|
|
ОглавлениеХимическая термодинамика. Термохимия Осмотическое давление растворов Давление пара разбавленных растворов неэлектролитов. Первый закон Рауля Температура кипения и замерзания растворов Свойства растворов сильных электролитов Электрическая проводимость растворов электролитов Электродные потенциалы и электродвижущая сила (ЭДС) Поверхностные явления и адсорбция Коллоидные системы и их свойства. Коагуляция коллоидов Растворы высокомолекулярных соединений и их свойства Для бесплатного чтения доступна только часть главы! Для чтения полной версии необходимо приобрести книгуЭлектрическая проводимость растворов электролитовЭлектрической проводимостью называют способность раствора электролита проводить электрический ток. Носителями электрического тока в растворах являются ионы. Удельной электрической проводимостью называется электрическая проводимость такого объема раствора, заключенного между двумя электродами, площадь сечения которых 1 м2 и отстоящих друг от друга на расстоянии 1 м. где χ (каппа) – удельная электрическая проводимость; ρ (ро) – удельное сопротивление. Молярной электрической проводимостью называют электрическую проводимость раствора, содержащего 1 моль электролита, при условии, что весь объем раствора помещен между электродами на расстоянии 1 м друг от друга. где λv (лямбда) – молярная электрическая проводимость (См∙м2/кмоль). На практике разбавление выражают в литрах, и тогда Молярная электрическая проводимость по мере разбавления раствора возрастает, стремясь к некоторому предельному значению (λ∞) – молярной электрической проводимости при бесконечном разбавлении. По закону Кольрауша: λ∞ = λк + λа, где λк + λа – электролитические подвижности катиона и аниона соответственно. Электролитические подвижности ионов пропорциональны их абсолютной скорости: λк = Uк · F, где Uк/а – абсолютная скорость иона, м/с·В; F – число Фарадея (96 500 кл/моль). Величина, определяющая, какую долю электричества переносит данный вид ионов, называется числом переноса: Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению числа продиссоциировавших молекул (n) к общему числу молекул до диссоциации (N): Данное положение справедливо только для слабых электролитов, для которых степень диссоциации менее 3%. Степень диссоциации слабых электролитов увеличивается с увеличением температуры и уменьшается с увеличением концентрации раствора. Для сильных электролитов, которые рассматриваются как нацело диссоциированные при всех разбавлениях, отношение λv/λ∞ определяет коэффициент электропроводности (fэ). Коэффициент электрической проводимости является мерой степени гидратации ионов и их электростатического взаимодействия. Отсюда активность раствора сильного электролита выражается: a = fa · C, где fа = fэ, С – аналитическая концентрация раствора. Коэффициент активности связан с ионной силой раствора: где I – ионная сила; Сi – ионная концентрация каждого из ионов, находящихся в растворе; Zi – заряд иона. С увеличением концентрации сильного электролита количество ионов возрастает, следовательно, возрастает ионная сила и значительно уменьшается коэффициент активности. С учетом вышеизложенного материала основное уравнение электрической проводимости (уравнение Аррениуса) для сильных электролитов запишется следующим образом: 1000 · χ = C · fэ(λк + λа), для слабых электролитов: 1000 · χ = C · α(λк + λа). Характеристикой слабого электролита служит константа электролитической диссоциации, которая является мерой его силы. Согласно закону разбавления Оствальда, константа диссоциации равна: где С – концентрация, выраженная в молях на литр раствора. Решение типовых задач Пример 1. Вычисление степени и константы электрической диссоциации. Вычислить степень и константу электролитической диссоциации 0,01 М раствора уксусной кислоты, молярная электропроводность которого при температуре 18 °С равна 1,47 См·м2/кмоль. Решение: λ∞ = λк + λа, Пример 2. Вычисление степени электролитической диссоциации слабого электролита по числу растворенных частиц. Определите степень диссоциации 0,01 М раствора муравьиной кислоты, если в 1 мл раствора содержится 6,82 · 1018 растворенных частиц (недиссоциированных молекул и ионов). Решение: Муравьиная кислота диссоциирует по уравнению НСООН ↔ Н+ + НСОО– В 10–3 л 0,01 М НСООН содержится 6,02 · 1018 молекул. Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению где n – число молекул, распавшихся на ионы; N – общее число растворенных молекул и равно 6,02 · 1018. На ионы распалось n молекул. Из каждой молекулы кислоты образуется два иона, а из n молекул кислоты образуется 2n ионов. Недиссоциированных молекул в растворе (6,02 · 1018 – n). Всего в растворе содержится ионов и недиссоциированных молекул 6,82 · 1018, следовательно, 6,82 · 1018 = (6,02 · 1018 – n) + 2n = 6,02 · 1018 + n; Отсюда Пример 3. Вычисление степени диссоциации слабого электролита по величине его константы диссоциации. Найдите степень диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени в 0,1 М растворе, если константа диссоциации кислоты для этой ступени равна 1,1 · 107. Решение: Константа диссоциации и степень диссоциации слабого электролита связаны между собой соотношением (закон разбавления Освальда): где Кдисс – константа диссоциации; С – концентрация электролита, моль/л. В случае очень слабых электролитов (α < 1) выражение закона Оствальда упрощается, так как величиной α в знаменателе дроби пренебрегают, то есть Кдисс = α2 · С. Сероводородная кислота является слабой кислотой, поэтому для вычисления степени диссоциации воспользуемся упрощенным выражением закона разбавления: Таким образом, степень диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени равна 0,105%. Пример 4. Вычисление концентрации ионов в растворе электролита по его степени диссоциации. Определите концентрацию ионов ОН– в 0,01 М растворе гидроксида аммония, если Кдисс = 1,77 · 10–5. Решение: Концентрация ионов Сион в растворе электролита зависит от молярной концентрации электролита С, его степени диссоциации α и числа ионов n данного вида, получаемых при диссоциации электролита, то есть Сион = Сαn. Для определения концентрации ионов ОН– в растворе NH4OH: Концентрация ионов ОН– равна СОН– = 10–2 · 0,042 · 1 = 0,42 · 10–3 моль/л. Концентрацию ионов ОН– можно вычислить, пользуясь соотношением: Так как Пример 5. Вычисления, связанные со смещением равновесия диссоциации слабого электролита. Как изменится концентрация ионов Н+ в 0,1 М растворе синильной кислоты (HCN), если к 1 л раствора добавить 0,1 моля NaCN, кажущаяся степень диссоциации которого равна 85%? Константа диссоциации синильной кислоты равна 4,9 · 10–10. Решение: Степень диссоциации кислоты НCN равна: Первоначальная концентрация ионов водорода в растворе НCN равна: СН+ = 0,1 · 7 · 10–5 · 1 = 0,7 · 10–5 моль/л. При добавлении NaCN в раствор синильной кислоты равновесие сместится вследствие увеличения концентрации ионов CN–, при гидролизе которых будут образовываться ионы ОН–, и при этом уменьшится концентрация ионов Н+. Обозначим новую концентрацию ионов Н+ через моль χ моль/л. Концентрацию недиссоциированных молекул HCN можно считать равной 0,1 моль/л. 0,1 моля NaCN вносят в раствор: Внимание! Авторские права на книгу "Физическая и коллоидная химия. Задачи и упражнения. Учебное пособие" (Под ред. Белопухова С.Л.) охраняются законодательством! |
||||||||||||||||||||||
