ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Равновесие в растворах электролитов Теория электролитической диссоциации из "Теоретическая электрохимия" Этот основной постулат выдвигался многими исследователями и до Аррениуса. Так, Т. Гротгус писал еще в 1818 г. ... расщепление молекул на эле.ментарные частицы, например, как молекул воды, так и молекул растворенной в ней поваренной соли, происходит уже до всякого действия электрического тока. В самой жидкости благодаря находящимся в ней разнородным элементарным частицам... должен действовать постоянный гальванизм . Растворение соли рассматривалось им как способность ее расщепляться на свои полярно-электрические элементарные частицы . [c.34] Число ионов V, образовавшихся в результате диссоциации одной молекулы электролита, так ive как и величина и знак заряда этих ионов, зависят от его природы. Различают следующие типы электролитов. [c.34] Степень электролитической диссоциации вещества, растворенного в данном растворителе, зависит (при постоянных температуре и давлении) от природы этого вещества и от его концентрации. Если вещество прн растворении не диссоциирует ( = 0, а = Л/, а = 0), оно не является электролитом. Если а близка к единице, то и соединение является сильным электролитом. Для многих химических соединетшй 0 ы С1, а следовательно, п М они относятся к слабым электролитам. [c.35] Теория электролитической диссоциации связывает качественные изменения, наблюдающиеся в растворах электролитов при увеличении или уменьшении концентрации, с изменением степени электролитической диссоциации. Степень электролитической диссоциации рассматривается этой теорией как одна из основных количественных характеристик раствора электролита. [c.35] Пусть общая концентрация электролита равна с, К01щентрация недиссоциированных молекул — Са, концентрация катионов с+. [c.35] Уравнения (1.2) и (1.3) были Е ыведены В. Оствальдом и выражают сущность его закона разведения. [c.36] При помощи этих трех постулг гов теория электролитической диссоциации смогла объяснить многие свойства растворов, дать их количественную характеристику и истолковать многочисленные опытные факты и закономерности. [c.36] На основе представлений об электролитической диссоциации были созданы теории электропроводности и диффузии в растворах электролитов, разработана осмотическая теория возпикновения э.д.с. и т. д. [c.36] Для этой и многих других аналогичных реакций тепловые эффекты мало отличаются от нуля. [c.38] Теория электролитической диссоциации позволила дать научное определение понятиям кислота , основание , буферная емкость раствора , создать теорию индикаторов, объяснить процессы ступенчатой диссоциации, гидролиза солей и т. д. Ниже рассмотрены некоторые примеры приложения это[ 1 теории к химическому равновесию в растворах. [c.38] Поскол1 ку степен , диссоциации воды очень мала, то сп,о можно считать величиной постоянной и ввести ее в значение константы диссоциации, т. е. [c.39] По теории электролитической диссоциации носителями кислотных свойств являются ионы водорода, а носителями основных — ионы гидроксила. Раствор будет нейтральным, т. е. не кислым и не н елочным, если Си+=соы = У При 25° С /(щ=10 , поэтому в нейтральном растворе сн+=Ю моль/л и Соп-= = 10 моль/л. Если вместо концентрации использовать водородный показатель рП, введенный Зореисеном (1909) (рН = —lg к+), то нейтральному раствору будет отвечать pH 7. При pH 7 раствор кислый, при рН 7 — ыгелочноп. [c.39] Поэтому ири температурах выше 25° С pH 7 будет соответствовать кислому раствору, а при температурах ниже 25° С — щелочному. [c.39] Так как мерой кислотности служит концентрация водородных ионов, то в ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации концентрация водородных ионов вьиие. Последняя определяется как ас и, следовательно, а является мерой силы кислоты ц является так е мерой силы основания. [c.39] КИСЛОТЫ и ее соли всегда больше, чем буферная емкость воды, раствора соли, раствора сильной кислоты или сильного основания, для которых справедлива формула (I-I7). Величина р в этом случае будет зависеть от константы диссоциации Л нл слабой кислоты. [c.42] Успехи, достигнутые теорией электролитической диссоциаиии вскоре иосле ее создания, были действительно велики. Однако этой теории были свойственны и серьезнэш неудачи, свидетельствующие о ее недостатках. [c.42] Степень электролитической диссоциации а, определяющая долю ионизироваиных молекул в данном растворе, должна быть при заданных условиях одной и той 1се (независимо от метода ее измерения), причем в согласии с ее 4 изическим смыслом она не может быть бо.льше единицы и меньше гуля. Насколько хорошо это согласуется с опытом, видно нз табл. ], 1, где для ряда электролитов дано сопоставление величин а, найденных при помощи измерения их осмотического давления и электропроводности. [c.42] В табл. 1.2 приведены значения (I для растворов соляной кислоты, вычисленные на основанин измерений электропроводности (ai) и э. д. с. (аз). Расхождение между значениями а, полученное этими методами, тоже увеличив,а-ется по мере возрастания концентрации электролита, причем в области высоких коицентрацин аз становится больню единицы. [c.43] Вернуться к основной статье