Перегляд вихідного коду сторінки Електроліти

{{unibox}}'''Електролі́ти''' ({{Lang-en|electrolytes}}, {{Lang-de|Elektrolyte}}) &nbsp;— речовини, [[розплави]] або розчини, у яких [[електричний струм]] виникає завдяки руху [[Іон|йонів]], а не [[Електрон|електронів]], як у звичайних провідниках. Електроліти є провідниками другого роду, хоча можливе поєднання обох типів провідності у одній речовині. Іони утворюються завдяки [[електролітична дисоціація|електролітичній дисоціації]]&nbsp;— розпаду складних речовин на іони.

== Історія ==
В кінці 18 століття були винайдені [[Гальванічний елемент|гальванічні елементи]]&nbsp;— перші хімічні джерела струму. Невдовзі після цього було відкрите явище [[електроліз]]у&nbsp;— розкладання складних речовин на прості за допомогою електричного струму. Одним з перших зацікавився цим явищем [[Гамфрі Деві]]. В результаті своїх досліджень у 1807 році Деві створив електрохімічну теорію будови речовини. У 1811 році ця теорія була розвинута [[Єнс Якоб Берцеліус|Берцеліусом]]. Згідно його гіпотезі, в атомах електричні заряди одного типу домінують над зарядами іншого, тому атоми взаємодіють так, ніби мають ненульовий заряд, при чому атоми різних елементів заряджені по різному. Усі сполуки таким чином вважалися поєднанням «позитивного» і «негативного» атому (або конгломерату атомів), що тримаються разом завдяки звичайним [[Закон Кулона|кулонівським силам]]{{sfn | Фигуровский | 1979 | с=95}}. Одним з експериментальних підтверджень цієї теорії був той факт, що електричний струм розкладає розчинені у воді солі на дві частини, одна з яких збирається біля негативного електроду, а інша&nbsp;— біля позитивного. Проте, через деякий час стало зрозуміло, що існують реакції і сполуки, що не можуть бути вкладені у схему Берцеліуса (наприклад, двоатомні молекули простих речовин). Хоча електрохімічна теорія виявилася неправильною, в тому сенсі як її розумів Берцеліус&nbsp;— вона не могла пояснити все різномаїття сполук, окремі її елементи, такі як [[Електрохімічний ряд напруг|ряд активності]] використовуються і понині.

Берцеліус вважав, що в електролітах молекули повністю зберігають свою будову, аж допоки до розчину не буде прикладений струм, який збалансує заряди молекулярних компонентів і дозволить їм роз'єднатись{{sfn | Фигуровский | 1979 | с=96}}.

У 1818 році [[Теодор фон Гроттгусс]] висловив альтернативне і правильне припущення, що молекули розпадаються на іони при розчиненні{{sfn | Бродский | 1934 | с=5}}, а не через дію струму, проте авторитет Берцеліуса підтримував його теорію впродовж десятиліть.

У 1834 році учень Гамфрі Деві, [[Майкл Фарадей]] визначив кількісні [[Закони Фарадея|закони електролізу]]. Він же ввів термін «електроліт»<ref name="chemlib">[http://chemlib.ru/books/item/f00/s00/z0000019/st033.shtml М. Фарадей и электролиты] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20200223223024/http://chemlib.ru/books/item/f00/s00/z0000019/st033.shtml |date=23 лютого 2020 }}{{ref-ru}}</ref>, для речовин, розчини яких мають провідні властивості, від приставки ''електро-'' і грецького ''λυτός'', розчинний<ref>[https://www.etymonline.com/word/electrolyte electrolyte] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20190501171759/https://www.etymonline.com/word/electrolyte |date=1 травня 2019 }}{{ref-en}}</ref>.

