+ und Cl- , wie viele davon sind hinterlegt. Ionenakkumulation Ag+ und Cl- Es stellt sich heraus, dass es in Lösung stoppt gesättigte Lösung. Folglich betrachten wir ein System, in dem ein Niederschlag eines schwerlöslichen Salzes in Kontakt mit einer gesättigten Lösung dieses Salzes kommt. Dabei treten zwei gegensätzliche Prozesse auf:

1) Übergang von Ionen vom Niederschlag zur Lösung. Die Geschwindigkeit dieses Prozesses kann bei konstanter Temperatur als konstant angesehen werden: V. 1 = K. 1 ;

2) Ausfällung von Ionen aus einer Lösung. Die Geschwindigkeit dieses Prozesses V 2 hängt von der Ionenkonzentration ab Ag + und Cl - . Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt:

V 2 = k 2

Da sich dieses System also im Gleichgewichtszustand befindet

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = const (bei T = const)

Auf diese Weise, das Produkt der Ionenkonzentrationen in einer gesättigten Lösung eines schwerlöslichen Elektrolyten bei konstanter Temperatur ist konstant Größe. Diese Menge heißtLöslichkeitsprodukt(USW ).

Im gegebenen Beispiel USW AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . In Fällen, in denen der Elektrolyt zwei oder mehr identische Ionen enthält, muss bei der Berechnung des Löslichkeitsprodukts die Konzentration dieser Ionen auf die entsprechende Potenz erhöht werden.

Beispielsweise ist PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

Im Allgemeinen lautet der Ausdruck für das Löslichkeitsprodukt eines Elektrolyten A m B n

PR A m B n = [A] m [B] n .

Die Werte des Löslichkeitsprodukts sind für verschiedene Stoffe unterschiedlich.

Zum Beispiel PR CaCO 3 = 4,8 · 10 -9; PR AgCl = 1,56 · 10 -10.

USW leicht zu berechnen, wenn man ra kennt C Löslichkeit einer Verbindung zu einem bestimmten Zeitpunkt t°.

Beispiel 1

Die Löslichkeit von CaCO 3 beträgt 0,0069 oder 6,9 10 -3 g/l. Finden Sie die PR von CaCO 3.

Lösung

Lassen Sie uns die Löslichkeit in Mol ausdrücken:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 · 10 -5 mol/l

MCaCO3

Da jedes Molekül CaCO3 Gibt beim Auflösen ein Ion Ca 2+ und CO 3 2- also
[Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 · 10 -5 mol/l ,
somit, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 · 10 –5 6,9 · 10 -5 = 4,8 · 10 -9

Den PR-Wert kennen können Sie wiederum die Löslichkeit eines Stoffes in mol/l oder g/l berechnen.

Beispiel 2

Löslichkeitsprodukt PR PbSO 4 = 2,2 · 10 -8 g/l.

Was ist Löslichkeit? PbSO 4 ?

Lösung

Bezeichnen wir die Löslichkeit PbSO 4 über X mol/l. In Lösung gegangen, X Mol PbSO 4 ergeben X Pb 2+ und X-Ionen IonenALSO 4 2- , d.h.:

= = X

USWPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(USWPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.

Um die in g/l ausgedrückte Löslichkeit zu ermitteln, multiplizieren wir den gefundenen Wert mit dem Molekulargewicht und erhalten dann:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Niederschlagsbildung

Wenn

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- ungesättigte Lösung

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- gesättigte Lösung

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- übersättigte Lösung

Ein Niederschlag entsteht, wenn das Produkt der Ionenkonzentrationen eines schwerlöslichen Elektrolyten den Wert seines Löslichkeitsprodukts bei einer bestimmten Temperatur überschreitet. Wenn das Ionenprodukt dem Wert entsprichtUSW, der Niederschlag hört auf. Wenn man das Volumen und die Konzentration der gemischten Lösungen kennt, kann man berechnen, ob ein Niederschlag des resultierenden Salzes ausfällt.

Beispiel 3

Bildet sich beim Mischen gleicher Volumina 0,2 ein Niederschlag?MLösungenPb(NEIN 3 ) 2 UndNaCl.
USWPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Lösung

Beim Mischen verdoppelt sich das Volumen der Lösung und die Konzentration jedes Stoffes verringert sich um die Hälfte, d.h. wird 0,1 M oder 1,0 10 -1 mol/l. Diese sind es wird Konzentrationen gebenPb 2+ UndCl - . Somit,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Der resultierende Wert überschreitetUSWPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Daher Teil des SalzesPbCl 2 fällt aus. Aus all dem können wir Rückschlüsse auf den Einfluss verschiedener Faktoren auf die Niederschlagsbildung ziehen.

