A disszociációfok

Továbbá elektrolit disszociációs állandó erőt lehet meghatározni a értékét egy másik paraméter, ami függ az oldat koncentrációja. Egy ilyen paraméter a látszólagos disszociációs mértéke, amely azt mutatja, az arány a törött molekulák ionokra.

A disszociációs mértéke () - az aránya száma törött molekulák ionokra (Ndis.) A teljes száma oldott molekulák (Ntot.):

disszociációs mértéke fejezzük tizedes vagy százalékos. Mivel az összes molekulák száma az anyag oldatban számával arányos annak az anyagot és a moláris koncentrációt, tudjuk írni:

ahol Ndis. és CDI. - ennek megfelelően, az összeg és a moláris koncentrációja az oldott anyag alá elektrolitos disszociáció.

Erős elektrolitok közé anyagokat szokásosan, a látszólagos disszociációs mértéke a megoldást, amely nagyobb, mint 30% (> 0,3). Ha  <3% ( <0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.

A disszociációs mértéke meghatározása általában mérések az elektromos vezetőképesség a megoldások, amely egyenesen arányos a koncentráció szabadon mozgó ionok. Ez adja nem a valódi értékét , és a látszólagos értékét. Ők mindig kisebb, mint a valódi értékei , mint ionok, amikor mozog a szembenéző elektróda és részlegesen csökkentheti a mobilitási, különösen nagy koncentrációban oldatban, amikor egy elektrosztatikus vonzás között ionok. Például, a valódi értékét a HCI-elektrolitos disszociáció híg oldat 1 1 mólos  = 0,78 (78%) 18 0 C-on, azonban ez a megoldás nem tartalmaz 22% disszociálatlan molekulák HCI, gyakorlatilag az összes molekulák disszociál.

Elektrolitok, amely híg vizes oldatban disszociál szinte teljesen, az úgynevezett erős elektrolitok.

Erős elektrolitok vizes oldatok tartoznak szinte minden sója, sok szervetlen savval (H 2SO 4 HNO3 HCIO4 hidrogénhalogenidek kivéve a HF, stb .....), hidroxidok É-elemek (kivéve - Be (OH) 2 és Mg (OH) 2) . Látszólagos értékeit ezen elektrolitok tartományban vannak a 70 és 100%. Disszociációja erős elektrolitok - szinte visszafordíthatatlan folyamat:

HCI  H + + Cl - vagy HCI = H + + Cl -

Abból a szempontból elektrolitos disszociáció sav - olyan anyagok, amelyek disszociálnak vizes oldatban képeznek hidrogén kationok és anionok a savmaradék, bázis - olyan anyagok, amelyek disszociálnak vizes oldatban egy hidroxidot képez ion OH-és fém kationok.

Gyenge többértékű sav disszociációs lépéseket. Mindegyik szakasz jellemzi az érték a disszociációs konstans, például:

Mivel a disszociációs lépésben többértékű sav képzésére alkalmas savaddíciós sói. NaHSO 4. NaHCO 3. K 2HPO 4-, stb

Gyenge bázis mnogokislotnye disszociál lépéseket:

Ez magyarázza a képességét mnogokislotnyh bázisok képezhetnek bázisos sókat képeznek. CuOHCl, (ZnOH) 2 SO4, és mások.

Elektrolitok, hogy egy híg vizes oldatban részlegesen disszociál nevezzük gyenge. Disszociációja gyenge elektrolitok - reverzibilis folyamat

közepes erősségű elektrolit

A disszociációs mértéke növelésével növekszik az oldat hőmérséklete. Növelése a kinetikus energia oldott részecskék elősegíti a felbomlása molekulák ionokra, amelyek növekedéséhez vezet a disszociációs fokú melegítéssel megoldásokat.

Ha az oldat egy gyenge sav vagy gyenge bázis ion koncentrációjának növelése az azonos nevű bevezetésével a megfelelő sót, akkor van egy hirtelen változás az disszociációs mértéke gyenge elektrolit. Vegyük például, mint a változás  ecetsavat (CH3COOH) beadva egy nátrium-acetát oldatot (CH3COO- beadása a hasonló ionok).

Szerint Chatelier elve egyensúlyi disszociációs folyamat

balra tolja növelésével az acetátpuffer koncentrációja ionok CH3CHOO -. által alkotott disszociációja nátrium-acetát:

Ez az egyensúly felé történő elmozdulás a kialakulását CH3COOH csökkenését jelenti a disszociációs mértéke, és csökkenti a hidrogén koncentrációját-ion, például:

C (CH 3 COOH), mol / l

Így, mint adagolásának eredményeként az 1 L 0,01 mólos CH3COOH 0,01 mol CH3 COONa hidrogénionok koncentrációját csökkent

.

Abból a szempontból elektrolitos disszociáció amfoter hidroxidok (amfolitokat) - olyan anyagok, disszociál vizes oldatban mind a típusú savak és bázisok típus. Ezek közé tartozik a Be (OH) 2. Zn (OH) 2. Pb (OH) 2. Sn (OH) 2. Al (OH) 3. Cr (OH) 3. stb Például, az elektrolitikus disszociáció egyenletet Be (OH) 2 .:

1) disszociációs bázis típusa:

2) disszociációs sav típusa:

Ostwald hígítási törvény

Vilgelm Fridrih Ostvald (1853/09/02, -4.04.1932) - Balti német fizikai kémikus és filozófus-idealista, díjas kémikus 1909 Nobel. Levelező tagja a Szentpétervári Tudományos Akadémia (1895).

Között állandó és disszociációfok van egy bizonyos minta, amely 1888g.obnaruzhil V.Ostvald és képes volt elmagyarázni. Ez a minta később az törvénye Ostwald hígításban.

Kísérleti létrehozása helyes gyakorlat hígítás nagy jelentőségű volt a tanulmány az elektrolitos disszociáció elméletének.

KD kapcsolódó sprostoy függőséget. Ha a teljes moláris koncentrációjának az elektrolit oldat kijelölje SKA. A bináris koncentrációja az elektrolit ionok K y + és A x- fogja ravny · CKA. Nyilvánvaló, hogy

A gyenge elektrolitok   0 és (1 - )  1. Következésképpen,

A kapott összefüggés egy matematikai kifejezés a törvény a hígítás:

a disszociációs mértéke gyenge elektrolit növekszik fordítottan arányos a négyzetgyökének moláris koncentrációjának olyan hígító oldattal.