Напишем:


✔ Реферат от 200 руб.
✔ Контрольную от 200 руб.
✔ Курсовую от 500 руб.
✔ Решим задачу от 20 руб.
✔ Дипломную работу от 3000 руб.
✔ Другие виды работ по договоренности.

Узнать стоимость!

Не интересно!

 

 

 

Растворы электролитов, электролитическая диссоциация

В 1887г. Ван Гофф определил осмотическое давление для целого ряда кислот и оснований и установил, что полученные результаты резко отличаются от так, которые были рассчитаны по теоретической формуле, причем отличия были существенны и их нельзя было объяснить ошибкой эксперимента.

Для того, чтобы рассчитанные и измеренные экспериментально величины совпадали было предложено ввести изотонический коэффициент i: π = icRT.

Он определялся экспериментально и не зависел от методов, которыми его находили.

Ван Гофф не смог объяснить смысл i.

Объяснил швед Аррениус. Он предположил, что вещ-ва в растворе могут самопроизвольно распадаться на несколько видов частиц самопроизвольно. Доказательство: менялись не только Колигативные св-ва, но и электропроводность р-ра. Ее выражали как const A* α, причем λ=kα, α – росла с разбавлением раствора и при некотором бесконечном разбавлении α становилась = 1. Следовательно λ=k, k=λ∞, т.е. α = λ/ λ∞.

Величина изотонического коэффициента может быть связана с α:

α = (i-1)/(m-1), где m – число частиц в данной молекуле вещ-ва,  α – степень диссоциации.

А теория Аррениуса была названа теорией электролитической диссоциации.

Согласно этой теории, все вещ-ва делятся на 2 группы:

1. Электролиты – вещ-ва, молекулы которых в р-ре или расплаве самопроизвольно распадаются на заряженные частицы, называемые ионами (+ - катионы;  –  - анионы).

2.                           Неэлектролиты – распаду на ионы не подлежат.

В зависимости от α делятся:

1. Сильные α>30% HNO3, KOH, NaOH, практически все соли; 2. Средней силы 3%< α<30% СH3COOH; 3. Слабые α<3% HF.

Эти значения α относятся к растворам с конц. 0,1 моль/л.

Предыдущие материалы: Следующие материалы: