Электролиты, их свойства и применение
Свойство водных растворов солей, кислот и оснований в свете теории электролитической диссоциации. Слабые и сильные электролиты. Константа и степень диссоциации, активность ионов. Диссоциация воды, водородный показатель. Смещение ионных равновесий.
| Рубрика | Химия |
| Вид | курсовая работа |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 23.11.2009 |
| Размер файла | 157,0 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
В табл.3 приведены величины произведения растворимости некоторых малорастворимых соединений в воде.
Таблица 3. Произведение растворимости некоторых веществ при 25°С
|
Соединение |
Произведение растворимости |
Соединение |
Произведение растворимости |
|
|
AgCl AgBr AgI Cu (OH) 2 Zn (OH) 2 BaSO4 CaSO4 |
1,8•10-10 6•10-13 1•10-16 2,2•10-20 1•10-17 1,1•10-10 1,3•10-4 |
CaCO3 CuS Cu2S FeS HgS MnS ZnS |
5•10-9 6•10-36 1•10-48 5•10-18 10-52 2,5•10-10 10-23 |
2.8 Диссоциация воды. Водородный показатель
Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:
Н2О - Н+ + ОН-
По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде. При 25°С она равна 10-7моль/л. Напишем выражение для константы диссоциации воды:
К = [Н+] [ОН-]
[Н2О]
Перепишем это уравнение следующим образом:
[Н+] [ОН-] = [Н2О] К
Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул Н2О в воде практически равна общей концентрации воды, т.е.55,55 моль/л (1 л содержит 1000 г, воды, т.е. 100: 18,02 = 55,55 молей). В разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать такой же. Поэтому, заменив в последнем уравнении произведение [Н2О] К новой константой КН2О, будем иметь:
[Н+] [ОН-] = КН2О
Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ее нетрудно получить, подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов. В чистой воде при 25°С [Н+] [ОН-] = 1•10-7моль/л. Поэтому для указанной температуры:
КН2О = 10-7•10-7 = 10-14
Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. При 25 °С, как уже сказано, в нейтральных растворах концентрация как ионов водорода, так и гидроксид-ионов равна10-7 моль/л. В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных - концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным.
Если например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10-3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов понизится так, что произведение [Н+] [ОН-] останется равным 10-14. Следовательно, в этом растворе концентрация гидроксид-ионов будет:
[ОН-] = 10-14/10-3 = 10-11моль/л
Наоборот, если добавить к воде щелочи и тем повысить концентрацию гидроксид-ионов, например, до 10-5моль/л, то концентрация ионов водорода составит:
[Н+] = 10-14/10-5 = 10-9моль/л
Эти примеры показывают, что если концентрация ионов водорода в водном растворе известна, то тем самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:
Нейтральный раствор [Н+] = 10-7моль/л
Кислый [Н+] > 10-7моль/л
Щелочной [Н+] <10-7моль/л
Кислотность или щелочность раствора можно выразить другим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается через рН:
рН = - lg [Н+]
Например, если [Н+] = 10-5моль/л, то рН = 5; если [Н+] = 10-9моль/л, то рН = 9 и т.д. Отсюда ясно, что в нейтральном растворе ([Н+] = 10-7моль/л) рН = 7. В кислых растворах рН < 7, и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах рН >7, и тем больше, чем больше щелочность раствора.
Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространенные индикаторы - метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин. В табл.4 дана характеристика некоторых индикаторов.
Таблица 4. Важнейшие индикаторы
|
Название индикатора |
Цвет индикатора в различных средах |
|||
|
в кислой |
в нейтральной |
в щелочной |
||
|
Метиловый оранжевый Метиловый красный Фенолфталеин Лакмус |
Красный (рН < 3,1) Красный (рН < 4,2) Бесцветный (рН < 8,0) Красный (рН < 5) |
Оранжевый (3,1 < рН < 4,4) Оранжевый (4,2 < рН < 6,3) Бледно-малинов. (8,0 < рН < 9,8) Фиолетовый (5 < рН < 8) |
Желтый (рН > 4,4) Желтый (рН > 6,3) Малинов. (рН > 9,8) Синий (рН > 8) |
Для многих процессов величина рН имеет большое значение. Так, рН крови человека и животных имеет строго постоянное значение. Растения могут нормально произрастать лишь при значениях рН почвенного раствора, лежащих в определенном интервале, характерном для данного вида растения. Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от их рН.
