Сильных и слабых электролитов

 

 

Учебное пособие

 

 

 

Волгоград, 2009

 

УДК 541. 1

 

Р е ц е н з е н т ы:

Волжский филиал Московского энергетического института, зав. кафедрой "Технология воды и топлива ", к.х.н., с.н.с. Гончарова Л. К.

Волжский институт строительства и технологии, кафедра " Технология,

обработка и производства материалов", к.х.н., доц. Наумова Л. Н.

Печатается по решению редакционно-издательского совета

Волгоградского государственного технического университета

 

ISBN-978-5-9948-0075-2

Электропроводность растворов сильных и слабых электролитов: Учебное пособие по физической химии. / Г. И. Зорина; ВПИ (филиал) ВолгГТУ. - Волгоград, 2009. - 76 с.

 

В учебном пособии изложены основные разделы электрохимии применительно к водным растворам электролитов. Рассмотрены свойства растворов электролитов, их электропроводность, теория сильных электролитов. Уделено внимание основным законам электрохимии, законам Фарадея и явлениям переноса электричества. В работе представлены тесты по электрохимии сильных и слабых электролитов, приведены контрольные вопросы для оценки качества усвоения материала, дан перечень рекомендуемой литературы.

Предназначено для студентов, обучающихся по направлениям: 550800(240100) “Химическая технология и биотехнология”, 551800 (150400) “Технологические машины и оборудование” и специальностям: 250500 (240501) “Химическая технология высокомолекулярных соединений”, 250600 (240502) “Технология переработки пластических масс и эластомеров”, 170500 (240801) «Машины и аппараты химических производств», 210200 (220301) «Автоматизация технологических процессов и производств (по отраслям)».

 

Табл. 2., рис. 18. Библиогр. 9 назв.

ISBN-978-5-9948-0075-2

 

Ó Волгоградский государственный

технический университет, 2009

Ó Волжский политехнический институт,

	Содержание	Стр.
	Введение
1.	Теоретическая часть...............................
1.1.	Основные понятия электрохимии....................
1.2.	Электролиз расплавов и растворов.................. ….
1.3.	Теория электролитической диссоциации...............
1.4.	Закон разведения Оствальда.........................
1.5.	Активность. Коэффициент активности электролитов....
1.6.	Теория кислот и оснований........................
1.7.	Теория сильных электролитов Дебая – Гюккеля..........
1.8.	Удельная электропроводность.......................
1.9	Эквивалентная электропроводность..................
1.10	Абсолютная и относительная скорость движения ионов
1.11.	Способы определения чисел переноса................
1.11.1	Определение чисел переноса по изменению концентрации ионов в приэлектродных слоях................
1.11.2	Определение чисел переноса по смещению движущейся границы.........................................
1.12	Кондуктометрический метод анализа................
1.12.1	Прямая кондуктометрия...........................
1.12.2	Кондуктометрическое титрование...................
1.12.2.1	Титрование сильной кислоты сильным основанием....
1.12.2.2	Титрование слабой кислоты сильным основанием.....
1.12.2.3	. Титрование слабой кислоты слабым основанием....
1.12.2.4	Титрование смеси сильной и слабой кислот сильным основанием.....................................
12.2.5.	Титрование соли солью, сопровождающееся образованием осадка.....................................
	Тесты...........................................
	Контрольные вопросы.............................
	Список использованной литературы................
	Приложение.....................................

 

 

 

Теоретическая часть

Основные понятия электрохимии

Электрохимия – это раздел физической химии, изучающий закономерности превращения электрической энергии в химическую (при электролизе) и обратный процесс (при работе гальванических элементов). Так как эти процессы совершаются за счет изменения состояния ионов и связаны с нарушением ионных равновесий, то электрохимия изучает также вопросы электропроводности электролитов, ионных равновесий и кинетики электродных процессов. Взаимный переход химической и электрической энергии происходит в электрохимических системах, состоящих из электродов и электролитов. История электрохимии насчитывает более 300 лет. Возникновение электрохимии относится к рубежу XVIII-XIX вв.

В области электрохимии работали лучшие умы человечества. М.В. Ломоносов ( 1752 г.) указал на то, что «Без химии путь к познанию электричества закрыт», Л. Гальвани (1791 г. ) исследовал электрические явления при мышечном сокращении, обнаружил возникновение разности потенциалов при контакте металла с электролитом. А. Вольт (1800 г.)создал первую гальваническую батарею - вольтов столб. М. Фарадей (1833 - 34 г.) сформулировал количественные законы электролиза, а также ввел термины: электролит, электролиз, электроды, катод, анод, ионы. Ф. Кольрауш (1879г.) вывел закон независимого движения ионов, получил зависимость удельной электропроводности от концентрации c= f(c) для сильных электролитов, предложил схему измерения удельной электропроводности (c) (1885г), вывел ионное произведение воды (1894). С. Аррениус (1884 - 1889г.) сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации. Я. Гейровский (1922г.) создал полярографический метод,а в соавторстве с М. Шикатой (1925г.) сконструировал полярограф. П.Д. Дебай и Э. Гюккель (1923-1926г.)сформулировали теорию сильных электролитов.

Электрохимия находит широкое применение на практике:

1. Химические источники электрической энергии в быту, на транспорте, в промышленности (аккумуляторы, батарейки).

