Коэффициент электропроводности

Отношение сумм подвижностей катинов и анионов при некоторой определенной концентрации и бесконечном разведении называется коэффициентом электропроводности:

 ….

 

(продолжение 5)

Электрические подвижности ионов в разбавленных растворах

слабых электролитов и в бесконечно разбавленных (f _λ = 1),

Для сильных электролитов, степень диссоциации электролита стремится к 1,

4.Числа переноса и методы их определения.

*Каждый вид ионов переносит определенное количество электричества, зависящее от заряда и концентрации ионов и скорости их движения в электрическом поле.

*Для оценки доли участия данного вида ионов в переносе электричества введено понятие о числе переноса.

*Число переноса ионов i-го вида – отношение количества электричества  q_i, перенесенного данным видом ионов, к общему количеству электричества Q, перенесенному всеми ионами, находящимися в растворе:

Числа переноса, как и подвижности, меняются с температурой, однако в меньшей степени, так как числа переноса зависят от отношения подвижностей.

Так как подвижности ионов зависят от концентрации, то от нее зависят и числа переноса.

Экстраполяция концентрационной зависимости до с(стрелка)0 дает предельные числа переноса:

 

 

Предельные числа переноса характеризуют долю тока, переносимого катионами и анионами при отсутствии ион-ионного взаимодействия

Методы определения чисел переноса

*Метод Гитторфа

Величины Δn_A и Δn_K определяют анализом растворов в анодном и катодном отделениях после окончания процесса электролиза, а Δn находят по закону Фарадея

*Метод движущейся границы

Метод основан на наблюдении границы aб между двумя растворами электролитов – исследуемым и вспомогательным (индикаторным).

*Метод Крауса-Брея:

преобразуя уравнение:

(приводим к общему знаменателю и делим на λ∙(λ^∞)²∙K_дисс), получим:

 

 

Получая экспериментально зависимость в координатах 1/λ – λ∙c, определяем тангенс угла наклона прямой, который равен 1/((λ^∞)²∙K_дисс).

Отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат, равен 1/λ^∞.

 

Термодинамика:

1. Классификация термодинамических систем.

2. Равновесные и неравновесные процессы.

3. Влияние различных факторов на равновесие химической реакции.

4. Связь форм обмена энергии с координатами состояния и потенциалами взаимодействия. Функции состояния. Уравнения состояния.

5. Первое начало термодинамики. Применение I начала термодинамики для изобарных, изохорных и изотермических процессов. Понятие энтальпии. Теплоемкость, связь между средней и истинной теплоемкостью. Связь между Сp и Сv, формула Майера.

6. Термохимия. Закон Гесса и следствия из него. Теплота образования и тепловой эффект химической реакции. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры

7. Второй закон (начало) термодинамики. Энтропия. Стандартный тепловой эффект. Стандартное состояние.

8. Характеристические функции: внутренняя энергия, энтропия, энергия Гиббса, энергия Гельмгольца.

9. Принципы статистической термодинамики. Статистический смысл энтропии. Сумма по состояниям, ее связь с энтропией и внутренней энергией.

10. Связь между энтальпией, энтропией и энергией Гиббса. Зависимость энергии Гиббса от температуры. Уравнения Гиббса-Гельмгольца. Интегрирование уравнений Гиббса-Гельмгольца.

11. Третье начало термодинамики.

12. Химический потенциал. Химический потенциал идеальных газов.

13. Парциальные молярные свойства. Уравнение Гиббса-Дюгема

14. Химическое равновесие. Уравнение изобары. Уравнение изотермы. Закон действующих масс. Химическое равновесие в гетерогенных системах.

15. Химическое равновесие в реальных системах. Газы. Растворы.

Растворы:

1. Парциальные молярные свойства, методы их определения.

2. Термодинамические свойства идеальных растворов. Закон Рауля. Температура кипения идеального раствора. Температура замерзания идеального раствора.

3. Мембранное равновесие. Осмос. Осмотическое давление идеального раствора.

4. Неидеальные растворы. Причины отклонения от идеальности. Предельно разбавленные растворы. Закон Генри. Функции смешения реальных растворов. Методы определения активностей.

Электрохимия:

1. Электролитическая диссоциация в растворе. Степень диссоциации. Константа диссоциации и способы ее определения. Специфика растворов электролитов. Электролитическая диссоциация в растворе. Теория Аррениуса.

2. Теория Дебая-Хюккеля. Ионная сила. Теория ассоциации растворов.

3. Термодинамические свойства ионов в растворе. Термодинамика ионной сольватации. Модель Борна.

4. Неравновесные явления в электролитах, основные понятия. Законы Фарадея. Молярная электрическая проводимость сильных и слабых электролитов. Удельная электрическая проводимость сильных и слабых электролитов. Зависимости æ и λ от концентрации и температуры.

5. Подвижность ионов. Закон Кольрауша. Коэффициент электропроводности. Числа переноса и методы их определения.

6. Механизм возникновения электродного потенциала. Равновесный потенциал. Контактная разность потенциалов. Диффузионный потенциал.

7. Термодинамика электрохимических элементов. Определение электродных потенциалов, уравнение Нернста. Типы электродов. Типы электрохимических цепей.