2.9 Смещение ионных равновесий
Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются; изменение условий влечет за собой нарушение равновесия.
Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей согласно уравнению
СН3СООН - СН3СОО - + H+
ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов СН3СОО-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается влево, т.е. степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита. Наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов вызывает диссоциацию нового количества молекул. Например, при введении в раствор указанной кислоты гидроксид-ионов, связывающих ионы водорода, диссоциация кислоты возрастает.
Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита: всякий раз, как только произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в растворе превысит, величину произведения растворимости, образуется осадок. Так, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить другой, хорошо растворимый электролит, содержащий общий с сульфатом кальция ион, например, сульфат калия, то вследствие увеличения концентрации ионов SO42 - равновесие сместится в сторону образования кристаллов CaSО4; ионы Са2+ и SO42 - будут удаляться из раствора, образуя осадок. Процесс будет идти до тех пор, пока произведение концентраций этих ионов станет равно произведению растворимости CaSO4. В итоге количество сульфата кальция в растворе уменьшится.
Таким образом, растворимость электролита уменьшается от введения в раствор одноименных ионов. Исключением являются те случаи, когда происходит связывание одного из находящихся в растворе ионов с вводимыми ионами в более сложные (комплексные) ионы.
На основании рассмотренных примеров можно сделать общий вывод.
Обязательным условием течения реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов - например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ.
Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей. Например, при взаимодействии ацетата натрия с соляной кислотой реакция практически нацело протекает с образованием уксусной кислоты
CH3COONa + НС1 = СН3СООН + NaCl
или в ионно-молекулярной форме:
СН3СОО - + H+ = СН3СООН
Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например, при действии гидроксида натрия на сульфат железа (П) выделяется гидроксид железа (II)
FeSO4+ 2NaOH = Na2SO4+ Fe (OH) 2v
или в ионно-молекулярной форме:
Fe2+ + 2OH - = Fe (OH) 2v
Последняя реакция служит примером образования не только слабого, но и малорастворимого электролита.
С рассмотренной точки зрения становится ясным различие между реакциями нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и случаями нейтрализации, когда хотя бы одно из исходных веществ - слабый электролит. При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе образуется только один слабый электролит - вода. При этом равновесие
Н+ + OH - - Н2О
сильно смещено вправо и реакция в этом случае доходит практически до конца. При нейтрализации же слабой кислоты или слабого основания в растворе существуют, по крайней мере, два слабых электролита - вода и слабая кислота или слабое основание. Например, при нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием в растворе устанавливаются два равновесия:
Н+ + СН3СОО - - СН3СООН
Н+ + ОН - - Н2О
Ион водорода может, таким образом, связаться в молекулу уксусной кислоты или в молекулу воды.
Ионы СН3СОО - и ОН - как бы "конкурируют" друг с другом в связывании иона водорода.
Поэтому в данном случае реакция нейтрализации доходит не до конца, а до состояния равновесия:
СН3СООН + OH - - СН3СОО - + Н2О
Однако это равновесие сильно смещено вправо, поскольку вода - значительно более слабый электролит, чем уксусная кислота, так что связывание ионов Н+ в молекулы воды происходит полнее, чем в молекулы уксусной кислоты.