2. Получение различных веществ методом электролиза, рафинирование металлов, гальванопластика, гальваностегия.

3. Использование электрохимических методов в аналитической химии и ФХМА (потенциометрия, кондуктометрия, полярография, амперометрия, кулонометрия, электроанализ и т. д.)

4. Новая отрасль техники - хемотроника - занимается созданием электрохимических преобразователей информации.

5. Изучение процессов коррозии и разработка эффективных методов защиты от нее.

Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются на ионы - электрически заряженные частицы. Количество ионов каждого знака определяется формулой вещества:

Kt_xAn_y xKt^Y+ + yAn^Х-.

Молекулы в целом являются электронейтральными частицами: сумма положительных зарядов должна быть равна сумме отрицательных зарядов. Электролиты, молекулы которых распадаются на 2 иона, называются бинарными или симметричными, например:

КСl, НВr - 1,1 валентный электролит;

CuSO₄, FeS - 2,2 валентный электролит.

В качестве примеров несимметричных электролитов можно привести следующие:

K₂SO₄ - 1,2 валентный электролит;

MgCl₂ - 2,1- валентный электролит.

Все вещества делятся на две группы. Растворы одних веществ не проводят электрический ток, они называются изоляторами. Растворы других веществ проводят электрический ток, они называются проводниками. Проводники в свою очередь делятся на проводники первого (металлы, уголь, графит) и второго рода (растворы электролитов). В проводниках первого рода имеет место электронная проводимость, осуществляемая без переноса вещества, а в проводниках второго рода имеет место ионная проводимость, осуществляемая с переносом вещества. С ростом температуры электропроводность проводников первого рода уменьшается за счет роста сопротивления, а в проводниках второго рода с ростом температуры электропроводность увеличивается за счет уменьшения вязкости раствора, что способствует увеличению абсолютной скорости движения ионов. Однако, при определенной температуре начинает сказываться увеличение хаотического движения ионов и электропроводность начинает уменьшаться. В целом электропроводность проводников первого рода значительно превышает электропроводность проводников второго рода: W₂ << W₁.

Как уже указывалось, в электрохимических процессах осуществляется перенос вещества. Основными видами переноса являются:

Диффузия - перенос вещества, обусловленный неравенством химических потенциалов внутри системы или между системой и окружающей средой.

Конвекция - перенос вещества под действием внешних механических сил.

Миграция - перенос заряженных частиц в электрическом поле, обеспечивающий электрическую проводимость раствора.

Электролиты подразделяются на сильные (HCl, NaCl, H₂SO₄ и т.д.) и слабые (NH₄OH, CH₃COOH и т.д.). Иногда группу электролитов, занимающих среднее положение, называют электролитами средней силы. Сильные электролиты полностью распадаются на ионы при растворении, в твердом виде эти вещества имеют либо ионную, либо сильнополярную связь. Слабые электролиты при растворении в воде диссоциируют на ионы частично.

Для количественной оценки полноты диссоциации была принята величина a, названная степенью диссоциации, которая определяется отношением числа продиссоциировавших молекул N _д к общему числу молекул N:

. (1)

Для электролитов теоретические данные по понижению давления пара растворителя над раствором, по осмотическому давлению (П), понижению температуры замерзания (ΔТ_зам) и повышению температуры кипения растворов (ΔТ_кип) всегда получались меньше практических величин. Изучая разбавленные растворы, Вант-Гофф отметил постоянное несоответствие теоретических и практических данных. Для устранения этого несоответствия Вант-Гофф предложил ввести поправку - i – изотонический коэффициент, который учитывает увеличение числа частиц в процессе диссоциации и определяется по формуле:

, (2)

где N_c - число частиц (ионы + молекулы).

В табл.1 представлены основные законы разбавленных растворов для неэлектролитов и электролитов.

Законы разбавленных растворов электролитов и неэлектролитов

Таблица 1

неэлектролит	электролит
П= c ∙ R ∙ T	П = i ∙ C ∙ R ∙ T
ΔТкип = Екип ∙ С	ΔТкип = i ∙ Екип ∙ С
ΔТзам = Езам ∙ С	ΔТзам = i ∙ Езам ∙ С

 

Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации вещества. Для вывода этой зависимости введем следующие обозначения:

a ∙N - число распавшихся молекул;

k – число ионов, на которые распадается электролит;

a∙ N∙k - число ионов, образовавшихся при диссоциации;

(1- a) - доля непродиссоциировавших молекул;

N(1 - a) - число непродиссоциировавших молекул.

Тогда число частиц можно рассчитать по формуле

N_С = a∙ N∙k + N∙(1 - a). (3)

Подставляем уравнение (3) в уравнение (2):

.

Выносим N за скобки: .

Раскрываем скобки, сокращаем N и получаем: i = a ∙k + (1 - a),

i = 1 + a(k -1). (4)

Из полученного уравнения находим степень диссоциации:

. (5)

В зависимости от числа ионов, на которые распадаются молекулы, изотонический коэффициент стремится к целым числам:

i => 2 для KCl, CuSO₄ (k = 2);

i => 3 для CuCl₂, H₂S, Na₂SO₄ (k = 3);

i => 4 для AlCl₃ Fe (NO₃)₃ (k = 4).