Κίνηση ιόντων στους ηλεκτρολύτες. Απόλυτη ταχύτητα κίνησης ιόντων
Τα υγρά, όπως και τα στερεά, μπορεί να είναι αγωγοί, διηλεκτρικά (οινόπνευμα, νερό) και ημιαγωγοί (λιωμένο σελήνιο, τελλούριο). Τα διαλύματα των ουσιών που άγουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται ηλεκτρολύτες.Οι ηλεκτρολύτες είναι, για παράδειγμα, υδατικά διαλύματα αλάτων, οξέων και αλκαλίων. Τα μόρια τους αποτελούνται από δύο μέρη με αντίθετα και ίσα φορτία, δηλαδή δύο ιόντα. Όταν πέφτουν στο νερό, η διηλεκτρική σταθερά του οποίου ε = 81, η ισχύς της ηλεκτρικής αλληλεπίδρασης μεταξύ τους μειώνεται κατά 81 φορές. Με μια τέτοια μείωση της δύναμης έλξης μεταξύ των ιόντων που αποτελούν τα μόρια της διαλυμένης ουσίας, τα τελευταία, από συγκρούσεις με μόρια νερού στη διαδικασία της θερμικής κίνησης, αποσυντίθενται σε ιόντα, δηλ. συμβαίνει ηλεκτρολυτική διάσταση. Τα ιόντα υδρογόνου και μετάλλων είναι θετικά.
Ένας ορισμένος αριθμός αντίθετα φορτισμένων ιόντων, όταν κινούνται, μπορεί να καταλήγουν τόσο κοντά το ένα στο άλλο ώστε οι δυνάμεις της ηλεκτρικής έλξης να τα ενώνουν ξανά σε ένα ουδέτερο μόριο. Η ποσότητα φορτίου σε ένα ιόν (σθένος) καθορίζεται από τον αριθμό των ηλεκτρονίων που χάνονται ή αποκτώνται από το άτομο (ή την ομάδα ατόμων που αποτελούν το ιόν). Η ηλεκτρολυτική διάσταση γράφεται με τη μορφή εξισώσεων, όπως κάθε άλλη χημική αντίδραση:
Έτσι, υπάρχουν δωρεάν φορείς φόρτισης στον ηλεκτρολύτη, έτσι δεν είναι; είναι θετικά και αρνητικά ιόντα. Βρίσκονται σε θερμική κίνηση.
Ας χαμηλώσουμε δύο ηλεκτρόδια στον ηλεκτρολύτη και ας τα συνδέσουμε στους πόλους μιας πηγής συνεχούς ρεύματος. Υπό την επίδραση του ηλεκτρικού πεδίου που δημιουργείται από την πηγή ρεύματος στον ηλεκτρολύτη, τα ελεύθερα ιόντα, εκτός από τη θερμική κίνηση, αρχίζουν να κινούνται προς αντίθετες κατευθύνσεις: θετικό - προς το αρνητικό ηλεκτρόδιο και αρνητικό - προς το θετικό ηλεκτρόδιο. Π Η ροή θετικών και αρνητικών ιόντων στον ηλεκτρολύτη υπό τη δράση του ηλεκτρικού πεδίου της πηγής ρεύματος είναι το ρεύμα στον ηλεκτρολύτη.Όσο περισσότερα ιόντα υπάρχουν μέσα 1 cm 3ηλεκτρολύτη και όσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα της κίνησής τους, τόσο μεγαλύτερο είναι το ρεύμα. Η ταχύτητα της συνεχούς κίνησης των ιόντων που σχηματίζουν ρεύμα στον ηλεκτρολύτη είναι χαμηλή. Ακόμη και το ταχύτερο ιόν υδρογόνου σε ένταση ηλεκτρικού πεδίου E = 100 v/mέχει ταχύτητα περίπου 12 cm/hκαι το ιόν νατρίου είναι 1,6 cm/h. Ο νόμος του Ohm ισχύει για τους ηλεκτρολύτες.