При нейтрализации слабого основания - гидроксида аммония - сильной кислотой в растворе тоже устанавливаются два равновесия:
NH4+ + OH - - NH4OH, H+ + OH - - Н2О
Здесь конкурируют ионы NH4+ и H+, связывающие гидроксид-ионы в недиссоциированные молекулы. В результате и эта реакция доходит не до конца, а до состояния равновесия:
H+ + NH4OH - NH4+ + Н2О
Но поскольку вода - значительно более слабый электролит, чем NH4OH, равновесие сильно смещено вправо. Подобные процессы происходят и при реакциях, в ходе которых малорастворимое вещество превращается в растворимый, но слабо диссоциирующий продукт. К таким реакциям относится, например, растворение сульфидов некоторых металлов в соляной кислоте. Так, взаимодействие сульфида марганца с соляной кислотой выражается уравнением
MnS (к) + 2НСl =MnCl2 + H2S
или
MnS (к) + 2Н+ =Mn2+ + H2S
Присутствие в числе исходных веществ малорастворимого электролита (MnS), при образовании которого связываются ионы S2-, обусловливает протекание реакции влево. С другой стороны, при образовании слабого электролита (H2S) также связываются ионы S2-, что способствует протеканию реакции вправо. Таким образом, ионы S2 - участвуют в двух конкурирующих процессах, приводящих к установлению двух равновесий:
S2 - + Mn2+ - MnS (к)
и
S2 - + 2Н+ - H2S
Направление рассматриваемой реакции зависит от того, какое из двух веществ - H2S или MnS - в большей степени связывает ионы S2-. Суммарная константа диссоциации сероводорода К = К1 К2 = 6•10-22; произведение же растворимости MnS равно 2,5•10-10. Отсюда ясно, что связывание ионов S2 - в молекулы сероводорода происходит полнее, чем в MnS. Поэтому рассматриваемая реакция протекает вправо - сульфид марганца растворяется в соляной кислоте.
Аналогичные два равновесия устанавливаются в системе соляная кислота - сульфид меди (II). Но произведение растворимости CuS очень мало, оно равно 6•10-36. Поэтому связывание ионов S2 - в CuS происходит полнее, чем в молекулы сероводорода, и равновесие в системе
CuS (к) + 2HC1 - CuCl2 + Н2S
смещено влево; сульфид меди (II) нерастворим в соляной кислоте.
Рассмотренные закономерности позволяют понять поведение амфотерных гидроксидов. Так, равновесие между осадком гидроксида цинка и раствором нарушается при добавлении как кислоты, так и щелочи. В этом случае равновесие можно записать в форме:
2Н+ + ZnO22 - - Zn (OH) 2 - Zn2+ + 2OH-
раствор
¦
Zn (OH) 2
осадок
При добавлении к гидроксиду цинка кислоты возрастает концентрация ионов водорода. Произведение [Н+] [ОН-] становится больше ионного произведения воды - идет процесс образования молекул Н2О из ионов; при этом нарушается равновесие и в системе Zn (OH) 2. Согласно принципу Ле Шателье, вследствие возрастания концентрации ионов Н+ и расхода ионов ОН-, диссоциация Zn (OH) 2 по типу кислоты подавляется, а по типу основания усиливается. В итоге осадок Zn (OH) 2 растворяется и образуется соль, в которой цинк является катионом. Например, в случае соляной кислоты пойдет реакция:
Zn (OH) 2+ 2HC1= ZnСl2 + H2O
При добавлении к гидроксиду цинка щелочи возрастает концентрация ионов ОН-: в этом случае процесс идет в направлении связывания ионов водорода.
Равновесие в системе нарушается, но теперь преобладает диссоциация Zn (OH) 2 по типу кислоты.
В итоге осадок Zn (OH) 2 растворяется и образуется соль, в которой цинк входит в состав аниона. Например, при добавлении NaOH идет реакция:
Zn (OH) 2 + 2NaOH = Na2ZnО2 + 2H2O
В обоих случаях процесс возможен и протекает потому, что связывание ионов Н+ и ОН - в молекулы воды происходит в большей степени, чем в молекулы Zn (OH) 2.
2.10 Гидролиз солей
Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Примером гидролиза может служить взаимодействие хлорида фосфора (III) РС13 с водой. В результате этой реакции образуются фосфористая кислота Н3РО3 и соляная кислота:
РС13 + ЗН2О = Н3РО3 + ЗНС1
Гидролизу подвержены соединения различных классов. Мы рассмотрим один из важнейших его случаев - гидролиз солей.
