Legea lui Raoult pentru soluțiile de electroliți. Coeficientul de disociere (i) și relația acestuia cu gradul de disociere. Elemente ale teoriei moderne a electroliților puternici (teoria lui Debye-Hückel). Rezistența ionică, activitatea și coeficientul de activitate.
Reducerea presiunii de vapori a solventului asupra soluției este determinată în principal de cantitatea de particule dizolvate. Cu toate acestea, numărul de particule dizolvate în soluțiile electrolitice, în contrast cu soluțiile non-electrolitici, este determinată nu numai de concentrația soluției, dar, de asemenea, gradul de disociere a electrolitului ca parte sau toate moleculele moleculelor electrolitice disociază în ioni în soluție. Folosind legea lui Raoult la soluțiile de electrolit Van't Hoff i introdus factorul de corecție în ecuația pentru presiunea osmotica P = C R T.
Coeficientul i. ia în considerare creșterea numărului de particule din soluție ca urmare a disocierii electrolitice: # 8710; p / p 0 i = i X 2 (P = i C R T).
i disociere coeficient indică de câte ori numărul de particule în soluție de electrolit este mai mare decât numărul de particule într-o soluție de aceeași concentrație nonelectrolyte. (Nonelectrolytes pentru i = 1 soluții și soluții pentru electroliți i> 1). Când cantitatea de disociere acid acetic a ionilor format n = 2.
Numărul de ioni în 1 litru de soluție este Nuon = anCNA,
Și numărul de molecule nedisociate ale substanței dizolvate este Nediss = (1-a) СНА,
În cazul în care a = NDIS / N0 - gradul de disociere a electrolitului (N0 = Ndiss Nnediss +) c - concentrația molară a soluției (mol / l).
Astfel, coeficientul de disociere i asociat cu gradul de disociere a electrolitului o relație: a = (i - 1) / (n-1) .și deci modificarea relativă presiunea vaporilor de solvent deasupra soluției de concentrație cunoscută este posibilă determinarea gradului de disociere a electrolitului.
Soluțiile de electroliți puternici manifestă un comportament particular nu corespunde disocierea lor completă în ioni. Astfel, concentrația reală a ionilor este mult mai mică decât concentrația dată de prepararea soluției. Aparentă (determinată experimental), gradul de disociere a electroliților puternice în conformitate cu datele experimentale este mai mică de 1, chiar și în soluții diluate. Acest lucru se datorează faptului că soluțiile de electrolit există un anumit grad de ordonare a dispunerii reciproce a ionilor cauzate de interacțiunea electrostatică de cationi și anioni. La distanțe mici de la fiecare ion aranjate în mod avantajos ioni de semn opus, adică în jurul fiecărui ion în soluție atmosferă ionică este creată.
Astfel, procesele de disociere și reacțiile chimice care au loc în soluțiile care implică electroliți puternici, precum și în soluții concentrate de electroliți slabi, este imposibil să se calculeze constanta de echilibru pe baza concentrațiilor ionilor liberi care nu sunt prezente în sistemele reale. Mai mult decât atât, un grad diferit de solvatare a substanțelor implicate în reacție este în mod variat schimbă viteza înainte și înapoi reacții, ceea ce conduce, de asemenea, la dependența constanta de echilibru a conținutului ionic total al soluției. Prin urmare, pentru a descrie proprietățile soluții reale, precum și alte activități de sisteme reale de utilizare a metodei Lewis în care contabilizarea interacțiunile ion-ion și intermoleculară introdus conceptul de concentrare sau activitate eficientă. Activitatea de substituție în loc de concentrare în relațiile termodinamice, care sunt valabile pentru soluții ideale, permite utilizarea lor pentru a descrie orice sistem. Activitatea unui electrolit totală reflectă efectele interacțiunii dintre ionii și un molecule de solvent: a = g Cm. unde Cm este concentrația molară a electrolitului, g este coeficientul de activitate. care poate fi considerată ca o măsură a diferenței în comportamentul soluției de electrolit și prezent în soluție, care este luată ca ideal. Pentru soluții ideale, g = 1. Soluțiile infinite diluate abordează proprietățile lor ideale, deci g 1 este presupusă în astfel de soluții.