У 1867 [[Фрідріх Кольрауш (фізик)|Фрідріх Кольрауш]], спираючись на роботи {{не перекладено|Йоган Вільгельм Гітторф|Йогана Гітторфа||Johann Wilhelm Hittorf}} і [[Джон Фредерік Даніелл|Джона Деніелла]] зміг з великою точністю виміряти провідність електролітів. Виявилося, що [[аніон]]и і [[катіон]]и (негативно і позитивно заряджені іони) вносять незалежні вклади у провідність при малих концентраціях розчиненої речовини. Цей факт нині відомий як [[закон Кольрауша]]<ref name="chemlib"/>. Крім того, за теорією Берцеліуса, молекули розкладалися на складові струмом, а тому, оскільки різниця електрохімічних потенціалів у солей [[лужні метали|лужних металів]] є значною, розкласти такі солі мало б бути важче, і провідність електролітів на їх основі була б меншою&nbsp;— проте досліди показали зворотні результати<ref name="chemlib"/>. Також проти цієї теорії говорило те, що навіть за дуже низьких струмів [[закон Ома]] в електролітах виконується{{sfn | Бродский | 1934 | с=5}}&nbsp;— що суперечить уявленню про те, що енергія струму витрачається на розрив міжатомних зв'язків<ref name="chemlib"/>. Ще одним парадоксальним явищем було зростання еквівалентної провідності (відношення провідності до кількості розчиненої речовини) при зменшенні концентрації розчиненої речовини<ref name="chemlib"/>.

Таким чином, у другий половині 19 століття стала більш розповсюдженою думка, що молекули у розчинах без зовнішнього впливу розпадаються на заряджені компоненти, і саме рух цих компонентів (іонів) призводить до протікання струму при прикладанні зовнішньої [[електрорушійна сила|електрорушійної сили]].

Механізм цього розпаду був запропонований [[Швеція|шведським]] [[Фізик|фізиком]] [[Сванте Август Арреніус|Сванте Арреніусом]]. Запропонована ним теорія електролітичної дисоціації спиралася на наступні [[Постулат|постулати]]{{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=180}}:
* При розчиненні, електроліти [[Дисоціація (хімія)|дисоціюють]] на позитивні і негативні іони завдяки взаємодії з водою
* Дисоціація&nbsp;— зворотній процес, тобто, розчинені іони [[Асоціація (речовини)|асоціюють]], утворюючи складну речовину
Таким чином, в залежності від інтенсивності асоціації і дисоціації у розчині встановлюється динамічна рівновага між молекулами і іонами. Іони беруть участь у проведенні струму, тоді як нейтральні молекули&nbsp;— ні. Арреніус ввів поняття [[Ступінь дисоціації|ступеня дисоціації]], що дорівнює відношенню концентрації молекул, що розпалися на іони до загальної кількості молекул розчиненої речовини. Оскільки швидкість асоціації залежить від концентрації іонів, при значних розведеннях ступінь асоціації росте, і наближається до одиниці.

Згідно теорії Арреніуса, багато фізичних властивостей розчинів електролітів залежить не лише від їх концентрації, але і від ступеня їх дисоціації{{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=180}}. 

У деяких електролітів процеси дисоціації значно переважають над процесами асоціації, тому майже всі молекули таких речовин розпадаються на іони (ступінь дисоціації близький до одиниці)&nbsp;— такі електроліти отримали назву ''сильних''. У випадку, якщо лише мала частина молекул дисоціюють, електроліт називають ''слабким''. Межа між цими класами не чітка, тому іноді виділяють електроліти ''середньої сили''{{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=181}}.

Також теорія Арреніуса пов'язувала різницю [[Кислоти|кислот]] і [[Основи (хімія)|основ]] через типи іонів, що утворюються при дисоціації.

За свої роботи Арреніус отримав [[Нобелівська премія з хімії|Нобелівську премію з хімії]] у [[1903]] році<ref>[https://www.nobelprize.org/prizes/chemistry/1903/summary/ The Nobel Prize in Chemistry 1903 ] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20200521193639/https://www.nobelprize.org/prizes/chemistry/1903/summary/ |date=21 травня 2020 }}{{ref-en}}</ref>.

Залежність ступеня дисоціації від розбавлення розчину для слабких електролітів була показана [[Вільгельм Оствальд|Вільгельмом Оствальдом]] у 1888, і відома як [[закон розбавлення Оствальда]]: ступінь дисоціації обернено пропорційна квадратному кореню з концентрації електроліту{{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=181}}.

У десяті роки 20-го століття було накопичено достатньо експериментальних фактів, що показували, що теорія Арреніуса незадовільна при кількісному описі розчинів зі значними концентраціями електроліту&nbsp;— властивості розчинів відрізнялися від теоретично розрахованих. Для вирішення цих проблем у 1923 році [[Петер Дебай|Петером Дебаєм]] і [[Еріх Гюккель|Еріхом Гюккелем]] було розроблене розширення теорії Арреніуса, що відоме як {{не перекладено|теорія Дебая — Гюккеля|||Debye–Hückel theory }}. У цій теорії було введене поняття ''іонної атмосфери''&nbsp;— сукупності іонів протилежного знаку, які оточують кожен іон у розчині{{sfn | Мингулина,Масленникова,Коровин,Филиппов | 1990 | с=161}}. Модель іонної атмосфери дозволила ефективно враховувати вплив взаємодії іонів між собою на властивості електролітів.

