Grad af 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 28. december 2018; checks kræver 22 redigeringer .

Graden af ​​dissociation er en værdi, der karakteriserer ligevægtstilstanden i dissociationsreaktionen i homogene (homogene) systemer .

Definition

Graden af ​​dissociation er lig med forholdet mellem et stofs dissocierede molekyler og dets samlede antal molekyler . Det er udtrykt i aktier eller procenter.

Graden af ​​dissociation afhænger både af arten af ​​den opløste elektrolyt og af opløsningens koncentration.

Eksempel. For eddikesyre CH 3 COOH er værdien 4 % (i 0,01 M opløsning). Det betyder, at i en vandig opløsning af en syre er kun 4 ud af hver 100 molekyler dissocierede, det vil sige, at de er i form af H + og CH 3 COO − ioner , mens de resterende 96 molekyler ikke er dissocierede. Som det kan ses i dette eksempel, er de mængder af partikler, der diskuteres ved bestemmelse af graden af ​​dissociation (de er også koncentrationer under betingelse af en enhedsvolumen), ligevægtsmængder (henholdsvis koncentrationer).

Eksperimentelle metoder

Graden af ​​dissociation bestemmes af:

Imaginær grad af elektrisk dissociation

Da stærke elektrolytter dissocierer næsten fuldstændigt, ville man forvente en isotonisk koefficient for dem svarende til antallet af ioner (eller polariserede atomer) i formelenheden (molekylet). Men i virkeligheden er denne koefficient altid mindre end den, der er bestemt af formlen (for eksempel er den isotoniske koefficient for en 0,05 molær opløsning af NaCl i = 1,9 i stedet for 2,0, og (for en opløsning af magnesiumsulfat af samme koncentration ) , i = 1,3) Dette forklarer teorien om stærke elektrolytter , udviklet i 1923 af P. Debye og E. Hückel : bevægelsen af ​​ioner i en opløsning hindres af den dannede solvatiseringsskal. Derudover interagerer ioner med hinanden: modsat ladede tiltrækker og ens ladede frastøder; kræfter af gensidig tiltrækning fører til dannelsen af ​​grupper af ioner, der bevæger sig gennem opløsningen sammen. Sådanne grupper kaldes ionassocierede eller ionpar... Følgelig opfører opløsningen sig, som om den indeholder færre partikler end det i virkeligheden er, fordi deres bevægelsesfrihed er begrænset. Det mest oplagte eksempel vedrører elektriske ledningsevneløsninger , som stiger med fortynding af opløsningen . Gennem forholdet mellem reel elektrisk ledningsevne og t som ved uendelig fortynding bestemmer den imaginære grad af dissociation af stærke elektrolytter, også betegnet med :

,

hvor er det imaginære og er det reelle antal partikler i opløsningen.

Forholdet til dissociationskonstanten

Fra Ostwald-fortyndingsloven følger det:

for små værdier er det praktisk at tage

Absolut fejl
100 % 0,61803398875 61,803398875 %
halvtreds% 0,2807 39,04 %
40 % 0,2198 32,79 %
tredive% 0,1612 25,84 %
tyve% 0,1050 18,10 %
femten% 0,0778 13,92 %
ti% 0,0512 9,51 %
5 % 0,0225 4,88 %
x 0,5*x + 0,1184*x^2

for dissociation af formen A n B m = nA + mB

Da dissociation er beskrevet trin for trin, gælder denne formel ikke.

Se også

Litteratur