9.3 Фізико-хімічні властивості розчинів електролітів
У розчинах електролітів відбувається дисоціація речовин, що призводить до зміни числа часточок у розчинах, тобто до зміни концентрації розчину. Внаслідок чого закони Рауля та Вант-Гоффа, наведені в попередній лекції, стають не придатними для розчинів електролітів. Вант-Гофф запропонував для визначення фізико-хімічних властивостей розчинів електролітів користуватися поправочним ізотонічним коефіцієнтом – і. Для того, щоб вказані вище закони були придатні для розчинів електролітів, необхідно значення їх концентрації множити на цей коефіцієнт. Так, рівняння (8.2), (8.5) і (8.6) для електролітів матимуть відповідно такий вигляд:
;
(9.6)
Т0зам – Тзам = Т = іКкрb; (9.7)
(9.8)
Ізотонічний коефіцієнт безпосередньо зв’язаний з ступенем дисоціації:
,
(9.9)
де – кількість іонів, на які розпадається молекула електроліту.
9.4 Теорія сильних електролітів
У розчинах електролітів перебігає низка самочинних процесів: дисоціація, сольватація, міжіонна взаємодія і т.д. При цьому дуже важко розрахувати реальну концентрацію електроліту: кількість іонів у розчині визначається внеском кожного з цих процесів. Тому замість звичайної концентрації було введено поняття "активної концентрації", або активності. Активність– це фізична величина, підстановка якої замість концентрації в будь-які рівняння та закони, що описують властивості розчинів, робить їх придатними для розчинів електролітів. Величина активності відрізняється від значень концентрації на коефіцієнт активності:
a = с×g, (9.10)
де g – коефіцієнт активності, який безпосередньо враховує взаємодію між іонами.
Значення коефіцієнтів активності електролітів залежать від загальної концентрації всіх іонів, присутніх у розчині, та їх валентності. Тому було введене поняття “іонної сили розчину” –І:
,
(9.11)
де b – моляльна концентрація іонів; z – заряди іонів.
У розчинах слабких електролітів іонів мало, відстані між ними великі, і
За таких припущень Дебай та Гюккель прийшли до рівняння, що зв’язує коефіцієнт активності та іонну силу розчину бінарного електроліту:
,
(9.12)
де g – коефіцієнт активності; zk,, za – заряди катіону і аніону відповідно; І – іонна сила розчину електроліту; А – константа, що залежить від температури і природи розчинника. Зокрема, для водних розчинів за Т = 298 К А = 0,51.
Лекція № 10. Електродні потенціали
План лекції
1. Механізм виникнення електродного потенціалу.
2. Класифікація електродів. Рівняння Нернста та його аналіз.
3. Потенціометричний метод дослідження.
4. Кондуктометричний метод дослідження.
Рекомендована література: [1]С.75-79,[2]С.60-71,[3]С.397-408, 419-434,[5]С.25-32.