Что такое степень ионизации

В степень ионизации (также известный как выход ионизации в литературе) относится к пропорции нейтральных частиц, например, в газ или водный раствор, которые ионизируются до заряженных частиц. Для электролиты, это можно понимать как способность кислоты / основания ионизироваться. Низкую степень ионизации иногда называют частично ионизированный (также слабоионизированный) и высокой степени ионизации, поскольку полностью ионизированный. Однако полная ионизация может также означать, что у иона не осталось электронов. [1]

Ионизация относится к процессу, при котором атом или молекула теряет один или несколько электроны из его атомная орбиталь, или, наоборот, получает дополнительный от входящего свободный электрон (электронная приставка). В обоих случаях атом или молекула больше не являются нейтральная частица и становится носитель заряда. Если разновидность потеряла один или несколько электронов, она становится положительно заряженной и называется положительной. ион, или катион. Напротив, если вид получил один или несколько дополнительных электронов, он становится отрицательно заряженный и называется отрицательным ионом, или анион. Отдельные свободные электроны и ионы в плазме имеют очень короткую жизнь, как правило, ниже, чем у микросекунда, как ионизация и рекомбинация, возбуждение и расслабление представляют собой коллективные непрерывные процессы. [2]

Содержание

Использование химии

Использование физики

Иногда «полностью ионизированный» означает, что орбитальных электронов не осталось. [1] Частный случай полностью ионизированных газов очень горячих термоядерная плазма, например, плазма, искусственно созданная в ядерные взрывы или образовались естественным образом в нашем Солнце и во всех звездах Вселенной. Звезды содержат в основном водород и гелий, которые полностью ионизированный на электроны, протоны (H + ) и ионов гелия (He ++ ). Уравнения, описывающие такую ​​очень горячую, полностью ионизованную термоядерную плазму в присутствии звездных магнитных полей, могут быть аппроксимированы следующим образом: идеальная магнитогидродинамика законы с высокими магнитное число Рейнольдса.

История

Ионизированное вещество впервые было идентифицировано в разрядной трубке (или Трубка Крукса), и так описывается Сэр Уильям Крукс в 1879 г. (он называл это «сияющей материей»). [3] Природа Трубка Крукса «электронно-лучевая»вещество было впоследствии идентифицировано английским физиком Сэр Дж. Дж. Томсон в 1897 г., [4] и окрестил «плазмой» Ирвинг Ленгмюр в 1928 г., [5] возможно потому, что это напомнило ему о плазма крови. [6]

Источник

степень ионизации

Смотреть что такое «степень ионизации» в других словарях:

степень ионизации — jonizacijos laipsnis statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. degree of ionization vok. Ionisationsgrad, m rus. кратность ионизации, f; степень ионизации, f pranc. degré d’ionisation, m … Fizikos terminų žodynas

степень ионизации — jonizacijos laipsnis statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Jonų ir neutraliųjų dalelių tūrinių tankių dalmuo. atitikmenys: angl. degree of ionization vok. Ionisationsgrad, m rus. степень ионизации, f pranc. degré… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

степень ионизации газа — степень электризации газа; степень ионизации газа Отношение количества заряженных частиц к общему количеству ионов и нейтральных атомов в единице объема … Политехнический терминологический толковый словарь

степень ионизации плазмы — Величина, характеризующая относительную концентрацию заряженных частиц … Политехнический терминологический толковый словарь

степень электризации газа — степень электризации газа; степень ионизации газа Отношение количества заряженных частиц к общему количеству ионов и нейтральных атомов в единице объема … Политехнический терминологический толковый словарь

степень диссоциации — – доля продиссоциировавших частиц. Словарь по аналитической химии [3] см. также степень ионизации … Химические термины

СТЕПЕНЬ — (1) диссоциации величина, характеризующая состояние равновесия реакции (см.) в однородных (газообразных и жидких) системах; выражается отношением числа молекул, распавшихся (диссоциировавших) на своп составные части (атомы, молекулы, ноны), к… … Большая политехническая энциклопедия

кратность ионизации — jonizacijos laipsnis statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. degree of ionization vok. Ionisationsgrad, m rus. кратность ионизации, f; степень ионизации, f pranc. degré d’ionisation, m … Fizikos terminų žodynas

Плазма — У этого термина существуют и другие значения, см. Плазма (значения). Плазменная лампа, иллюстрирующая некоторые из наиболее сложных плазменных явлений, включая филаментацию. Свечение плазмы обусловлено переходом … Википедия

Плазма (агрегатное состояние) — Плазменная лампа, иллюстрирующая некоторые из наиболее сложных плазменных явлений, включая филаментацию. Свечение плазмы обусловлено переходом электронов из высокоэнергетического состояния в состояние с низкой энергией после рекомбинации с ионами … Википедия

Источник

Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации

По способности проводить электрический ток в водном растворе или в расплаве, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот и оснований шведский ученый С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (1887 г.):

1.Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются на ионы.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или в расплаве называется электролитической диссоциацией, или ионизацией.

