A törvény a hígítás, ebből következik, hogy a disszociációfok növelésével csökken
Raoult törvény elektrolit oldatok. disszociációs együttható (i) és a kapcsolata a disszociációs mértéke. Elemei a modern elmélet erős elektrolitok (Debye-Hückel). Ionerősség, aktivitás és aktivitási együttható.
Csökken a nyomás az oldószer gőz az oldat felett határozzuk elsősorban száma oldott részecskék. Azonban, a száma oldott részecskéi az elektrolitba megoldásokat, szemben a nem-elektrolit oldatok, határozza meg nem csak a koncentrációja az oldat, hanem a disszociációs mértéke elektrolit részeként vagy egészben a molekulák az elektrolit molekulák disszociál ionokra oldatban. Segítségével Raoult-törvény, hogy az elektrolit oldatok van't Hoff bemutattam a korrekciós tényező a egyenletet az ozmotikus nyomás P = C R T.
Factor i. Figyelembe veszi a növekedés a részecskék száma oldat elektrolitos disszociáció: # 8710; / R p 0 i = i X2 (R = i C R T).
i disszociációs együttható jelzi, hogy hányszor a részecskék száma az elektrolit oldatban nagyobb, mint a részecskék száma egy oldatban egy nonelectrolyte azonos koncentrációjú. (Nonelectrolytes i = 1 megoldások és megoldások elektrolitok i> 1). Ha ez az összeg ecetsav disszociációs ionok képződött n = 2.
Az ionok száma oldatban 1 liter = anSNA Nion,
Számos disszociálatlan oldott molekulák Nnediss = (1-a) SNA,
Ahol a = Ndis / N0 - a disszociációs mértéke az elektrolit (N0 = Ndiss Nnediss +) C - moláris koncentrációja oldatot (mol / l).
Így, disszociációs együttható i társított disszociációs mértéke az elektrolit egy kapcsolatban: a = (i - 1) / (n-1) .és így a relatív változása a nyomás az oldószer gőz fölött, ismert töménységű oldat lehetséges, hogy meghatározza a disszociációs mértéke az elektrolit.
Solutions erős elektrolitok mutatnak különösen viselkedés nem felel meg a teljes disszociáció ionokra. Így a tényleges koncentrációja ionok sokkal kisebb, mint a koncentrációja által adott oldat elkészítése. Látszólagos (kísérletileg határozzuk meg) a disszociációs mértéke erős elektrolitok összhangban a kísérleti adatok kisebb, mint 1, még a híg oldatok. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy elektrolit oldatok van bizonyos fokú sorrendjét a kölcsönös elrendezése ionok által okozott elektrosztatikus kölcsönhatása kationok és anionok. A kis távolságokban egyes ionok előnyösen elrendezve ellenkező előjelű ionok, azaz körül egyes ionok oldatban ionos atmoszférában jön létre.
Így, disszociációs folyamatok és kémiai reakciók, amelyek előfordulnak a megoldások, erős elektrolitok, valamint tömény oldatok gyenge elektrolitok, lehetetlen kiszámítani az egyensúlyi állandó alapján az koncentrációjú szabad ionok, amelyek nincsenek jelen a valós rendszerekben. Továbbá, egy másik szolvatáció fokától az anyagok részt vesz a reakcióban különféleképpen változik a sebesség előre és hátra reakciók, ami szintén vezet a függőség a egyensúlyi állandó a teljes ion tartalma az oldat. Ezért, hogy leírja tulajdonságai valódi oldatok, valamint más, a reális rendszerek használata tevékenységek Lewis módszer, amelyben elszámolása az ion-ion kölcsönhatások és intermolekuláris bevezette a hatékony koncentrációja, vagy aktivitása. Csere tevékenység helyett koncentráció termodinamikai viszonyok, amelyek érvényesek az ideális megoldás, lehetővé teszi ezek használatát írja le a rendszer. Az aktivitás teljes elektrolit hatását tükrözi közötti kölcsönhatás-ionokat és egy oldószer molekulák: a = g Cm. ahol Cm - molal az elektrolit koncentrációja; g - aktivitási együttható. amely lehet tekinteni, mint az intézkedés a különbség viselkedését az elektrolit oldat, és az oldatban jelenlévő, amely figyelembe, mint az ideális. Az ideális megoldás g = 1. végtelenül híg oldatban a saját soystvam közel ideális, de az ilyen megoldások véljük g »1.
