Вещества которые проводят электрический ток называются

39. Сущность процессов электролитической диссоциации

Электролиты и неэлектролиты. Используя прибор, изображенный на рисунке 16, можно изучить электрическую проводимость растворов веществ, относящихся к различным типам химической связи, и особенности растворимости этих веществ в воде. При вводе электродов прибора в сухую поваренную соль, а также в дистиллированную воду лампа не будет гореть. Значит, сухая поваренная соль и дистиллированная вода не проводят электрический ток. Но она загорится при вводе электродов в водные растворы натрия (NaCl), а также нитрата натрия (NaNO₃). Следовательно, водные растворы хлорида калия и нитрата натрия проводят электрический ток. Однако водные растворы сахара (сахароза — C₁₂H₂₂O₁₁), глюкозы — C₆H₁₂O₆ и спиртов (например, метиловый спирт — CH₃OH, этиловый спирт — C₂H₅OH и др.) не проводят электрический ток. Это подтверждается тем, что при погружении электродов прибора в растворы всех этих трех веществ лампы не загораются. На основании этих свойств вещества делят на две группы— электролиты и неэлектролиты.

Вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Примером электролитов являются растворимые в воде с ионной связью соли, щелочи и неорганические кислоты, кроме H₂SiO₃ муравьиная кислота (HCOOH), уксусная кислота (CH₃COOH).

Вещества, водные растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Рис. 16. Прибор для проверки
электрической проводимости
растворов

Для этих веществ характерны спирты (CH₃OH, C₂H₅OH), углеводы (C₁₂H₂₂O₁₁; C₆H₁₂O₆), вещества с неполярной ковалентной связью (H₂, O₂, N₂, O₃, P₄, I₂ и др.) или же вещества с малополярной ковалентной связью, а также нерастворимые в воде соли, основания (т.е. осадки и др.).

Механизм растворения в воде веществ с различным характером химической связи. Почему соли, щелочи и кислоты в водном растворе проводят электрический ток, а растворы сахара (С₁₂Н₂₂О₁₁) и спирта (С₂Н₅ОН) не проводят? Чтобы ответить на этот воп-

Какие вещества проводят электрический ток

Как известно, электрическим током называется упорядоченное движение носителей электрического заряда. Такими носителями заряда могут выступать электроны — в металлах, в полупроводниках и в газах; ионы — в электролитах и в газах; а в полупроводниках носителями электрического заряда выступают еще и дырки — незаполненные валентные связи в атомах, равные по модулю заряду электрона, но имеющие положительный заряд.

Какие вещества проводят электрический ток

Задаваясь вопросом о том, какие же вещества проводят электрический ток, нам придется порассуждать о том, благодаря чему в первую очередь возникает ток, а именно — о наличии в тех или иных веществах заряженных частиц. Ток смещения рассматривать здесь не будем, поскольку он не является током проводимости, и поэтому не относится напрямую к данному вопросу.

Медная проволока

По праву главными проводниками электрического тока во всей современной электротехнике выступают металлы. Для металлов характерна слабая связь валентных электронов, то есть электронов внешних энергетических уровней атомов, с ядрами этих атомов.

И как раз благодаря слабости данных связей, при возникновении по какой-нибудь причине в проводнике разности потенциалов (вихревое электрическое поле или приложенное напряжение), электроны эти начинают лавинообразно перемещаться в ту или иную сторону, возникает движение электронов проводимости внутри кристаллической решетки, словно движение «электронного газа».

Характерные представители металлических проводников: медь, алюминий, вольфрам.

Полупроводники

Далее по списку — полупроводники. Полупроводники, по способности проводить электрический ток, занимают промежуточное положение между проводниками вроде медных проводов и диэлектриками вроде оргстекла. Здесь один электрон связан сразу с двумя атомами — атомы находятся в ковалентных связях друг с другом — поэтому для того чтобы каждый отдельно рассматриваемый электрон начал двигаться создавая ток, ему сначала необходимо получить энергию для реализации возможности покинуть свой атом.

Например, полупроводник можно нагреть, и некоторые из электронов начнут покидать свои атомы, то есть возникнет условие для существования тока — в кристаллической решетке появятся свободные носители заряда — электроны и дырки (на месте откуда электрон ушел, сначала остается вакантное пустое место с положительным зарядом — дырка, которое затем занимается электроном из другого атома). Яркими представителями чистых полупроводников являются: германий, кремний, бор. Соединения здесь не рассматриваем.

Электролит

Электролиты тоже способны проводить ток благодаря наличию в них свободных носителей заряда. Но электролиты — это проводники второго рода. Свободными носителями заряда в электролитах являются ионы (положительные ионы называются катионами, отрицательные — анионами).

