Wikipedia

Electrolit

solide ionice a căror disociere în apă eliberează ioni care transportă curentul electric în soluție

Un electrolit este un mediu conductor în care trecerea curentului electric este însoțită de mișcarea ionilor sau, prin extensie, o substanță care furnizează ioni prin dizolvare într-un solvent ori prin topire.[1] În soluții și topituri, conductivitatea electrică este realizată în principal prin deplasarea ionilor, nu prin transport electronic de tipul celui caracteristic metalelor.[2]

Ilustrație a unui electrolit: o soluție de clorură de sodiu (NaCl) în apă, în care ionii de sodiu (Na+) și clorură (Cl−) sunt separați și hidratați de moleculele polare de apă.

Majoritatea sărurilor solubile, acizilor și bazelor formează electroliți atunci când sunt dizolvate în apă sau în alți solvenți polari ori când sunt aduse în stare topită.[3][2] La dizolvare, aceste substanțe se disociază sau ionizează și formează cationi și anioni dispersați în solvent, ceea ce permite transportul sarcinii electrice prin soluție.[4]

Există și electroliți solizi, în care purtătorii predominanți de sarcină sunt ionii.[1] Electroliții sunt componente esențiale ale celulelor electrochimice, deoarece asigură calea de conducție ionică dintre electrozi.[5]

Din punct de vedere electric, o soluție electrolitică este în ansamblu neutră. Când se aplică o diferență de potențial externă, cationii migrează către electrodul cu potențial mai negativ, iar anionii către electrodul cu potențial mai pozitiv, iar această mișcare ordonată a ionilor produce curent electric în soluție.[6]

În medicină, termenul „electrolit” este folosit adesea pentru ionii dizolvați în fluidele corporale, în special sodiul, potasiul, calciul, clorura și fosfatul.[7] Acești ioni contribuie la menținerea echilibrului hidric și acido-bazic și sunt necesari pentru funcționarea normală a nervilor, mușchilor, inimii și creierului.[7]

Înlocuirea electroliților devine importantă în caz de deshidratare provocată de diaree, vărsături sau transpirație excesivă. Ghidurile medicale arată că soluțiile de săruri de rehidratare orală sunt utilizate pentru a corecta pierderea de apă și săruri, în special în diaree și vărsături, în timp ce băuturile sportive nu reprezintă întotdeauna un substitut adecvat pentru rehidratarea medicală.[8][9]

În medicina clinică, referirile la „electroliți” desemnează de obicei concentrațiile acestor ioni măsurate în sânge, ser urină sau alte fluide biologice.[7]

Etimologie

modificare

Termenul electrolit provine din franțuzescul électrolyte, format din elementul de compunere electro- și din grecescul λυτός (lytos), cu sensul de „dezlegat”, „eliberat” sau „care poate fi desfăcut”.[10][11] Componenta electro- este legată în ultimă instanță de grecescul ἤλεκτρον (ēlektron), „chihlimbar”, termen din care derivă și vocabularul modern al electricității.[10]

Cuvântul a fost atestat în limba engleză în secolul al XIX-lea și este legat de termenul electrolysis; surse lexicografice indică faptul că a fost introdus în anii 1830, în contextul dezvoltării terminologiei electrochimiei.[10][12]

Istorie

modificare
Svante Arrhenius, pionier al teoriei disocierii electroliților în soluție apoasă, laureat al Premiului Nobel pentru Chimie în 1903.

În teza sa de doctorat din 1884, Svante Arrhenius a susținut că electroliții dizolvați în apă se disociază în particule încărcate, ulterior identificate drept ioni. Pentru contribuțiile sale la teoria disocierii electrolitice, Arrhenius a primit Premiul Nobel pentru Chimie în 1903.[13]

Ideea lui Arrhenius a extins lucrările anterioare ale lui Michael Faraday, care introdusese termenul de „ioni” în contextul electrolizei. Noutatea teoriei lui Arrhenius a constat în ipoteza că ionii există în soluție chiar și în absența trecerii unui curent electric și că reacțiile chimice din soluțiile electrolitice pot fi înțelese ca reacții între ioni.[14][15][16]

