ລະດັບຂອງການແຍກຕົວອອກຂອງອີເລກອ່ອນແອແລະຄວາມເຂັ້ມແຂງ

ຄໍາວ່າ "dissociation" in Chemistry ແລະຊີວະເຄມີຂອງທະລາຍເປັນສານເຄມີຂະບວນເຂົ້າໄປໃນ ions ແລະອະນຸມູນອິ. ການແຍກຕົວອອກ - ເປັນປະກົດການກົງກັນຂ້າມຂອງສະມາຄົມຫຼືການກາຍພັນ, ແລະມັນເປັນພາບປີ້ນກັບກັນ. ການປະເມີນປະລິມານຂອງການແຍກຕົວອອກໄດ້ຖືກປະຕິບັດໂດຍການດັ່ງກ່າວເປັນມູນຄ່າເປັນລະດັບຂອງການແຍກຕົວອອກໄດ້. ມັນມີຈົດຫມາຍສະບັບການອອກແບບαແລະລວມເປັນຕິກິຣິຍາ dissociation ໃນເປັນເອກະພາບ (homogeneous) ລະບົບ ຕາມສະມະການ: CA ↔ R + A ລັດຂອງ equilibrium. SC - ອະນຸພາກຂອງອຸປະກອນການເລີ່ມຕົ້ນ, K ແລະ A - ເປັນເຂົ້າອັນດີງາມເຊິ່ງ broke ເປັນຜົນມາຈາກການແຍກຕົວອອກຂອງອຸປະກອນອະນຸພາກຂະຫນາດໃຫຍ່. ຈາກທີ່ມັນດັ່ງຕໍ່ໄປນີ້ວ່າລະບົບຈະໄດ້ຮັບການເວດວິແລະອະນຸພາກ undissociated. ຖ້າຫາກວ່າພວກເຮົາສົມມຸດວ່າໂມເລກຸນ n ໄດ້ disintegrated ແລະບໍ່ disintegrated molecules N, ຄ່າເຫຼົ່ານີ້ສາມາດຖືກນໍາໃຊ້ເພື່ອສັງລວມການ dissociation, ເຊິ່ງສາມາດຄິດໄລ່ເປັນເປີເຊັນ: ເປນ = n • 100 / N ຫລືຫນ່ວຍບໍລິການແຕ່ສ່ວນຫນຶ່ງ: ເປນ = n / N.

ນັ້ນຄືລະດັບຂອງການແຍກຕົວອອກເປັນອັດຕາສ່ວນຂອງອະນຸພາກເວດວິ (ໂມເລກຸນ) ລະບົບການຄຸ້ມຄອງ (ການແກ້ໄຂ) ການຈໍານວນຄັ້ງທໍາອິດຂອງອະນຸພາກ (ໂມເລກຸນ) ໃນລະບົບ (ການແກ້ໄຂ) ການ. ຖ້າຫາກວ່າມັນໄດ້ຖືກເອີ້ນວ່າα = 5%, ມັນຫມາຍຄວາມວ່າພຽງແຕ່ 5 ຈາກ 100 ໂມເລກຸນຂອງໂມເລກຸນໃນເບື້ອງຕົ້ນແມ່ນຢູ່ໃນຮູບແບບຂອງການ ions, ແລະສ່ວນທີ່ຍັງເຫຼືອ 95 molecules ບໍ່ເນົ່າເປື່ອຍຫມົດ. ສໍາລັບແຕ່ລະαສານສ່ວນບຸກຄົນຈະ, ຍ້ອນວ່າມັນຂຶ້ນຢູ່ກັບລັກສະນະທາງເຄມີຂອງໂມເລກຸນແລະຍັງຢູ່ໃນອຸນຫະພູມແລະປະລິມານຂອງສານໃນລະບົບການຄຸ້ມຄອງ (ແກ້ໄຂ), i.e. ກັບຄວາມເຂັ້ມຂົ້ນຂອງມັນ. electrolytes ທີ່ເຂັ້ມແຂງ, ຊຶ່ງປະກອບດ້ວຍອາຊິດບາງ, ຖານຂໍ້ແລະເກືອໃນວິທີການແກ້ສົມບູນແຍກຕົວອອກເປັນ ions, ສໍາລັບເຫດຜົນນີ້ແມ່ນບໍ່ເຫມາະສົມສໍາລັບການສຶກສາຂະບວນການແຍກຕົວອອກ. ດັ່ງນັ້ນ, ສໍາລັບການສຶກສາຂອງໃຊ້ electrolytes ອ່ອນແອຂອງໂມເລກຸນທີ່ແຍກຕົວອອກເປັນໄອອອນໃນການແກ້ໄຂບໍ່ໄດ້ຫມົດ.

