13. Молярная электропроводность, зависимость ее от концентрации.

Молярная электропроводность (λ, «ламбда»), т. е. электропроводность раствора, содержащего 1 моль электролита, помещенного между параллельными электродами, расположенными на расстоянии 1 м.

Молярная электропроводность связана с удельной электропроводностью следующим соотношением:

, [Ом^-1м²моль^-1] 

где с – молярная концентрация раствора.

Молярная электропроводность электролитов увеличивается с уменьшением концентрации (т.е. увеличением разведения раствора V = 1/С), достигая некоторого максимального значения , называемого молярной электропроводностью при бесконечном разведении.

Рис.Зависимость молярнойРис. Зависимость молярной         электропроводности от концентрации.            электропроводности от разведения

Для слабого электролита уменьшение молярной электропроводности с увеличением концентрации объясняется увеличением степени диссоциации () с разбавлением раствора. Для сильного электролита с уменьшением концентрации ослабляется взаимодействие ионов между собой, что увеличивает скорость их движения и, следовательно, молярную электропроводность раствора.

14. Подвижность ионов. Закон Кольрауша. Расчет степени и константы диссоциации.

Молярная электропроводность связана с абсолютными скоростями движения катионов и анионов U₊и U_–:

             

Закон Ф. Кольрауша:

Молярная электропроводность бесконечно разбавленных растворов электролитов является суммой подвижностей катиона и анионаиданного электролита:

Отсюда

 ,        .

Электролитическая подвижность является важнейшей характеристикой иона, отражающей его участие в электропроводности раствора.

Полноту диссоциации электролита можно оценить по степени диссоциации α,

.

                              

Величина степени диссоциации зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры. По величине степени диссоциации электролиты подразделяются на три группы: сильные (α≥ 0.7), средней силы (0.3 <α< 0.7) и слабые (α≤ 0.3). К сильным электролитам относятся почти все соли, большинство неорганических кислот и щелочей; к слабым – все органические кислоты, вода, NН₄ОН, Н₂S и т.д. Электролитами средней силы являются некоторые неорганические кислоты: НF, НСN, Н₃PO₄.

Количественной характеристикой силы электролита является константа диссоциации К. Для реакции

АВ = А⁺+ В^-,

константа диссоциации равна

, или

,

где с – концентрация электролита.

15. Электродный потенциал. Формула Нернста.

При соприкосновении металлической пластинки с полярным растворителем (водой) либо раствором электролита на границе электрод – жидкость возникает двойной электрический слой (ДЭС) и возникает скачок потенциала, называемый электродным потенциалом.

Величина электродного потенциала металлического электрода зависит от температуры и активности (концентрации) иона металла в растворе, в который опущен электрод. Математически эта зависимость выражается уравнением Нернста

    ,

где z – заряд иона, –стандартный электродный потенциал, равный потенциалу электрода при активности иона металла, равной 1 моль/л.