Disocierea în ioni în soluție se datorează interacțiunii solutului cu solvent; Conform metodelor spectroscopice, această interacțiune este în mare măsură de natură chimică. Alături de puterea de solvatare a solventului moleculele un rol în disocierea electrolitică a solventului joacă, de asemenea, o proprietate macroscopic - permitivitate sale (Schema de disociere electrolitica).
Disocierea în timpul topirii
Sub acțiunea ionilor de cristal cu zăbrele la temperatură ridicată începe să oscileze, crește energia cinetică și veni un timp (la substanța punct de topire), atunci când aceasta depășește energia de interacțiune a ionilor. Rezultatul este dezintegrarea unei substanțe în ioni.
Teoria clasică a disocierii electrolitice
Teoria clasică a disociere electrolitica a fost stabilit S. Arrhenius și W. Ostwald în 1887. Arrhenius a aderat soluții teorie fizică nu ia în considerare interacțiunea apei cu electrolit, și a crezut că ionii sunt liberi în soluție. chimiști români Kablukov IA și V. A. Kistyakovsky utilizate pentru a explica teoria electrolitice soluții chimice de disociere D. I. Mendeleeva și a arătat că dizolvarea electrolitică are loc la interacțiunea chimică cu apă, rezultând în electrolit disociază în ioni.
Teoria clasică a disociere electrolitica se bazează pe presupunerea că disocierea incompletă a solutului, caracterizată prin gradul de disociere α, t. E. Fracția moleculelor de electroliți sparte. Echilibrul dinamic între moleculele nedisociate și ioni este descrisă de legea acțiunii de masă. De exemplu, disocierea electrolitică a electrolitului binar KA este exprimată printr-o ecuație de tipul:
Constanta de disociere este determinată de activitatea cationi, anioni și molecule nedisociate după cum urmează:
Valoarea depinde de natura solutului și solvent, iar temperatura și poate fi determinată prin mai multe metode experimentale. gradul de disociere (α) poate fi calculată pentru orice concentrație de electrolit folosind relația :,
în care - electrolit mediu coeficient de activitate.
electroliți slabi
Electroliții slabi - compuși chimici ale căror molecule, chiar și în extrem de soluții diluate la ionii ușor disociate care sunt în echilibru dinamic cu moleculele nedisociat. electroliții slabi includ acizi organici și mai multe baze organice în soluții apoase și neapoase.
sunt electroliți slabi:
aproape toate de acid organic și apă;
unii hidroxizi metalici puțin solubili: Fe (OH) 3. Zn (OH) 2 și altele.
electroliți puternici
electroliți puternici - compuși chimici ale căror molecule în soluții diluate virtual complet disociat în ioni. Gradul de disociere a electrolitului este aproape de 1. Pentru mulți electroliți puternici includ săruri anorganice, unii acizi anorganici și baze în soluții apoase și, de asemenea, în solvenți cu capacitate ridicată disociativ (alcooli, amide, etc.).
In cazurile cele mai simple (mari monohidroxilici ioni incarcati individual) constantele de disociere aproximativă în soluții diluate de electroliți puternici pot fi calculate teoretic, bazat pe conceptele de interacțiune pur electrostatice între ionii într-un mediu continuu - solvent.
Exemple de electroliți puternici: unii de acid (HClO4 HMnO4 H2 SO4 HCI, HBr, HI ...), hidroxizii alcaline și metale alcalino-pământoase (NaOH, KOH, Ba (OH) 2); cele mai multe săruri.
Constanta de disociere - forma constantei de echilibru, care caracterizează obiectul tendință disociați (separate) într-un mod reversibil la particule, cum ar fi atunci când complexul se descompune în moleculele sale constitutive, sau când sarea se disociază în soluție apoasă în ioni. Constanta de disociere este de obicei notată cu Kd și inversul constantei de asociere. În cazul sărurilor, denumite uneori constanta de disociere constantă de ionizare.
Reacția generală
în cazul în care complexul este spart în x și y unități de unități A B, constanta de disociere este definită după cum urmează:
unde [A], [B] și [Ax By] - concentrația A, complexul B și Ax By, respectiv.