Исследование теплота диссоциации слабых электролитов

Калориметрическое исследование теплота диссоциации слабых электролитов.

Содержание:


Введение…………………………..……………………………………3

1. 
   Электролит ………………………………………………………...5
   
2. 
   Теория электролитической диссоциации……………………..10
   
3. 
   Закон Гесса………………………………………………………………..17
   

Заключение……………………………………………………………19
Литературы …………………………………………………………...20


Введение:
Диссоциация на ионы в растворах происходит за счет взаимодействия растворенного вещества с растворителем; Согласно спектроскопическим данным, это взаимодействие носит в основном химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определенную роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя - его диэлектрическая проницаемость (диаграмма электролитической диссоциации).
Плавление диссоциации
Под воздействием высоких температур ионы кристаллической решетки начинают вибрировать, кинетическая энергия увеличивается, и наступит момент (в точке плавления вещества), когда он превысит энергию взаимодействия ионов. Это приводит к разложению вещества на ионы.
Классическая теория электролитической диссоциации
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах присутствуют свободные ионы. Российские химики И.А.Каблуков и В.А.Кистяковский применили химическую теорию растворов Д.И.Менделеева для объяснения электролитической диссоциации и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворенного вещества, характеризующейся степенью диссоциации α, то есть долей распавшихся молекул электролита. Динамический баланс между недиссоциированными молекулы и ионы описываются законом действия массы. Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита КА.
Константа диссоциации Kd определяется активностью катионов анионов и недиссоциированных.
Значение Kd зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) можно рассчитать при любой концентрации электролита, используя соотношение.
Сильные электролиты
Классическая теория электролитической диссоциации применима только к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют; следовательно, концепция равновесия между ионами и недиссоциированными молекулами не имеет смысла. По идеи, выдвинутой в 20-30-е гг. 20 в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррум (Дания), Р. М. Фуосс (США) и др., Ионные пары и более сложные агрегаты образуются в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака в контакте («контактная ионная пара») или разделенных одной или несколькими молекулами растворителя («разделенная ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не участвуют в передаче электроэнергии. В относительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами можно приблизительно охарактеризовать, подобно классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или, наоборот, константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеуказанное уравнение для расчета соответствующей степени диссоциации на основе экспериментальных данных.