рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Реферат Курсовая Конспект

Закон разбавления Оствальда

Работа сделанна в 2001 году

Закон разбавления Оствальда - Курсовая Работа, раздел Химия, - 2001 год - Электропроводность электролитов Закон Разбавления Оствальда. При Диссоциации Слабого Электролита Устан...

Закон разбавления Оствальда.

При диссоциации слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

Рассмотрим простейший пример, когда молекула распадается только на два иона СН3СООН Н2О СН3СОО- Н3O 52 На основании закона действия масс имеем 53 Как всякая константа равновесия, Кa зависит от температуры. Активность растворителя в данном случае воды в разбавленных растворах можно считать постоянной. Это позволяет перенести aH2O в уравнении 53 в левую часть. Обозначим произведение KaaH2O через Kд, CH3COOH. Тогда 54 Величина Kд называется термодинамической константой диссоциации или сокращенно константой диссоциации.

Вода тоже электролит, но не сильный, так как слабо диссоциирует на ионы одновременно она является и растворителем. В связи с этим реакция диссоциации идет по уравнению H2O H2O H3O OH- На основании закона действия масс имеем 55 Поскольку концентрация образующихся ионов ОН- и H3O очень невелика, активность недиссоциированных молекул воды можно считать не зависящей от степени диссоциации. Перенесем aH2O в левую часть и обозначим произведение KaaH2O через Kд, H2O. Тогда 56 Величина Kд, H2O представляет собой термодинамическую константу диссоциации воды, а произведение Kд,H2OaH2O обозначается через Kw, и называется ионным произведением воды Kw aH2OaOH- Термодинамическая константа диссоциации и ионное произведение воды зависят от температуры.

Обычно изменение константы диссоциации с повышением температуры невелико, например для кислот, с повышением температуры от 0 до 20 С константа диссоциации изменяется всего на 3 8. Ионное произведение воды в этом же интервале температур возрастает более чем в 6 раз. Значения термодинамических констант диссоциации слабых кислот, растворенных в воде, проходят через максимум, который для приведенных в таблице кислот лежит в интервале между 0 и 60 С. Это можно объяснить влиянием двух противоположно направленных воздействий. С одной стороны, всякая диссоциация протекает с поглощением тепла, и, следовательно, при повышении температуры равновесие должно смещаться в сторону большей степени диссоциации.

С другой стороны, при повышении температуры диэлектрическая проницаемость воды, служащей растворителем, уменьшается, а это способствует воссоединению ионов.

Максимального значения константа диссоциации достигает при той температуре, при которой влияние второго фактора начинает преобладать, Ионное произведение воды с повышением температуры непрерывно возрастает. Заменив активности произведениями аналитических концентрации на соответствующие коэффициенты активности, получим, например, пользуясь моляльностью 57 Обозначим 58 Тогда 59 Совершенно так же можно выразить термодинамическую константу диссоциации через молярность с и соответствующие коэффициенты активности f. Обозначив 60 получим 61 Выразим общую концентрацию электролита в мольл через с молярность, степень диссоциации обозначим через. Тогда СН3СОO- с Н3O с СН3СОOH с 1 - Уравнение для kc принимает вид 62 Последнее равенство является простейшей формой закона разведения, сформулированного Оствальдом в 1888 г. Очевидно, что чем больше kc, тем выше степень диссоциации.

Таким образом, величина kc может служить мерой силы кислоты, т. е. мерой кислотности. Для умеренно слабых электролитов, например Н3РO4 первая ступень, СаОН2, СНСl2СООН, значения kc лежат в пределах от 10-2 до 10-4. Для слабых электролитов, например СН3СОOH, NH4OH, kc 10-5 10-9. При kc 10-10 электролит считается очень слабым.

Такими электролитами являются H2O, C6H5OH, HCN. Если степень диссоциации очень мала, то величиной можно пренебречь по сравнению с единицей, и формула 46 примет вид kc cб2 или 63 т. е. степень диссоциации обратно пропорциональна корню квадратному из концентрации электролита.

Если электролит распадается больше чем на два иона, то зависимость kc от степени диссоциации соответственно усложняется. Например, при диссоциации CaCl2 имеем Ca2 cб Cl- 2cб и СаС12 с 1 - б откуда 64 Соответственно при малой степени диссоциации Можно отметить, что для электролитов, распадающихся на два иона, значение kc равно четверти концентрации, при которой 12. В разбавленных растворах значения подвижностей U и V незначительно отличаются от предельных значений подвижностей U U0 и V V0, поэтому, разделив выражение 47 на уравнение 48, получим уравнение 65 Подставив выражение 49 в формулу 46, получим 66 Величина kc является постоянной только для очень разбавленных растворов, коэффициенты активности которых можно считать равными единице.

