hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu en hu pl hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu en hu en en en hu hu hu cs hu sk hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu de hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu bg de et hbs_lat hy ka kk en pl ru hbs_lat fy hu hu hu hu hu hu hu hu hu hu
A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
Ez a közzétett változat, ellenőrizve: 2019. május 2.
Ugrás a navigációhoz Ugrás a kereséshez
Az elektrokémiában a semleges molekulák elektromosan töltött ionokra való szétesését elektrolitikus disszociációnak nevezik.
Az erős elektrolit az oldatban kizárólag ionok vagy ionasszociátumok[pontosabban?] formájában van jelen. Az elektrolitoldatok és a nem disszociált molekulák egészükben semlegesek, így az elektromos töltések algebrai összege az egész oldatban zérus, azaz
∑ i = 1 s m i z i = 0 {\textstyle \sum _{i=1}^{s}m_{i}z_{i}=0} ,
ahol az oldatban s számú különböző ion van jelen, az i-dik ion molalitása m, töltésszáma z. Az ellentétes töltésű ionok vonzzák egymást, makroszkopikus méretekben a pozitív és negatív töltésű ionok nem válnak szét (elektroneutralitás elve, azaz ∑ i z i v i = 0 {\textstyle \sum _{i}z_{i}v_{i}=0} ). Elektrolitoknak ionokra történő szétesésének általános egyenlete szerint:
K v + A v − = v + K z + + v − A z − {\displaystyle K_{v+}A_{v-}=v_{+}K^{z+}+v^{-}A^{z-}} ,
melyben K a kation, A az anion, z+ a kation töltésszáma, z− az anion töltésszáma, v+ a kation sztöchiometriai együtthatója, v− az anion sztöchiometriai együtthatója a disszociáció egyenletében.
Az erős elektrolitok már 0,1–0,01 M koncentrációjú oldatban gyakorlatilag teljesen disszociálnak, gyenge elektrolitoknál ugyanilyen koncentrációnál csak néhány tized vagy század százalék az arány. A nem disszociált elektrolitok oldataiban csak szolvatált kationok és anionok vannak és semmi sem utal ellentétes töltésű ionok tartós asszociátumának képződésére (kevés ilyen elektrolit van, de például ilyen a kálium-klorid, néhány alkálifém- és átmenetifém-halogenid).
Az ionok az elektrolitoldatban áram hatására az ellentétes töltésű elektród felé mozognak. Az elmozdulás sebessége az anionok és kationok esetében nem ugyanaz. Hittorf tanulmányozta ezt a jelenséget a fent említett szempontból, megfigyeléseinek összegzését a Hittorf-szabály is megőrizte. Ez azt állítja, hogy bármely elektród körül a koncentráció csökkenése arányos az ellentétes irányba mozgó ionok sebességével. Vegyük példaként az ezüst-nitrát oldat elektrolízisét, ezüst elektródokat felhasználva. Ha a kísérletet végrehajtanánk, azt találnánk, hogy az anód körül az ezüst-nitrát koncentrációja nem csökken, hanem növekszik – ami jól láthatóan ellentétes a korábban megfigyeltekkel.
Az elektrolízis közben az áram folyását a kationok és az anionok biztosítják. Ennek részarányát az átviteli szám vagy Hittorf-szám adja meg. Ha v − {\displaystyle v_{-}} az anion, v + {\displaystyle v_{+}} a kation mozgási sebessége, akkor azt írhatjuk, hogy N t , k + = v + v + + v − {\textstyle N_{t,k_{+}}={\frac {v_{+}}{v_{+}+v_{-}}}} és N t , a − = v − v − + v + {\textstyle N_{t,a_{-}}={\frac {v_{-}}{v_{-}+v_{+}}}} . Ha a sebességek viszonyszáma v + v − {\displaystyle {\frac {v_{+}}{v_{-}}}} r, akkor némi átrendezéssel azt kapjuk, hogy N t = 1 1 + r {\textstyle N_{t}={\frac {1}{1+r}}} , amely az átviteli szám. Az átviteli szám meghatározására a Hittorf-elvet alkalmazták. Az ionra vonatkozó átviteli szám tehát az elektród közeli koncentrációesésből következik (a kísérlet vázlata a képen látható). A készüléket ezüst-nitrát oldattal telítik, miközben néhány órán keresztül 10−2 A áramerősségnek teszik ki.
Végtelen híg elektrolitoldatok tulajdonságait tanulmányozva Kohlrausch megállapította, hogy ilyen oldatokban a vezetőképesség kialakulásához minden egyes ion hozzájárul. Ez a Kohlrausch-törvény (1875), mely szerint tehát a végtelen hígítású elektrolitoldatokban az ekvivalens vezetőképesség egyenlő az oldatban lévő egyes elektrolitok vezetőképességének összegével, képletesen λ ∝ = λ a + λ c {\displaystyle \lambda _{\propto }=\lambda _{a}+\lambda _{c}} (dimenziója Ω − 1 c m 2 {\displaystyle \Omega ^{-1}cm^{2}} ).
Gyenge elektrolitok oldatban kevéssé disszociáltak, még nagy hígítású oldatokban sem. A hagyományos módszer az oldat vezetőképességének megállapítására ilyen módon nem lehetséges, a Kohlrausch-törvény viszont segítséget nyújthat ebben. Alkalmazzuk az átviteli számnál felvázolt sémát a vezetőképességre, ekkor λ a λ c = N t 1 − N t {\textstyle {\frac {\lambda _{a}}{\lambda _{c}}}={\frac {N_{t}}{1-N_{t}}}} , ez átrendezéssel az elektrolit vezetőképességére a következő formulát nyújtja:
λ a = N t ⋅ λ ∝ {\displaystyle \lambda _{a}=N_{t}\centerdot \lambda _{\propto }}
Zoski, Cynthia. Student solutions manual : to accompany Electrochemical methods : fundamentals and applications, second edition [by] Allen J. Bard, Larry R. Faulkner. New York Great Britain: John Wiley (2002). ISBN 978-0-471-40521-4
Natalia Vodolazkaya: Solutions, Electrolytic dissociation (Kharkov National University National University, Department of Physical Chemistry)
Lefrou, Christine. Electrochemistry :The Basics, with Examples. Berlin New York: Springer (2012). ISBN 978-3-642-30250-3
Kiss. Elektrokémia (lv nyelven). Budapest: Semmelweis (2011). ISBN 978-963-331-147-9
A lap eredeti címe: „https://hu.wikipedia.org/w/index.php?title=Elektrolitikus_disszociáció&oldid=21285392”
Hivatkozás erre a változatra
Hogyan hivatkozz erre a lapra?
A lap utolsó módosítása: 2019. május 2., 10:55
A lap szövege Creative Commons Nevezd meg! – Így add tovább! 3.0 licenc alatt van; egyes esetekben más módon is felhasználható. Részletekért lásd a felhasználási feltételeket.