- •Первый закон термодинамики. Термодинамические функции состояния. Внутренняя энергия и энтальпия. Энтальпия образования химического состояния.
- •Термохимия. Закон Гессе и следствие из него.
- •2) Термохимия. Закон Гесса и следствие из него.
- •3) Второй закон термодинамики. Энтропия, как мера неупорядоченности системы.
- •4) Энергия Гиббса как критерий вероятности самопроизвольного протекания процесса. Энтальпийная и энтропийная составляющие энергии Гиббса.
- •5) Химическое равновесие. Константа равновесия и её связь с энергией Гиббса.
- •6) Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •7) Растворы неэлектролитов. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
- •8) Растворы неэлектролитов. Закон Рауля и следствия из него.
- •10) Константа и степень диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация.
- •11)Свойства растворов сильных электролитов. Ионная сила раствора, коэффициенты активности и активности ионов. Уравнение Деббая-Гюккеля.
- •11)Свойства растворов сильных электролитов. Ионная сила раствора, коэффициенты активности и активности ионов. Уравнение Деббая-Гюккеля.
- •12) Диссоциация воды. Константа диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.
- •13) Гидролиз солей. Три случая гидролиза солей. Константа и степень гидролиза.
- •14 Окислители и восстановители. Типы окислительно-восстановительных реакций.
- •15)Электрохимические процессы. Окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Эрнста.
- •16) Направление протекания окислительно-восстановительных реакций. Вычисление константы равновесия окислительно-восстановительных реакций.
- •17) Превращение энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую. Гальванический элемент. Концентрационный гальванический элемент.
- •18) Обратимые гальванические элементы. Аккцмуляторы.
- •19) Коррозия металлов. Виды коррозии: химическая и электрохимическая. Механизм протекания электрохимической коррозии.
- •20) Коррозия металлов. Основные окислители при электрохимической коррозии. Коррозия в кислой, нейтральной и щелочной средах.
- •21) Способы защиты металлов от коррозии: защитные покрытия, использование ингибиторов, электрохимическая защита от коррозии. Процессы, протекающие на электродах при коррозийном разрушении металлов.
11)Свойства растворов сильных электролитов. Ионная сила раствора, коэффициенты активности и активности ионов. Уравнение Деббая-Гюккеля.
Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:
|
|
а потому константа равновесия (диссоциации) оказывается величиной неопределенной. Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов.
Дебай и Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали:
-
Электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (C = 0,01 моль·л–1).
-
Каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой.
Очевидно, что при электростатическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах само понятие концентрации становится неоднозначиным и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита KatAn → Kat+ + An+ активности катиона (a+) и аниона (a–) соответственно равны
|
|
где C+ и C– – аналитические концентрации соответственно катиона и аниона, γ+ и γ– – их коэффициенты активности.
Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значений активностей и коэффициентов активностей:
|
|
Коэффициент активности по Дебаю–Хюккелю зависит по крайней мере от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя (ε) и ионной силы (I); последняя служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.
Для данного электролита ионная сила выражается уравнением Дебая–Хюккеля:
|
|
|
Ионная сила в свою очередь равна
|
|
|
Здесь C – аналитическая концентрация, z – заряд катиона или аниона. Для одно-однозарядного электролита ионная сила совпадает с концентрацией. Таким образом, NaCl и Na2SO4 при одинаковых концентрациях будут иметь разные ионные силы. Сопоставление свойств растворов сильных электролитов можно проводить только тогда, когда ионные силы одинаковы; даже небольшие примеси резко изменяют свойства электролита.
На рис. 6.6 сопоставляются вычисленные и экспериментальные значения lg γ± при различных ионных силах. Из него видно, что уравнение Дебая–Хюккеля выполняется только для разбавленных растворов.
Рисунок 6.6 Зависимость |
Пунктирные прямые рассчитаны по уравнению Дебая–Хюккеля. Знание коэффициентов активностей позволяет оценить реальные свойства сильных электролитов.