В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Значит при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли.
В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу
Н++ ОН - = Н2О
а обратная реакция - диссоциация молекулы воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени.
Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. В качестве примера возьмем ацетат натрия - соль слабой кислоты и сильного основания. Уравнение гидролиза этой соли имеет вид
CH3COONa + Н2О - СН3СООН + NaOH
или
CH3COO - + Н2О - СН3СООН + ОН-
Уравнение показывает, что в данном случае гидролизу подвергается анион соли и что реакция сопровождается образованием ионов ОН-. Но поскольку ионное произведение воды [Н+] [ОН-] - величина постоянная, то при накоплении ионов ОН - концентрация ионов водорода уменьшается. Следовательно, растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию.
Аналогично в случае соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается катион соли и реакция сопровождается образованием ионов Н+, например
NH4C1 + Н2О - NH4OH + НС1
или
NH4+ + Н2О - NH4OH + Н+
Накопление ионов Н+ приводит к уменьшению концентрации ионов ОН+. Таким образом, растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию.
В рассмотренных случаях гидролизу подвергается не все количество находящейся в растворе соли, а только часть его. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, - степень гидролиза - зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и от концентрации соли.
Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА - кислота, МОН - основание, МА - образованная ими соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:
МА + Н2О - НА + МОН
Этому равновесию отвечает константа:
К = [НА] [МОН]
[МА] [Н2О]
Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собою практически постоянную величину. Обозначая
К [Н2О] = Кг
получим:
К = [НА] [МОН]
[МА]
Величина Кг называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.
Для случая соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, константа гидролиза связана с константой диссоциации кислоты Ккисл зависимостью:
Кг = КН2О
Ккисл
Это уравнение показывает, что Кг тем больше, чем меньше Ккисл. Иными словами, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли.
Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, аналогичное соотношение связывает константу гидролиза константой диссоциации основания Kосн:
Кг = КН2О
Косн
Поэтому, чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.
Для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, константа гидролиза связана с константами диссоциации кислоты и основания следующим соотношением:
Кг = КН2О
КкислКосн
Степень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза. Зависимость от концентрации выражается в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается. В самом деле, пусть мы имеем, например, раствор цианида калия. В нем устанавливается равновесие
КСN + Н2О - HCN + KOH
которому отвечает константа
Кг = [НСN] [KOH]
[KCN]
Разбавим раствор в 10 раз. В первый момент концентрации всех веществ - KCN, HCN и КОН - уменьшаются в 10 раз. Вследствие этого числитель правой части уравнения константы гидролиза уменьшится в 100 раз, а знаменатель только в 10 раз. Но константа гидролиза, как всякая константа равновесия, не зависит от концентраций веществ. Поэтому равновесие в растворе нарушится. Для того чтобы оно вновь установилось, числитель дроби должен возрасти, а знаменатель - уменьшиться, т.е. некоторое количество соли должно дополнительно гидролизоваться. В результате этого концентрации HCN и КОН возрастут, а концентрация KCN - уменьшится. Таким образом, степень гидролиза соли увеличится.
Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа Ле Шателье. Все реакции нейтрализации протекают с выделением теплоты, а гидролиз с поглощением теплоты. Поскольку выход эндотермических реакций с ростом температуры увеличивается, то и степень гидролиза растет с повышением температуры.
Из сказанного ясно, что для ослабления гидролиза растворы следует хранить концентрированными и при низких температурах. Кроме того, подавлению гидролиза способствует подкисление (в случае солей, образованных сильной кислотой и, слабым основанием) или подщелачивание (для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой) раствора.