La scurt timp după formularea teoriei disocierii electrolitice, Franz Hofmeister și alți cercetători au arătat că diferiți ioni exercită efecte distincte asupra proprietăților soluțiilor, inclusiv asupra solubilității proteinelor. Din aceste observații s-a dezvoltat ceea ce este cunoscut astăzi drept seria Hofmeister, adică ordonarea ionilor în funcție de efectele lor specifice asupra unor sisteme chimice și biologice.[17][18][19]

Formare

modificare

Soluțiile de electroliți se formează de obicei atunci când o substanță ionicǎ, un acid sau o bază este dizolvată într-un solvent polar, precum apa, iar speciile rezultate pot transporta sarcină electrică prin mișcarea ionilor.[20][21] În cazul compușilor ionici, dizolvarea implică separarea ionilor din rețeaua cristalină și stabilizarea lor prin solvatare; în apă, acest proces este numit și hidratare.[22][23]

De exemplu, când clorura de sodiu se dizolvă în apă, ionii de sodiu și clorură sunt separați și hidratați:

NaCl(s) → Na+(aq) + Cl−(aq)[23]

Unele substanțe moleculare pot forma electroliți prin reacție cu apa. De exemplu, dioxidul de carbon dizolvat reacționează parțial cu apa și generează specii precum acid carbonic, bicarbonat și hidroniu, aflate în echilibru în soluție.[24]

Sărurile topite sunt, de asemenea, electroliți, deoarece în stare lichidă ionii lor devin mobili și pot conduce electricitatea. De exemplu, NaCl topită conduce curent electric, spre deosebire de cristalul solid, în care ionii sunt fixați în rețea.[20]

Un electrolit este numit puternic dacă produce o proporție mare de ioni în soluție și slab dacă ionizarea sau disocierea este numai parțială.[22] În mod similar, soluțiile pot fi descrise drept diluate sau concentrate, în funcție de cantitatea de substanță dizolvată raportată la solvent.[21]

Un caz particular îl reprezintă lichidele ionice, adică săruri care sunt lichide la temperaturi neobișnuit de joase; în multe contexte, termenul este folosit pentru săruri cu punct de topire sub 100 °C.[25] Datorită conductivității ionice și stabilității lor, aceste substanțe au aplicații în baterii, pile de combustie și alte sisteme electrochimice.[25]

Importanța fiziologică

modificare

În fiziologie, electroliții principali ai organismului includ sodiul (Na+), potasiul (K+), calciul (Ca2+), magneziul (Mg2+), clorura (Cl−), fosfatul și bicarbonatul (HCO3−).[26][27] Acești ioni au roluri esențiale în reglarea reacțiilor chimice, a echilibrului hidric, a echilibrului acido-bazic și a funcției nervoase și musculare.[26]

Sodiul este principalul cation al lichidului extracelular, iar potasiul este principalul cation al lichidului intracelular.[28][29] Distribuția lor contribuie la menținerea volumului lichidelor corporale, a echilibrului osmotic, a potențialului de membrană și a tensiunii arteriale.[30][29]

Menținerea concentrațiilor adecvate de electroliți este esențială pentru funcționarea nervilor și a mușchilor.[31] De exemplu, contracția musculară și transmiterea impulsurilor nervoase depind de mișcarea controlată a ionilor prin canale ionice și de gradientele electrochimice dintre compartimentele intra- și extracelulare.[30]

Homeostazia electrolitică este reglată în principal de rinichi și de sisteme hormonale precum hormonul antidiuretic, aldosteronul și parathormonul.[28] Dezechilibrele electrolitice importante pot provoca manifestări cardiace, neuromusculare și neurologice și pot constitui urgențe medicale.[31]

Măsurare

modificare

Măsurarea electroliților este o investigație de laborator de rutină, efectuată de obicei prin teste de sânge grupate într-un electrolyte panel sau într-un profil metabolic.[27] Electroliții frecvent analizați includ sodiul, potasiul, clorura, bicarbonatul, iar uneori și calciul, magneziul și fosfatul.[27][32] Interpretarea acestor valori se face în context clinic și este corelată frecvent cu evaluarea funcției renale și a stării de hidratare.[27]

Rehidratare

modificare

În terapia de rehidratare orală, soluțiile care conțin apă, glucoză și electroliți sunt folosite pentru prevenirea și tratamentul deshidratării, în special când aceasta este provocată de diaree sau vărsături.[8][33] Organizația Mondială a Sănătății recomandă formule standardizate de săruri de rehidratare orală, deoarece combinația de glucoză și sodiu favorizează absorbția intestinală a apei și a electroliților.[9]