Az aktivitás koefficienseket, és ennek magukat aktivitását úgy határozzuk kísérletileg mérésével különböző tulajdonságainak az oldat, például oldószer gőznyomása, a forráspontja az oldat vagy kristályosítás és mások.
Elektrosztatikus elmélet erős elektrolitok munkájában fejlett Debye Hückel, lehetővé teszi, hogy kiszámítja az átlagos aktivitási koefficiens g ± -strongly bináris elektrolit híg oldatok. Az erőssége a elektrosztatikus kölcsönhatásokat az ionok a környezetbe (atmoszféra ion) határozza meg a töltéssűrűség ebben a környezetben, és a töltéssűrűség, viszont attól függ, hogy az ionok száma az egységben tárolt oldat térfogata, azaz a koncentrációjuktól, és amelyen a töltés által ezek az ionok. Egy intézkedés E kölcsönhatás az ionerőssége I. oldat, a következő képlet segítségével: I = 0,5 S Cm, i ZI 2
ahol Cm, i - i molal koncentráció -ion; Zi - töltés száma az i-edik komponense. Igen híg oldatban (I<0,1) средний коэффициент активности электролита зависит только от ионной силы раствора и не зависит от природы присутствующих в растворе ионов.
30. Osztályozás elektródák (1,2 fajta). A fém elektródok. Gáz elektródák: hidrogén, oxigén. Függés potenciálok hidrogén és oxigén-elektródákkal a pH.
Rendszer fém merített elektrolit oldatban úgynevezett elektróda.
Az elektródák vannak osztva reverzibilis és irreverzibilis. Ha az irány az elektromos áram a külső áramkörben megfordul, a reverzibilis elektród áramlik ugyanaz a folyamat fordított, és visszafordíthatatlan - egyéb folyamat.
Az ezüst lemez, amely ezüst-nitrát-oldat, egy reverzibilis elektród. Elektróda folyamat Ag + + e dag
Ez akkor fordul elő előre és vissza irányban.
Az ezüst-lemezt egy savas oldatban, egy példa egy visszafordíthatatlan elektród. Attól függően, hogy az irányt a jelenlegi a külső áramkörben az elektród helyreáll hidrogén kationok 2H + + 2e H2 ® #
, Vagy az oxidációt ezüst atomok ® Ag Ag + + e.
Attól függően, hogy a tulajdonságok a anyagok és a töltött részecskék részt vevő elektrokémiai folyamatok, és a természet egyensúlyi reverzibilis elektródák vannak besorolva egy első típusú második elektród, redox és ioncserélő.
az első fajta az elektródalap készült egy egyszerű anyag (fém vagy félvezető) és elmerül tartalmazó oldatba annak ionokat.
Példaként, szelén és ezüst elektródok.
Ag + | Ag. Se 2- | se
A maguk részéről elektróda folyamatok jellemző csak egy ion-típus:
Az elektródák a második fajta egy fém réteggel bevont annak nehezen oldódó vegyületek (sók, oxidok, hidroxidok) és oldatába merítjük anionokat tartalmazó, az azonos nevű anionokkal oldódó vegyület. Feltételes másodfajú elektród rekord Z - | MA, MA, példaként, hloridserebryany Cl | Cl Ag, Ag
áramló folyamat egy elektród Ag Slt Agt D + E + Cl - p.
Az elektródák a második fajta oxidált forma gyengén oldódó vegyület (MA) feloldott - fématomot (M) és az anion-oldatot (A Z -).