Рассмотрим теперь гидролиз солей, образованных слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла. Гидролиз таких солей протекает ступенчато. Так, первая ступень гидролиза карбоната натрия протекает согласно уравнению
Na2CO3 + H2O - NaHCO3 + NaOH
или в ионно-молекулярной форме:
CO32 - + H2O - HCO3 - + OH+
Образовавшаяся кислая соль в свою очередь подвергается гидролизу (вторая ступень гидролиза)
NaНCO3+ H2O - H2CO3 + NaOH
или
НCO3 - + H2O - H2CO3 + OH-
Как видно, при гидролизе по первой ступени образуется ион НCO3-, диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты, а при гидролизе по второй ступени образуется угольная кислота, диссоциацию которой характеризует первая константа ее диссоциации. Поэтому константа гидролиза по первой ступени Кг,1, связана со второй константой диссоциации кислоты, а константа гидролиза по второй ступени Кг,2 - с первой константой диссоциации кислоты. Эта связь выражается соотношениями:
Кг = КН2О
К2, кисл
Кг = КН2О
К-1, кисл
Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то константа гидролиза по первой ступени всегда больше, чем константа гидролиза по второй ступени:
Кг,1> Кг,1
По этой причине гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по второй. Кроме того, ионы, образующиеся при гидролизе по первой ступени (в рассмотренном примере - ионы ОН-), способствуют смещению равновесия второй ступени влево, т.е. также подавляют гидролиз по второй ступени.
Аналогично проходит гидролиз солей, образованных слабый основанием многовалентного металла. Например, гидролиз хлорида меди (II) протекает по первой ступени с образованием хлорида гидроксомеди
СuCl2 + H2O - CuOHCl + HCl
или в ионно-молекулярной форме:
Cu2+ + H2O - CuOH+ + H+
Гидролиз по второй ступени происходит в ничтожно малой степени:
CuОН + + H2O - Cu (OH) 2 + H+
Протонная теория кислот и оснований рассматривает гидролиз как частный случай кислотно-основного равновесия: протон переходит от молекулы воды к данному иону или от данного иона к молекуле воды. Например, гидролиз аммония можно выразить уравнением:
NH4+ + H2O - H3O+ + NH3
3. Применение электролитов
Электролиты играют важную роль в науке и технике. Они участвуют в электрохимических и многих биологических процессах, являются средой для органического и неорганического синтеза и электрохимического производства.
Устройства с твердыми оксидными электролитами. Главное предназначение твердых оксидных электролитов виделось в создании топливных элементов - химических источников тока, в которых энергия газа непосредственно превращается в электрическую. Топливные элементы - близкие родственники гальванических элементов. Но те служат, пока в их электролите и электродах есть активные вещества, а топливные элементы могут работать сколь угодно долго, пока к ним подводится горючее. Систематические исследования твердых оксидных электролитов начались в Германии в начале 50-х годов, а с конца 50-х развернулись в СССР, США и Канаде. В нашей стране эти работы с самого начала вел Институт химии Уральского филиала АН СССР (Свердловск, ныне Екатеринбург), и школа высокотемпературной электрохимии твердых электролитов, созданная на Урале, стала уникальной по широте охвата проблемы и глубине ее изучения.
Конструкций, в основе которых лежат твердые оксидные электролиты, запатентовано очень много, но принцип их действия одинаков и довольно прост. Это пробирка с парой электродов на стенке, снаружи и внутри. Она помещена в нагреватель; внутрь пробирки и в пространство, ее окружающее, можно подводить газ. Посмотрим, какие функции могут выполнять такие устройства.
Потенциометрические датчики состава газа. Наверное, они наиболее просты. Электроды в разных газах приобретают разные потенциалы. Если, скажем, внутри пробирки находится чистый кислород, а снаружи - газ с неизвестной его концентрацией, то по разности потенциалов электродов можно эту концентрацию определить.
Потенциометрические датчики позволяют определять состав и более сложных газовых смесей, содержащих углекислый и угарный газы, водород и водяной пар. Если стерженек из твердого электролита с электродами на торцах нагрет неравномерно, он начнет терять кислород и между электродами возникнет разность потенциалов. По ее величине можно определить, например, состав выхлопных газов автомобильного двигателя. На Западе, где требования к чистоте выхлопных газов очень строги, такие датчики выпускаются миллионами. У нас же на такие "пустяки" пока не обращают внимания.
