49.Термодинамика растворов электролитов

Термодинамические уравнения для растворов электролитов подобны соответствующим уравнениям для неэлектролитов: различие заключается в том, что в отличие от неэлектролитов последние проводят электрический ток, а все виды частиц раствора электролита следует рассматривать как самостоятельные компоненты. В сильных электролитах это ионы всех сор­тов и молекулы растворителя, в слабых электролитах - еще и непродиссо-циированные молекулы растворенного вещества. Для растворов электро­литов вводится дополнительное условие, по которому концентрации элек­трически заряженных частиц в равновесных гомогенных системах связаны между собой условием электронейтральности

?????????????????????????????????????????????????????

50.Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса

1 Соли, кислоты и основания при растворении в воде и некоторых других полярных растворителях диссоциируют на ионы.2 Ионы существуют в растворе независимо от того, проходит через раствор электрический ток или нет. Вследствие этого число независимо движущихся частиц растворенного вещества больше, чем при отсутствии диссоциации, и коллигативные свойства электролитов возрастают в i раз.3 Процесс диссоциации описывается законом действующих масс (протекает обратимо). При уменьшении концентрации диссоциация становится практически полной4 Коэффициент Вант-Гоффа i – изотонический коэффициент – связан со степенью электролитической диссоциации.

51.Константа диссоциации слабого электролита

Для более точной оценки силы слабых электролитов служит константа электролитической диссоциации (К_д). Константа диссоциации К_дхарактеризует способность данного электролита в среде данного растворителя распадаться на ионы. Чем выше ее значение, тем больше концентрация ионов в сравнении с концентрацией нераспавшихся на ионы молекул электролита.В общем виде для процесса электролитической диссоциации, выражаемого уравнением:

K_mA_n ↔  mKⁿ⁺ +  nA^m-

константа диссоциации равна:

 

Значение константы диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора. Данное свойство константы диссоциации позволяет определять силу слабых электролитов, пользуясь табличными значениями К_д. Чем больше константа диссоциации кислоты (основания), тем сильнее кислота (основание).

52.Активность и коэффициент активности электролита и иона. Средняя ионная активность и средний ионный коэффициент активности. Ионная сила раствора. Стандартное состояние растворенного электролита и растворителя.

Различают активность электролита и активность ионов. Связь активности электролита с активностями ионов выражается следующим соотношением: а= Экспериментальных методов определения активности отдельных ионов (а₊ и а_–) не существует. Поэтому было введено понятие средней ионной активности ( ), представляющей собой среднее геометрическое из активности отдельных ионов

Известно, что до ионной силы 0,01М коэффициент активности ( ƒ ) хорошо описывается расширенной формулой Дебая-Хюккеля:

(1)

где z - заряд иона; I - ионная сила раствора; P - параметр Килланда, зависящий от размера иона; A = 0,509 при 25⁰С ; B = 0,328 при 25⁰С .

 

Ионная сила раствора равна

(2)

где C_i - концентрация ионов одного вида в исследуемом растворе.

 

Для области большей ионной силы, самой распространенной является следующая формула:

.

Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. 

В качестве  стандартного   состояния  компонентов в растворы  электролитов  выбирают: для растворителя-состояние  чистой жидкости, для  растворенного  вещества-состояние в гипотетич. растворе, где его концентрация  и  активность равны единице, а термодинамич. свойства  ,  ,  равны соответствующим значениям для бесконечно разб. раствора.