Principalele prevederi ale TED (principalele prevederi ale teoriei S.Arreniusom de disociere electrolitica formulate în 1887):
- molecula de electroliți în timpul dizolvării în apă sau topirea disociază în ioni.
- Soluția de electrolit sau topi ioni muta aleatoriu. La trecerea prin soluția sau topitura unui curent electric, ionii încărcați pozitiv se deplaseze către electrodul încărcat negativ (catod), iar ionii încărcați negativ se deplaseze către electrodul încărcat pozitiv (anod).
- Ioni de atomi diferiți atât în structura și în proprietăți.
- Disocierea mulți electroliți - un proces reversibil. În același timp, există două procese opuse: descompunerea moleculelor în ioni (ionizare) și ionii de compuși în moleculă (molarization).
Electrolitii - sunt substanțe, soluții sau topituri care conduc curentul electric.
Electroliți, care sunt disociază aproape complet în ioni (ionizat), numit puternici și electroliții care nu sunt complet ionizat - slab.
Pentru a cuantifica disocierea completitudinii a introdus conceptul de gradul de disociere.
Gradul de disociere a electrolitului (a) este raportul dintre numărul de molecule de dezintegrată în ioni (Nu), numărul total de molecule introduse într-o soluție de (Np):
gradul de disociere este exprimată în procente sau fracțiuni de unitate.
După gradul de disociere a electroliților convențional împărțite în:
Strong - α> 0,3 (30%);
Slab - α <0,03 (3%);
Rezistență medie - (3%) 0,03 <α <0,3 (30%)
Experimental, gradul de disociere a fost determinată prin măsurarea abaterii proprietăților coligative ale soluțiilor de electroliți (de obicei, punctul de fierbere și de congelare), prin curbele teoretice: = ik Cm At
Schimbarea punctului de congelare sau punctul de fierbere al poate fi calculat după administrarea factorului soluțiile ia în considerare creșterea concentrației particulelor cinetic distincte cauzate de disociere în ioni fragmente. Propus de Van't Hoff i coeficient empiric (coeficient izotonic) indică gradul de deviație kolligialnyh proprietăți ale soluțiilor electrolitice din nonelectrolytes soluții nevolatili. Valoarea lui i pentru un anumit coeficient al soluției de electrolit crește cu diluare, cu scopul de a limita la un număr întreg egal cu numărul ionilor produși în disocierea unității electrolit formular.
Cantitativ, atât proces reversibil de disociere la echilibru electrolitic poate fi caracterizată printr-o constantă de disociere: Kd = (K +) + (A-) / (KA) Ecuația este valabilă pentru soluții diluate de electroliți slabi. Electrolitul disociat mai puternic, bolnavii constant kD. Spre deosebire de gradul de disociere Kdzavisit constantă numai asupra naturii solventului, electrolitului și temperatura, dar este independentă de concentrație a soluției. Echilibrul poate fi deplasată prin adăugarea unui ion electrolit puternic cu același nume.
Între constant Kd și gradul de disociere există legătură α. Lăsați în echilibrul soluție de electrolit este stabilită AB AB <->A + B-. Concentrația (A +) = (B-) = Cα; concentrația moleculelor nedisociate (AB) = C - Cα = C (1 - α).
Înlocuind aceste expresii în ecuație pentru constanta de disociere:
Acest raport se numește legea diluției Ostwald, exprimă gradul de disociere concentrația soluției.
Pentru electroliți puternici, gradul de disociere este aparentă, deoarece acestea disociază în ioni de aproape complet.
grad de disociere aparentă: α = (i - 1) / (n - 1), unde n - numărul ionilor din molecula care este disociați.
Putem presupune că toate procesele numai „ioni activi“ participă la soluții electrolitice, adică, Ionii nu participă la moment în interacțiunile ion-ion. În acest sens, pentru a estima efectele valorii introduse concentrate, numita activitate (a), - concentrația efectivă, prin care un electrolit este implicată în diverse procese.
Activitatea este asociată cu concentrația reală a raportului solut:
a = fC, unde - electrolit Activitatea mol / l; C - concentrația de electrolit, mol / l; f - coeficientul de activitate (<1) (безразмерный).
Coeficientul de activitate exprimă deviația concentrației soluției C a comportării soluției la diluție infinită, adică în absența interacțiunilor inter-ionice.
În soluții diluate, natura ionilor la valori care nu afectează în mod semnificativ coeficientul de activitate, ca interacțiunea interionic definită numai costuri ale ionilor și concentrația acestora.
Caracteristica cantitativă a interacțiunilor electrostatice inter-ionice este tăria ionică a soluției.
Soluție tărie ionică menționată la o valoare egală cu jumătate din produsul suma concentrațiilor tuturor ionilor prezenți în soluție prin pătratul sarcina lor:
I = 0,5 Σ CiZi2. CI- în care concentrația molară a ionului i în soluție; Zi - taxa de ioni i.
procese heterogene - acest proces la interfață. Pentru procesele eterogene includ în primul rând asociată cu formarea și dizolvarea substanțelor greu solubile de tip ionic. La contactul acestor substanțe (electrolitice puternic), fracția de apă a ionilor trece în soluție și echilibru dinamic se stabilește între ionii hidratați de electrolit într-o soluție apoasă și cristalele fazei solide - echilibrul eterogen. Soluția care este în echilibru cu faza solidă, numită saturată.
starea de echilibru termodinamic apariție în sistem este permanența energiei libere Gibbs AG = 0, iar condițiile cinetice - viteza de egalitate a proceselor de dizolvare și cristalizare.
procese de dizolvare reversibile apar la interfața indiferent de cantitatea de material cristalin, datorită concentrației sale (și activitate) rămâne constantă în faza solidă. echilibru Eterogene constant Ks numit solubilitatea constantă.
Activitatea inferioară (concentrație) a ionilor în soluție, valoarea inferioară KSI, prin urmare, mai puțin solubilitatea.