Електролитен дисоциация - решаването на проблеми, свързани с контрола

в зависимост от ток, протичащ през механизма за проводници разграничи проводниците на първия и втория вид. Диригентът на първо вид, като електронна проводимост, включват метали, оксиди, сулфиди, въглища. Ръководства за втори вид - вещество, което се разпада при определени условия на йони: те притежават йонна проводимост. Вещества, разтвори или стопилки, които провеждат електричество са посочени като електролити. Вещества, разтвори или стопилки, които не осъществяват електрически ток, се нарича не-електролити; Като електролити включват киселини, основи, и почти всички соли на nonelectrolyte - повечето органични съединения. Разтворът или се стопи електролити се разпадат в йони. Електролитен разлагане на йони при разтваряне във вода, те наричат ​​електролитна дисоциация. Дисоциацията в разтвор протича под въздействието на полярните молекули на разтворителя. дисоциацията на стопилки възниква в резултат на нагряване вещество. Теорията на електролитна дисоциация е проектирана от известния шведски химик S. Арениус (1887). Основните принципи на съвременната теория на електролитна дисоциация: | Т] Когато се разтваря във вода, електролити почивка (дисоциирани) в положителни и отрицателни частици (йони), които са в разтвор в хаотичното движение. [2) под действието на директен електрически ток се заменя със случайно движение на йони насочени: положително заредени йони (катиони) мигрират към катода и отрицателно заредени (аниони) - към анода. (V | електролитна дисоциация - обратим процес Заедно с спонтанно колапс на електролитни йони (дисоциация) процес протича йон съединение молекула - поради асоциирането е знак за обратимост (= *) се поставя в писмен вид реакция уравнението на дисоциация: CH3COOH sn3sosg + п + Арениус ..?. Той е привърженик на "физически" теорията на решения и не се вземат под внимание на взаимодействието на разтвореното вещество с разтворителя, така Арениус теория не може да обясни причината за разпадането на електролитите. Модерни идеи за причините и Mecha д формира въз основа на химическата теория разтвори D. I. Mendeleeva и разработени в справки I. A. Kablukova и V. A. Kistyakovskogo електролитна дисоциация в разтвор се дължи на сложни физични и химични взаимодействия с разтворител молекули разтворено вещество (електролит). когато това е от решаващо значение характер на химичното свързване и структура на разтворител и разтворените молекули. един от качествените характеристики за въвеждане характеристики на електролитна дисоциация, степен на дисоциация (а) Thoraya определя като съотношението на дисоциирани молекули към общия брой на разтворените молекули. Той обикновено се изразява като десетични или процент. Степента на дисоциация зависи от естеството и концентрацията на електролит, температура и природата на разтворителя. Ще подчертая, че електролитна дисоциация теория е приложима само за разтвори на слаби електролити, които поради ниската концентрация на йони сили електростатични взаимодействия между тях са малки. Поради тази причина, повечето от физичните свойства на слаби електролити зависи само от броя на частиците в разтвора. Силни електролити и напълно се разпадат на йони, което ги прави значителна концентрация в разтвора. Освен това, разпределението на йони в разтвор не е толкова свободно и независимо един от друг, като в разтвори на слаби електролити. Всеки йон е заобиколен като атмосфера на противоположно натоварени йони, което инхибира движение на йони на електрод при прилагане на потенциала. Следователно, проводимостта на разтвори на силни електролити в определен концентрация, тъй като отговаря на по-малък брой на йони, отколкото би трябвало в разтвора при пълна дисоциация. Все пак, това очевидно намаляване на броя на йони поради условия на съединение в молекулата (в разтвора не присъства), и намаляване на скоростта на йоните поради взаимното електростатичен ефект върху друга. Следователно степента на дисоциация, която, за силни електролити винаги трябва да са равни на една, е по-малко от един и той се нарича видимата степента на дисоциация - аи ^ х "процес на дисоциация на слаби електролити в йони е обратимо. В общи линии, може да бъде представена както следва: SV ^ K + A "Използване на закона за действието на масите, ще се въведе друга характеристика на електролитна дисоциация, която за разлика от степента на дисоциация, не зависи от концентрацията на електролита :. Когато KD - дисоциационна константа - стойността в зависимост от естеството на електролита и температурата. за силни електролити стойност KD »и този термин не се използва за характеризиране на процеса на дисоциация. на дисоциация много електролити възниква последователно етапите. Така дисоциация Sers odorodnoy киселина в първия етап се показва следващия запис: H2S т ± Н + + HS ". Стойността на константа на дисоциация KD е: т, HGS [Н + HHS-] Към 1 °> "[H2S] • за втори етап на дисоциация HS" <± Н+ + S2" значение константы диссоциации KD равно: n2s [H+][S2

] K D [HS-] За завършване на дисоциация H9S = 7 * 2Н + + S2 "N, S KDR дисоциационна константа стойност равна на произведението на дисоциационните константи на първия и втория етапи: KH2S V ^ I® VD Dl Da при равни други условия .. .. KDj >> KD •• »докато протон откъсване от неутрални молекули винаги е по-мек от минус йони дисоциация важен процес е дисоциационната вода :. ± m Н20 + Н + OH". Константата за процеса при 25 ° С е: H3O [Н +] [ОН

] К ° "[Н20] Както концентрацията на вода недисоциираните молекули може да се приема равен на общия брой мола вода до 1 литър, т.е. [Н20] = 1000/18 - .. 55.56 мола, на [Н +] [OH" ] - = 10

14. Следователно, продуктът от концентрацията на Н + и ОН "при дадена температура постоянна. Този продукт се нарича йон продукта от вода (Kj ^ р) Тъй като концентрацията на вода от хидратирани водородни йони и хидроксидни йони са равни на [Н +] = [ОН"] - = 10

7 мола / л. Разтворът с еднакви концентрации на йони наречени неутрален; разтвор, където [Н +]> [ОН

] - кисел; разтвор, където [Н +] <[ОН"] — щелочным (основным). На практике использование концентрации ионов водорода для характеристики кислотности среды неудобно. Обычно для этой цели применяют величину отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, которую называют водородным показателем рН («пэ аш»): pH--lg[H+]. Тогда для нейтральной среды рН = -lglO"7 = 7, для кислых растворов рН <7, для щелочных рН> 7. Пример 1 за определяне на концентрацията на водородните йони и хидроксилни йони е 5 • 10

4 М разтвор на солна киселина. Предвид: Виж (НС1) "5 • 10" 4 М търсене: [Н +] [ОН "] Решение:. Тъй като НС1 - силен електролит, на [Н +] се равнява на моларната концентрация на киселина, т.е., СН +. = 5 • 10

4 мола / L, Ю "Октобер 14" 14 [0h "] = WT

5> U-4 ''10 M0L 2 / L-A: [Н +] = 5 • 10

4 мол / л; [ОН "] = 2 • 10" п мол / л. Пример 2 Определяне на рН на 0.01 М разтвор на КОН. Предвид: Виж: рН (разтвор) разтвор: КОН - силен електролит, и следователно [ОН

] Е равна на концентрацията на алкален, т. Е. [ОН "] = 10" 2 мол / л. 1 (G14 kg1 мола / L "рН --LG [Hf] = -lglO" 12 = 12: рН = 12.