Hva er den elektrolytiske dissosiasjonsteorien?

De elektrolytisk dissosiasjonsteori refererer til separasjon av et elektrolyttmolekyl i dets bestanddeler. Elektron dissosiasjon er separasjonen av en forbindelse i dens ioner i den innkommende løsningen. Elektrolytisk dissosiasjon oppstår som et resultat av samspillet mellom løsemiddel og løsemiddel.

Resultater utført på spektroskop indikerer at denne interaksjonen primært er kjemisk. I tillegg til oppløsningsevnen til løsningsmiddelmolekyler og den dielektriske konstanten til løsningsmidlet, en makroskopisk egenskap, spiller den også en viktig rolle i elektrolytisk dissosiasjon..

Den klassiske teorien om elektrolytisk dissosiasjon ble utviklet av S. Arrhenius og W. Ostwald i 1880-årene. Den er basert på antagelsen om ufullstendig dissosiasjon av løsemidlet, preget av graden av dissosiasjon, som er brøkdelen av elektrolyttmolekylene. som dissosierer.

Den dynamiske likevekten mellom dissosierte molekyler og ioner er beskrevet av loven om massehandling.

Det er flere eksperimentelle observasjoner som støtter denne teorien, inkludert: ionene som er tilstede i faste elektrolytter, anvendelsen av Ohms lov, den ioniske reaksjonen, nøytraliseringsvarmen, de unormale kolligative egenskapene og fargen på løsningen, blant andre.

Elektrolytisk dissosiasjonsteori

Denne teorien beskriver vandige løsninger i form av syrer som dissosierer for å gi hydrogenioner, og baser som dissosierer for å tilby hydroksylioner. Produktet av en syre og en base er salt og vann.

Denne teorien ble avslørt i 1884 for å forklare egenskapene til elektrolytiske løsninger. Det er også kjent som ionteori.

Teoriens hovedgrunnlag

Når en elektrolytt oppløses i vann, skilles den i to typer ladede partikler: den ene lader en positiv ladning og den andre med en negativ ladning. Disse ladede partiklene kalles ioner. Positivt ladede ioner kalles kationer og negativt ladede ioner kalles anioner..

I sin moderne form antar teorien at faste elektrolytter er sammensatt av ioner som holdes sammen av de elektrostatiske tiltrekningskreftene..

Når en elektrolytt er oppløst i et løsningsmiddel, svekkes disse kreftene, og deretter går elektrolytten gjennom en dissosiasjon i ioner; ionene er oppløst.

Prosessen med å skille molekylene i ioner i en elektrolytt kalles ionisering. Fraksjonen av det totale antall molekyler som er tilstede i løsningen som ioner er kjent som graden av ionisering eller grad av dissosiasjon. Denne graden kan representeres av symbolet α.

Det er blitt observert at alle elektrolytter ikke ioniserer til samme nivå. Noen er nesten fullstendig ioniserte, mens andre er svakt ioniserte. Graden av ionisering avhenger av flere faktorer.

Ionene som er tilstede i løsningen kommer kontinuerlig sammen for å danne nøytrale molekyler, og skaper dermed en tilstand av dynamisk likevekt mellom ioniserte og ikke-ioniserte molekyler..

Når en elektrisk strøm overføres gjennom elektrolyttløsningen, beveger de positive ionene (kationene) seg mot katoden, og de negative ionene (anionene) beveger seg mot anoden for å tømmes. Dette betyr at elektrolyse oppstår.

Elektrolyttløsninger

Elektrolytiske løsninger er alltid nøytrale, siden den totale ladningen av det ene settet med ioner alltid er lik den totale ladningen for det andre settet med ioner. Det er imidlertid ikke nødvendig at antallet av de to settene med ioner alltid må være likt..

Egenskapene til elektrolyttene i løsningen er egenskapene til ionene som er tilstede i løsningen.

For eksempel inneholder en sur løsning alltid H + -ioner mens den basiske løsningen inneholder OH-ioner, og de karakteristiske egenskapene til oppløsninger er de med henholdsvis H- og OH-ioner..

Ionene fungerer som molekyler mot frysepunktet, hever kokepunktet, senker damptrykket og etablerer det osmotiske trykket..

Ledningsevnen til den elektrolytiske løsningen avhenger av naturen og antallet ioner når strømmen blir ladet gjennom løsningen ved bevegelse av ioner..

Ioner

Den klassiske teorien om elektrolytisk dissosiasjon gjelder bare for fortynne løsninger av svake elektrolytter.

Sterke elektrolytter i fortynnede løsninger løsnes praktisk talt fullstendig; ideen om en likevekt mellom ioner og dissosierte molekyler spiller derfor ingen rolle.

I følge kjemiske begreper dannes de mest komplekse ioneparene og aggregatene i løsninger av sterke elektrolytter i middels og høye konsentrasjoner..

Moderne data indikerer at ionepar består av to motsatt ladede ioner i kontakt med eller atskilt av ett eller flere løsemiddelmolekyler. Ionepar er elektrisk nøytrale og deltar ikke i overføring av elektrisitet.

I relativt fortynnede løsninger av sterke elektrolytter kan likevekten mellom individuelt oppløste ioner og ionepar beskrives omtrent på en måte som ligner den klassiske teorien om elektrolytisk dissosiasjon ved konstant dissosiasjon..

Faktorer relatert til graden av ionisering

Graden av ionisering av en elektrolyttløsning avhenger av følgende faktorer:

• Oppløsningenes art: Når ioniserbare deler av stoffets molekyl holdes sammen av kovalente bindinger i stedet for elektrovalente bindinger, tilføres færre ioner i løsningen. Disse stoffene er visse svake elektrolytter. For deres del er sterke elektrolytter nesten fullstendig ionisert i løsningen..
• Oppløsningsmiddelets art: Hovedfunksjonen til løsningsmidlet er å svekke de elektrostatiske tiltrekningskreftene mellom to ioner for å skille dem. Vann regnes som det beste løsningsmidlet.
• Fortynning: ioniseringskapasiteten til en elektrolytt er omvendt proporsjonal med konsentrasjonen av løsningen. Derfor øker graden av ionisering med økende fortynning av løsningen..
• Temperatur: graden av ionisering øker med økende temperatur. Dette skyldes det faktum at ved høyere temperaturer øker molekylhastigheten, og overstiger attraktivkreftene mellom ionene..

Referanser

1. Elektrolytisk dissosiasjon. Gjenopprettet fra dictionary.com.
2. Elektrolytisk dissosiasjon. Gjenopprettet fra leksikon2.thefreedictionary.com.
3. Teori om elektrolytisk dissosiasjon. Gjenopprettet fra vocabulary.com.
4. Arrhenius teori om clectrolytic dissosiasjon. Gjenopprettet fra asktiitians.com.