Электролиты играют важную роль в нашей повседневной жизни - от работы гаджетов до функционирования организма. Давайте разберемся, что это такое, какие бывают электролиты и где они применяются.
Что такое электролиты
Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Это связано с тем, что при растворении или расплавлении электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы.
К электролитам относятся:
- Кислоты (серная, соляная, азотная и др.)
- Основания (гидроксиды металлов)
- Соли (хлорид натрия, нитрат серебра и др.)
Открытие явления электропроводности растворов солей и кислот принадлежит Фарадею (1833 г.). Однако лишь в 1887 году шведский ученый С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации, объясняющую этот феномен распадом молекул электролитов на ионы.
Виды электролитов
Сильные электролиты - вещества, которые при растворении или расплавлении практически полностью распадаются на ионы. К ним относится большинство растворимых солей, а также сильные кислоты и основания.
Примеры сильных электролитов:
- Соляная кислота HCl
- Гидроксид натрия NaOH
- Хлорид калия KCl
Слабые электролиты - вещества, молекулы которых частично распадаются на ионы при растворении или расплавлении.
К слабым электролитам относятся, например:
- Уксусная кислота CH3COOH
- Гидроксид железа(III) Fe(OH)3
- Сульфид аммония (NH4)2S
Неэлектролиты - вещества, которые при растворении не распадаются на ионы. К ним относятся большинство органических соединений (спирты, альдегиды, амины и пр.), а также некоторые неорганические газы.
Примеры неэлектролитов:
- Этанол C2H5OH
- Формальдегид HCHO
- Водород H2
| Тип электролита | Степень диссоциации | Примеры |
| Сильные | >0,7 | NaCl, HCl, NaOH |
| Слабые | 0,3-0,7 | CH3COOH, Fe(OH)3 |
| Неэлектролиты | 0 | C2H5OH, H2 |
Из таблицы видно, что сильные электролиты почти полностью (>70%) ионизируются в растворе, слабые - лишь частично (30-70%), а неэлектролиты ионизации не подвергаются.
Теория электролитической диссоциации
Согласно теории Аррениуса, в растворах и расплавах электролитов происходит их распад на положительно и отрицательно заряженные ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией.
Например, при растворении в воде хлорида натрия NaCl его молекулы распадаются с образованием катионов Na+ и анионов Cl-:
NaCl → Na+ + Cl-
При этом диссоциация NaCl протекает практически полностью, поэтому хлорид натрия относится к сильным электролитам.
Диссоциация электролитов - обратимый процесс. Одновременно с распадом молекул происходит их ассоциация (соединение) обратно в молекулы.
В растворах сильных электролитов преобладает именно диссоциация. В случае слабых электролитов равновесие смещено в сторону ассоциации их молекул.
Для количественной оценки электролитической диссоциации используют понятие степени диссоциации (α). Эта величина показывает долю молекул электролита, распавшихся на ионы, по отношению к их общему числу в растворе.
Степень диссоциации
Степень диссоциации (α) рассчитывается по формуле:
α = n / N
где n - количество молекул, распавшихся на ионы;
N - общее количество молекул электролита в растворе.
Например, для сильного электролита NaCl степень диссоциации близка к 1, так как практически все его молекулы диссоциировали. Для слабого электролита CH3COOH значение α составляет около 0,5, поскольку далеко не все молекулы распались на ионы.
Факторы, влияющие на диссоциацию
На распад молекул электролита на ионы влияют различные факторы:
- Природа самого вещества (сильные электролиты диссоциируют лучше слабых)
- Температура (повышение температуры усиливает диссоциацию)
- Разбавленность раствора (чем меньше концентрация, тем выше степень диссоциации)
- Природа растворителя (лучшие - вода, менее полярные растворители угнетают диссоциацию)
Константа диссоциации
Еще одной важной характеристикой является константа диссоциации (Кдисс). Этот параметр не зависит от концентрации раствора, а определяется только природой самого вещества при данной температуре.
Константу диссоциации рассчитывают по уравнению:
Кдисс = (Ционы)/(Цмолекулы)
Для сильных электролитов Кдисс имеет большие значения, а для слабых - малые.
Электролит примеры расчета константы диссоциации
Рассмотрим примеры расчета Кдисс для конкретных электролитов.
Для сильной одноосновной кислоты HCl:
HCl → H+ + Cl-
Кдисс(HCl) = [H+][Cl-] / [HCl] ≈ 1·10 6 (л/моль)
Для слабого основания Fe(OH)3:
Fe(OH)3 ↔ Fe3+ + 3OH-
Кдисс(Fe(OH)3) ≈ 2,5·10-39 (л3/моль3)
Кислотно-основные примеры индикаторов
Для определения pH растворов электролитов используют различные кислотно-основные индикаторы - органические красители, меняющие окраску в зависимости от pH среды.
Примеры индикаторов
Наиболее распространенные кислотно-основные индикаторы:
- Лакмус - красный в кислой среде, синий в щелочной
- Фенолфталеин - бесцветный в кислой среде, малиновый в щелочной
- Метилоранж - красный в кислой среде, желтый в щелочной
С помощью этих индикаторов можно определить является ли раствор того или иного электролита кислым, нейтральным или щелочным.
Кислотность и основность растворов электролитов
Растворы различных электролитов могут проявлять кислотные или основные свойства.
Кислотами являются водные растворы веществ, содержащих ионы H+. Пример - раствор HCl.
Основаниями называют растворы электролитов с ионами OH-. Например, раствор NaOH.
Для количественной оценки кислотности или основности раствора используют показатель pH. Он является отрицательным логарифмом концентрации ионов H+:
pH = -lg[H+]
Влияние pH на организм человека
Кислотно-щелочное равновесие имеет большое значение для нормального функционирования организма человека. Оптимальные значения pH поддерживаются благодаря буферным системам крови и других жидкостей.
Сдвиг pH в кислую или щелочную область нарушает обменные процессы и может вызывать патологические состояния вплоть до летального исхода.
Буферные системы организма
Для поддержания постоянства pH в организме существуют специальные буферные системы на основе слабых электролитов, таких как угольная кислота, фосфаты и белки.
Буферные системы противодействуют сдвигу pH при поступлении в организм кислот или щелочей, поддерживая гомеостаз.
Механизм действия буферных систем
Буферные системы работают по принципу слабых электролитов. Например, при поступлении избытка кислоты в кровь происходит следующая реакция с участием бикарбонат-иона:
H+ + HCO3- → H2CO3
Образующаяся угольная кислота является слабым электролитом и почти не диссоциирует на ионы. Поэтому избыток ионов H+ связывается, не давая сильно снизиться pH крови.
Нарушение кислотно-щелочного баланса
Патологические состояния, связанные с нарушением pH в организме, называют ацидозом и алкалозом.
Ацидоз - избыточное накопление кислот, снижение pH крови и тканей ниже нормы (7,35-7,45).
Алкалоз - повышение щелочности биологических жидкостей и pH выше нормы.
Нормализация кислотно-щелочного баланса
Для борьбы с ацидозом и алкалозом применяют лекарственные препараты-электролиты, восстанавливающие оптимальный уровень pH.
Также рекомендуют диету с ограничением кислых и щелочных продуктов.
Профилактика нарушений pH
Для профилактики ацидоза и алкалоза важно:
- Соблюдать питьевой режим, потреблять достаточное количество жидкости
- Не допускать обезвоживания организма
- Исключить вредные привычки
- Своевременно лечить инфекционные заболевания
Поддержание водно-солевого баланса - залог нормальной кислотности и здоровья!