Кислородные датчики пока единственные устройства с твердыми оксидными электролитами, нашедшие практическое применение.
Кислородные насосы. Пусть во внешнее пространство пробирки подается воздух или газ, содержащий кислород. Если внешний электрод стал анодом, а внутренний - катодом, то из газа в пробирку пойдет чистый кислород. Подобные устройства - кислородные насосы - могут найти применение там, где потребление кислорода невелико или требуется его высокая чистота.
В медицине, например, используется и чистый кислород, и воздух с пониженным содержанием кислорода - так называемая "гипоксическая смесь", или "горный воздух". Электрохимические насосы наряду с мембранными оксигенаторами позволят решить массу проблем, особенно в медицинских учреждениях, удаленных от промышленных центров. В атмосфере с пониженным содержанием кислорода значительно дольше хранятся продукты питания, и устройства с кислородными насосами могут стать экономичней привычных холодильников.
Электролизеры. Теперь к внешнему электроду - катоду - подводят водяной пар или углекислый газ. На катоде будет происходить разложение пара или углекислого газа, а на аноде в обоих случаях выделяется кислород. Уникальная способность этого высокотемпературного электролизера одновременно разлагать водяной пар и углекислый газ позволяет создать систему жизнеобеспечения, скажем, на космических объектах.
Теплоэлектрогенераторы. Человек сделал первый шаг к независимости от природы, научившись сохранять огонь, поистине универсальный источник энергии. Костер давал тепло и свет, на нем готовили пищу, он расходовал ровно столько топлива, сколько было необходимо. Костер тысячелетиями оставался главной энергетической установкой человека, и неудивительно, что мы испытываем какую-то ностальгию по очагу с горящими дровами.
Еще в конце прошлого века свет давали свечи и керосиновые лампы, а тепло - печи. Лишь немногим более ста лет назад на человека начало работать электричество, которое могло давать свет, тепло, механическую работу. Одно время казалось, что достаточно подвести к жилищу только электрическую энергию, а уж там преобразовывать ее во что угодно. Но сказала свое слово экономика: кпд электростанции менее 40%, потери при передаче и обратном превращении электричества в другие виды энергии тоже значительны. Ясно, что там, где нужно только тепло, его целесообразно получать прямо из топлива. И не случайно сегодня обсуждается простая идея: вернуть "очаг" в дом в виде электрохимического генератора с топливным элементом, преобразующим энергию топлива в электричество и тепло.
Топливные элементы. Пусть к внешним стенкам пробирки подается водород, а внутрь ее - кислород. Между электродами возникнет напряжение около вольта, по соединяющей их цепи потечет ток, и на электродах пойдут реакции, обратные тем, что проходят в электролизере. Внешний электрод станет анодом, внутренний - катодом, а устройство превратится в источник тока - твердооксидный топливный элемент.
Одно и то же устройство может служить и топливным элементом, и электролизером, позволяя аккумулировать электрическую энергию. В период низкого ее потребления невостребованная мощность электростанций используется для получения водорода. В пике потребления электролизер начинает работать как топливный элемент, производя электричество из водорода.
Превратить уголь, нефть, различные газы и спирты (которые, например, в Бразилии используют как горючее для автомобилей). Элемент послужит основой электрохимического генератора, способного существенно изменить концепцию снабжения жилища энергией. Наиболее прост в техническом отношении генератор на природном газе - метане или пропане.
Как показывают исследования, его электрический кпд достигает 70%. Остальные 30% энергии топлива выделяются в виде тепла, которое можно использовать в паровых турбинах. Кпд такой комбинированной установки способно превысить 80% - столь высокой эффективности нет ни у одного генератора.
