Elektrolytisk dissociation

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 29. marts 2020; checks kræver 35 redigeringer .

Elektrolytisk dissociation er processen med opløsning af molekyler til ioner ved opløsning eller smeltning .

Dissociation i løsninger

Dissociation til ioner i opløsninger sker på grund af interaktionen mellem et opløst stof og et opløsningsmiddel ; ifølge spektroskopiske metoder er denne interaktion stort set kemisk af natur. Sammen med opløsningsmiddelmolekylernes solvatiseringsevne spiller en makroskopisk egenskab ved opløsningsmidlet, dets dielektriske konstant, også en vis rolle i elektrolytisk dissociation.

Dissociation under smeltning

Under påvirkning af høje temperaturer begynder krystalgitterets ioner at svinge, den kinetiske energi øges, og der vil komme et øjeblik (ved stoffets smeltepunkt), hvor den overstiger ionernes interaktionsenergi. Resultatet af dette er nedbrydning af stof til ioner.

Den klassiske teori om elektrolytisk dissociation

Den klassiske teori om elektrolytisk dissociation blev skabt af S. Arrhenius og W. Ostwald i 1887 . Arrhenius holdt sig til den fysiske teori om opløsninger, tog ikke højde for interaktionen af en elektrolyt med vand og mente, at frie ioner var til stede i opløsninger. Russiske kemikere I. A. Kablukov og V. A. Kistyakovsky brugte i 1891 den kemiske teori om opløsninger af D. I. Mendeleev til at forklare den elektrolytiske dissociation og beviste, at når elektrolytten er opløst, interagerer den kemisk med vand, hvilket resulterer i, at elektrolytten dissocieres til ioner.

Den klassiske teori om elektrolytisk dissociation er baseret på antagelsen om ufuldstændig dissociation af et opløst stof, karakteriseret ved graden af dissociation α, det vil sige andelen af henfaldne elektrolytmolekyler . Det dynamiske fremskridt mellem udissocierede molekyler og ioner er beskrevet af loven om massevirkning . For eksempel er den elektrolytiske dissociation af en binær elektrolyt KA udtrykt ved en ligning som:

{\mbox{KA}}\rightleftarrows {\mbox{K}}^{{+}}+{\mbox{A}}^{{-}}

Dissociationskonstanten bestemmes af aktiviteterne af kationer , anioner og udissocierede molekyler som følger: $K_{{d}}$ $a_{{K^{{+}}}}$ $a_{{A^{{-}}}}$ $a_{KA}$

K_{{d}}={\frac {a_{{K^{{+}}}}\cdot a_{{A^{{-}}}}}{a_{{KA}}}}

Værdien afhænger af arten af det opløste stof og opløsningsmidlet samt af temperaturen og kan bestemmes ved flere eksperimentelle metoder. Graden af dissociation ( α ) kan beregnes ved enhver elektrolytkoncentration ved hjælp af relationen: $K_{{d}}$

K_{{d}}={\frac {\alpha ^{{2}}}{1-\alpha }}f^{{\pm }}

hvor er den gennemsnitlige aktivitetskoefficient for elektrolytten. $f^{{\pm))$

Den klassiske teori om Ostwald og Arrhenius er anvendelig på svage elektrolytter i fortyndede opløsninger. For stærke elektrolytter bruges Debye-Hückel-teorien .

Svage elektrolytter

næsten alle organiske syrer og vand ;
nogle uorganiske syrer : HF , HClO , HClO2 , HNO2 , HCN , H2S , HBrO , H2CO3 , H2SiO3 , H2SO3 , etc .; _ _ _ _ _ _ _ _ _ _
nogle tungtopløselige metalhydroxider : Fe (OH) 3 , Zn (OH) 2 osv .

Stærke elektrolytter

Stærke elektrolytter er kemiske forbindelser, hvis molekyler i fortyndede opløsninger er næsten fuldstændigt dissocieret til ioner . Graden af dissociation af sådanne elektrolytter er tæt på 1. Stærke elektrolytter omfatter mange uorganiske salte , nogle uorganiske syrer og baser i vandige opløsninger, såvel som i opløsningsmidler med en høj dissocieringsevne ( amider og syrer osv.).

Den klassiske teori om elektrolytisk dissociation gælder kun for fortyndede opløsninger af svage elektrolytter . Stærke elektrolytter i fortyndede opløsninger er næsten fuldstændigt dissocierede, så konceptet om ligevægt mellem ioner og udissocierede molekyler er meningsløst. Efter ideerne fremsat i 20-30'erne. 20. århundrede V. K. Semenchenko ( USSR ), N. Bjerrum ( Danmark ), R. M. Fuoss ( USA ) og andre, i opløsninger af stærke elektrolytter i middel og høj koncentration dannes ionpar og mere komplekse aggregater. Moderne spektroskopiske data viser, at et ionpar består af to ioner med modsat fortegn, der er i kontakt ("kontaktionpar") eller adskilt af et eller flere opløsningsmiddelmolekyler ("separeret ionpar"). Ionpar er elektrisk neutrale og deltager ikke i overførslen af elektricitet. I forholdsvis fortyndede opløsninger af stærke elektrolytter kan ligevægten mellem individuelle solvatiserede ioner og ionpar tilnærmelsesvis karakteriseres, i lighed med den klassiske teori om elektrolytisk dissociation, ved dissociationskonstanten (eller dens reciproke, associationskonstanten). Dette gør det muligt at bruge ovenstående ligning til at beregne den passende grad af dissociation fra eksperimentelle data.

I de enkleste tilfælde (store monoatomiske enkeltladede ioner) kan de omtrentlige værdier af dissociationskonstanten i fortyndede opløsninger af stærke elektrolytter beregnes teoretisk, baseret på konceptet om rent elektrostatisk interaktion mellem ioner i et kontinuerligt medium - et opløsningsmiddel.

Eksempler på stærke elektrolytter: nogle syrer ( HClO 4 , HMnO 4 , H 2 SO 4 , HCl , HBr ; HI ), hydroxider af alkali- og jordalkalimetaller ( NaOH , KOH , Ba(OH) 2 ); de fleste salte .

Se også

Litteratur

Kistyakovsky V. A .,. Elektrolytisk dissociation // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.