Όταν το ρεύμα διέρχεται από έναν ηλεκτρολύτη, τα ιόντα που φτάνουν στα ηλεκτρόδια εξουδετερώνονται και απελευθερώνονται σε αυτά με τη μορφή ουδέτερων μορίων της ουσίας. Που σημαίνει, η διέλευση ρεύματος μέσω ηλεκτρολυτών συνοδεύεται πάντα από μεταφορά ουσίας.Από αυτό προκύπτει ότι στους ηλεκτρολύτες, σε αντίθεση με τους μεταλλικούς αγωγούς, οι φορείς ρεύματος δεν είναι ελεύθερα ηλεκτρόνια, αλλά ιόντα. Σε αντίθεση με τα μέταλλα οι ηλεκτρολύτες έχουν ιοντική αγωγιμότητα.Ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται μέσω του ηλεκτρολύτη έως ότου η διαλυμένη ουσία στον διαλύτη απελευθερωθεί πλήρως στα ηλεκτρόδια, μετά την οποία το ρεύμα σταματά.
Η κίνηση των ιόντων σε ένα ηλεκτρικό πεδίο χρησιμοποιείται για την εισαγωγή τους στο σώμα για θεραπευτικούς σκοπούς μέσω του ανέπαφου δέρματος. Για παράδειγμα, όταν εγχέονται ιόντα ασβεστίου στο χέρι, το χέρι τοποθετείται σε λουτρό με υδατικό διάλυμα χλωριούχου ασβεστίου, ο βραχίονας συνδέεται με τον αρνητικό πόλο της πηγής ρεύματος και το ηλεκτρόδιο που είναι βυθισμένο στον ηλεκτρολύτη συνδέεται με ο θετικός πόλος (Εικ. 107). Υπό την επίδραση ενός ηλεκτρικού πεδίου, θετικά ιόντα ασβεστίου εισέρχονται στο σώμα και εξαπλώνονται σε όλο το χέρι.
Ας μάθουμε πώς η αντίσταση του ηλεκτρολύτη εξαρτάται από τη θερμοκρασία. Ας συναρμολογήσουμε ένα ηλεκτρικό κύκλωμα από μια πηγή ρεύματος, ένα αμπερόμετρο και έναν δοκιμαστικό σωλήνα με έναν ηλεκτρολύτη στον οποίο είναι βυθισμένα τα ηλεκτρόδια (Εικ. 108). Με τη θέρμανση του ηλεκτρολύτη, παρατηρούμε αύξηση του ρεύματος στο κύκλωμα. Αυτό σημαίνει ότι όταν θερμαίνονται οι ηλεκτρολύτες, η αντίστασή τους μειώνεται. Ταυτόχρονα, η ταχύτητα των μορίων γίνεται μεγαλύτερη, η κινητική τους ενέργεια αυξάνεται, γεγονός που προκαλεί συχνότερες και ισχυρές συγκρούσεις μεταξύ των μορίων του ηλεκτρολύτη, με αποτέλεσμα τη μεγαλύτερη διάσπαση των μορίων της διαλυμένης ουσίας σε ιόντα. Η αύξηση του αριθμού των ιόντων που σχηματίζουν ένα ρεύμα αυξάνει την ισχύ του. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η αντίσταση του ηλεκτρολύτη στην κατευθυντική κίνηση των ελεύθερων ιόντων αυξάνεται, αλλά η αύξηση του αριθμού τους προκαλεί μεγαλύτερη αύξηση της ισχύος ρεύματος παρά μείωσή της λόγω αύξησης του αριθμού των συγκρούσεων ιόντων με μόρια ηλεκτρολυτών. τελικά Όταν θερμαίνεται, η αντίσταση του ηλεκτρολύτη μειώνεται.
Η κίνηση των ιόντων στους ηλεκτρολύτες σε ορισμένες περιπτώσεις μπορεί να φανεί πολύ καθαρά.
Ρύζι. 2.
Κορέσουμε ένα κομμάτι διηθητικό χαρτί με διάλυμα ηλεκτρολύτη (θειικό νάτριο, Na 2 SO 4) και φαινολοφθαλεΐνη και το τοποθετούμε σε γυάλινη πλάκα (Εικ. 2).