Катионы и анионы образуются здесь благодаря процессу электролитической диссоциации (распаду молекул на части — на отдельные ионы) кислот, щелочей, оснований в их растворах или расплавах. Одновременно с диссоциацией протекает ассоциация ионов снова в молекулы — это называется динамическим равновесием в электролите. Пример электролита — 40% раствор серной кислоты в воде.

Плазма

Наконец, плазма — ионизированный газ — четвертое агрегатное состояние вещества. В плазме электрический заряд переносится электронами, а также катионами и анионами, образуемыми благодаря нагреванию газа или под действием на него рентгеновского, ультрафиолетового или другого излучения (либо под действием одновременно и нагревания и излучения). Плазма квазинейтральна, то есть внутри нее в малых объемах суммарный заряд всюду равен нулю. Но в силу подвижности частиц газа, плазма все же способна проводить электрический ток.

Вообще плазма экранирует внешнее электрическое поле так как в ней разделяются этим полем заряды, но в силу того, что тепловое движение носителей заряда присутствует, на малых масштабах квазинейтральность плазмы нарушается, и плазма практически получает способность проводить электрический ток. Все межзвездное пространство во вселенной заполнено плазмой, и сами звезды состоят из плазмы.

Телеграмм канал для тех, кто каждый день хочет узнавать новое и интересное: Школа для электрика

2.8 Электропроводность

Все вещества разделяют на проводники электрического тока (металлы, уголь и т.п.) и непроводники, т.е. изоляторы (каучук, эбонит, фарфор, стекло и т.п.). Кроме того, среди веществ различают электролиты и неэлектролиты.

Критерием для такого деления служит свойство растворенных в воде (или расплавленных) веществ проводить электрический ток.

Испытуемый раствор наливают в стакан и опускают в него угольные электроды, соединенные проводами с потребителем энергии. Последовательно, в цепь одного из проводов включают электрическую лампу, которая позволит судить о наличии тока в цепи. Если испытуемый раствор проводит электрический ток, то лампочка засветится. С помощью этого несложного прибора легко установить, что растворы серной кислоты, едкого натра, хлористого калия хорошо проводят электрический ток, а растворы сахара, спирта, глицерина его не проводят.

Вещества, водные растворы (или расплавы) которых проводят электрический ток, называют электролитами. К электролитам относятся кислоты, основания и соли.

Вещества, которые в растворенном (или расплавленном) состоянии не проводят электрического тока, называют неэлектролитами. К ним относят многие органические соединения (сахар, спирт, глицерин и др.).

Сухие соли, а также безводные кислоты и основания не проводят электрического тока, не проводят тока и неводные растворы кислот, оснований и солей (т.е. растворы их в органических жидкостях).

Следовательно, при растворении в воде молекулы кислот, оснований и солей претерпевают какие-то глубокие изменения, обусловливающие электропроводность их растворов.

Электропроводность водных растворов кислот, оснований и солей была объяснена теорией электролитической диссоциации, предложенной шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. Для развития ее много сделали русские ученые И.А. Каблуков, Д.П. Коновалов и другие.

Основные положения теории электролитической диссоциации состоят в следующем:

В водных растворах молекулы электролитов распадаются (частично или полностью) на заряженные частицы – положительные и отрицательные ионы. Количество положительных и отрицательных ионов может быть различным, но суммарный заряд всех положительных ионов равен сум-марному заряду отрицательных. Поэтому раствор в целом остается электрически нейтральным.

Процесс распада электролитов на ионы в растворах получил название электролитической диссоциации или ионизации:

KOH ↔ K + + OH – ; (64)

NaCl ↔ Na + + Cl – . (65)

2. Свойства ионов отличаются от свойств одноименных атомов (или молекул). Например, газообразный хлор Cl₂ ядовит, имеет резкий неприятный запах и желто-зеленый цвет. Ионы хлора Cl – безвредны, лишены запаха и цвета. Атомы натрия Na 0 разлагают воду с образованием едкого натра, а ионы натрия Na + на воду не действуют. Растворы кислот содержат много ионов водорода, атомы же водорода в воде почти нерастворимы.

3. Обычно ионы в растворе совершают беспрерывное хаотическое движение. Но при пропускании через раствор электрического тока они приобретают направленное движение. Положительные ионы направляются к отрицательно заряженному электроду – катоду; их называют катионы («катион» означает – идущий к катоду). Отрицательные ионы перемещаются к положительному электроду – аноду, поэтому их называют анионы («анион» – идущий к аноду). Около электродов катионы и анионы разряжаются, т.е. превращаются в электронейтральные атомы или молекулы; катионы получают электроны от катода, а анионы отдают их аноду. Однако ионы образуются уже при растворении электролитов в воде, а не при пропускании электрического тока.

