Тема: растворы неэлектролитов

 

Зависимость давления р пара растворителя в равновесии с идеальным раствором от мольной доли х растворителя в растворе (закон Рауля)

 

р = хр _o

 

р _o - давление насыщенного пара чистого* растворителя.

То же, выраженное через мольную долю растворенного вещества х ₂ в двухкомпонентной системе: (р _o – р)/ р _o = х ₂

Понижение температуры Т замерзания идеального разбавленного раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя Т _о :

D Т = K _cryo m,

где D Т = Т _о – Т, m – моляльность, М – молярная масса чистого растворителя, D Н _пл – молярная энтальпия плавления растворителя.

Повышение температуры кипения идеального разбавленного раствора Т по сравнению с температурой кипения чистого растворителя Т _о :

D Т = K _ebu m,

где D Т = Т – Т _о, D Н _исп – молярная энтальпия испарения растворителя.

Осмотическое давление идеального разбавленного раствора:

 

p = CRT

 

Тема: растворы электролитов

 

Средний ионный коэффициент активности электролита, одна формульная единица которого образует n ионов (n₊ катионов и n_– анионов, n₊ + n_– = n):

где g₊ и g_– - индивидуальные коэффициенты активности катиона и аниона.

То же для симметричного электролита (n₊ = n_–):

Коэффициент активности (g _i) i -ого иона с зарядом z_i и средний ионный коэффициент активности электролита, образующего ионы с зарядами z ₊ и z _– (I < 0.1 моль/л; уравнение Дебая-Хюккеля):

;

где А и В константы, å_i - эффективный радиус иона, (А = 0.5092 (л/моль)^1/2, В = 0.3301 л^1/2 моль^–1/2 Å^–1 при 298.15 К, если растворитель – вода)

То же при I < 0.01 моль/л (предельное уравнение Дебая Хюккеля):

;

Коэффициенты активности при I < 0.001 моль/л: g _i» 1, g_±» 1.

Константа диссоциации слабого электролита в растворе ƒ :

То же для слабого 1-1 электролита (z₊ = |z_–| = 1) КА ƒ К⁺ + А^–:

=

где a - степень диссоциации, С – общая (валовая) концентрация электролита.

Произведение растворимости K _S твёрдого электролита (константа равновесия (т) ƒ ):

K _S = =

где C _S – растворимость (концентрация насыщенного раствора)

То же для 1-1 электролита (z₊ = |z_–| = 1) КА(т) ƒ К⁺ (aq) + А^– (aq):

K _S =

Ионное произведение воды:

K _W

где K _W = К [H₂O] ×g, К – константа равновесия диссоциации воды.

Константа кондуктометрической ячейки (определение):

 

К _яч = k R _W

 

где R _W - электрическое сопротивление ячейки, k – удельная проводимость раствора.

Выражение константы К _яч через расстояние между электродами и площадь поверхности электродов

К _яч = L / S

Молярная электрическая проводимость катионов и анионов (определение):

 

l₊ = z ₊ Fu ₊, l_– = z _– Fu _–

 

Связь молярной электрической проводимости электролита с ионными проводимостями (закон Кольрауша независимого движения ионов)

 

L = n₊l₊ + n_–l_–

 

где l₊ и l_– - молярные электрические проводимости катиона и аниона, соответственно, L = k/с – молярная проводимость электролита по определению.

Выражения для числа переноса катиона:

(аналогичные уравнения справедливы для числа переноса аниона)

Эмпирическая зависимость проводимости сильного электролита от концентрации (уравнение Кольрауша, "закон квадратного корня")

L = L_o –

где b - эмпирический коэффициент, L_o – предельная молярная проводимость (проводимость электролита при бесконечном разбавлении раствора).

Степень диссоциации слабого электролита: a = L/L_o

Выражение константы диссоциации слабого 1-1 электролита (z₊ = |z_–| = 1) через молярную проводимость (I < 0.001 моль/л; закон разведения Оствальда):