== Мікробудова ==
[[Файл:Na+H2O.svg|міні|Комплекс іону натрію і оточуючих його молекул води]]
[[Файл:Ionenverteilung in Loesung.svg|міні|Дисоційовані іони у розчині]]
Розчинення електроліту проходить у два етапи (цей процес називається [[сольватація]], а у випадку розчинення у воді — [[гідратація]]){{sfn | Мингулина,Масленникова,Коровин,Филиппов | 1990 | с=153}}. Спочатку цілі молекули відриваються від твердого тіла, утворюючи комплекси з молекулами розчинника (сольват):
:<math>AB+(n+m)S\leftrightarrow AB(n+m)S</math>
де АВ — молекула електроліту, S — [[молекула]] розчинника.

Під час другого етапу сольват дисоціює на окремі іони:
:<math>AB(n+m)S\leftrightarrow A^+nS + B^-mS</math>

Саме наявність другої стадії відрізняє електроліти від неелектролітів.

Коефіцієнти m і n, що показують, скільки молекул розчинника зв'язуються з окремими іонами (у випадку розчинення у воді вони називаються числами гідратації іонів), дуже залежать від концентрації електроліту, температури, та інших чинників, що відрізняє сольвати від звичайних хімічних сполук. У випадку лужних металів, кількість пов'язаних молекул води може перевищувати 100, наприклад, для іонів [[літій|літію]]{{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=184}}. 

Частка молекул, що розпалися на іони ([[ступінь дисоціації]]) може сильно коливатися, від долей відсотка для слабких електролітів, таких як [[оцтова кислота]] і досягати одиниці для сильних електролітів, таких як хлорид натрію ([[Кухонна сіль]]). З ростом температури ступінь дисоціації зазвичай знижується{{sfn | Мингулина,Масленникова,Коровин,Филиппов | 1990 | с=159}}.

Іноді замість ступеня дисоціації використовують інший, пов'язаний показник — [[Константа дисоціації|константу дисоціації]]{{sfn | Мингулина,Масленникова,Коровин,Филиппов | 1990 | с=159}}:
:<math>K=\frac{C_{A^{+}}C_{B^{-}}}{C_{AB}}</math>

де С — концентрація іонів і недисоційованих молекул, відповідно. Константа дисоціації прямує до нескінченності для сильних електролітів.

На відміну від ступеня дисоціації, константа дисоціації не залежить від концентрації розчиненої речовини{{sfn | Мингулина,Масленникова,Коровин,Филиппов | 1990 | с=159}}.

У сильних електролітів концентрація іонів може бути значною, тому взаємодія іонів між собою теж стає помітною. Однойменні іони відштовхуються а різнойменні притягуються, тому в середньому, іони одного знаку оточені іонами іншого. Проте треба пам'ятати, що положення іонів у розчині не стабільні, тому закономірності у їх взаємному розташуванні носять лише статистичний характер. Набір іонів, які оточують деякий іон називають його ''іонною атмосферою''. У атмосферу кожного іону входять і аніони і катіони, проте в середньому, заряд атмосфери дорівнює заряду центрального іону, взятому з протилежним знаком. 

Жоден іон у розчині не є виділеним, тому кожен з них оточує своя іонна атмосфера — і кожен з них входить у іонні атмосфери оточуючих іонів. 

При зростанні концентрації іонів [[радіус]] іонної атмосфери зменшується, а густина заряду в ній зростає. Взаємодію іону з оточуючими іонами можна ефективно обчислити, враховуючи лише взаємодію іону з його іонною атмосферою{{sfn | Мингулина,Масленникова,Коровин,Филиппов | 1990 | с=161}}.

При достатньо великих концентраціях у розчині починають утворюватися більш тісні системи з іонів — іонні двійники і трійники{{sfn | Мингулина,Масленникова,Коровин,Филиппов | 1990 | с=161}}, через пряму взаємодію сольватокомплексів. Властивості і структура таких електролітів починають більше нагадувати властивості іонних розплавів або навіть кристалів<ref name="femto">[http://femto.com.ua/articles/part_2/4660.html электролиты] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20200121062509/http://femto.com.ua/articles/part_2/4660.html |date=21 січня 2020 }}{{ref-ru}}</ref>.

