De mjitte fan dissociation swakke en sterke electrolytes

De term "dissociation" yn Skiekunde en biogemy fan ferfal is it proses chemicaliën yn ioanen en Radicals. Dissociation - is it tsjinoerstelde ferskynsel fan de feriening of Rekombinaasje, en it is Omkearregister. Kwantitative ynskatting fan it dissociation wurdt útfierd troch sa'n wearde as de graad fan dissociation. It hat in brief oantsjutting α en karakterisearret in dissociation reaksje yn in unifoarm (homogeen) systemen neffens de fergeliking: CA ↔ R + A steat fan lykwicht. SC - in dieltsje fan it begjinnend materiaal, K en A - is moaie dieltsjes dy't bruts as gefolch fan dissociation fan gruttere particulate materiaal. En dêr docht út dat it systeem wurdt dissociated en undissociated dieltsjes. As wy der fan út dat de n molekulen disintegrated en net disintegrated N molekulen, dizze wearden kin brûkt wurde om te kwantifisearjen de dissociation, dat wurdt berekkene as persintaazje: ± = n • 100 / N of ienheid fraksjes: ± = N / N.

Dat is, de mjitte fan dissociation is de ferhâlding fan dissociated dieltsjes (molekulen) homogeen systeem (oplossing) de earste bedrach fan dieltsjes (molekulen) yn it systeem (oplossing). As it is bekend dat α = 5%, dan betsjut dat mar 5 fan de 100 molekulen fan initial molekulen binne yn 'e foarm fan ioanen, en de oerbleaune 95 molekulen net decompose. Foar elke yndividuele substânsje α sil, as it hinget fan de gemyske aard fan de molekúl, en ek op 'e temperatuer en op' e hichte fan de stoffen yn in homogene systeem (oplossing), i.e. op syn konsintraasje. Sterke electrolytes, sa as ûnder oaren bepaalde soeren, bases en sâlten yn de oplossing hielendal dissociate yn ioanen, foar dizze reden binne net geskikt foar studearre dissociation proses. Dêrom, foar de stúdzje fan tapast swakke electrolytes, de molekulen dissociate yn ioanen yn de oplossing net hielendal.

Foar Omkearregister reaksjes dissociation dissociation konstant (KD), dy't karakterisearret de steat fan lykwicht, wurdt bepaald troch de formule: KD = [K] [A] / [CA]. Hoe't de graad fan 'e dissociation konstante en oare ferbynt, is it mooglik om beskôgje it foarbyld fan in swak electrolyte. Op grûn fan de wet fan Verdunning boud alle logyske ferstân: KD = c • α2, dêr't c - konsintraasje fan de oplossing (yn dit gefal in = [SC]). It is bekend dat yn de oplossing folume V 1 mol dm3 ûntbûn substânsje. Yn de oarspronklike steat de konsintraasje fan de begjinne materiaal molekulen kin útdrukt wurde troch: c = [SC] = 1 / V mol / dm3, en de ion konsintraasje sil wêze: [R] = [A] = 0 / V mol / dm3. Op it berikken fan equilibrium harren wearden wurde feroare: [KA] = (1 - α) / V mol / dm3 en [R] = [A] = α / V mol / dm3, wylst Kd = (α / V • α / V) / (1 - α) / V = α2 / (1 - α) • V. It gefal fan in bytsje dissociating electrolytes, de dissociation graad (α) dy't ticht by nul, en it folume fan de oplossing kin útdrukt wurde yn termen fan bekende konsintraasje: V = 1 / [SV] = 1 / s. Dan de fergeliking kin wurde omfoarme: KD = α2 / (1 - α) • V = α2 / (1 - 0) • (1 / s) = α2 • s, en extracting de fjouwerkantswoartel werom fan de breuk Kd / s, is it mooglik om te berekkenjen de mjitte fan dissociation fan α. Dizze wet is jildich as α is folle lytser as 1.

Foar sterke electrolytes binne mear passend term is de skynbere graad fan dissociation. It is fûn as de ferhâlding fan 'e skyn bedrach fan dissociated dieltsje nei in echte of definysje fan formule isotonic Koëffisjint (neamd de Piet Hoff faktor, en lit it wiere gedrach fan in stof yn oplossing): α = (i - 1) / (n - 1). Hjir i - Piet Mondriaan faktor, en n - bedrach fan produsearre ioanen. Foar oplossings, de molekulen hielendal disintegrated yn ioanen, α ≈ 1, en mei ôfnimmende konsintraasjes fan ± hieltyd benaderjen liedt ta 1. Dit alles wurdt ferklearre troch de teory fan 'e sterke electrolytes, dy't beweart dat de beweging fan de fêststelling en Erikoislinnut fersteurd sterke electrolyte molekulen is dreech om ferskate redenen. Earst, ioanen wurde omjûn troch molekulen fan de polar solvent, it is de Electrostatic ynteraksje hjit solvation. Twad, oppositely rekken fêststelling en Erikoislinnut yn de oplossing, fanwege de aksje fan de ûnderlinge attraksje krêften foarm Associates of ion twatallen. Associates gedrage as undissociated molekulen.