Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Средняя ионная активность и средний коэффициент активности↑ Стр 1 из 39Следующая ⇒ Содержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
Использование активности вместо концентрации ионов позволяет формально учесть всю совокупность взаимодействий (без учета их физической природы), возникающих в растворах электролитов. Этот способ описания взаимодействий применительно к растворам электролитов имеет ряд особенностей. Химический потенциал растворяемой соли (m S) равен: , (1.6) где a S - активность соли; m S0 - стандартное значение химического потенциала, отвечающее a S =1. Если электролит диссоциирует на n+ катионов и n- анионов, то, исходя из условия электронейтральности, химический потенциал соли связан с химическими потенциалами катионов и анионов соотношением: m S = n+ m+ + n- m--; m S0 = n+ m+ 0+ n- m--0; (1.7) Химический потенциал иона связан с активностью иона соотношением: , (1.8) где mi - химический потенциал катиона или аниона. Из уравнений (1.5-1.7) следует, что: = n+ + n- , (1.9) или . (1.10) В связи с тем, что в растворах электролитов одновременно присутствуют и катионы, и анионы растворенного вещества (получить раствор, содержащий только катионы или анионы, невозможно), оценить активность и коэффициент активности отдельного иона невозможно. Поэтому для растворов электролитов вводятся понятия средней ионной активности и среднего ионного коэффициента активности. Для электролита, который диссоциирует на n+ катионов и n- анионов средняя ионная активность электролита a± равна среднему геометрическому из произведения активностей катиона и аниона: , (1.11) где a + и a - – активность катионов и анионов соответственно; n = n+ + n- - общее число ионов, образующихся при диссоциации молекулы электролита. Например, для раствора Cu(NO3)2: . Аналогично рассчитывается средний коэффициент активности электролита g± и среднее число ионов электролита в растворе n ±: ; (1.12) , (1.13) где + и - - коэффициенты активности катиона и аниона; n ± - среднее число катионов и анионов в растворе. Например, для электролита KCI=K+ + CI- среднее число ионов в растворе равно n ± = (11·11)1 = 1, то есть в растворе KCI один катион и один анион. Для электролита Al2(SO4)3= 2Al3+ + 3SO42- среднее число ионов в растворе равно n ± = (22·33)1/5=2,56. Это означает, что в расчетах средней активности будет фигурировать одинаковое среднее число катионов и анионов (2,56), отличное от действительного (катионов 2, анионов 3). Обычно среднюю ионную активность и средний ионный коэффициент активности определяют экспериментально (по термодинамическим свойствам растворов): - по повышению температуры кипения раствора; - по понижению температуры замерзания раствора; - по давлению пара растворителя над раствором; - по растворимости малорастворимых соединений, - по методу ЭДС гальванических элементов и др. Среднюю ионную активность и средний ионный коэффициент активности электролита для разбавленных растворов сильных электролитов можно определить теоретически по методу Дебая-Хюккеля. Средняя ионная активность и средний ионный коэффициент активности зависят не только от концентрации раствора, но и от заряда иона. В области низких концентраций средний ионный коэффициент активности определяется зарядом образующих ионов и не зависит от других свойств электролитов. Например, в области низких концентраций g± для растворов KСl, NaNO3, HСl и др. одинаковы. В разбавленных растворах сильных электролитов средний коэффициент активности g± зависит от общей концентрации всех присутствующих в растворе электролитов и зарядов ионов, т.е. g± зависит от ионной силы раствора I. Ионная сила раствора рассчитывается по формуле: , (1.14) где mi –моляльная (или молярная) концентрация i- того иона; zi - заряд иона. При расчёте ионной силы раствора необходимо учитывать все ионы, находящиеся в растворе. Существует правило ионной силы раствора: в разбавленных растворах коэффициент активности сильного электролита одинаков для всех растворов с одной и той же ионной силой независимо от природы электролита. Это правило справедливо при концентрациях не более 0,02 моль/дм3. В растворах средних и высоких концентраций правило ионной силы трансформируется, так как усложняется характер межионного взаимодействия и проявляются индивидуальные свойства электролитов.
|
||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-12-10; просмотров: 592; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.227.21.70 (0.01 с.) |