Soluțiile de rehidratare orală sunt adecvate pentru corectarea pierderilor de apă și săruri, în timp ce băuturile sportive nu conțin întotdeauna cantități suficiente de electroliți pentru utilizare medicală.[8] În context sportiv, aportul de lichide și electroliți poate deveni important în eforturile prelungite sau desfășurate în condiții de căldură, dar necesarul exact depinde de intensitatea exercițiului, durata și pierderile individuale prin transpirație.[34]

Electrochimie

modificare

Când doi electrozi sunt introduși într-un electrolit și între ei se aplică o diferență de potențial, curentul electric este transportat prin mișcarea ionilor din soluție sau din topitură.[35][36] cationii migrează spre catod, iar anionii spre anod, unde au loc reacții de reducere, respectiv de oxidare.[35][37]

Electronii nu traversează electrolitul ca într-un conductor metalic; în schimb, transferul de sarcină la interfața electrod-electrolit are loc prin reacții electrochimice. Dacă ionii nu ar compensa sarcina la suprafața electrozilor, reacțiile s-ar opri rapid din cauza acumulării locale de sarcină.[38]

Celulă electrolitică de tip membrană utilizată în procesul clor-alcalin pentru producerea clorului și a hidroxidului de sodiu din saramură

Un exemplu important este procesul clor-alcalin, în care o soluție concentrată de clorură de sodiu este electrolizată într-o celulă cu membrană. La anod, ionii clorură sunt oxidați la clor gazos:

2 Cl− → Cl2 + 2 e−[39]

La catod, apa este redusă și se formează hidrogen gazos și ioni hidroxid:

2 H2O + 2 e− → H2 + 2 OH−[39]

În celula cu membrană, ionii de sodiu traversează membrana către compartimentul catodic, unde se combină cu ionii hidroxid pentru a forma o soluție de hidroxid de sodiu.[39] Membrana separă produșii și împiedică amestecarea directă a clorului cu soluția alcalină.[39]

Conductorii electrolitici sunt utilizați în numeroase dispozitive electrochimice. În baterii, electrolitul asigură conducția ionică între electrozi și închide circuitul intern, în timp ce reacțiile de la electrozi convertesc energia chimică în energie electrică.[35] În pilele de combustie, tipul de electrolit determină mecanismul de transport ionic și influențează temperatura de funcționare și combustibilii care pot fi utilizați.[40] Electroliții sunt folosiți și în galvanizare, unde permit depunerea controlată a metalului pe suprafețe conductoare.[41]

Electroliți solizi

modificare

Electroliții solizi sunt materiale care conduc curentul prin mișcarea ionilor în stare solidă și reprezintă componente esențiale în dezvoltarea bateriilor în stare solidă și a altor dispozitive electrochimice.[42][43] În literatura de specialitate, aceștia sunt clasificați cel mai frecvent în electroliți polimerici, electroliți ceramici și electroliți compoziți ceramică–polimer; electroliții de tip gel sunt de obicei tratați ca o categorie înrudită, aflată între electroliții lichizi și cei solizi.[44][45]

Electroliți de tip gel

modificare

Electroliții de tip gel conțin o fază lichidă reținută într-o matrice polimerică, combinând o parte din conductivitatea ridicată a electroliților lichizi cu o formă mecanic mai stabilă.[46] Ei sunt folosiți deoarece pot oferi un contact mai bun cu electrozii și o flexibilitate mai mare decât electroliții anorganici fragili, deși nu sunt considerați întotdeauna electroliți „solizi” în sens strict.[46]

Electroliți polimerici

modificare

Electroliții polimerici solizi sunt alcătuiți din săruri dizolvate sau complexate într-o matrice polimerică solidă, precum polietilen oxidul și alți polimeri capabili să faciliteze transportul ionic.[47] Avantajele lor includ flexibilitatea și procesabilitatea, dar conductivitatea ionică la temperatura camerei este adesea mai redusă decât la electroliții ceramici sau lichizi.[47]

