Graden af dissociation af svage og stærke elektrolytter

Udtrykket "dissociation" i kemi og biokemi af henfald er proceskemikalier til ioner og radikaler. Dissociation - er det modsatte fænomen af forening eller rekombination, og det er reversibel. Kvantitativt skøn af dissociationen udføres ved en sådan værdi som graden af dissociation. Det har en bogstavbetegnelse α og karakteriserer en dissociationsreaktion i en ensartet (homogene) systemer ifølge ligningen: CA ↔ R + A ligevægtstilstand. SC - en partikel af udgangsmaterialet, K og A - er fine partikler, der brød som følge af dissociation af større partikelformet materiale. Hvoraf det følger, at systemet vil blive dissocieret og udissocieret partikler. Hvis vi antager, at de n molekyler sønderdelt og ikke nedbrydes N-molekyler, kan disse værdier anvendes til at kvantificere dissocieringen, der beregnes som en procentdel: a = n • 100 / N eller enhed fraktioner: a = n / N.

Det vil sige graden af dissociation er forholdet mellem dissocierede partikler (molekyler) homogene system (opløsning) den indledende mængde partikler (molekyler) i systemet (opløsning). Hvis det er kendt, at α = 5%, betyder det, at kun 5 ud af 100 molekyler af indledende molekyler er i form af ioner, og de resterende 95 molekyler ikke dekomponerer. For hvert enkelt stof α vil, da den afhænger af den kemiske natur af molekylet, og også af temperaturen og af mængden af stoffer i et homogent system (opløsning), dvs. af dets koncentration. Stærke elektrolytter, som omfatter visse syrer, baser og salte i opløsningen fuldstændigt dissocierer til ioner, af denne grund ikke egnede til at studere dissociationsprocessen. Derfor, til undersøgelse af anvendte svage elektrolytter, molekylerne dissocierer til ioner i opløsningen er ikke fuldstændigt.

For reversible reaktioner dissociations dissociationskonstant (Kd), som karakteriserer ligevægtstilstand, bestemmes ved formlen: Kd = [K] [A] / [CA]. Hvordan graden af dissocieringskonstanten og er forbundet med hinanden, er det muligt at betragte eksemplet med en svag elektrolyt. Baseret på loven af fortynding bygget alle logiske ræsonnement: Kd = c • α2, hvor c - koncentrationen af opløsningen (i dette tilfælde a = [SC]). Det er kendt, at V 1 mol dm3 i opløsning volumen opløst stof. I den indledende tilstand er koncentrationen af udgangsmaterialet molekylerne kan udtrykkes ved: c = [SC] = 1 / V mol / dm3, og ionkoncentrationen vil være: [R] = [A] = 0 / V mol / dm3. Efter at have nået ligevægt deres værdier ændres: [KA] = (1 - α) / V mol / dm3 og [R] = [A] = α / V mol / dm3, hvorimod Kd = (α / V • α / V) / (1 - α) / V = α2 / (1 - α) • V. Tilfældet af små dissocierende elektrolytter kan dissociation grad (α), som er tæt på nul, og volumenet af opløsningen udtrykkes med kendt koncentration: V = 1 / [SV] = 1 / s. Derefter ligningen kan transformeres: Kd = α2 / (1 - α) • V = α2 / (1 - 0) • (1 / s) = α2 • s, og ekstraktion af kvadratroden af fraktionen Kd / s, er det muligt at beregne graden af dissociation af α. Denne lov er gyldig, hvis α er meget mindre end 1.

For stærke elektrolytter er mere passende udtryk er den tilsyneladende grad af dissociation. Det findes som forholdet mellem den tilsyneladende mængde af dissocieret partikel til en reel eller definitionen til formlen isotonisk koefficient (kaldet van't Hoff faktoren, og viser den sande opførsel af et stof i opløsning): α = (i - 1) / (n - 1). Here i - Van't Hoff faktoren, og n - mængden af producerede ioner. Efter løsninger, molekylerne fuldstændigt desintegreret til ioner, α ≈ 1, og med faldende koncentrationer af a stigende tendens til 1. Alt dette forklares ved teorien af stærke elektrolytter, som hævder, at bevægelsen af kationer og anioner forstyrret stærke elektrolyt molekyler er vanskeligt af flere grunde. Først ioner omgivet af molekyler af det polære opløsningsmiddel, er den elektrostatiske vekselvirkning kaldes solvatisering. Sekund, modsat ladede kationer og anioner i opløsningen, på grund af virkningen af gensidig tiltrækningskræfter danner medarbejdere eller ionpar. Associerede opfører sig som dissocierede molekyler.