Восемь лет назад в Институте высокотемпературной электрохимии Уральского отделения РАН был изготовлен демонстрационный генератор на метане мощностью один киловатт. Но до практической реализации дело никак не дойдет. Опытно-конструкторские работы, которые уже начинались, до конца так и не доведены. Задача очень сложна, ее необходимо решать в рамках национальной программы, попытки разработать которую оказались пока безуспешными.
Электролит щелочной натриево-литиевый широко применяется в автомобильной и горно-добывающей промышленностях. Главное назначение этого электролита - заполнение различных щелочных аккумуляторов. Его используют для наполнения аккумуляторов электрических погрузчиков и специальных шахтных электровозов.
Электролит кислотный применяется для заливки в свинцовые аккумуляторы легкового и грузового автотранспорта.
Для приготовления электролита в ванну, футерованную свинцом, наливают плавиковую кислоту HF и в нее добавляют борную кислоту Н3ВО3. Полученную борфтористоводородную кислоту HBF4 фильтруют и, растворяют в ней углекислый кадмий. Для получения блестящего покрытия применяют электролит следующего состава, г/л. Покрытие производят при катодной плотности тока 9-10 А/дм2 и температуре 50°С.
При кадмировании деталей сложной геометрической формы применяют аммиакатные электролиты, рассеивающая способность которых выше, чем кислых. Чаще всего применяется электролит следующего состава, г/л.
Покрытие проводят при катодной плотности тока 0,5 - 1,0 А/дм2, рН=6,9 и температуре ванны 20-25°С. Этот электролит обладает хорошей буферной емкостью и не требует частых корректировок.
С введением декстрина улучшается структура поверхности и повышается катодная поляризация. Введение флюоресцина способствует получению мелкокристаллической структуры.
Цианистые электролиты позволяют получать покрытия очень высокого качества, однако в силу высокой токсичности компонентов и необходимости применять дорогие и сложные очистные сооружения для очистки сбрасываемых сточных вод эти электролиты на светотехнических заводах не применяют.
Другие электролиты, такие, как фенолсульфатные и этилендиаминовые, не получили широкого применения, так как работа с ними малопроизводительна.
Пассивирование кадмиевых покрытий производят значительно реже, чем цинковые.
При пассивировании детали погружают на 5-10 с в раствор, после чего их вынимают и тщательно промывают в проточной воде, сушат детали в потоке теплого воздуха.
Заключение
Итак, подведем итоги: Электролитами называют вещества, растворы и сплавы которых с другими веществами электролитически проводят гальванический ток. Признаком электролитической проводимости в отличии от металлической должно считать возможность наблюдать химическое разложение данного вещества при более или менее продолжительном прохождении тока. В химически чистом состоянии электролиты обыкновенно обладают ничтожно малой электропроводностью.
Термин электролит введен в науку Фарадеем. К.Э. К электролитам до самого последнего времени относили типичные соли, кислоты и щелочи, а также воду. Исследования неводных растворов, а также исследования при очень высоких температурах значительно расширили эту область.
И.А. Каблуков, Кади, Карара, П.И. Вальден и др. показали, что не только водные и спиртовые растворы заметно проводят ток, но также растворы в целом ряде других веществ, как например, в жидком аммиаке, жидком сернистом ангидриде и т.п. Найдено также, что многие вещества и смеси их, превосходные изоляторы при обыкновенной температуре как например, безводные окислы металлов (окись кальция, магния и др.), при повышении температуры становятся электролитическими проводниками. Известная лампа накаливания Нернста, принцип которой был открыт гениальным Яблочковым, представляет превосходную иллюстрацию этих фактов. Смесь окислов - “тельце для накаливания" в лампе Нернста, не проводящая при обыкновенной температуре при 700° делается превосходным и притом сохраняющим твердое состояние электролитическим проводником.
И напоследок считаю нужным сказать об определении электролитов, данном маститым Гитторфом пятьдесят лет тому назад: “Электролиты - это соли". Этим определением Гитторф частью предвосхитил современную теорию электролитической диссоциации, указав на то, что типичное свойство солей, которое мы теперь определяем, как способность к электролитической диссоциации, должно быть признаком всякого электролита.