Τοποθετήστε μια συνηθισμένη λευκή κλωστή κατά μήκος του χαρτιού, βρεγμένη με διάλυμα καυστικής σόδας (NaOH). Το χαρτί κάτω από το νήμα θα γίνει κατακόκκινο λόγω της αλληλεπίδρασης των ιόντων υδροξυλίου (ΟΗ) από το NaOH με τη φαινολοφθαλεΐνη. Στη συνέχεια πιέζουμε τα ηλεκτρόδια σύρματος που συνδέονται με το γαλβανικό στοιχείο στις άκρες του φύλλου και ενεργοποιούμε το ρεύμα.
Τα ιόντα υδροξυλίου από την καυστική σόδα θα αρχίσουν να κινούνται προς την άνοδο, κάνοντας το χαρτί πορφυρό. Με την ταχύτητα κίνησης της κατακόκκινης άκρης, μπορεί κανείς να κρίνει τη μέση ταχύτητα κίνησης των ιόντων υπό την επίδραση του ηλεκτρικού πεδίου μέσα στον ηλεκτρολύτη. Η εμπειρία δείχνει ότι αυτή η ταχύτητα είναι ανάλογη με την ένταση του πεδίου μέσα στον ηλεκτρολύτη. Για ένα δεδομένο πεδίο, αυτή η ταχύτητα είναι κάπως διαφορετική για διαφορετικά ιόντα. Αλλά, γενικά, είναι μικρό και για πεδία που χρησιμοποιούνται συνήθως μετριέται σε εκατοστά ή ακόμη και χιλιοστά του εκατοστού ανά δευτερόλεπτο.
Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης
Ο Svante Arrhenius επέστησε την προσοχή στη στενή σύνδεση μεταξύ της ικανότητας των διαλυμάτων αλάτων, οξέων και βάσεων να μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα και τις αποκλίσεις των διαλυμάτων αυτών των ουσιών από τους νόμους του Van't Hoff και του Raoult. Έδειξε ότι από την ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός διαλύματος μπορεί κανείς να υπολογίσει την τιμή της οσμωτικής του πίεσης και, κατά συνέπεια, τον συντελεστή διόρθωσης i. Οι τιμές του i που υπολόγισε από την ηλεκτρική αγωγιμότητα συνέπεσαν καλά με τις τιμές που βρέθηκαν για τις ίδιες λύσεις με άλλες μεθόδους.
Ο λόγος για την υπερβολικά υψηλή οσμωτική πίεση των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών είναι, σύμφωνα με τον Arrhenius, η διάσπαση των ηλεκτρολυτών σε ιόντα. Ως αποτέλεσμα, αφενός αυξάνεται ο συνολικός αριθμός σωματιδίων στο διάλυμα και, κατά συνέπεια, η οσμωτική πίεση, η μείωση της τάσης ατμών και οι αλλαγές στις θερμοκρασίες βρασμού και κατάψυξης αυξάνονται, αφετέρου, τα ιόντα καθορίζουν την ικανότητα η λύση για τη διεξαγωγή ηλεκτρικού ρεύματος.
Αυτές οι υποθέσεις αναπτύχθηκαν αργότερα σε μια συνεκτική θεωρία που ονομάζεται θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, όταν διαλύονται στο νερό, οι ηλεκτρολύτες διασπώνται (διασπώνται) σε θετικά και αρνητικά φορτισμένα ιόντα. Τα θετικά φορτισμένα ιόντα ονομάζονται κατιόντα. Αυτά περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, ιόντα υδρογόνου και μετάλλων. Τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα ονομάζονται ανιόντα. Αυτά περιλαμβάνουν ιόντα όξινων υπολειμμάτων και ιόντα υδροξειδίου. Όπως τα μόρια του διαλύτη, τα ιόντα στο διάλυμα βρίσκονται σε κατάσταση διαταραγμένης θερμικής κίνησης.