Auswirkung der Lösungskonzentration

Ein schwerlöslicher Elektrolyt mit ausreichend großem WertUSWkann aus verdünnten Lösungen nicht ausgefällt werden.Zum Beispiel, SedimentPbCl 2 fällt beim Mischen gleicher Volumina nicht heraus 0,1MLösungenPb(NEIN 3 ) 2 UndNaCl. Beim Mischen gleicher Volumina erhöhen sich die Konzentrationen der einzelnen Stoffe0,1 / 2 = 0,05 Moder 5 10 -2 mol/l. Ionisches Produkt[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Der resultierende Wert ist geringerUSWPbCl 2 Daher kommt es zu keinem Niederschlag.

Einfluss der Fällmittelmenge

Für eine möglichst vollständige Fällung wird ein Überschuss an Fällungsmittel eingesetzt.

Zum Beispiel, Salz ausfällenBaCO 3 : BaCl 2 + N / A 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Nach Zugabe einer entsprechenden MengeN / A 2 CO 3 Ionen bleiben in LösungBa 2+ , deren Konzentration durch den Wert bestimmt wirdUSW.

Zunehmende IonenkonzentrationCO 3 2- verursacht durch die Zugabe von überschüssigem Fällungsmittel(N / A 2 CO 3 ) führt zu einer entsprechenden Abnahme der IonenkonzentrationBa 2+ in Lösung, d.h. erhöht die Vollständigkeit der Ausfällung dieses Ions.

Einfluss des gleichen Ions

Die Löslichkeit schwerlöslicher Elektrolyte nimmt in Gegenwart anderer starker Elektrolyte mit gleichnamigen Ionen ab. Wenn es sich um eine ungesättigte Lösung handeltBaSO 4 Lösung nach und nach hinzufügenN / A 2 ALSO 4 , dann das ionische Produkt, das zunächst kleiner war USWBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , wird nach und nach erreichenUSWund wird es übertreffen. Es beginnt sich Niederschlag zu bilden.

Einfluss der Temperatur

USWist ein konstanter Wert bei konstanter Temperatur. Mit steigender Temperatur USW nimmt zu, daher erfolgt die Fällung am besten aus gekühlten Lösungen.

Auflösung von Sedimenten

Die Löslichkeitsproduktregel ist wichtig, um schwerlösliche Niederschläge in Lösung zu überführen. Angenommen, wir müssen den Niederschlag auflösenBaMITÖ 3 . Die mit diesem Niederschlag in Kontakt stehende Lösung ist relativ gesättigtBaMITÖ 3 .
Das bedeutet es[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Wenn man einer Lösung eine Säure hinzufügt, entstehen die IonenH + bindet die in der Lösung vorhandenen IonenCO 3 2- in Moleküle zerbrechlicher Kohlensäure:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2 ­

Dadurch nimmt die Ionenkonzentration stark abCO 3 2- , das ionische Produkt wird kleiner alsUSWBaCO 3 . Die Lösung wird relativ ungesättigt seinBaMITÖ 3 und ein Teil des SedimentsBaMITÖ 3 wird in Lösung gehen. Durch Zugabe von ausreichend Säure kann der gesamte Niederschlag in Lösung gebracht werden. Folglich beginnt die Auflösung des Niederschlags, wenn aus irgendeinem Grund das ionische Produkt des schwerlöslichen Elektrolyten kleiner wird alsUSW. Um den Niederschlag aufzulösen, wird ein Elektrolyt in die Lösung eingebracht, dessen Ionen mit einem der Ionen des schwerlöslichen Elektrolyten eine leicht dissoziierte Verbindung eingehen können. Dies erklärt die Auflösung schwerlöslicher Hydroxide in Säuren

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 Ö

IonenOH - binden sich zu leicht dissoziierten MolekülenH 2 Ö.