ສໍາລັບຕິກິລິຍາປີ້ນກັບກັນ dissociation dissociation ຄົງ (Kd), ເຊິ່ງ characterizes ລັດຂອງ equilibrium ໄດ້, ໄດ້ຖືກກໍານົດໂດຍສູດ: Kd = [K] [A] / [CA]. ວິທີດັບຂອງຄົງ dissociation ແລະແມ່ນ interconnected, ມັນເປັນໄປໄດ້ທີ່ຈະພິຈາລະນາຕົວຢ່າງຂອງ electrolyte ອ່ອນແອໄດ້. ອີງຕາມກົດຫມາຍວ່າດ້ວຍຂອງ dilution ທີ່ສ້າງສົມເຫດສົມຜົນຢ່າງມີເຫດຜົນທັງຫມົດ: Kd = c •α2, ບ່ອນທີ່ c - ເອກຂອງການແກ້ໄຂ (ໃນກໍລະນີນີ້ = [SC]). ມັນໄດ້ຖືກເອີ້ນວ່າໃນປະລິມານແກ້ໄຂ V 1 mol dm3 ລາຍສານເສບຕິດ. ໃນຖານະເລີ່ມຕົ້ນເອກຂອງເລີ່ມ molecules ອຸປະກອນການສາມາດໄດ້ຮັບການສະແດງໂດຍ: c = [SC] = 1 / V mol / dm3 ແລະເອກ ion ຈະເປັນ: [R] = [A] = 0 / V mol / dm3. ພາຍຫຼັງການເຖິງ equilibrium ຄ່າຂອງເຂົາເຈົ້າມີການປ່ຽນແປງ: [KA] = (1 - α) / V mol / dm3 ແລະ [R] = [A] = α / V mol / dm3, ໃນຂະນະທີ່ Kd = (α / V •α / V) / (1 - α) / V = α2 / (1 - α) • V. ກໍລະນີຂອງ electrolytes Dissociatives ພຽງເລັກນ້ອຍ, ໄດ້ປະລິນຍາ dissociation (α) ທີ່ຢູ່ໃກ້ກັບສູນ, ແລະປະລິມານຂອງການດັດແປງສາມາດໄດ້ຮັບການສະແດງຢູ່ໃນຂໍ້ກໍານົດຂອງເອກທີ່ຮູ້ຈັກ: V = 1 / [SV] = 1 / s. ຫຼັງຈາກນັ້ນສະມະການສາມາດໄດ້ຮັບການຫັນ: Kd = α2 / (1 - α) • V = α2 / (1 - 0) • (1 / s) = α2• s, ແລະເກັບກ່ຽວເອົາຮາກຮຽບຮ້ອຍຂອງສ່ວນ Kd / s, ມັນເປັນໄປໄດ້ທີ່ຈະຄິດໄລ່ລະດັບຂອງການແຍກຕົວອອກຂອງ α. ກົດຫມາຍນີ້ແມ່ນຖືກຕ້ອງຖ້າຫາກວ່າαແມ່ນຫຼາຍຂະຫນາດນ້ອຍກ່ວາ 1.

ສໍາລັບ electrolytes ທີ່ເຂັ້ມແຂງມີຄວາມເຫມາະສົມຫຼາຍໃນໄລຍະເປັນອົງປາກົດຂື້ນຂອງ dissociation. ມັນໄດ້ຖືກພົບເຫັນເປັນອັດຕາສ່ວນຂອງຈໍານວນເງິນທີ່ປາກົດຂື້ນຂອງອະນຸພາກ Dissociatives ກັບທີ່ແທ້ຈິງຫຼືຄວາມລະອຽດຂອງສູດ ສໍາປະສິດ Isotonic (ເອີ້ນວ່າປັດໄຈ van't Hoff, ແລະສະແດງໃຫ້ເຫັນໃນການປະພຶດທີ່ແທ້ຈິງຂອງສານໃດຫນຶ່ງໃນການແກ້ໄຂ): α = (i - 1) / (n - 1). ທີ່ນີ້ຂ້າພະເຈົ້າ - Van't ປັດໄຈ Hoff, ແລະ n - ຈໍານວນຂອງ ions ຜະລິດ. ສໍາລັບວິທີແກ້ໄຂ, ໂມເລກຸນ disintegrated ຫມົດເຂົ້າໄປໃນ ions, α≈ 1, ແລະຫຼຸດລົງຄວາມເຂັ້ມຂຸ້ນຂອງເປນເພີ່ມຂຶ້ນມັກຈະເຮັດໃຫ້ 1. ທັງຫມົດນີ້ແມ່ນໄດ້ອະທິບາຍໂດຍທິດສະດີຂອງອິເລັກໂທໄລທີ່ເຂັ້ມແຂງ, ເຊິ່ງໄດ້ຢືນຢັນວ່າການເຄື່ອນໄຫວຂອງໄອອອນບວກແລະ anions ໄດ້ກະຈັດກະຈາຍ molecules electrolyte ທີ່ເຂັ້ມແຂງແມ່ນມີຄວາມຫຍຸ້ງຍາກສໍາລັບເຫດຜົນຫຼາຍ. ຫນ້າທໍາອິດ, ions ກໍາລັງອ້ອມຮອບໄປດ້ວຍໂມເລກຸນຂອງ solvent Polar, ມັນແມ່ນສໍາພັນໄຟຟ້າໄດ້ຖືກເອີ້ນວ່າ solvation. ຄັ້ງທີສອງ, ຄິດຄ່າທໍານຽມ oppositely ປະຈຸບວກແລະ anions ໃນການແກ້ໄຂ, ເນື່ອງຈາກການປະຕິບັດການລົງທຶນຂອງບໍລິສັດຮ່ວມເຊິ່ງກັນແລະກັນແບບຟອມກໍາລັງຫຼືຄູ່ ion ໄດ້. Associates ປະຕິບັດຕົວ molecules ເປັນ undissociated.