Предпосылки теории электролитической диссоциации

Какие предпосылки послужили базой для создания теории электролитической диссоциации Здесь надо прежде всего отметить исследования Т. Гротгуса , который в 1805 г. создал теорию электропроводности растворов. В 1818 г. он развил теорию о жидком состоянии и главным образом о состоянии молекул (ионов) в растворе. По его мнению, в растворе происходит самопроизвольно (без электрического тока) постоянный обмен заряженных элементарных частиц, который представить можно в виде полярного круга [c.309]

Экспериментальные предпосылки. Основными экспериментальными предпосылками теории электролитической диссоциации являются следующие факты [c.99]

Предпосылки теории электролитической диссоциации. В 1848 г. Г. И. Гесс открыл закон термонейтральности, согласно которому при смешении солевых растворов не происходит выделения тепла. Этот закон и постоянство теплового эффекта нейтрализации сильных кислот сильными основаниями объясняются тем, что молекулы солей, сильных кислот и сильных оснований в водных растворах диссоциированы на 100%. При одинаковых концентрациях, температурах и внешних давлениях такие молекулярно-кинетические свойства, как осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания для электропроводных растворов, имеют большие значения, чем для неэлектропроводных. Это несоответствие легко объясняется, если считать, что в электропроводных растворах увеличивается число частиц за счет распада молекул растворенного вещества на ионы. В одинаковых условиях скорость реакций в электропроводных растворах неизмеримо больше скорости реакций в неэлектропроводных растворах. Это различие также объясняется теорией электролитической диссоциации. Примерно с 1865 г. по 1887 г. [c.264]

Теория электролитической диссоциации заложила основу ионной теории строения солей и других электролитов. Открытие электрона, явившееся логическим завершением установленных Фарадеем количественных законов электролиза, было следующей предпосылкой для создания теории электровалентности. Наиболее характерным химическим актом стало представляться образование катионов и анионов, связанных простым электростатическим притяжением. Катионы получаются из атомов металлов, потерявших электроны, захваченные другими атомами, образующими анионы. Наиболее полно и последовательно это представление было использовано Косселем (1917 г.) в применении к соединениям и процессам неорганической химии. Однако и Косселю было ясно, что неполярные (или гомеополярные) вещества (например, двухатомные молекулы таких элементов, как водород или азот, углеводороды и др.) следует рассматривать с других позиций. Этот другой подход был развит к 1916 г. Льюисом, однако вследствие разразившейся в то время первой мировой войны его теория не сразу стала повсеместно известной. Основное положение теории Льюиса, сохранившееся незыблемым для громадного большинства органических веществ, — образование химической связи в неионно построенных соединениях (так называемой ковалентной связи) за счет пары электронов, выделяемых по одному каждым из связываемых атомов. Таким образом, обычным формулам соответствуют следующие льюисовские формулы [c.20]

Теория электролитической диссоциации заложила основу ионной теории строения солей и других электролитов. Открытие электрона, явившееся логическим завершением установленных Фарадеем количественных законов электролиза, было следующей предпосылкой для создания теории Электровалентности. Наиболее характерным химическим актом стало представляться образование катионов п анионов, [c.20]

Статистическая теория растворов построена на физических предпосылках, которые заведомо упрощают действительные соотношения между компонентами раствора. В этой теории ионы рассматриваются как точечные заряды, находящиеся в среде с известной диэлектрической проницаемостью. Значение диэлектрической проницаемости в непосредственной близости от иона принимается равным обычной величине константы, определенной для макроскопических количеств вещества. Упрощенная физическая картина позволяет приближенно найти потенциал ионной атмосферы, среднюю плотность заряда в пространстве, окружающем ион, вычислить энергию образования ионной атмосферы, определить химический потенциал иона и выразить зависимость коэффициента активности данного электролита от концентрации и зарядов всех ионов, присутствующих в растворе. Исходные упрощения ограничивают применимость этой теории областью разбавленных растворов, но несомненно, что по сравнению с теорией электролитической диссоциации статистическая теория, развитая Дебаем и Гюккелем, представляет большой шаг вперед. Возможность в общей форме оценить влияние состава раствора на коэффициент активности является большим достижением соответствующие уравнения допускают проверку и дальнейшие усовершенствования, поэтому теория Дебая и Гюккеля стала отправной точкой для различных исследований в области растворов. [c.185]