И.А. Каблуков показал, что растворитель нельзя считать безразличной для ионизации средой раствора, что диссоциация молекул зависит от природы растворителя и происходит не самопроизвольно, а под действием молекул растворителя.

Объясняя роль растворителя в процессе ионизации, И.А. Каблуков воспользовался гидратной теорией Д.И. Менделеева, предполагающей химическое взаимодействие между растворенным веществом и растворителем. При этом Каблуков И.А. допускал, что гидратироваться могут не только молекулы, но и ионы.

Рассмотрим в качестве примера сторение кристалла хлористого натрия (NaCl). Мельчайшей ячейкой его кристаллической решетки является куб (ребро куба равно 2,8∙10 –8 см, а объем 2,23∙10 –23 см 3 ), в углах которого расположены четыре положительно заряженных иона натрия и четыре отрицательно заряженных иона хлора. Каждая сторона такого куба является смежной для соседних ячеек – кубов, а расположенные на смежной стороне ионы – общими для соседнего куба. В результате этого каждый ион натрия окружен шестью равноотстоящими от него ионами хлора, а каждый ион хлора – шестью ионами натрия.

Силами, удерживающими ионы в определенном, ориентированном в пространстве порядке кристаллической решетки, являются силы электростатического притяжения разноименно заряженных ионов, составляющих кристаллическую решетку. Они характеризуются величиной, называемой энергией кристаллической решетки. Последняя неодинакова для различных веществ и зависит от радиуса и заряда ионов, расстояния между ними, характера решетки и пр.

Так, например, при погружении в воду хлористого натрия ион натрия (катион) будет притягиваться отрицательно заряженной частью молекулы воды, а ион хлора (анион) – положительно заряженной частью (рис. 29).

Из приведенного примера строения неорганических солей видно, что здесь, так же как и у молекул воды, действуют силы, возникающие при электростатическом взаимодействии частиц между собой.

Рисунок 29 – Разрушение ионной решетки кристалла NaCl

полярными молекулами воды при растворении:

– Na + ; – Cl –

При соприкосновении соли с водой ионы, составляющие ее кристаллическую решетку, будут притягиваться противоположно заряженными частями молекул воды.

Для того чтобы ионы, находящиеся в кристаллической решетке, оторвать друг от друга и перевести в раствор, необходимо преодолеть силу стяжения этой решетки. При растворении солей такой силой является притяжение ионов решетки молекулами воды, характеризуемое так называемой энергией гидратации. Если при этом энергия гидратации будет по сравнению с энергией кристаллической решетки достаточно велика, ионы будут оторваны от последней и перейдут в раствор.

Взаимосвязь между молекулами воды и ионами, оторванными от решетки, в растворе не только не прекращается, но становится еще теснее. В растворе ионы окружаются и разобщаются молекулами воды, которые, ориентируясь к ним своими противоположными по заряду частями, образуют так называемую гидратную оболочку. В сущности при диссоциации образуются не ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. Однако в схематических уравнениях диссоциации электролитов пишут только формулы ионов, например:

NaCl ↔ Na + + Cl – . (66)

Очень важно, что диссоциация электролита – обратимый процесс.

Одним из лучших растворителей является вода. Сила взаимного притяжения между двумя разноименно заряженными телами в воде в 81 раз меньше, чем в безвоздушном пространстве. Молекулы всех ионизирующих растворителей (как и воды) полярны. В неполярных или малополярных растворителях (например, в бензоле, сероуглероде и т.д.) диссоциация не происходит. Распадаться на ионы в воде могут только ионные соединения и полярные молекулы. Вещества, не имеющие таких молекул (сахара, спирт, глицерин и т.п.), диссоциации не подвергаются, водные растворы их не обладают электропроводностью.

Диссоциация электролитов – обратимый процесс. В водном растворе молекулы электролита, например гидроокиси аммония, распадаются на ионы:

но часть образовавшихся ионов, сталкиваясь друг с другом, снова превращается в недиссоциированные молекулы:

Учитывая это, в уравнениях диссоциации вместо знака равенства пишут знак обратимости:

По мере распада молекул электролита скорость процесса диссоциации уменьшается. Но с увеличением числа ионов скорость обратного процесса растет, и наступает такой момент, когда в единицу времени число молекул, распадающихся на ионы, равно числу молекул, образующихся из ионов. При этом относительные количества недиссоциированных молекул и ионов в растворе остаются неизмененными.