Η διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης απεικονίζεται χρησιμοποιώντας χημικές εξισώσεις. Για παράδειγμα, η διάσταση του HCl θα εκφραστεί με την εξίσωση:
HCl = H + + Cl -
Η διάσπαση των ηλεκτρολυτών σε ιόντα εξηγεί τις αποκλίσεις από τους νόμους του Van't Hoff και του Raoult. Ένα παράδειγμα είναι η μείωση του σημείου πήξης ενός διαλύματος NaCl. Τώρα δεν είναι δύσκολο να καταλάβουμε γιατί η μείωση του σημείου πήξης αυτού του διαλύματος είναι τόσο μεγάλη. Το χλωριούχο νάτριο διοχετεύεται σε διάλυμα με τη μορφή ιόντων Na + και Cl -. Σε αυτή την περίπτωση, από ένα mole NaCl, δεν λαμβάνονται 6,02 * 10 23 σωματίδια, αλλά διπλάσια. Επομένως, η μείωση της θερμοκρασίας κατάψυξης σε ένα διάλυμα NaCl θα πρέπει να είναι διπλάσια από ό,τι σε ένα διάλυμα χωρίς ηλεκτρολύτη της ίδιας συγκέντρωσης.
Ομοίως, σε ένα πολύ αραιό διάλυμα χλωριούχου βαρίου, με διάσταση σύμφωνα με την εξίσωση, η οσμωτική πίεση αποδεικνύεται 3 φορές μεγαλύτερη από αυτή που υπολογίζεται σύμφωνα με το νόμο του Van't Hoff, καθώς ο αριθμός των σωματιδίων στο διάλυμα είναι 3 φορές μεγαλύτερος παρά αν υπήρχε χλωριούχο βάριο σε αυτό με τη μορφή μορίων BaCl 2.
BaCl 2 = Ba 2+ + 2Cl -
Έτσι, τα χαρακτηριστικά των υδατικών διαλυμάτων ηλεκτρολυτών, τα οποία με την πρώτη ματιά έρχονται σε αντίθεση με τους νόμους των Van't Hoff και Raoult, εξηγήθηκαν με βάση αυτούς τους ίδιους νόμους.
Ωστόσο, η θεωρία του Arrhenius δεν έλαβε υπόψη την πολυπλοκότητα των φαινομένων στις λύσεις. Συγκεκριμένα, θεώρησε τα ιόντα ως ελεύθερα σωματίδια ανεξάρτητα από τα μόρια του διαλύτη. Η θεωρία του Arrhenius αντιτάχθηκε από τη χημική ή ένυδρη θεωρία των διαλυμάτων του Mendeleev, η οποία βασίστηκε στην ιδέα της αλληλεπίδρασης μιας διαλυμένης ουσίας με έναν διαλύτη. Στο να ξεπεραστεί η φαινομενική αντίφαση και των δύο θεωριών, μεγάλη εύσημα ανήκει στον Ρώσο επιστήμονα I. A. Kablukov, ο οποίος πρώτος πρότεινε την ενυδάτωση των ιόντων. Η ανάπτυξη αυτής της ιδέας οδήγησε στη συνέχεια στην ενοποίηση των θεωριών του Arrhenius και του Mendeleev.
Σε άπειρα αραιά διαλύματα, η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα φτάνει σε ένα όριο και δεν εξαρτάται πλέον από τη συγκέντρωση, αφού η πλήρης διάσταση συμβαίνει σε διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών (α = 1) και σε διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών η διαιονική αλληλεπίδραση εξαφανίζεται.
Η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα απείρως αραιωμένων διαλυμάτων ονομάζεται ηλεκτρική αγωγιμότητα σε άπειρη αραίωση και συμβολίζεται l ∞ (ή l 0).
Η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα σε άπειρη αραίωση, σύμφωνα με τον νόμο του Kohlrausch για την ανεξάρτητη κίνηση των ιόντων, είναι ίση με το άθροισμα των μέγιστων κινητικότητας ιόντων
Η κινητικότητα σχετίζεται με την απόλυτη ταχύτητα κίνησης των ιόντων n:
l + =n + F, l - =n - F, =F, =F
Οπου F -Αριθμός Faraday, 96487 k. ≈ 96500 k.
Ως απόλυτη ταχύτητα κίνησης ενός ιόντος v νοείται η ταχύτητα της κίνησής του σε ηλεκτρικό πεδίο με βαθμίδα δυναμικού 1 V/cm. Διάσταση n cm 2 sec -1 – σε -1. Το μέγεθος της απόλυτης ταχύτητας κίνησης ιόντων, με άλλα πράγματα ίσα (θερμοκρασία, ιξώδες του μέσου, βαθμίδα πεδίου) εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος και φτάνει μια οριακή τιμή σε άπειρα αραιά διαλύματα, δηλαδή σε φ→∞, n + → , n - →.Δεδομένου ότι η ταχύτητα κίνησης των ιόντων είναι πολύ μικρή, οι τιμές σε φάφορές μεγαλύτερη - κινητικότητα l + και εγώ - .