Вообще же kc величина переменная.

Некоторые авторы называют kc классической константой диссоциации, но правильнее е называть классической функцией диссоциации или просто функцией диссоциации. Если ионная сила раствора достаточно мала, то коэффициент активности недиссоциированной уксусной кислоты fCH3COOH близок к единице и уравнение 60 примет вид Kд, CH3COOH kcfCH3COO- fH3O 67 Величина Kд, CH3COOH в уравнениях 51 и 44, т.е. термодинамическая константа диссоциации, не зависит от концентрации. 6. Электрофоретический и релаксационный эффекты в электролитах, их влияние на электрическую проводимость.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса не учитывала влияния концентрации на подвижность ионов, хотя, как выяснилось, влияние концентрации на подвижность может быть весьма существенным. Уменьшение эквивалентной электропроводности с концентрацией Аррениус объяснял не уменьшением подвижности ионов, а уменьшением степени диссоциации. Как уже было сказано, Кольрауш вывел эмпирическое уравнение, связывающее эквивалентную электропроводность сильных электролитов с концентрацией л л8 - А Так как л8 U8 V8 и л U V , то следовательно, U U8 - В1 и V V8 - В2 где В1 В2 А. Дебай и Хюккель объясняли уменьшение подвижности ионов и эквивалентной электропроводности сильных электролитов с увеличением концентрации наличием ионной атмосферы.

Действительно, каждый ион окружен ионной атмосферой, состоящей преимущественно из ионов противоположного центральному иону знака, плотность которой увеличивается с повышением концентрации электролита.

При наложении электрического поля ион начинает двигаться в одну сторону, а ионная атмосфера в противоположную. Движение ионов разных зарядов, при этом сольватированных, в противоположных направлениях создает как бы дополнительное трение, которое и уменьшает абсолютную скорость движения ионов. Этот эффект торможения носит название электрофоретического эффекта. По мере увеличения концентрации плотность ионной атмосферы увеличивается, следовательно, увеличивается и тормозящий электрофоретический эффект.

Не следует думать, что при беспорядочном движении иона его ионная атмосфера движется вместе с ним как одно целое. При движении ион покидает свою ионную атмосферу и непрерывно на пути своего движения создает новую. Этот процесс разрушения старой и образования новой ионной атмосферы протекает хотя и быстро, но не мгновенно, вследствие чего при движении иона нарушается симметричность ионной атмосферы, причем плотность ее больше позади движущегося иона. Очевидно, появление асимметрии ионной атмосферы также вызывает некоторое торможение поступательного движения иона, которое получило название эффекта асимметрии или релаксации. Таким образом, из-за наличия ионной атмосферы при движении иона возникают два тормозящих эффекта электрофоретический, обусловленный движением ионной атмосферы в сторону, противоположную направлению движения иона, и эффект релаксации обусловленный асимметрией ионной атмосферы.

Убедительным подтверждением правильности представлений Дебая и Хюккеля является так называемый эффект Вина, обнаруженный в 1927 г. Если уменьшение подвижности ионов с увеличением концентрации объясняется наличием ионной атмосферы, то уничтожение последней должно привести к возрастанию подвижности, а следовательно, и электропроводности до предельного значения.

Поскольку скорость движения иона пропорциональна напряжению, а скорость образования ионной атмосферы является конечной величиной, то, очевидно, путем увеличения напряженности можно добиться такой большой скорости движения ионов, при которой ионная атмосфера уже не будет успевать образовываться. Тогда, покинув свои ионные атмосферы которые немедленно разрушаются, ионы будут двигаться уже без них, а следовательно, будут обладать максимальной скоростью движения и предельной Подвижностью.

Это и было установлено Вином, который увеличив напряженность поля 20 всм, наблюдал увеличение эквивалентной электропроводности до предельного значения 8. Интересно отметить, что в слабых электролитах эффект Вина оказался гораздо больше, чем в сильных.

Это обстоятельство указывает на увеличение степени диссоциации растворенных молекул под влиянием электрического поля большой напряженности. В 1928 г. Дебай и Фалькенгаген теоретически рассмотрели влияние частоты переменного тока на электропроводность электролитов и установили, что при увеличении частоты выше некоторого значения должно наблюдаться заметное возрастание электропроводности. Явление увеличения электропроводности с частотой получило название частотного эффекта или дисперсии электропроводности и было экспериментально подтверждено рядом исследователей.