Közül az első fajta elektródák külön elektróda csoport elválasztott gázt, amely magában foglalja a hidrogén, oxigén és más elektródák. Reverzibilis hidrogén elektród tekintetében a kation, viszonyítva az oxigén-anion. Minden gáz elektródok szerkezetileg azonos szerkezetű. Ők képviselik egy inert fém (Pt) a fejlett felület, jó elektromos áram vezetésére, és katalitikus tulajdonságok tekintetében az elektróda folyamatot. Platina-lemez elektrolitikus bevonva egy réteg a finom eloszlású platina, hogy növelje a fém felületi adszorpciós gáz. Platinum egyidejűleg érintkeztetjük a gázzal, és egy oldatot tartalmazó megfelelő ionokat. A szabvány oxigén elektród platina lemez merítjük lúgos oldatban (nátrium-hidroxid, kálium-hidroxid), a aktivitását hidroxid ionok 1 mol / l. A nyomás a tiszta oxigén (vagy annak parciális nyomása a gázkeverék az oldat felett) volt 101,3 kPa.
A lúgos környezetben, az oxigén elektród H2 0, OH - | O2 Pt görbe az
elektród folyamat O2 r + 2H2 O + 4e p 4ON D - p
az egy oxigén elektródot egy savas közegben áramkört H2 O, H + | O2 Pt
hidrogén-elektród rendszer a lúgos és semleges környezetben: H 2O, OH - | H2. Pt
elektróda folyamatok egyenletnek: 2H2 + Dp 2e D H2 Z + 2OH - p
A függőség elektródpotenciál hidrogén elektród pH
(Tiszta víz pH = 7, az elektród potenciál -0,414V)
A függőség az elektród potenciálja az oxigén elektród a pH-
Jo2, H2O / OH = 1,229 - 0,059 + 0,0147 lg pH-pO 2 pO 2 = 1
Jo2, H2O / OH = 1,229-0,059 pH
Elemezve egyenlet az elektród potenciálja a hidrogén-elektród, arra lehet következtetni, hogy a hidrogén elektród potenciál lineárisan növekszik a pH csökkenése (növeli a savasság) a közepes és csökken a hidrogén parciális nyomása a gáz az oldat fölött.
oxigén elektród potenciálja növekszik lineárisan csökkenő pH és növekvő parciális nyomása az oxigén gáz rajta.
Galvánelemek és osztályozása. A folyamatok előforduló használatakor ET. Számítása EMF és a munka a goe. Redox és a koncentráció ET. PH-értékének meghatározása a megoldás.
Ha két különböző fém merített elektrolit oldatban, az elektromos feszültség (potenciálkülönbség) keletkezik közöttük. Egy ilyen rendszer:
1 fém / elektrolit oldat / fém 2
Ez az úgynevezett galvánelem. vagy galvanikus áramkör. Ahelyett, hogy a fémeknek az galvanikus áramkört lehet használni, és egyéb olyan anyagok fémes vezetőképességet például grafitból (szén-dioxid-elektróda).
Az esemény a potenciális különbség a két különböző fém elektródák magyarázható az a tendencia a fémek, így kationok az elektrolit oldatban. A felszínen az egyes elektródák villamos kettős réteg, amely ellenáll a további átmenet kationoknak oldatban. Ha mindkét fémek csatlakoztat fémes vezetőt (elektron vezető), köszönhetően a vezetőképessége az elektrolit oldat (ionos ingerületvezetési) kapjunk zárt villamos áramkört.
Ebben az áramköri az elektronok áramlását, mozog a kevésbé nemes fém részét egy külső körön keresztül (fém drót), hogy a nemesebb fém. Így kationok az elektrolit oldat fog mozogni, hogy a nemesfém, és lemerült az intézkedés alapján az elektronok meglévő rajta. Ennek eredményeként az elektromos áram egy zárt galvanikus áramkör.
Mindegyik elektrokémiai cella két elektróda (redox párok), amelyek közül az egyik elektron szállító, és a másik kapja őket. Amikor ez történik egy elektróda felesleg elektronok, és a másik - negatív. Egy elektróda feleslegével elektronok hívják a negatív pólus a sejt, vagy az anód, és az elektródot elektronok hátránya - a pozitív pólus, vagy katód.