== Класифікація ==
=== За силою ===
Як вже було описано вище, сильними електролітами називаються сполуки з високим ступенем дисоціації, а слабкими — з низьким. Умовно вважається, що якщо при концентрації 0,1 моль/л константа дисоціації менша 0,05 — електроліт слабкий. Якщо вона більша 0,3 — сильний. Проміжні значення вважаються середніми{{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=181}}. При зниженні концентрацій ступінь дисоціації у слабких електролітів зростає значно швидше ніж у сильних, тому за нескінченно малих концентрації, різниця між слабкими і сильними електролітами стає менш вираженою.

До сильних електролітів (при розчиненні у воді) належать більшість солей і гідроксидів простих металів, деякі кислоти (HCl, H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, HNO<sub>3</sub>, HClO<sub>4</sub>). До слабких електролітів належать органічні кислоти, багато основ (NH<sup>3</sup>, Zn(OH)<sub>2</sub>){{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=181}}, вода.

Ступінь дисоціації залежить і від речовини, що розчиняється, і від розчинника. Наприклад, хлорид літію є сильним електролітом при розчиненні у воді, і слабким — при розчиненні у оцтовій кислоті або [[ацетон]]і{{sfn | Мингулина,Масленникова,Коровин,Филиппов | 1990 | с=155}}.

=== Кислоти і основи ===
{{main|Теорії кислот і основ}}
Згідно теорії Арреніуса, кислотами є сполуки, що при дисоціації утворюють вільний [[протон]] (іон водню H<sup>+</sup>), а основами — [[гідроксид-іон]] (OH<sup>-</sup>). Цей підхід часто використовується і зараз, проте варто пам'ятати, що він є справедливим лише для [[Водний розчин|водних розчинів]] і лише для основ, що містять гідроксидну групу (у цей клас, наприклад, не входить така добре відома основа як [[аміак]]){{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=186}}. 

Деякі електроліти утворюють обидва типа іонів. Їх називають [[Амфотерність|амфотерними]]. Найпростіший приклад — сама вода, що дисоціює на протон і гідроксид-іон{{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=185}}.

Сучасні теорії кислот і основ є більш загальними, і розглядають кислоти як речовини, що прагнуть віддати протони у реакціях, а основи — як ті, що прагнуть його приєднати. Таким чином, різні речовини можуть проявляти як кислотні так і основні властивості, в залежності від того, з якою речовиною вони вступають в реакцію.

У дистильованій воді рівноважна концентрація позитивних і негативних іонів однакова, і становить 10<sup>-7</sup> (при 22 °C). [[Константа дисоціації]], таким чином, дорівнює 10<sup>-14</sup>. Оскільки константа дисоціації не залежить від концентрації іонів, при збільшенні концентрації протонів зменшується концентрація гідроксид-іонів, і навпаки{{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=191}}.

На цьому ефекті базується показник кислотності [[pH]] (''водневий показник''), що дорівнює десятковому [[логарифм]]у концентрації іонів водню у розчині. Для чистої води він дорівнює 7, для кислих середовищ — менший, для лужних — більший{{sfn | Никольский,Суворов | 2001 | с=191}}.

=== За фізичним станом ===
Переважна більшість електролітів є розчинами, проте є і виключення<ref name="femto"/>:

* [[Іонна рідина|Іонні рідини]] — розплавлені електроліти (NaOH, MgCl<sub>2</sub> та ін.)
* [[Тверді електроліти]] (AgCl, AgI, PbF<sub>2</sub>, Ag<sub>4</sub>RbI<sub>5</sub>)

У твердих електролітах [[електропровідність]] може бути зумовлена рухом:
* лише [[іон|йонів]] одного типу (наприклад, [[катіон]]ами Ag<sup>+</sup> в AgI, [[аніон]]ами F<sup>-</sup> в PbF<sub>2</sub>), така провідність називається ''уніполярною''<ref name="femto"/>
* одночасно [[катіон]]ами і [[аніон]]ами
* електронною складовою провідності поряд з іонною

В розчинах&nbsp;— зазвичай обидва типи іонів є рухомими і забезпечують свій вклад у провідність.

=== За кількістю компонент ===
Звичайно електроліти дисоціюють на іони двох типів, що називаються аніон (негативно заряджений) і катіон (позитивно заряджений). 