Ионы — это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.

2.В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока, положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду). Поэтому положительные ионы называются катионами, отрицательные ионы — анионами.

3.Диссоциация — процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация, или диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация, или моляризация).

Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости. В левой части уравнения записывают формулу молекулы электролита, в правой — формулы ионов, которые образуются в процессе электролитической диссоциации. Например:

Каждая молекула нитрата магния диссоциирует на ион магния и два нитрат-иона. Следовательно, в результате диссоциации одной молекулы Mg(NO₃)₂ образуются три иона.

Общая сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку (так как растворы электролитов электронейтральны).

Механизм электролитической диссоциации. Гидратация ионов

Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются химической теорией раствора Д. И. Менделеева и природой химической связи. Как известно, электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной связями. Растворители, в которых происходит диссоциация, состоят из полярных молекул. Например, вода — полярный растворитель. Диссоциация электролитов с ионной и полярной связями протекает различно. Рассмотрим механизм диссоциации электролитов в водных растворах.

I. Механизм диссоциации электролитов с ионной связью

В результате этого взаимодействия между молекулами растворителя и ионами электролита притяжение между ионами в кристаллической решетке вещества ослабевает. Кристаллическая решетка разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т. е. являются гидратированными ионами.

Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью. Так диссоциируют соли и щелочи: KCl, LiNO₃, Ba(OH)₂ и др.

II. Механизм диссоциации электролитов, которые состоят из полярных молекул

При растворении в воде веществ с полярной ковалентной связью происходит взаимодействие дипольных молекул электролита с дипольными молекулами воды. Например, при растворении в воде хлороводорода происходит взаимодействие молекул НСl с молекулами Н₂O. Под влиянием этого взаимодействия изменяется характер связи в молекуле HCl: сначала связь становится более полярной, а затем переходит в ионную связь. Результатом процесса является диссоциация электролита и образование в растворе гидратированных ионов.

Так диссоциируют кислородсодержащие и бескислородные кислоты: H₂SO₄, HNO₃, НI и др. Диссоциация электролитов с полярной связью может быть полной или частичной. Это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.

Таким образом, главной причиной диссоциации в водных растворах является гидратация ионов. В растворах электролитов все ионы находятся в гидратированном состоянии. Например, ионы водорода соединяются с молекулой воды и образуют ионы гидроксония Н₃O+ по донорно-акцепторному механизму:

Свойства ионов

Ионы по физическим, химическим и физиологическим свойствам отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. Например, ионы натрия Na + и хлорид-ионы Сl — не взаимодействуют с водой, не имеют цвета, запаха, неядовиты.

Атомы натрия Na 0 энергично взаимодействуют с водой. Вещество хлор C1₂ в свободном состоянии — газ желто-зеленого цвета, ядовит, сильный окислитель.

Различные свойства атомов и ионов одного и того же элемента объясняются разным электронным строением этих частиц. Химические свойства свободных атомов металлов определяются валентными электронами, которые атомы металлов легко отдают и переходят в положительно заряженные ионы. Атомы неметаллов легко присоединяют электроны и переходят в отрицательно заряженные ионы. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы.

Степень диссоциации

В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остается в растворе в недиссоциированном виде.

Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации).

Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе:

где n — число молекул, распавшихся на ионы; N — общее число растворенных молекул.

Например, степень диссоциации (α) уксусной кислоты СН₃СООН в 0,1 М растворе равна 1,36%. Это означает, что из 10000 молекул СН₃СООН 136 молекул распадаются на ионы по уравнению:

Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворяемого вещества, концентрации раствора, температуры и других факторов.

Различные вещества диссоциируют в разной степени. Например, муравьиной кислоты НСООН при одинаковых условиях больше α уксусной кислоты СН₃СООН.

При уменьшении концентрации электролита, т. е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается, так как увеличиваются расстояния между ионами в растворе и уменьшается возможность соединения их в молекулы.

При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.

