закон Раулт за електролитни разтвори. Коефициент на дисоциация (и) и неговата връзка със степента на дисоциация. Елементи на съвременната теория на силни електролити (Дебай-на Huckel). Йонната сила, активност и коефициент дейност.
Понижаването на налягането на парата на разтворителя над разтвора се определя главно от броя на разтворените частици. Въпреки това, броят на разтворени частици в разтвори на електролити, за разлика от не-електролитни разтвори, се определя не само от концентрацията на разтвора, но също и от степента на дисоциация на електролит като част или всички молекули на молекули електролитни дисоциира в йони в разтвор. Чрез използване на право Раулт за електролитни разтвори Van't Hoff на и въведена корекционния фактор в уравнението за осмотичното налягане Р = C R Т.
Фактор аз. Той отчита нарастването на броя на частиците в разтвор чрез електролитна дисоциация: # 8710; / Г р 0 и = и Х2 (R = и R C T).
и дисоциация коефициент показва колко пъти броя на частици в разтвор на електролита е по-голям от броя на частиците в разтвор на nonelectrolyte същата концентрация. (Nonelectrolytes за I = 1 разтвори и разтвори за електролити и> 1). Когато количеството на оцетна дисоциация на йони киселина образува п = 2.
Броят на йони в разтвор от 1 литър = anSNA Nion,
Редица недисоциираните разтворените молекули Nnediss = (1-а) SNA,
Когато а = NDIS / N0 - степента на дисоциация на електролита (N0 = Ndiss Nnediss +) C - моларна концентрация на разтвор (мол / л).
По този начин, коефициент на дисоциация и свързани със степента на дисоциация на електролита за връзка: а = (I - 1) / (п-1) .и следователно относителна промяна в налягането на парата на разтворителя над разтвор с известна концентрация е възможно да се определи степента на дисоциация на електролита.
Решения на силни електролити проявяват определено поведение не съответства на тяхната пълна дисоциация на йони. По този начин действителната концентрация на йони е много по-малко от концентрацията, дадена от получаването на разтвора. Привидна (определена експериментално), степента на дисоциация на силни електролити в съответствие с експерименталните данни е по-малко от 1, дори и в разредени разтвори. Това се дължи на факта, че електролитни разтвори има известна степен на подреждане на взаимното разположение на йони, причинени от електростатично взаимодействие на катиони и аниони. На малки разстояния от всеки йон преимуществено разположени противоположни йони знак, т.е. около всеки йон в разтвор йонна атмосфера се създава.
Така дисоциация процеси и химични реакции, които се появяват в разтворите, включващи силни електролити, както и в концентрирани разтвори на слаби електролити, не е възможно да се изчисли равновесната константа на базата на концентрацията на свободни йони, които не присъстват в реални системи. Освен това, в различна степен на разтваряне на веществата, участващи в реакцията, е различно променя скоростта напред и назад реакции, което също води до зависимостта на равновесната константа на общото съдържание йон на разтвора. Следователно, за да се опише свойства на истински разтвори, както и други реална употреба системи дейности метод Lewis, в която възлиза на взаимодействията на йон-йонни и междумолекулните въведени концепцията на ефективната концентрация или активност. Смяна дейност вместо концентрация в термодинамичните отношения, които са валидни за идеални решения, позволява използването им, за да опише всяка система. Активността на общо електролит отразява ефектите на взаимодействие между йони и на молекули на разтворителя: А = грам см. където Cm - molal концентрация на електролита; г - коефициент активност. което може да се счита като мярка за разликата в поведението на електролитния разтвор и присъства в разтвора, който се приема като идеален. За идеални решения г = 1. безкрайно разредени разтвори в тяхната soystvam близо до идеално, но в такива разтвори се смята г »1.
Коефициентите на активност и следователно се активност се определя експериментално чрез измерване на различни свойства на разтвора, например, разтворител парно налягане, точката на кипене на разтвора или кристализация и други.
Електростатично теория на силни електролити в работата разработен Debye на Huckel, позволява да се изчисли средният коефициент активност г ± -strongly двоичен електролит в разредени разтвори. Силата на електростатичните взаимодействия на йони с заобикалящата ги среда (атмосфера йон) се определя от плътността на заряда в тази среда и плътността на заряда, на свой ред, зависи от броя на йони се съхраняват в обема на единица разтвор, т.е. от тяхната концентрация, и на която заряд носена от тези йони. Мярка за това взаимодействие е йонната сила на разтвора I, като се използва формулата: I = 0,5 S см, и Zi 2
където Cm, I - I molal концентрация -ion; Zi - такса редица-тото компонент. В много разредени разтвори (I<0,1) средний коэффициент активности электролита зависит только от ионной силы раствора и не зависит от природы присутствующих в растворе ионов.
30. Класификация електроди (1,2 вид). метални електроди. Газова електроди: водород, кислород. Зависимост потенциали водород и кислород електроди на рН.
Система метал потапя в електролитен разтвор, наречен електрод.
Електродите са разделени на обратим и необратим. Ако посоката на електрически ток през външната верига се възстановява, обратимо електрод потоци на същия процес на заден ход, и необратимо - друг процес.