В основу теории электролитической диссоциации Аррениуса положены следующие предпосылки. Когда кислота, основание или соль растворены в воде, их молекулы обычно диссоциированы на меньшие электрозаряженные частицы, называемые ионами. Сумма положительных зарядов, связанных с катионами, точно равна сумме отрицательных зарядов, связанных с анионами, и весь раствор-в целом является электрически нейтральным. Диссоциация представляет собой обратимую реакцию, причем все электролиты являются полностью ионизированны.ми лишь при бесконечном разбавлении. Если исключить воздействие ионов друг на друга, являющееся результатом наличия электрических зарядов и проявляющееся во взаимном притяжении и отталкивании их, то ионы могут рассматриваться кат независимые составные части оаствора, наде.унные индивидуальными и специфическими химическими и физическими авойствами. Если растворенное в воде вещество диссоциировано лишь частично, то при удалении ионов из раствора путем ли электролиза или какой-либо другой реакции вещество будет тотчас дальше распадаться на ионы. [c.19]

Открытие периодического закона, разработка стереохимических представлений в органической химии, утверждение в химии теории электролитической диссоциации С. Аррениуса явились основными научными предпосылками, позволившими ввести в химию новые представления о строении и тинах валентности, свойственных комплексным соединениям. Основная заслуга в развитии этих представлений принадлежит швейцарскому химику [c.263]

В 80-х годах XIX в. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации. Но все дальнейшее развитие науки показало, что он был глубоко неправ, абсолютизируя свою теорию Так, например, по его теории, растворенный ион — это электрически заряженный шарик определенного диаметра, почти лишенный химической индивидуальности. Влияние же растворителя сводится, главным образом, лишь к физическому фактору, к величине его диэлектрической постоянной. Это абсолютизирование роли диэлектрической постоянной также опровергается современной наукой о растворах. Известный исследователь растворов А. И. Бродский справедливо отметил, что хотя Аррениус первый указал на различную активность ионов, но в его теории индивидуальным различиям ионов уделено минимальное место и все сводится только к физическим различиям вроде размеров и числа зарядов. Химические особенности тех или других ионов в лучшем случае расс.матри-ваются как факторы, не подлежащие дальнейшей теоретической обработке Теории Аррениуса как одностронняя теория не могла полностью решить задачи, стоящие перед наукой. Некоторые основные предпосылки этой теории вообще были неправильны. Теория электролитической диссоциации натолк-иулась на противоречия и факты, которые она не могла объяснить. [c.258]

Иногда, основываясь на некоторых сходных чертах, считают теорию Усановича развитием теории Льюиса, что неверно, так как теория Усановича базируется на иных предпосылках в основе понятий кислота или основание лежит знак заряда, а не строение электронной оболочки. Вот почему, вопреки электронной теории Усанович считает, что любой катион обладает кислыми свойствами, а любой анион — Основными. Поскольку кислотные и основные свойства в рамках этой теории определяются лишь знаком заряда, можно говорить о более и менее кислых катионах и более и менее основных анионах. Очевидно, что кислотность катионов либо основность анионов (при одинаковом строении внешних электронных оболочек и одинаковом заряде) будет возрастать по мере уменьшения ионного радиуса. Так, в ряду катионов щелочных металлов кислотность падает от к Сз+, а в ряду галоген-анионов основность падает от Р к I. Такой, на первый взгляд, не совсем обычный подход к проблеме кислотности и основности позволяет объяснить ряд закономерностей электролитической диссоциации солей в неводных растворах (см. раздел IX. 4). [c.25]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология