Grad de disociere a electroliților slabi și puternici

Termenul "disociere" în chimie și biochimie se referă la procesul de degradare a compușilor chimici în ioni și radicali. Disocierea este fenomenul de asociere sau recombinare opus și este reversibil. Disocierea este cuantificată printr-o cantitate cum ar fi gradul de disociere. Are denumirea literei alfa- și caracterizează în reacția de disociere, procedând în mod omogen (omogene) prin ecuația: harr-K + A, stare de echilibru. SC sunt particule ale substanței inițiale, K și A sunt particule mici, în care particule mai mari de materie s-au dezintegrat ca urmare a disocierii. Din care rezultă că în sistem vor exista particule disociate și nedisociate. Dacă presupunem că moleculele n s-au descompus, mai degrabă decât moleculele N dezintegrat, atunci aceste cantități pot fi utilizate pentru a cuantifica disocierea, care este calculată ca procent: alfa- = n • 100 / N sau în fracțiuni ale unității: alfa- = n / N.

Adică gradul de disociere este raportul dintre particulele disociate (molecule) ale sistemului omogen (soluție) la numărul inițial de particule (molecule) din acest sistem (soluție). Dacă se știe acest lucru alfa = 5%, înseamnă că doar 5 molecule din 100 de molecule sursă sunt sub formă de ioni, iar restul de 95 de molecule nu se descompun. Pentru fiecare substanță specifică alfa - va fi individuală, deoarece depinde de natura chimică a moleculei, precum și de temperatura și cantitatea de materie în sistemul omogen (în soluție), adică în concentrația sa. Electroliții puternici, care includ anumiți acizi, baze și săruri, se dizolvă complet în ioni în soluție, din acest motiv nu sunt adecvați pentru studierea procesului de disociere. Prin urmare, pentru studiu sunt utilizați electroliți slabi, moleculele cărora nu se disociază în soluție în ioni în întregime.

Pentru reacția reversibilă disociere constantă de disociere (Kd), care caracterizează starea de echilibru, este determinată de formula: Kd = [K] [A] / [KA]. Modul în care constanta și gradul de disociere sunt legate unul de celălalt pot fi luate în considerare prin exemplul unui electrolit slab. În baza legii de diluare Ostwald, toate raționamentele logice sunt construite: Kd = c • Alfa-2, unde c - concentrația soluției (în acest caz a = [SC]). Se știe că se dizolvă 1 mol de substanță în volumul soluției V dm3. În starea inițială concentrația moleculelor de material de pornire pot fi exprimate prin: c = [SC] = 1 / V mol / dm3, iar concentrația de ioni va fi: [R] = [A] = 0 / V mol / dm3. Când se atinge echilibrul, valorile lor se modifică: [KA] = (1 - alfa -) / V mol / dm3 și [K] = [A] = este alfa- / V mol / dm3, apoi Kd = (alfa- / V • alfa- / V) / (1- alfa -) / V = alfa-2 / (1- alfa-) • V. Se ia în considerare cazul câtorva electroliți disociați, gradul de disociere (alfa-) fiind apropiat de zero, iar volumul soluției poate fi exprimat printr-o concentrație cunoscută: V = 1 / [KA] = 1 / s. Apoi ecuația poate fi transformată: Kd = alfa-2 / (1- alfa-) • V = alfa-2 / (1-0) • (1 / s) = alfa-2 • c, a, extragând rădăcina pătrată a fracțiunii Kd / s, putem calcula gradul de disociere alfa-. Această lege este valabilă dacă alfa - mult mai puțin decât 1.

Pentru electroliți puternici, termenul "grad aparent de disociere" este mai adecvat. Se constată ca raportul dintre numărul aparent de particule disociate și cel real sau din formula definiției coeficient izotonic (numit factorul Van`t Hoff și arată adevăratul comportament al substanței în soluție): alfa- (i-1) / (n-1). Aici i este coeficientul izotonic și n este numărul de ioni formați. Pentru soluții ale căror molecule s-au dezintegrat complet în ioni, alfa- asymp-1 și cu concentrație descrescătoare alfa - tot mai tinde să 1. Toate acestea se explică prin teoria electroliților puternici, care susține că mișcarea cationilor și anionilor de molecule descompuse ale unui electrolit puternic este dificilă din mai multe motive. Mai întâi, ionii sunt înconjurate de moleculele de solvent polar, este interacțiunea electrostatică se numește solvatare. În al doilea rând, încărcat oppositely cationi și anioni în soluție, datorită acțiunii de atragere reciprocă asociați formă forțe sau perechi de ioni. Asociații se comportă în același mod ca moleculele nedisociate.