Дебай и Фалькенгаген показали, что при достаточно большой частоте переменного тока взаимные смещения иона и ионной атмосферы настолько малы, что ионная атмосфера практически симметрична, а потому тормозящий эффект релаксации, обусловленный асимметрией ионной атмосферы, должен исчезнуть. Время релаксации ионной атмосферы есть время, по истечении которого ионная атмосфера исчезает после удаления центрального иона и, очевидно, образуется вновь вокруг иона, появившегося в новой точке.

Величина в сек определяется, по теории Дебая Фалькенгагена, уравнением где с концентрация, г-эквл. Частота переменного тока v, при которой можно ожидать возрастания электропроводности, это величина, обратная времени релаксации Для растворов одновалентных солей при с 0,001 эффект Дебая Фалькенгагена проявляется при частоте 109 колебаний в секунду. При больших частотах эффект релаксации исчезает.

Электрофоретический эффект остается, так как ионная атмосфера не уничтожается. Следовательно, частотный эффект должен быть меньшим, чем эффект Вина, и, сопоставляя значения того и другого, можно расчленить суммарный эффект уменьшения электропроводности на составляющие, обусловленные электрофоретическим и релаксационным торможениями. Действительно, эффкт Вина возникает при полном уничтожении ионной атмосферы, а следовательно, и обоих эффектов торможения.

Частотный эффект объясняется лишь исчезновением симметрии ионной атмосферы. Опыт показывает, что последний эффект примерно в 3 раза слабее, чем эффект Вина, т. е. электрофоретический эффект в 2 раза сильнее эффекта релаксации. Опыты Вина и Дебая-Фалькенгагена являются убедительным экспериментальным доказательством реального существования ионной атмосферы и позволяют представить себе характер ее строения. Представление о ионной атмосфере является одним из фундаментальных положений электростатической теории электролитов.

В дальнейшем, развивая эти идеи, Онзагер вывел теоретическое уравнение, которое количественно связывает эквивалентную, электропроводность с концентрацией и позволяет вычислить электрофоретический и релаксационный эффекты. Для бинарных одновалентных водных электролитов уравнение Онзагера имеет вид где слагаемое характеризует эффект релаксации слагаемое характеризует электрофоретический эффект D диэлектрическая проницаемость з коэффициент вязкости T температура с концентрация.

Теоретическое уравнение Онзагера согласуется с эмпирической формулой Кольрауша л8 - А в интервале средних концентрации, что является существенным доводом в пользу электростатической теории электролитов. 7.

– Конец работы –

Эта тема принадлежит разделу:

Электропроводность электролитов

Электролиты в растворах подразделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциированы на ионы в… К ним относятся многие неорганические соли и некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также…

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Закон разбавления Оствальда

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Удельная и молярная электропроводности
Удельная и молярная электропроводности. электролитов. Электрическая проводимость растворов электролитов, т.е. способность их проводить электрический ток, зависит от природы электролита и растворите

Зависимость подвижности ионов от температуры
Зависимость подвижности ионов от температуры. Предельные подвижности ионов, а также удельная электропроводность электролитов всегда увеличиваются с повышением температуры в противоположность электр

Зависимость подвижности ионов от кристаллохимических радиусов
Зависимость подвижности ионов от кристаллохимических радиусов. Рассмотрим ряд ионов Li, Na, K. Как следует из уравнения движения, скорость движения ионов обратно пропорциональна их радиусу.

Аномальная подвижность ионов гидроксония и гидроксила
Аномальная подвижность ионов гидроксония и гидроксила. Аномально высокая подвижность ионов гидроксония и гидроксила была отмечена давно. Раньше считали, что в растворе существуют ионы водорода, бол

Методы измерения электропроводности электролитов
Методы измерения электропроводности электролитов. Чтобы точно измерить электропроводность электролита, необходимо 1 точно измерить температуру и поддерживать ее постоянной с помощью термостата 2 ус

Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?
Education Insider Sample
Подпишитесь на Нашу рассылку
Наша политика приватности обеспечивает 100% безопасность и анонимность Ваших E-Mail
Реклама
Соответствующий теме материал
  • Похожее
  • Популярное
  • Облако тегов
  • Здесь
  • Временно
  • Пусто
Теги