Список использованной литературы
1. Википедия.
2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Учебное пособие для вузов. / Под ред.В.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. - 21-е изд., стереотипное - Л.: Химия, 1981.
3. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. - 22-е издание., испр. /Под ред. Рабиновича В.А. - Л.: Химия, 1982.
4. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебник для нехимических вузов. - М.: Химия, 1988.
5. Журнал "Наука и жизнь" № 2, 1999 г.
6. Лавриенко В.Н., В.П. Ратников, В.Ф. Голубь и др. Концепции современного естествознания: Учебник для вузов. / Под ред. проф.В.Н. Лавриенко, проф. В.П. Ратникова. - М.: Культура и спорт, ЮНИТИ, 1977.
7. Ландсберг Г.С. Элементарный учебник физики: Учебное пособие. В 3-х т. / Под ред. Г.С. Ландсберга. Т. II. Электричество и магнетизм. - 10-е изд., перераб. - М.: Наука. Главная редакция физико-математической литературы, 1985.
8. Электрохимия расплавленных солевых и твердых электролитов. Термодинамика солевых и окисных систем. Свердловск, 1969г.
Подобные документы
Ионная проводимость электролитов. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ионно-молекулярные уравнения. Диссоциация воды, водородный показатель. Смещение ионных равновесий. Константа и степень диссоциации.
курсовая работа [139,5 K], добавлен 18.11.2010Характеристика и сущность основных положений теории электролитической диссоциации. Ориентация, гидратация, диссоциация - веществ с ионной связью. История открытия теории электролитической диссоциации. Разложение хлорида меди электрическим током.
презентация [218,7 K], добавлен 26.12.2011Предпосылки к созданию теории электролитической диссоциации, этапы данного процесса. Понятие и основные факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации, способы определения. Закон разбавления Оствальда. Определение ионного произведения воды.
презентация [280,8 K], добавлен 22.04.2013Электролитическая диссоциация как обратимый процесс распада электролита на ионы под действием молекул воды или в расплаве. Основные особенности модельной схемы диссоциации соли. Анализ механизм электролитической диссоциации веществ с ионной связью.
презентация [3,1 M], добавлен 05.03.2013Электролитическая диссоциация в растворах. Сильные и слабые электролиты. Условия протекания ионных реакций. Кислоты и основания Брёнстеда-Лоури. Ионное произведение воды. Кислотно-основные равновесия. Кислоты и основания Льюиса. Гидролиз солей по аниону.
лекция [941,2 K], добавлен 18.10.2013Отличительные черты взаимодействия концентрированной и разбавленной серной кислоты с металлами. Свойства сухой извести и ее раствора. Понятие электролитической диссоциации и методика измерения ее степени для различных веществ. Обмен между электролитами.
лабораторная работа [14,9 K], добавлен 02.11.2009Установка титра методом отдельных навесок. Константа диссоциации синильной кислоты. Классификация методов осаждения. Значение ионов H и OH в водных растворах электролитов. Полярографические методы анализа. Нахождение степени диссоциации циановодорода.
контрольная работа [87,4 K], добавлен 20.11.2012Основные положения физики и химии суперионных материалов и теории дефектов в ионных кристаллах. Синтезы под высоким давлением, твёрдые полимерные электролиты: структура, свойства и применение. Твёрдые оксидные электролиты, материалы ионики твердого тела.
дипломная работа [2,2 M], добавлен 21.10.2010Электронная теория кислот и оснований Льюиса. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Протонная теория, или теория кислот и оснований Бренстеда. Основность и амфотерность органических соединений. Классификация реагентов органических реакций.
презентация [375,0 K], добавлен 10.12.2012Карбоновые кислоты — более сильные кислоты, чем спирты. Ковалентный характер молекул и равновесие диссоциации. Формулы карбоновых кислот. Реакции с металлами, их основными гидроксидами и спиртами. Краткая характеристика физических свойств кислот.
презентация [525,6 K], добавлен 06.05.2011