Coeficienții de activitate și, prin urmare, ele însele activitatea este determinată experimental prin măsurarea diferitelor proprietăți ale soluției, de exemplu, presiunea de vapori de solvent, punctul de fierbere al soluției sau cristalizare și altele.
Teoria Electrostatic de electroliți puternici în lucrarea dezvoltat Debye Huckel, permite să se calculeze coeficientul mediu activitate g ± electrolit -strongly binar în soluții diluate. Tăria interacțiunilor electrostatice ale ionilor cu mediul lor (atmosferă de ioni) este determinată de densitatea de încărcare în acest mediu, iar densitatea de încărcare, la rândul său, depinde de numărul de ioni stocate în unitatea de volum de soluție, adică, despre concentrația lor și despre ce încărcătură au aceste ioni. Măsura acestei interacțiuni este puterea ionică a soluției I, calculată prin formula: I = 0,5 S Cm, i Zi 2
unde Cm, i este concentrația molară a i-ionului; Zi este numărul de încărcare al componentei i. În soluții foarte diluate (I<0,1) средний коэффициент активности электролита зависит только от ионной силы раствора и не зависит от природы присутствующих в растворе ионов.
30. Clasificarea electrozilor (tip 1, 2). Electrozi metalici. Electrozii cu gaz: hidrogen, oxigen. Dependența potențialelor de hidrogen și de oxizi de oxigen asupra pH-ului.
Un sistem metalic scufundat într-o soluție de electrolit este numit un electrod.
Electrozii sunt împărțiți în reversibile și ireversibile. Dacă direcția curentului electric în circuitul extern este inversată, atunci același proces în direcția opusă se realizează pe electrodul reversibil, iar pe cel ireversibil se continuă un alt proces.
Plăci de argint, care este într-o soluție de azotat de argint, este un electrod reversibil. Procesul de electrozi Ag + + e DAG
Acesta curge în direcțiile înainte și înapoi.
Placa de argint, care este în soluția acidă, servește drept exemplu de electrod ireversibil. În funcție de direcția curentului în circuitul extern, electrodul recuperează cationii de hidrogen 2H + + 2e → H2 #
Sau oxidarea atomilor de argint Ag® Ag + + e.
În funcție de proprietățile substanțelor și particulele încărcate care participă la procesele electrochimice și natura electrozilor reversibile de echilibru sunt clasificate într-un prim tip de electrozi al doilea, redox și schimb de ioni.
Electrodul de primul tip este o placă fabricată dintr-o substanță simplă (metal sau semiconductor) și imersată într-o soluție care conține ionii săi.
Exemplele includ electrozi de argint și seleniu.
Ag + | Ag. Se 2 | Se
Procesele electrodului lor se caracterizează prin participarea unui singur tip de ioni:
Electrozii de al doilea tip este acoperit cu un strat de compușii săi greu solubili (săruri, oxizi, hidroxizi) și imersat într-o soluție care conține anioni ai același nume cu anioni compus solubil metalic. Înregistrarea condiționată a electrodului celui de-al doilea tip A Z - | MA, M, ca exemplu, poate conduce la clorura de argint CI Ag Cl, Ag
procesul care se desfășoară la electrodul Ag Clt + e D Agt + Cl - p.
În electrozi de tipul II, forma oxidată este un compus insolubil (MA), un atom de metal redus (M) și o soluție de anion (A Z -).