Tisch.Löslichkeitsprodukt (SP) und Löslichkeit bei 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Je nach Dissoziationsgrad werden starke und schwache Elektrolyte unterschieden. K ist die Dissoziationskonstante, die von der Temperatur und der Art des Elektrolyten und Lösungsmittels abhängt, jedoch nicht von der Konzentration des Elektrolyten. Reaktionen zwischen Ionen in Elektrolytlösungen verlaufen fast vollständig zur Bildung von Niederschlägen, Gasen und schwachen Elektrolyten.

Elektrolyt ist eine Substanz, die aufgrund der Dissoziation in Ionen, die in Lösungen und Schmelzen auftritt, oder der Bewegung von Ionen darin elektrischen Strom leitet Kristallgitter Festelektrolyte. Beispiele für Elektrolyte sind wässrige Lösungen von Säuren, Salzen und Basen sowie einige Kristalle (z. B. Silberiodid, Zirkoniumdioxid).

So bestimmen Sie starke und schwache Elektrolyte

Gleichzeitig finden im Elektrolyten Prozesse der Assoziation von Ionen zu Molekülen statt. Um die elektrolytische Dissoziation quantitativ zu charakterisieren, wurde das Konzept des Dissoziationsgrads eingeführt. Am häufigsten handelt es sich dabei um eine wässrige Lösung, die bestimmte Ionen enthält (z. B. „Absorption von Elektrolyten“ im Darm). Mehrkomponentenlösung zum galvanischen Abscheiden von Metallen sowie Ätzen etc. (Fachbegriff z. B. Vergoldungselektrolyt).

Schwerpunkt der Forschung und Entwicklung in der Galvanotechnik sind Elektrolyte zur Oberflächenbehandlung und Beschichtung. Bei chemisches Ätzen Metalle, die Namen von Elektrolyten werden durch den Namen der wichtigsten Säuren oder Laugen bestimmt, die die Auflösung des Metalls fördern. So entsteht der Gruppenname der Elektrolyte. Manchmal gibt es Unterschiede (insbesondere in der Größe der Polarisierbarkeit) zwischen Elektrolyten verschiedene Gruppen durch in Elektrolyten enthaltene Zusätze eingeebnet.

Elektrolyte und elektrolytische Dissoziation

Daher kann ein solcher Name kein Klassifizierungsname (also ein Gruppenname) sein, sondern muss als zusätzlicher Untergruppenname des Elektrolyten dienen. Wenn die Elektrolytdichte in allen Batteriezellen normal oder nahezu normal ist (1,25–1,28 g/cm3) und der NRC nicht weniger als 12,5 V beträgt, muss überprüft werden, ob innerhalb der Batterie ein offener Stromkreis vorliegt. Wenn die Elektrolytdichte in allen Zellen niedrig ist, sollte die Batterie aufgeladen werden, bis sich die Dichte stabilisiert.

In der Technik[Bearbeiten Wiki-Text bearbeiten]

Beim Übergang von einem Zustand in einen anderen ändern sich Spannung und Dichte des Elektrolyten innerhalb bestimmter Grenzen linear (Abb. 4 und Tabelle 1). Je tiefer die Batterie entladen wird, desto geringer ist die Dichte des Elektrolyten. Dementsprechend enthält das Elektrolytvolumen die Menge an Schwefelsäure, die zur vollständigen Nutzung in der Reaktion erforderlich ist aktive Substanz Platten

Ionenleitfähigkeit ist vielen inhärent Chemische Komponenten, mit ionischer Struktur, zum Beispiel Salze in festem oder geschmolzenem Zustand sowie viele wässrige und nichtwässrige Lösungen. Unter elektrolytischer Dissoziation versteht man den Zerfall von Elektrolytmolekülen in Lösung unter Bildung von positiv und negativ geladenen Ionen – Kationen und Anionen. Der Grad der Dissoziation wird häufig in Prozent angegeben. Dies wird dadurch erklärt, dass die Konzentrationen von metallischem Kupfer und Silber in die Gleichgewichtskonstante einfließen.

Dies wird durch die Tatsache erklärt, dass die Konzentration von Wasser während der Reaktionen in wässrige Lösungenändert sich sehr wenig. Daher wird davon ausgegangen, dass die Konzentration konstant bleibt und in das Gleichgewicht eine Konstante eingeht. Da Elektrolyte in Lösungen Ionen bilden, werden häufig sogenannte ionische Reaktionsgleichungen verwendet, um das Wesen von Reaktionen darzustellen.

