Elektrolytická disociace

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 29. března 2020; kontroly vyžadují 35 úprav .

Elektrolytická disociace je proces rozpadu molekul na ionty při rozpuštění nebo roztavení .

Disociace v řešeních

K disociaci na ionty v roztocích dochází v důsledku interakce rozpuštěné látky s rozpouštědlem ; podle spektroskopických metod je tato interakce převážně chemické povahy. Spolu se solvatační schopností molekul rozpouštědla hraje určitou roli v elektrolytické disociaci také makroskopická vlastnost rozpouštědla, jeho dielektrická konstanta.

Disociace během tání

Vlivem vysokých teplot začnou ionty krystalové mřížky kmitat, kinetická energie se zvýší a nastane okamžik (při bodu tání látky), kdy překročí interakční energii iontů. Výsledkem toho je rozpad hmoty na ionty.

Klasická teorie elektrolytické disociace

Klasickou teorii elektrolytické disociace vytvořili S. Arrhenius a W. Ostwald v roce 1887 . Arrhenius se držel fyzikální teorie roztoků, nebral v úvahu interakci elektrolytu s vodou a věřil, že v roztocích jsou přítomny volné ionty. Ruští chemici I. A. Kablukov a V. A. Kistyakovsky v roce 1891 použili chemickou teorii roztoků D. I. Mendělejeva k vysvětlení elektrolytické disociace a dokázali, že když je elektrolyt rozpuštěn, chemicky interaguje s vodou, v důsledku čehož se elektrolyt disociuje na ionty .

Klasická teorie elektrolytické disociace je založena na předpokladu neúplné disociace rozpuštěné látky, charakterizované stupněm disociace α, tedy podílem rozpadlých molekul elektrolytu . Dynamický postup mezi nedisociovanými molekulami a ionty je popsán zákonem hromadného působení . Například elektrolytická disociace binárního elektrolytu KA je vyjádřena rovnicí jako:

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

Disociační konstanta je určena aktivitami kationtů , aniontů a nedisociovaných molekul takto: $K_{{d}}$ $a_{{K^{{+}}}}$ $a_{{A^{{-}}}}$ $a_{KA}$

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

Hodnota závisí na povaze rozpuštěné látky a rozpouštědla a také na teplotě a lze ji určit několika experimentálními metodami. Stupeň disociace ( α ) lze vypočítat při jakékoli koncentraci elektrolytu pomocí vztahu: $K_{{d}}$

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

kde je průměrný koeficient aktivity elektrolytu. $f^{{\pm ))$

Klasická teorie Ostwalda a Arrhenia je použitelná pro slabé elektrolyty ve zředěných roztocích. Pro silné elektrolyty se používá Debye-Hückelova teorie .

Slabé elektrolyty

téměř všechny organické kyseliny a voda ;
některé anorganické kyseliny : HF , HClO , HCl02 , HN02 , HCN , H2S , HBrO , H2CO3 , H2Si03 , H2S03 atd .; _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _
některé těžko rozpustné hydroxidy kovů : Fe (OH) 3 , Zn (OH) 2 atd.

Silné elektrolyty

Silné elektrolyty jsou chemické sloučeniny, jejichž molekuly ve zředěných roztocích jsou téměř úplně disociovány na ionty . Stupeň disociace těchto elektrolytů se blíží 1. Mezi silné elektrolyty patří mnoho anorganických solí , některé anorganické kyseliny a zásady ve vodných roztocích, stejně jako v rozpouštědlech s vysokou disociační schopností ( amidy a kyseliny atd.).

Klasická teorie elektrolytické disociace je použitelná pouze pro zředěné roztoky slabých elektrolytů . Silné elektrolyty ve zředěných roztocích jsou téměř úplně disociované, takže koncept rovnováhy mezi ionty a nedisociovanými molekulami je nesmyslný. Podle představ předložených ve 20.-30. 20. století V. K. Semenchenko ( SSSR ), N. Bjerrum ( Dánsko ), R. M. Fuoss ( USA ) a další, v roztocích silných elektrolytů při středních a vysokých koncentracích vznikají iontové páry a složitější agregáty. Moderní spektroskopická data ukazují, že iontový pár se skládá ze dvou iontů opačného znaménka, které jsou v kontaktu ("kontaktní iontový pár") nebo oddělené jednou nebo více molekulami rozpouštědla ("oddělený iontový pár"). Iontové páry jsou elektricky neutrální a nepodílejí se na přenosu elektřiny. Ve srovnatelně zředěných roztocích silných elektrolytů lze rovnováhu mezi jednotlivými solvatovanými ionty a iontovými páry přibližně charakterizovat, podobně jako v klasické teorii elektrolytické disociace, disociační konstantou (resp. její reciprokou, asociační konstantou). To umožňuje použít výše uvedenou rovnici k výpočtu vhodného stupně disociace z experimentálních dat.

V nejjednodušších případech (velké monatomické jednotlivě nabité ionty) lze přibližné hodnoty disociační konstanty ve zředěných roztocích silných elektrolytů vypočítat teoreticky na základě konceptu čistě elektrostatické interakce mezi ionty v kontinuálním médiu - rozpouštědle.

Příklady silných elektrolytů: některé kyseliny ( HClO 4 , HMnO 4 , H 2 SO 4 , HCl , HBr ; HI ), hydroxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin ( NaOH , KOH , Ba(OH) 2 ); většina solí .

Viz také

Literatura

Kistyakovsky V.A .,. Elektrolytická disociace // Encyklopedický slovník Brockhause a Efrona : v 86 svazcích (82 svazcích a 4 dodatečné). - Petrohrad. , 1890-1907.

Odkazy

Velká sovětská encyklopedie : [ve 30 svazcích] / kap. vyd. A. M. Prochorov . - 3. vyd. - M .: Sovětská encyklopedie, 1969-1978.
Přednášky z fyzikální a koloidní chemie: Roztoky elektrolytů.