Якщо при розпаді утворюється однакова кількість аніонів і катіонів — електроліт називають ''симетричним''. Приклади<ref>[https://xumuk.ru/encyklopedia/2/5306.html ЭЛЕКТРОЛИТЫ] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20210115152623/https://xumuk.ru/encyklopedia/2/5306.html |date=15 січня 2021 }}{{ref-ru}}</ref>: 
: <math>\mathrm{HCl \leftrightarrow H^{+} +Cl^{-}}</math>
: <math>\mathrm{CaSO_4 \leftrightarrow Ca^{2+} + SO_4^{2-}}</math>

Якщо кожна молекула електроліту утворює по одному аніону і одному катіону, то такий електроліт називається бінарним. 

Якщо ж кількість іонів не співпадає, електроліт є несиметричним. При дисоціації одного [[моль|молю]] несиметричного електроліту утворюється різна кількість молів аніонів і катіонів. Приклади:
: <math>\mathrm{ Mg(NO_{3})_{2} \leftrightarrow Mg^{2+} + 2NO_{3}^{-}}</math>
: <math>\mathrm{Na_{2}S \leftrightarrow 2Na^{2+} + S^{2-}}</math>

Якщо утворюється 1 аніон і два катіони (або навпаки), то електроліт називається ''тернарним'', або ''трийонним'', якщо 1 аніон і 3 катіони (або навпаки) — квартернарним<ref>[https://chem21.info/page/020233047218008019020024014246123114078154094092/ Свойства растворов электролитов]{{ref-ru}}</ref>.

Іноді молекула розпадається на більшу кількість типів іонів. Дисоціація на три і більше частини завжди йде у кілька стадій (спочатку молекула дисоціює на два іона, після чого один з них дисоціює ще раз), і константа дисоціації кожної наступної реакції на кілька порядків менша, ніж у попередньої{{sfn | Мингулина,Масленникова,Коровин,Филиппов | 1990 | с=159}}

== Див. також ==
* [[Ефект Стюарта — Толмена]]
* [[Поліелектроліти]]
* [[Кінетичний ефект електроліту]]

== Примітки ==
{{reflist|2}}

== Джерела ==
* {{МГЕ|nocat=1}}
* {{Глосарій термінів з хімії}}
* {{книга
 |автор          = Фигуровский Н.А.
 |заголовок      = История химии
 |місце          = М.
 |видавництво    = «Просвещение»
 |рік            = 1979
 |сторінок       = 311
 |ref            = Фигуровский
}}
* {{книга
 |автор          = Никольский А.Б., Суворов А.В.
 |заголовок      = Химия: учебник для вузов
 |місце          = СПб.
 |видавництво    = «Химиздат»
 |рік            = 2001
 |сторінок       = 512
 |ref            = Никольский,Суворов
}}
* {{книга
 |автор          = Бродский А.И.
 |заголовок      = Современная теория электролитов
 |місце          = Ленинград
 |видавництво    = «ОНТИ—Госхимтехиздат»
 |рік            = 1934
 |сторінок       = 256
 |ref            = Бродский
}}
* {{книга
 |автор          = Э.И.Мингулина, Г.Н.Масленникова, Н.В.Коровин, Э.Л.Филиппов
 |заголовок      = Курс общей химии
 |місце          = М.
 |видавництво    = «Высшая школа»
 |рік            = 1990
 |сторінок       = 446
 |ref            = Мингулина,Масленникова,Коровин,Филиппов
}}

== Посилання ==
* [http://www.ukrndnc.org.ua/index.php?option=com_terminus&Itemid=194&task=view&id=37495 ЕЛЕКТРОЛІТ // ДСТУ 3054-95 ЧАВУН I СТАЛЬ Методи аналізу. Терміни та визначення] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20160309202523/http://www.ukrndnc.org.ua/index.php?option=com_terminus&Itemid=194&task=view&id=37495 |date=9 березня 2016 }}
* {{УСЕ-4|[http://slovopedia.org.ua/29/53397/10841.html Електроліт]}}
* [http://leksika.com.ua/11240216/ure/elektroliti ЕЛЕКТРОЛІТИ] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20160309223531/http://leksika.com.ua/11240216/ure/elektroliti |date=9 березня 2016 }} // {{УРЕ}}
{{Бібліоінформація}}
{{Хімічні джерела струму}}
[[Категорія:Електроліти|*]]
[[Категорія:Аналіз крові]]
[[Категорія:Аналіз сечі]]