Η κινητικότητα ονομάζεται επίσης ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα των ιόντων. Μετράται στις ίδιες μονάδες με την ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του ηλεκτρολύτη (Ohm -1 cm 2 -g-eq -1). Η κινητικότητα των ιόντων εξαρτώνται από τη συγκέντρωση, ειδικά σε διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών στα οποία η διαιονική αλληλεπίδραση είναι ισχυρή (fl < 1). Предельные подвижности ионов и достигаются при бесконечном разведении (φ→∞,f l →1), οι τιμές τους δίνονται στη βιβλιογραφία αναφοράς.
Η εξάρτηση της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας από τον βαθμό διάστασης και διαιονικής αλληλεπίδρασης περιγράφεται από την εξίσωση:
Σε διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών, ο αριθμός των ιόντων που εμπλέκονται στη μεταφορά ηλεκτρικής ενέργειας καθορίζεται από το βαθμό διάστασης α. Σε συμπυκνωμένα διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών, το α είναι πολύ μικρό, επομένως ο αριθμός των ιόντων στο διάλυμα είναι επίσης μικρός και πρακτικά δεν υπάρχει ενδοιονική αλληλεπίδραση. Με ισχυρή αραίωση διαλυμάτων αυξάνεται το α και ο αριθμός των
ιόντα σε διάλυμα, ωστόσο, οι διαιονικές αποστάσεις είναι τόσο μεγάλες που επίσης δεν υπάρχει αλληλεπίδραση μεταξύ των ιόντων (f l = 1). Έτσι, σε διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών σε οποιαδήποτε αραίωση, τα ιόντα έχουν μέγιστη κινητικότητα και η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα εξαρτάται μόνο από το βαθμό διάστασης
Συνεπώς, ο λόγος των ηλεκτρικών αγωγιμοτήτων θα αντιστοιχεί στον βαθμό διάστασης των ασθενών ηλεκτρολυτών
Αυτή η εξίσωση ονομάζεται τύπος Arrhenius· στην πράξη, χρησιμοποιείται για τον προσδιορισμό του βαθμού διάστασης των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών.
Για έναν αδύναμο ηλεκτρολύτη 1-1 σθένους, με διάσταση σύμφωνα με το σχήμα AB↔A+ B –, χρησιμοποιώντας τον νόμο αραίωσης Ostwald και λαμβάνοντας υπόψη ότι η σταθερά διάστασης μπορεί να προσδιοριστεί μέσω της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας χρησιμοποιώντας τον τύπο:
(10.8)
όπου C είναι η συγκέντρωση ηλεκτρολύτη, mol/l.
Σύμφωνα με τη θεωρία Debye-Hückel, οι ισχυροί ηλεκτρολύτες στα διαλύματα διαχωρίζονται πλήρως σε ιόντα (α = 1) και οι διαιονικές αλληλεπιδράσεις είναι μεγάλες (fl < 1), значит уравнение (10.6) должно быть записано в виде
οπότε ο συντελεστής ηλεκτρικής αγωγιμότητας είναι ίσος με
;
Ο συντελεστής ηλεκτρικής αγωγιμότητας είναι συνάρτηση της συγκέντρωσης· προσδιορίζεται πειραματικά με βάση την ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος. Η τιμή εξαρτάται από το σθένος των ιόντων: 1-1-σθενής ηλεκτρολύτης (τύπος NaCI, HCI) σε 0,1 n. διάλυμα 0,8; για 1-2-σθενές (Na 2 SO 4, CaCI 2) f x~0,75; 2-2-σθενές (CuSO 4) ~ 0,4. Όταν τα διαλύματα αραιώνονται, η ενδοιονική αλληλεπίδραση μειώνεται και αυτές οι διαφορές εξομαλύνονται: η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα φτάνει ένα όριο και
10.4 Ο μηχανισμός της επίδρασης των ιόντων της ατμόσφαιρας στην ηλεκτρική αγωγιμότητα
λύσεις, ο νόμος της τετραγωνικής ρίζας του Kohlrausch.