В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации равна 1 (100%). К сильным электролитам относятся: 1) соли; 2) сильные кислоты (HClO₄, НСlO₃, НNО₃, H₂SO₄, HCl, НВr, HI и др.); 3) щелочи (LiОН, NaOH, КОН, RbOH, СsОН, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Слабые электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации меньше 1 (100%). К слабым электролитам относятся: 1) слабые кислоты (НСlO₂, HClO, HNO₂, H₂SO₃, Н₂СO₃, H₂SiO₃, Н₃РО₄, H₃РО₃, H₃BO₃, СН₃СООН, Н₂S, HCN, HF и др.); 2) слабые нерастворимые в воде основания Fe(OH)₂, Pb(OH)₂, Cu(OH)₂ и др.); 3) гидроксид аммония (NH₄OH); 4) вода (Н₂О).

Константа диссоциации (ионизации)

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (Kд). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы А_nВ_m уравнение диссоциации имеет вид:

Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:

Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (Kд), или константой ионизации.

Константа ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит. Например:

Следовательно, уксусная кислота СН₃СООН более сильный электролит, чем циановодородная кислота HCN.

Для слабого электролита константа диссоциации — постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов приведены в таблице.

Значение электролитов для живых организмов

Источник

Сильные и слабые электролиты

Содержание:

Если вам тяжело разобраться в данной теме напишите мне в whatsapp разберём вашу тему, согласуем сроки и я вам помогу!

По этой ссылке вы сможете найти много готовых курсовых работ по химии:

Посмотрите похожие темы возможно они вам могут быть полезны:

Введение:

Исследование разбавленных растворов показало, что все их общие свойства (снижение давления пара, изменение температуры замерзания и кипения, величина осмотического давления) изменяются пропорционально количеству частиц растворенного вещества. Эта формулировка является обобщенным законом разбавленных растворов Рауля-Вант-Хоффа. Эта общая закономерность оказалась верной для растворов органических веществ в воде и растворов в органических растворителях. При исследовании водных растворов солей, кислот, оснований было установлено, что изменение соответствующего свойства в зависимости от состава раствора значительно превышает ожидаемое значение. Например, снижение температуры замерзания молярного раствора NaCl почти вдвое превышает криоскопическую постоянную для воды (3,36 ° вместо 1,86 °). Это указывает на то, что количество частиц в водных растворах кислот, оснований и солей не соответствует молярной концентрации раствора.

Кроме того, растворы, для которых характерны отклонения от законов разбавленных растворов, обладают значительной электропроводностью, в отличие от водных растворов некоторых органических веществ. Это можно объяснить наличием заряженных частиц в растворе. Растворы, которые проводят электрический ток, назывались электролитами.

Электролитическая ионизация. Степень ионизации. Константа ионизации

Свойства электролитов были рассмотрены и обобщены основоположником теории электролитической ионизации Аррениусом (1887) и развиты в работах В.А. Кистяковский И.А. Каблукова на основе химической (гидратационной) теории растворения Д.И. Менделеев.

Основные положения теории электролитической диссоциации:

Тот же процесс наблюдается при растворении ионно-ковалентных кристаллов (например, NaCl) в воде. Хотя в кристаллической решетке NaCl нет ионов Na + и Cl-, взаимодействие с молекулами дипольного растворителя способствует поляризации связей в кристалле, их ослаблению и обеспечивает возможность перехода частиц в раствор с образованием гидратированных ионов: НС1 + nН2О Na + (Н2О) x + С1- (Н2О) n-x.

Таким образом, в сильно полярных растворителях ионизируются не только вещества с преимущественно гетерополярной связью (соли), но и молекулы, характеризующиеся низкой ионностью. С этой точки зрения известное правило «подобное растворяется в подобном» не является универсальным.

Это связано с небольшим размером иона водорода (протона), который составляет

По степени ионизации электролиты условно подразделяют на сильные (b> 30%) и слабые (b 1, а для неэлектролитных растворов i = 1.

Законы разбавленных растворов легко трансформируются по отношению к растворам электролитов:

Отношение общего количества частиц в растворе к количеству растворенных молекул является изотоническим коэффициентом:

Понятие теории сильных электролитов. Деятельность

Для сильных электролитов, когда степень ионизации велика, константа ионизации зависит от концентрации, так как, когда в растворе накапливается большое количество ионов, отражается их взаимное влияние.