Der Begriff Elektrolyt wird in der Biologie und Medizin häufig verwendet. Der Prozess der Zersetzung von Molekülen in einer Lösung oder Schmelze eines Elektrolyten in Ionen wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet. Daher ist in Elektrolyten ein bestimmter Anteil der Stoffmoleküle dissoziiert. Es gibt keine klare Grenze zwischen diesen beiden Gruppen; dieselbe Substanz kann in einem Lösungsmittel die Eigenschaften eines starken Elektrolyten und in einem anderen die Eigenschaften eines schwachen Elektrolyten aufweisen.

Je nach Dissoziationsgrad werden Elektrolyte in zwei Gruppen eingeteilt: starke und schwache Elektrolyte. Starke Elektrolyte haben einen Dissoziationsgrad von mehr als eins oder mehr als 30 %, schwache Elektrolyte weniger als eins oder weniger als 3 %.

Prozess der Dissoziation

Unter elektrolytischer Dissoziation versteht man den Prozess der Zerlegung von Molekülen in Ionen – positiv geladene Kationen und negativ geladene Anionen. Geladene Teilchen transportieren elektrischen Strom. Eine elektrolytische Dissoziation ist nur in Lösungen und Schmelzen möglich.

Die treibende Kraft der Dissoziation ist der Zerfall polarer kovalenter Bindungen unter Einwirkung von Wassermolekülen. Polare Moleküle werden von Wassermolekülen angezogen. In Festkörpern werden beim Erhitzen Ionenbindungen aufgebrochen. Hohe Temperaturen verursachen Schwingungen von Ionen an den Knotenpunkten des Kristallgitters.

Reis. 1. Der Prozess der Dissoziation.

Stoffe, die in Lösungen oder Schmelzen leicht in Ionen zerfallen und daher elektrischen Strom leiten, werden Elektrolyte genannt. Nichtelektrolyte leiten keinen Strom, weil zerfallen nicht in Kationen und Anionen.

Je nach Dissoziationsgrad werden starke und schwache Elektrolyte unterschieden. Starke lösen sich in Wasser auf, d.h. vollständig, ohne Möglichkeit der Wiederherstellung, in Ionen zerfallen. Schwache Elektrolyte zerfallen teilweise in Kationen und Anionen. Der Grad ihrer Dissoziation ist geringer als der starker Elektrolyte.

Der Dissoziationsgrad gibt den Anteil der zerfallenen Moleküle an der Gesamtkonzentration der Stoffe an. Es wird durch die Formel α = n/N ausgedrückt.

Reis. 2. Grad der Dissoziation.

Schwache Elektrolyte

Liste schwacher Elektrolyte:

• verdünnte und schwache anorganische Säuren - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
• einige organische Säuren (die meisten organischen Säuren sind Nichtelektrolyte) – CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
• unlösliche Basen - Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Zn(OH) 2;
• Ammoniumhydroxid - NH 4 OH.

Reis. 3. Löslichkeitstabelle.

Die Dissoziationsreaktion wird mit der Ionengleichung geschrieben:

• HNO 2 ↔ H + + NO 2 – ;
• H 2 S ↔ H + + HS – ;
• NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – .

Mehrbasische Säuren dissoziieren schrittweise:

• H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 – ;
• HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2- .

Auch unlösliche Basen zersetzen sich stufenweise:

• Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
• Fe(OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH – ;
• FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH – .

Wasser wird als schwacher Elektrolyt eingestuft. Wasser leitet praktisch keinen elektrischen Strom, weil... zerfällt schwach in Wasserstoffkationen und Hydroxidionenanionen. Die dabei entstehenden Ionen werden wieder zu Wassermolekülen zusammengesetzt:

H 2 O ↔ H + + OH – .

Wenn Wasser Elektrizität leicht leitet, bedeutet das, dass es Verunreinigungen enthält. Destilliertes Wasser ist nicht leitend.

Die Dissoziation schwacher Elektrolyte ist reversibel. Die dabei entstehenden Ionen setzen sich wieder zu Molekülen zusammen.

Was haben wir gelernt?

Zu schwachen Elektrolyten gehören Substanzen, die teilweise in Ionen zerfallen – positive Kationen und negative Anionen. Daher leiten solche Stoffe den Strom nicht gut. Dazu gehören schwache und verdünnte Säuren, unlösliche Basen und schwerlösliche Salze. Der schwächste Elektrolyt ist Wasser. Die Dissoziation schwacher Elektrolyte ist eine reversible Reaktion.