Electroliți ceramici

modificare

Electroliții ceramici sunt materiale anorganice solide în care ionii migrează prin defecte ale rețelei cristaline, precum vacanțe sau poziții interstițiale.[42] Ei pot oferi conductivitate ionică ridicată, stabilitate termică și rezistență mecanică superioară, însă sunt adesea mai fragili și mai dificil de pus în contact intim cu electrozii.[48]

Electroliți compoziți

modificare

Electroliții compoziți ceramică–polimer încearcă să combine avantajele celor două familii principale: conductivitatea și rigiditatea ceramicii, respectiv flexibilitatea și procesabilitatea polimerilor.[44][48] În literatură sunt descrise atât sisteme de tip „ceramică în polimer”, cât și „polimer în ceramică”, în funcție de faza continuă dominantă.[44]

Cristale ionice plastice

modificare

O categorie specială o reprezintă cristalele ionice plastice organice, care prezintă faze solide cu un anumit grad de dezordine orientațională sau rotațională, păstrând totuși ordinea pozițională a centrelor ionice.[49] Unele dintre aceste materiale au fost studiate ca electroliți protonici solizi pentru pile de combustie și alte aplicații electrochimice.[50]

Note

modificare
  1. 1 2 „electrolyte (09061)”. IUPAC Gold Book. Accesat în .
  2. 1 2 „Solutions of electrolytes”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  3. ↑ „Electromotive series”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  4. ↑ „How Different Solutions Conduct Electricity”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  5. ↑ „Electrochemical cell”. Wikipedia. Accesat în .
  6. ↑ „electrochemistry and electrolysis”. Britannica Kids. Accesat în .
  7. 1 2 3 „Definition of electrolyte”. National Cancer Institute. Accesat în .
  8. 1 2 3 „Dehydration”. Merck Manual Consumer Version. Accesat în .
  9. 1 2 „Oral Rehydration Salts: Production of the new ORS” (PDF). World Health Organization. Accesat în .
  10. 1 2 3 „Electrolyte - Etymology, Origin & Meaning”. Online Etymology Dictionary. Accesat în .
  11. ↑ „electrolyte noun”. Oxford Learner's Dictionaries. Accesat în .
  12. ↑ „electrolyte”. Wiktionary. Accesat în .
  13. ↑ „The Nobel Prize in Chemistry 1903”. Nobel Prize Outreach. Accesat în .
  14. ↑ Harris, William; Levey, Judith, ed. (). The New Columbia Encyclopedia (ed. 4th). New York City: Columbia University. p. 155. ISBN 978-0-231035-729.
  15. ↑ McHenry, Charles, ed. (). The New Encyclopædia Britannica. 1 (ed. 15). Chicago: Encyclopædia Britannica, Inc. p. 587. Bibcode:1991neb..book.....G. ISBN 978-085-229553-3.
  16. ↑ Cillispie, Charles, ed. (). Dictionary of Scientific Biography (ed. 1). New York City: Charles Scribner's Sons. pp. 296–302. ISBN 978-0-684101-125.
  17. ↑ Franz Hofmeister (). „Zur Lehre Von Der Wirkung Der Salze”. Naunyn-Schmiedeberg's Archiv für experimentelle Pathologie und Pharmakologie.
  18. ↑ W. Kunz; J. Henle; B. W. Ninham (). „'Zur Lehre von der Wirkung der Salze' (about the science of the effect of salts): Franz Hofmeister's historical papers”. Current Opinion in Colloid & Interface Science. 9 (1–2): 19–37. doi:10.1016/j.cocis.2004.05.005.
  19. ↑ Kasimir P., Gregory; Gareth R., Elliott; Hayden, Robertson; Anand, Kumar; Erica J., Wanless; Grant B., Webber; Vincent S. J., Craig; Gunther G., Andersson; Alister J., Page (). „Understanding specific ion effects and the Hofmeister series”. Physical Chemistry Chemical Physics. 24 (21): 12682–12718. doi:10.1039/D2CP00847E. PMID 35543205.
  20. 1 2 „Electrolyte”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  21. 1 2 „Solutions of electrolytes”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  22. 1 2 „Electrolytic dissociation”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  23. 1 2 „How Different Solutions Conduct Electricity”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  24. ↑ „Solutions. Electrolytic dissociation” (PDF). Accesat în .