Потенциально свойствами сильных электролитов обладают вещества с кристаллической структурой координационного типа со значительной ионной связью. Многие соли являются типичными примерами таких веществ. Невозможно выделить одну молекулу в их кристаллической решетке. Поэтому, когда такие вещества растворяются в полярных растворителях (воде), отдельные сольватированные ионы переходят в раствор, и, таким образом, процесс электролитической ионизации проходит полностью, то есть в растворе отсутствуют недиссоциированные частицы. Отсюда следует, что понятия постоянной и степени ионизации неприменимы для растворов сильных электролитов, поскольку обе эти концепции учитывают наличие определенной доли недиссоциированных частиц в растворе.

Концепция образования ионных пар в растворах сильных электролитов была введена Бьёррумом и Семенченко. В соответствии с этой концепцией для каждого растворителя существует определенный параметр q (параметр Бьёррума), который представляет собой расстояние, на котором ионы приходят друг к другу во время образования ионной пары. Э

Если расстояние между ионами меньше этого значения, то молекулу можно считать недиссоциированной. Если q> 3,57 E, ионы считаются изолированными.

В разбавленных растворах сильных электролитов ионы расположены на расстояниях, значительно превышающих параметр Бьёррума, не взаимодействуют друг с другом, и электролит полностью ионизируется. По мере увеличения концентрации раствора расстояния между ионами уменьшаются, что усиливает межионное взаимодействие. В результате экспериментально определенные свойства растворов сильных электролитов (P, Tboil, Tz и т. д.), Которые зависят от общего числа частиц в растворе, меньше, чем рассчитанные в предположении полной ионизации. Таким образом, во время ионизации K2SO4 теоретическое значение изотонического коэффициента должно быть равно 3 (поскольку каждая формульная единица K2SO4 разлагается на 3 иона в растворе). Экспериментальное значение изотонического коэффициента, определяемого по уменьшению температуры замерзания раствора, составляет 2,42. Как следствие, кажущаяся степень ионизации составляет 6 = 71%. Создается впечатление, что ионизация не прошла полностью и в растворе есть определенное количество недиссоциированных частиц. Фактически этот эффект обусловлен ассоциацией сольватированных ионов с образованием ионных пар. Поэтому степень ионизации в растворах сильных электролитов, определенная экспериментально, очевидна. Таким образом, для растворов сильных электролитов законы идеальных растворов оказываются неприменимыми. Количественное описание поведения таких растворов осложняется многими факторами, определяющими общее количество частиц в растворе.

Активность измеряется в тех же единицах, что и концентрация, поскольку коэффициент активности является безразмерной величиной. Характеризует степень отклонения свойств данного решения от свойств идеального решения. Для бесконечно разбавленных растворов электролитов, где взаимодействие ионов практически отсутствует, активность становится равной концентрации, а коэффициент активности равен единице: b / C = 1.

Если вместо концентрации экспериментально определенные значения активности подставляются в уравнения, отражающие законы Рауля, Генри, Вант-Гоффа и т. д., то эти уравнения остаются в силе для реальных растворов, в частности для растворов сильных электролитов.

Введение понятия активности позволяет без уточнения сложной картины взаимодействия частиц в реальном решении оценить суммарный эффект этого взаимодействия, который проявляется в отклонении свойств системы от идеального, и применять законы идеальных решений для анализа реальных систем.

Кислотно-основная ионизация

Количественно ионизация того или иного типа характеризуется константой ионизации:

Рассмотрим основные закономерности изменения характера ионизации гидроксида в растворе в зависимости от положения элемента в периодической таблице. В ряду элементов периода III, от натрия до хлора, степень окисления увеличивается, а эффективные ионные радиусы заметно уменьшаются.

Ниже приведено изменение ионных радиусов элементов периода III в наибольшей степени окисления:

Для переходных металлов, которые образуют гидроксиды с переменной степенью окисления, характерны те же закономерности изменения свойств. С увеличением степени окисления и уменьшением эффективного радиуса ионов основные ослабевают, а кислотные свойства возрастают. В качестве примера рассмотрим ряд гидроксидов марганца Mn (OH) 2, Mn (OH) 3, Mn (OH) 4, H2MnO4, HMnO4, в которых степень окисления марганца изменяется в последовательности +2, +3, + 4, +6, + 7. Первые два гидроксида представляют собой основания, последние два представляют собой кислоты, а гидроксид Mn (OH) 4 представляет собой амфолит с некоторым преобладанием кислотных свойств.

Вывод:

Таким образом, если элемент образует гидроксиды в нескольких степенях окисления, то его гидроксиды в более низких степенях окисления имеют более основной (или менее кислый) характер, а гидроксиды в более высоких степенях окисления имеют более кислый (или менее основной) характер.

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник