Электролитическая диссоциация: различия между версиями

[отпатрулированная версия][непроверенная версия]
Содержимое удалено Содержимое добавлено
м откат правок 213.87.138.239 (обс) к версии Alex NB IT
Строка 3:
 
== Диссоциация в растворах ==
Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с [[растворитель|растворителемрас]]; по данным [[спектроскопия|спектроскопических методов]], это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с [[сольватация|сольватирующей]] способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость ([http://alhimikovwww.netphyschem.chimfak.rsu.ru/dissoziationSource/dis_01PCC/Solutions_3.gifhtm Схемаимии: электролитическойРастворы диссоциации])электролитов.]
 
== Диссоциация при плавлении ==
Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.
 
== Классическая теория электролитической диссоциации ==
Классическая теория электролитической диссоциации была создана [[Аррениус, Сванте Август|С. Аррениусом]] и [[Оствальд, Вильгельм Фридрих|В. Оствальдом]] в [[1887 год]]у. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики [[Каблуков, Иван Алексеевич|И. А. Каблуков]] и [[Кистяковский, Владимир Александрович|В. А. Кистяковский]] применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов [[Менделеев, Дмитрий Иванович|Д. И. Менделеева]] и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.
 
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой [[степень диссоциации|степенью диссоциации]] α, то есть долей распавшихся молекул [[электролит]]а. Динамическое равновесие между недиссоциированными [[молекула]]ми и ионами описывается [[закон действующих масс|законом действующих масс]] . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:
 
: <math>\mbox{KA} \rightleftarrows \mbox{K}^{+} + \mbox{A}^{-}</math>
 
Константа диссоциации <math>K_{d}</math> определяется [[активность (химия)|активностями]] [[катион]]ов <math>a_{K^{+}}</math>, [[анион]]ов <math>a_{A^{-}}</math> и недиссоциированных молекул <math>~a_{KA}</math> следующим образом:
 
: <math> K_{d} = \frac {a_{K^{+}} \cdot a_{A^{-}}} {a_{KA}}</math>
 
Значение <math>K_{d}</math> зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (''α'') может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения:
 
: <math>K_{d} = \frac{\alpha^{2}}{1-\alpha}f^{\pm}</math>,
 
где <math>f^{\pm}</math> — средний коэффициент активности электролита.
 
== Слабые электролиты ==
'''Слабые электролиты''' — химические соединения, [[молекула|молекулы]] которых даже в сильно [[разбавленные растворы|разбавленных растворах]] незначительно диссоциированны на [[ион]]ы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.
 
Слабыми электролитами являются:
* почти все органические кислоты и вода;
* некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO<sub>2</sub>, HNO<sub>2</sub>, HCN, H<sub>2</sub>S, HBrO, H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>, H<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub>, H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub> и др.;
* некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)<sub>3</sub>, Zn(OH)<sub>2</sub> и др.
 
== Сильные электролиты ==
'''Сильные электролиты''' — химические соединения, [[молекула|молекулы]] которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на [[ион]]ы. [[Степень диссоциации]] таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические [[соли]], некоторые неорганические [[кислота|кислоты]] и [[Основание (химия)|основания]] в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью ([[спирты]], [[амиды]] и др.).
 
Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам [[слабые электролиты|слабых электролитов]]. [[Сильные электролиты]] в [[разбавленный раствор|разбавленных растворах]] диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. [[В. К. Семенченко]] ([[СССР]]), [[Бьеррум|Н. Бьеррумом]] ([[Дания]]), [[Фуосс|Р. М. Фуоссом]] ([[США]]) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные [[спектроскопия|спектроскопические]] данные показывают, что [[ионная пара]] состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.
 
В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.
 
Примеры сильных электролитов: некоторые [[Кислота|кислоты]] (HClO<sub>4</sub>, HMnO<sub>4</sub>, H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, HCl, HBr; HI), [[гидроксиды]] [[Щелочные металлы|щелочных]] и [[Щёлочноземельные металлы|щёлочноземельных]] металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)<sub>2</sub>); большинство [[Соли|солей]].
 
== См. также ==
* [[Сольватация]]
* [[Закон разбавления Оствальда]]
 
== Литература ==
* {{ВТ-ЭСБЕ|Электролитическая диссоциация|[[Кистяковский, Владимир Александрович|Кистяковский В. А.]],}}
 
== Ссылки ==
* [http://slovari.yandex.ru/art.xml?art=bse/00092/87500.htm Яндекс. Словари. БСЭ]
* [http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/PCC/Solutions_3.htm Лекции по физической и коллоидной химии: Растворы электролитов.]
 
[[Категория:Растворы электролитов]]