Printre primul tip de electrozi într-un grup separat de electrozi de gaz separat, care include hidrogen, oxigen și alți electrozi. Electrod hidrogen reversibile în ceea ce privește cationului, în raport cu anionul de oxigen. Toți electrozii de gaz sunt aranjați structural identic. Acestea sunt un metal inert (Pt) cu o suprafață dezvoltată care conduce bine curentul electric și are proprietăți catalitice în raport cu procesul de electrod. Placa platină este acoperită electrolitic cu un strat de platină fin dispersată, pentru a crește adsorbția gazului pe suprafața metalică. Platina este simultan în contact cu un gaz și o soluție care conține ionii corespunzători. Electrodul de oxigen standard o placă de platină imersat într-o soluție alcalină (NaOH, KOH), cu activitatea ionilor de hidroxid de 1 mol / l. Presiunea oxigenului pur (sau a presiunii sale parțiale în amestecul de gaze deasupra soluției) este de 101,3 kPa.
Într-un mediu alcalin, electrodul de oxigen H2O, OH - | O2 Pt corespunde ecuației
proces de electrod O2 g + 2H2O p + 4e D 4OH - p
schema unui electrod de oxigen într-un mediu acid H2O, H + O2 Pt
Schema electrodului de hidrogen în mediu alcalin și neutru: H2O, OH - H2. Pt
ecuații de procese electrod: 2H2Op + 2e D H2g + 2OH - p
Dependența potențialului electrodului de hidrogen la pH
(pentru apa pură pH = 7, potențialul electrodului este -0,414V)
Dependența potențialului electrodului de electrod oxigen la pH
jO2, H2O / OH- = 1,229-0,059 pH + 0,0147 log pO2 la p02 = 1
j02, H2O / OH- = 1,229-0,059 pH
Analizând ecuația potențialului de electrod pentru electrodul de hidrogen, se poate concluziona că electrod de hidrogen crește potențiale liniar cu scăderea pH-ului (crește aciditatea) a mediului și o scădere a presiunii parțiale a hidrogenului gazos asupra soluției.
Potențialul electrodului de oxigen crește liniar cu o scădere a pH-ului soluției și o creștere a presiunii parțiale a oxigenului gazos deasupra acestuia.
Elemente galvanice și clasificarea acestora. Procesele care apar în timpul lucrărilor GoE. Calculul EMF și activitatea GE. Oxidarea-reducere și concentrație GE. Determinarea pH-ului soluției.
Dacă două metale diferite sunt scufundate într-o soluție de electroliți, se produce o tensiune electrică (o diferență de potențial) între ele. O astfel de schemă:
Metal 1 / Soluție de electroliți / Metal 2
se numește o celulă galvanică. sau un circuit galvanic. În locul metalelor din circuitul galvanic, pot fi utilizate și alte substanțe cu conductivitate metalică, de exemplu grafitul (electrod de carbon).
Apariția diferenței de potențial dintre electrozii metalici se explică prin tendința diferită a metalelor de a da cationi soluției electrolitice. Un strat dublu electric apare la suprafața fiecărui electrod, care contracarează trecerea în continuare a cationilor în soluție. Dacă ambele metale sunt conectate printr-un conductor metalic (care are conductivitate electronică), atunci datorită conductivității electrice a soluției electrolitice (conductivitate ionică), se obține un circuit electric închis.
În acest lanț, fluxul de electroni se va deplasa de la metalul mai puțin nobil prin partea exterioară a lanțului (conductor metalic) la un metal mai nobil. În acest caz, în soluția de electroliți, cationii se vor deplasa la metalul nobil și vor fi descărcați sub acțiunea electronilor de pe el. Ca rezultat, un curent electric apare în circuitul galvanic închis.
Fiecare celulă galvanică este alcătuită din doi electrozi (perechi de oxidare-reducere), dintre care unul este furnizorul de electroni, iar celălalt le ia. În același timp, un exces de electroni apare pe un singur electrod, iar pe de altă parte există un defect. Un electrod cu un exces de electroni se numește polul negativ al celulei sau un anod, iar electrodul cu o lipsă de electroni este un pol pozitiv sau un catod.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: