Электролитическая диссоциация: теории, степень, константа, закон Оствальда
Химия · раздел «Протолитические равновесия и процессы» · вопрос №11 · СПбГПМУ
- Открыто бесплатно
- педиатрический / стоматологический факультет · 1 курс · СПбГПМУ
Кратко
- Электролитическая диссоциация: распад на ионы в полярном растворителе.
- Теории: Аррениуса, Брёнстеда-Лоури, Льюиса.
- Сильные (полная диссоциация) и слабые (частичная) электролиты.
- Активность a = γ·C; lg γ = −0,5·z²·√I.
- Ионная сила I = ½ Σ c·z².
- Степень диссоциации α = n/N; константа Kд = C·α²/(1−α).
- Закон Оствальда: при разбавлении α растёт.
Главное
- Электролитическая диссоциация — распад на ионы под действием растворителя.
- Сильные электролиты диссоциируют полностью, слабые — частично.
- Степень диссоциации α = n/N (0 ≤ α ≤ 1).
- Константа диссоциации Kд = C·α²/(1−α) (закон Оствальда).
- Активность a = γ·C; коэффициент γ по Дебаю-Хюккелю: lg γ = −0,5·z²·√I.
Развёрнутый ответ
- Электролитическая диссоциация — распад электролита на ионы при растворении в полярном растворителе (например, воде) или в расплаве. Основные теории: Аррениуса (ионное равновесие), Брёнстеда-Лоури (перенос протона), Льюиса (донорно-акцепторное взаимодействие).
- Причина диссоциации — ион-дипольное взаимодействие между ионами электролита и полярными молекулами растворителя, ослабляющее связи. Факторы: полярность растворителя, температура, концентрация.
- Электролиты проводят ток (соли, кислоты, основания), неэлектролиты — нет (сахар, спирт).
- Сильные электролиты диссоциируют полностью (NaCl → Na⁺ + Cl⁻), слабые — частично (CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺).
- Активность a = γ·C, где γ — коэффициент активности. Для разбавленных растворов по Дебаю-Хюккелю: lg γ = −0,5·zᵢ²·√I, где zᵢ — заряд иона, I — ионная сила.
- Ионная сила I = ½ Σ cᵢ·zᵢ² (моль/л).
- Степень диссоциации α = n/N (0 ≤ α ≤ 1) или α = √(Kд/C). Зависит от природы электролита, растворителя, температуры, концентрации.
- Константа диссоциации Kд = [продукты]/[реагенты] (для слабых электролитов).
- Закон разбавления Оствальда: Kд = C·α²/(1−α). При малых α (C → 0) Kд ≈ C·α².
Учить это в приложении
Эта тема — одна из 12 бесплатных в курсе «Химия». В приложении к ней идут карточки, тренажёр с проверкой и повторение по интервалам.
Другие бесплатные темы курса
- Основные понятия химической термодинамики
- Первое начало термодинамики, энтальпия, закон Гесса и их применение
- Второе начало термодинамики и энтропия. Энергия Гиббса как критерий…
- Особенности термодинамики биохимических процессов и принцип энергетического…
- Химическая кинетика: основные понятия и классификации реакций
- Химическое равновесие: условия, константа, смещение, связь с ΔG°
Как получить полный доступ
12 тем открыто бесплатно — их можно читать прямо здесь, без регистрации и без бота. Полный курс — это все 64 вопроса с разборами плюс тренажёр, карточки, повторение по интервалам и симулятор экзамена. Стоит 590 ₽, оплата разовая.
- Открой Telegram-бот @ekzgpmubot
- Выбери «Химия» и оплати картой или через СБП
- Бот пришлёт код — введи его в приложении, доступ откроется сразу
Отзывы студентов, которые уже сдали — в канале @kursgpmu.