Ποιοτικά, ο μηχανισμός της επίδρασης της ιοντικής ατμόσφαιρας στην ηλεκτρική αγωγιμότητα είναι ο εξής: το κεντρικό ιόν, για παράδειγμα ένα κατιόν, όταν εφαρμόζεται σταθερό ηλεκτρικό πεδίο, κινείται προς την κάθοδο και η αντίθετα φορτισμένη ιοντική ατμόσφαιρα κινείται προς την άνοδο. . Αυτό προκαλεί αυτό που λέγεται ηλεκτροφορητική αναστολή.
Η ατμόσφαιρα που περιβάλλει το κεντρικό ιόν πρέπει να εξαφανιστεί πίσω από το ιόν που κινείται στο ηλεκτρικό πεδίο και να σχηματιστεί ξανά μπροστά του. Και οι δύο διαδικασίες καταστροφής και σχηματισμού της ιοντικής ατμόσφαιρας δεν συμβαίνουν αμέσως, για παράδειγμα, σε διάλυμα χλωριούχου καλίου 0,1 Ν σε 0,6·10 -9 δευτερόλεπτα και σε διάλυμα 0,001 Ν σε 0,6·10 -7 δευτερόλεπτα. Προκαλεί αναστολή χαλάρωσης.Επομένως, ο συντελεστής ηλεκτρικής αγωγιμότητας παίρνει τιμές μικρότερες από τη μονάδα όχι ως αποτέλεσμα ατελούς διάστασης, αλλά λόγω της εκδήλωσης αυτών των αναστολών.
Εκτός από την ηλεκτροφορητική και την αναστολή χαλάρωσης, υπάρχει μια τρίτη δύναμη που αναστέλλει την κίνηση των ιόντων στο διάλυμα. Αυτή είναι η δύναμη τριβής που εξαρτάται από το ιξώδες του διαλύτη στον οποίο κινείται το ιόν. Επομένως, μια αύξηση της θερμοκρασίας προκαλεί αύξηση της ταχύτητας κίνησης των ιόντων και ως αποτέλεσμα αύξηση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας.
Για αραιά διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών, η θεωρία δίνει μια γραμμική εξάρτηση της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας από τετραγωνική ρίζα συγκέντρωσης (νόμος της τετραγωνικής ρίζας Kohlrausch)
(10.9)
Συνεχής ΕΝΑ,ανάλογα με τη φύση του διαλύτη, τη θερμοκρασία και τον τύπο σθένους του ηλεκτρολύτη, προσδιορίζεται πειραματικά από την εφαπτομένη της κλίσης της ευθείας γραμμής στον άξονα x (Εικ. 10.2).
Η οριακή ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα ισχυρών ηλεκτρολυτών μπορεί να βρεθεί με παρέκταση των πειραματικών δεδομένων στην τιμή C = 0. Πρέπει να τονιστεί ότι, αν και η περιοριστική ηλεκτρική αγωγιμότητα νοείται ως αγωγιμότητα σε συγκέντρωση ηλεκτρολύτη κοντά στο μηδέν, δεν είναι σε καμία περίπτωση ταυτόσημη με την ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύτη.
Ρύζι. 10.2 Εξάρτηση της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας από την τετραγωνική ρίζα της συγκέντρωσης για ισχυρούς ηλεκτρολύτες (HCI, KOH, LiCI) ,
και ασθενή ηλεκτρολύτη (CH 3 COOH) σε υδατικά διαλύματα.
Για διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών, η εξάρτηση του ισοδύναμου
Η ηλεκτρική αγωγιμότητα έναντι της συγκέντρωσης προκύπτει από τον νόμο αραίωσης του Ostwald. Για α1 παίρνουμε
(10.10)
που
ή σε λογαριθμική μορφή
Αυτή η εξάρτηση δεν είναι γραμμική, επομένως η τιμή δεν μπορεί να προσδιοριστεί με παρέκταση· καθορίζεται μόνο έμμεσα βάσει του νόμου του Kohlrausch για την ανεξάρτητη κίνηση των ιόντων.