Сребърният плоча, която е в разтвор на сребърен нитрат, е обратим електрод. процес електрод Ag + + д DAG
Той се среща в права и обратна посока.
Сребърният плочата в разтвор на киселина, например на необратим електрод. В зависимост от посоката на тока във външния контур на електрода се възстановява водородни катиони 2Н + + 2е H2 ® #
Или окисляването на сребърни атома ® Ag Ag + + напр.
В зависимост от свойствата на веществата и на заредените частици, участващи в електрохимичните процеси, и естеството на равновесие обратими електроди са класифицирани в първи тип на втория електроди, редокси и йонен обмен.
първи вид на плоча електрод е направен от прост вещество (метал или полупроводникови) и се потапя в разтвор, съдържащ йони.
Като пример, селен и сребърни електроди.
Ag + | Ag. Se 2 | Se
От своя страна електрод обработва характеристика на само един вид йон:
Електродите на втория вид е метал, покрит с пласт от слабо разтворими неговите съединения (соли, оксиди, хидроксиди) и се потапя в разтвор, съдържащ аниони на същото име с аниони разтворимо съединение. Условно втория вид електрод запис Z - | MA, МА, като пример, hloridserebryany Cl | Cl Ag, Ag
протичащ процес на електрод от Ag Slt Agt D + Е + Cl - стр.
Електродите на втория вид окислена форма е слабо разтворимо съединение (МА) се разтвори - метален атом (М) и анионния разтвор (А Z -).
Между първия вид на електроди в отделна група от електроди, разделени газ, която включва водород, кислород и други електроди. Обратими водороден електрод по отношение на катион, в сравнение с анион на кислород. Всички газ електроди са структурно същата структура. Те представляват инертен метал (Pt) с развита повърхност, добро провеждане на електрически ток и има каталитични свойства по отношение на процеса на електрод. Platinum плоча електролитно покритие със слой от фино разделен платина да се увеличи повърхността на адсорбция метал газ. Platinum е едновременно в контакт с газ и разтвор, съдържащ съответните йони. стандарт кислороден електрод платинена плоча потопен в алкален разтвор (NaOH, КОН), с активността на хидроксидни йони на 1 мол / л. Налягането на чист кислород (или парциалното налягане на газовата смес през разтвора) е 101,3 кРа.
В алкална среда, H2 кислородния електрод 0, OH - | O2 Pt съответства на уравнението
електрод процес O2 R + 2Н2 О + 4е р 4ON D - стр
електрод кислород в кисела среда верига Н2 О, Н + | O2 Pt
схема водороден електрод в алкални и неутрални среди: Н 2О, OH - | H2. Pt
електрод обработва уравнение: 2Н2 + Dp 2е D Н2 Z + 2ОН - стр
Зависимостта на потенциала на електрода на водороден електрод рН
(Чиста вода рН = 7, потенциала на електрода е -0,414V)
Зависимостта на потенциала на електрода на кислород електрод на рН
Jo2, H2O / OH = 1229 - 0059 + 0,0147 LG рН РО2 PO2 = 1
Jo2, H2O / OH = 1,229 - 0,059 рН
Анализ уравнение потенциала на електрода за електрод водород, може да се заключи, че водороден електрод потенциални нараства линейно с намаляването на рН (повишават киселинността) на средата и понижаване на парциалното налягане на водороден газ през разтвора.
кислород електрода потенциални нараства линейно с намаляване на рН и увеличаване на парциалното налягане на кислород газ през него.
Халванически и тяхната класификация. Процеси, протичащи при използване на ЕТ. Изчисление на EMF и работата на ГНЕ. Redox и концентрация ЕТ. Определяне на рН на разтвора.
Ако две различни метал потопен в разтвор на електролит, електрически напрежение (потенциална разлика) се генерира между тях. Подобна схема:
1 метал разтвор / електролит / метал 2
Тя се нарича галваничен елемент. или галванична верига. Вместо метали в може да се използва за галванична верига и други вещества с метална проводимост, като графит (въглерод електрод).
Появата на потенциална разлика между два различни метални електроди се обяснява с тенденцията на метали за получаване на катиони в разтвора на електролита. На повърхността на всеки от електродите на електрическа двоен слой, който е устойчив на допълнителни преходни катиони в разтвора. Ако двете метали свързват метален проводник (електрон провеждане), поради проводимостта на електролитен разтвор (йонна проводимост) за получаване на затворена електрическа верига.
В тази схема на потока от електрони ще се премести от по-малко благородния метал част през външна верига (метална жица) за по-благороден метал. Така катиони в разтвора за електролит ще се движат към благороден метал и освобождават под действието на електроните съществуващите тях. В резултат на това на електрически ток в затворен галванична верига.
Всяка електрохимична клетка се състои от два електрода (редокс двойки), една от които е електрон доставчика, а другият ги получава. Когато това се случи в един електрод излишък на електрони, а от друга - отрицателна. Електрод с излишък на електрони се нарича отрицателния полюс на клетката, или анода и електрода с електрони недостатък - положителния полюс, или катода.
Свързани статии