1.Предмет электрохимии. Проводники первого и второго рода. Определение понятия электролит.

Электрохимия – раздел физической химии, изучающий связь между химическими процессами и электрическими явлениями. Электролиты – это вещества, которые в растворе и в расплаве диссоциируют на ионы и проводят электрический ток

проводники второго рода – вещества, обладающие ионной проводимостью (электролиты).проводники первого рода – вещества, обладающие электронной проводимостью.

2.Основные положения теории электролитической диссоциации.Причины электролитической диссоциации электролитов при их растворении.

Молекулы электролита подвергаются в растворах диссоциации на катионы и анионы.Диссоциация может быть полной или частичной. она характеризуется степенью диссоциации α. По способности к диссоциации электролиты были разделены на слабые и сильные.сильные электролиты - вещества, полностью диссоциирующие в растворе (α ≈ 1)электролиты - вещества, диссоциирующие в растворе лишь частично ( α < 1).

Согласно теории диссоциации Аррениуса взаимодействие между ионами отсутствует (как в идеальном газе). На самом деле молекулы, образовавшиеся при диссоциации, и ионы находятся в равновесии между собой. Процесс диссоциации обратим. Причина диссоциации ‑ это взаимодействие растворенного вещества с молекулами растворителя

3.Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации, изотонический коэффициент.Уравнение связывающее степень диссоц. с изотон. коэф.

сильные электролиты - вещества, полностью диссоциирующие в растворе (α ≈ 1).слабые электролиты - вещества, диссоциирующие в растворе лишь частично ( α < 1).

Степень диссоциации – это отношение числа частиц (молекул), растворившихся на ионы к числу растворенных частиц (молекул). α ≤ 1 зависит от концентрации электролита и температуры - закон разведения Оствальда Изотонический коэффициент ( i ) - это отношение числа всех частиц в растворе к числу растворенных частиц. i ≥ 1

изотонический коэффициент показывает, во сколько раз суммарная эффективная концентрация недиссоциированных молекул и ионов в растворе больше начальной концентрации молекул до диссоциации. С ростом концентрации коэффициент уменьшается.

4.Константа электролитической диссоциации слабых электролитов. Закон разведения Оствальда.

Рассмотрим равновесие диссоциации слабого бинарного электролита, например,

Пусть С₀ - начальная концентрация СН₃СООН, тогда , , .Запишем константу диссоциации .(1)Выражение (1) называют законом разведения Оствальда для бинарных электролитов. Для более сложных электролитов выражение для К_Д, будет иметь иной вид.Как любая константа равновесия, константа диссоциации зависит от температуры, поэтому сила электролита меняется с изменением температуры.

5. Константа диссоциации воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН.

Вода, является слабым электролитом, и в небольшой степени диссоциирует:

H2O + H2O ↔ H3O⁺ + OH^- или H2O ↔ H⁺ + OH^-

Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

, где:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH−] — концентрация гидроксид-ионов;

[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде - величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л. При 25 °C константа диссоциации воды K равна 1,8×10⁻¹⁶моль/л.

Т.к. для воды α<<1 и [H2O] практически постоянна, то получаем выражение для ионного произведения воды:

K_w – константа, зависящая от температуры.

Логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком, называется pH раствора (водородный показатель):

6. Активность и коэффициент активности электролита. Средние ионные активности и коэффициенты активности. Средняя ионная моляльность, средний стехиометрический коэффициент.

Активность можно рассматривать как формальную концентрацию, при которой раствор ведет себя как идеальный.

a_i = c_i·f_i — активность i-го иона в растворе,

f_i – коэффициент активности.

Величина коэффициента активности характеризует степень отклонения свойств реальных растворов электролитов от идеальных растворов. По смыслу f_i это работа по переносу иона из идеального раствора в реальный.

Нельзя принципиально найти экспериментально активности отдельных ионов, т.к. нужно было бы иметь дело с раствором из одного вида ионов. Поэтому было введено понятие средней ионной активности ( ), представляющей собой среднее геометрическое из активности отдельных ионов:

, где Средний ионный коэффициент активности ( ), связывающий активность с концентрацией (a=f∙m), определяется выражением, аналогичным выражению для средней ионной активности

Аналогично средний ионный стехиометрический коэффициент _ определяется из выражения

Средняя ионная моляльность ( ) определяется как

7.Зависимость среднего ионного коэффнциента активности электролита от концентрации раствора и валентности ионов электролита. Ионная сила. Закон ионной силы.

Средний ионный коэффициент активности зависит от концентрации раствора. В области предельно разбавленных растворов электролитов эта зависимость имеет линейный характер в координатах .

П рисутствие в растворе других солей изменяет коэффициент активности данной соли и тем сильнее, чем больше заряд добавляемых ионов. Суммарное действие всех ионов в растворе выражается через ионную силу раствора ,

, (24)

где m_i – концентрация i-ого иона; z_i – заряд i-ого иона.

Для растворов сильных электролитов выполняется закон ионной силы: в растворах с одинаковой ионной силой средние коэффициенты активности ионов равны.