Возьмем гипотетическую реакцию диссоциации какой-нибудь кислоты (по Лоури)
х 0 0
HA ===> H(+) + A(-)
х-у у у
(A-анион данной кислоты)
сверху даны концентрации веществ, до диссоциации
снизу концентрации веществ после установления равновесия
х = Начальная концентрация кислоты
х-у = Концентрация кислоты в момент равновесия
так вот, степень диссоциации = у/х
отношение концентрации продиссоциировавшей кислоты, к её начальной концентрации.
степень диссоциации обозначается буквой альфа
может принимать значения от 0 до 1 (от 0% до 100% ) невключительно
существует для всех электролитов, просто для очень слабых электролитов она может быть бесконечно малой, для очень сильных же наоборот (гипотетически, не учитывая ионную силу раствора) стремиться к 1
У каждого вещества, электролита, есть константа диссоциации по кислотному и основному типу, и если она стремиться к 0 или к +бесконечности, это не повод говорить, что степени диссоциации как таковой здесь нету.
Степень диссоциации электролита –это отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.
Электролиты можно разделить на две группы - сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним не применимо. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из кислот и оснований к ним относятся HNO3, HCIO4, НСI, HBr, HI, КОН, NaOH, Ba(OH)2 и Са(ОН)2. К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2СО3, H2S, HCN, H2SiО3и NH4OH.
Степень диссоциации обозначают греческой буквой ά и выражают либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН3СООН ά = 0,013 (или 1,3%), а для 0,1 н. рас¬твора HCN ά = 0,01%
Возьмем гипотетическую реакцию диссоциации какой-нибудь кислоты (по Лоури)
х 0 0
HA ===> H(+) + A(-)
х-у у у
(A-анион данной кислоты)
сверху даны концентрации веществ, до диссоциации
снизу концентрации веществ после установления равновесия
х = Начальная концентрация кислоты
х-у = Концентрация кислоты в момент равновесия
так вот, степень диссоциации = у/х
отношение концентрации продиссоциировавшей кислоты, к её начальной концентрации.
степень диссоциации обозначается буквой альфа
может принимать значения от 0 до 1 (от 0% до 100% ) невключительно
существует для всех электролитов, просто для очень слабых электролитов она может быть бесконечно малой, для очень сильных же наоборот (гипотетически, не учитывая ионную силу раствора) стремиться к 1
У каждого вещества, электролита, есть константа диссоциации по кислотному и основному типу, и если она стремиться к 0 или к +бесконечности, это не повод говорить, что степени диссоциации как таковой здесь нету.
Степень диссоциации электролита –это отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.
Электролиты можно разделить на две группы - сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним не применимо. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.
К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из кислот и оснований к ним относятся HNO3, HCIO4, НСI, HBr, HI, КОН, NaOH, Ba(OH)2 и Са(ОН)2.
К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2СО3, H2S, HCN, H2SiО3и NH4OH.
Степень диссоциации обозначают греческой буквой ά и выражают либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН3СООН ά = 0,013 (или 1,3%), а для 0,1 н. рас¬твора HCN ά = 0,01%