  25. 1 2 „Introduction to Ionic Liquids”. Sigma-Aldrich. Accesat în .
  26. 1 2 „Electrolytes: Types, Purpose & Normal Levels”. Cleveland Clinic. Accesat în .
  27. 1 2 3 4 „Electrolyte Panel: What It Is, Purpose, Procedure & Results”. Cleveland Clinic. Accesat în .
  28. 1 2 „Chapter 15 Fluids and Electrolytes”. NCBI Bookshelf. Accesat în .
  29. 1 2 „Water and Electrolytes”. NCBI Bookshelf. Accesat în .
  30. 1 2 „20.1 Fluid and Electrolyte Balances”. OpenStax. Accesat în .
  31. 1 2 „Electrolyte Imbalance: Types, Symptoms, Causes & Treatment”. Cleveland Clinic. Accesat în .
  32. ↑ „Electrolyte Panel”. MedlinePlus. Accesat în .
  33. ↑ „Understanding the use of oral rehydration therapy”. PMC. Accesat în .
  34. ↑ J. Estevez E.; E. Baquero; R. Mora-Rodriguez (). „Anaerobic performance when rehydrating with water or commercially available sports drinks during prolonged exercise in the heat”. Applied Physiology, Nutrition, and Metabolism. 33 (2): 290–298. doi:10.1139/H07-188. PMID 18347684.
  35. 1 2 3 „Electrochemical reaction”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  36. ↑ „Electrolytic cell”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  37. ↑ „Anode”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  38. ↑ „Electromotive series”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  39. 1 2 3 4 „Membrane cell process”. Euro Chlor. Accesat în .
  40. ↑ „Fuel cell: Types of fuel cells”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  41. ↑ „Electrolysis”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  42. 1 2 „Electrolyte”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  43. ↑ „Solid-state battery”. Encyclopaedia Britannica. Accesat în .
  44. 1 2 3 „Composite Ceramic Electrolyte”. ScienceDirect Topics. Accesat în .
  45. ↑ „Ceramic-in-Polymer Composite Solid Electrolyte Enabled by Metal/Sulfur Interactions”. ACS Applied Energy Materials. Accesat în .
  46. 1 2 „Review of gel-type polymer electrolytes for lithium-ion batteries”. Journal of Power Sources. Accesat în .
  47. 1 2 „Review on Polymer-Based Composite Electrolytes for Lithium Batteries”. Frontiers in Chemistry. Accesat în .
  48. 1 2 „A critical review on Li-ion transport, chemistry and structure of ceramic–polymer composite electrolytes for solid state batteries”. Chemical Society Reviews. Accesat în .
  49. ↑ Jiangshui Luo; Annemette H. Jensen; Neil R. Brooks; Jeroen Sniekers; Martin Knipper; David Aili; Qingfeng Li; Bram Vanroy; Michael Wübbenhorst (). „1,2,4-Triazolium perfluorobutanesulfonate as an archetypal pure protic organic ionic plastic crystal electrolyte for all-solid-state fuel cells”. Energy & Environmental Science. 8 (4): 1276–1291. doi:10.1039/C4EE02280G.
  50. ↑ Jiangshui Luo; Olaf Conrad; Ivo F. J. Vankelecom (). „Imidazolium methanesulfonate as a high temperature proton conductor”. Journal of Materials Chemistry A. 1 (6): 2238–2247. doi:10.1039/C2TA00713D.

Vezi și

modificare

Legături externe

modificare
  • Materiale media legate de Electrolit la Wikimedia Commons
  • Friedman, Harold L. (). „Mayer's Ionic Solution Theory Applied to Electrolyte Mixtures”. The Journal of Chemical Physics. 32 (4): 1134–1149. Bibcode:1960JChPh..32.1134F. doi:10.1063/1.1730863. 
  • Leaist, Derek G.; Lyons, Philip A. (). „Multicomponent diffusion of electrolytes with incomplete dissociation. Diffusion in a buffer solution”. The Journal of Physical Chemistry. 85 (12): 1756–1762. doi:10.1021/j150612a033. 
  • Kaminsky, Manfred (). „Ion-solvent interaction and the viscosity of strong-electrolyte solutions”. Discussions of the Faraday Society. 24: 171. doi:10.1039/DF9572400171. 
Adus de la https://ro.wikipedia.org/w/index.php?title=Electrolit&oldid=17715699