Отношение числа молей, диссоциировавших на ионы (С_дисс), к общему числу молей растворенного электролита (С_общ) называют степенью диссоциации электролита (С):

Степень диссоциации зависит как от природы электролита, так и от концентрации раствора. С разбавлением раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается. Если в стакан вышеназванной цепи налить немного концентрированной уксусной кислоты, то лампа, включенная в цепь, будет светиться очень слабо. По мере прибавления воды, т.е. разбавления раствора, электропроводность его увеличивается. По электропроводности вычисляют степени диссоциации электролитов в растворах с одинаковой нормальной концентрацией.

Исходя из величин степени диссоциации, все электролиты подразделяют на сильные, слабые и средней силы. Сильные электролиты легко ионизируются; даже в концентрированных растворах они диссоциируют практически полностью. К ним относят:

а) некоторые кислоты – соляную, азотную, серную;

б) щелочи – едкий натр, едкое кали, едкую известь, едкий барит;

в) почти все растворимые соли.

Наоборот, слабые электролиты ионизируются плохо. Полная диссоциация их может быть достигнута только в очень разбавленных растворах. Обычно же растворы слабых электролитов содержат ионов очень мало, в них преобладают молекулы.

Ионообменные смолы были открыты (синтезированы) в 1935 г.

Ионообменные смолы, или иониты, подразделяют на две группы. Одни из них обменивают свои катионы на катионы солей, находящихся в омывающем растворе. Такие смолы называют катионообменными или катионитами. Другие обменивают собственные анионы на анионы солей, присутствующих в растворе. Они называются анионообменными смолами или анионитами (существуют также и амфотерные иониты).

Иониты применяют в анализе металлов и сплавов, используют в биологии для разделения органических кислот, аминокислот и углеводов, для выделения витаминов, алкалоидов и антибиотиков, для очистки ферментов и других веществ. Ионный обмен приобретает все большее значение в агропочвоведении, агрохимическом анализе.

На промышленных предприятиях и на электрических станциях иониты используют для умягчения или обессоливания воды. В первом случае природную воду пропускают через фильтр с катионитом в натриевой форме. Катионит поглощает из воды ионы кальция и магния, вызывающие жесткость, а вместо них посылает ионы натрия:

Химически чистая вода – очень слабый электролит (из 556 миллионов молекул воды диссоциирует только одна молекула) [30]. При диссоциации воды получаются катионы водорода Н + и анионы гидроксила ОН – :

По электропроводности чистой воды вычислили, что концентрация ионов водорода и гидроксила в ней составляет 10 –7 г-ион/л. Произведение концентраций ионов Н + и ОН – при 25 °С равно:

[Н + ]∙[ОН — ] = 10 –7 ∙10 –7 = 10 –14 . (73)

Эту величину называют ионным произведением воды и обозначают через :

= [Н + ]∙[ОН – ] = 10 –14 . (74)

Физический смысл уравнения состоит в следующем: как бы ни изменялись концентрации ионов водорода Н + и гидроксила ОН — в воде или в разбавленном водном растворе, произведение их остается величиной постоянной.

Характеризуя реакцию раствора, обычно указывают только концентрацию ионов Н + , так как концентрацию ионов ОН – легко вычислить, зная ионное произведение воды. Допустим, что к чистой воде прибавили кислоты и концентрация ионов Н + достигла10 –4 г-ион/л, тогда концентрация ионов ОН – равна:

Если в растворе концентрация ионов Н + равна концентрации ионов ОН – , то его называют нейтральным. В кислых растворах концентрация водородных ионов больше, а в щелочных – меньше, чем концентрация гидроксильных ионов. С точки зрения концентрации водородных ионов можно написать:

– нейтральный раствор – [Н + ] = [ОН – ] = 10 –7 г-ион/л;

– кислый раствор – [Н + ] > 10 –7 г-ион/л (т.е. 10 –6 , 10 –6 и т.д.);

– щелочной раствор — [Н + ] –7 г-ион/л (т.е. 10 –8 , 10 –9 и т.д.).

В агрохимии и почвоведении среду раствора характеризуют не концентрацией водородных ионов, а так называемым водородным показателем рН. Последний представляет собой отрицательный десятичный логарифм из величины концентрации водородных ионов:

Например, при концентрации водородных ионов [Н + ] = =10 –4 г-ион/л рН = 4; при [Н + ] = 10 –8 г-ион/л соответственно рН = = 8 и т.п. Следовательно, у нейтральных растворов рН = 7, у кислых растворов рН 7.