Τα δεδομένα κινητικότητας ιόντων δείχνουν ότι οι ακτίνες των ιόντων στο κρυσταλλικό πλέγμα δεν διατηρούνται στα διαλύματα. Για παράδειγμα, ακτίνες
ιόντα μετάλλων αλκαλίων σε μια σειρά Li+
Με την αύξηση του φορτίου των ιόντων αυξάνεται η ταχύτητα της κίνησης του στο ηλεκτρικό πεδίο και, κατά συνέπεια, η ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος. Ωστόσο, τα ιόντα H+ (ακριβέστερα, ιόντα υδρονίου) και OH - έχουν τις υψηλότερες ταχύτητες. Μόνο η κινητικότητά τους εκφράζεται σε τριψήφιους αριθμούς (= 349,8; = 198,3 ohm -1 -cm 2 -eq -1). Αυτό εξηγείται προφανώς από το γεγονός ότι ένα πρωτόνιο μπορεί να μεταφερθεί από μόριο σε μόριο νερού μέσω του λεγόμενου μηχανισμού «ρελέ».
άνοδος (+) | H 3 O + H 2 O | κάθοδος (–).
Ως αποτέλεσμα ενός τέτοιου άλματος, το πρωτόνιο ταξιδεύει 0,86 A, που αντιστοιχεί στην κίνηση του κατιόντος υδρονίου κατά 3,1 Ǻ ή στη μεταφορά του υδροξυλίου στο ηλεκτρικό πεδίο στην άνοδο
άνοδος (+) | H 2 O OH – | κάθοδος (-),
στο οποίο το άλμα του πρωτονίου προς τα δεξιά έχει ως αποτέλεσμα την κίνηση του υδροξυλίου προς τα αριστερά. Σε αυτή την περίπτωση, το υδροξύλιο που δέχεται το πρωτόνιο μετατρέπεται σε μόριο νερού και στη θέση του εμφανίζεται ένα νέο ανιόν, που βρίσκεται πιο κοντά στην άνοδο από αυτό που εξαφανίζεται λόγω της προσθήκης του πρωτονίου. Φυσικά, με έναν τέτοιο μηχανισμό αγωγιμότητας, η κινητικότητα των ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου είναι πολύ μεγαλύτερη από αυτή των ιόντων που απλώς κινούνται σε ένα ηλεκτρικό πεδίο.
Ηλεκτρική αγωγιμότητα διαλυμάτων
Θέμα Ηλεκτροχημεία
Η σύγχρονη ηλεκτροχημεία αναπτύσσεται σε διάφορες κατευθύνσεις. Πρώτα απ 'όλα, αυτή είναι η μελέτη των διαδικασιών που σχετίζονται με τη μετατροπή της ενέργειας που απελευθερώνεται κατά τις αυθόρμητες χημικές διεργασίες σε ηλεκτρική ενέργεια. Τέτοιοι μετασχηματισμοί συμβαίνουν σε ηλεκτροχημικά συστήματα που ονομάζονται γαλβανικά κύτταρα. Με βάση αυτές τις μελέτες, έχουν δημιουργηθεί μια ποικιλία πηγών χημικού ρεύματος, από μικροσκοπικές μπαταρίες που ρυθμίζουν τον καρδιακό παλμό ανθρώπων που πάσχουν από καρδιακή νόσο έως κυψέλες καυσίμου υδρογόνου που παρέχουν ηλεκτρική ενέργεια σε διαστημόπλοια και ισχυρές μπαταρίες για ηλεκτρικά αυτοκίνητα.
Μια άλλη κατεύθυνση της ηλεκτροχημείας σχετίζεται με διεργασίες που είναι ουσιαστικά αντίθετες από αυτές που συμβαίνουν στα γαλβανικά κύτταρα. Μιλάμε για ηλεκτρόλυση- χημικοί μετασχηματισμοί ουσιών υπό την επίδραση ηλεκτρικού ρεύματος. Η ηλεκτρόλυση αποτελεί τη βάση του διαχωρισμού και του καθαρισμού μετάλλων, της παραγωγής μιας ποικιλίας χημικών ουσιών, της εφαρμογής μετάλλων στην επιφάνεια μεταλλικών και μη μεταλλικών προϊόντων, της ηλεκτροχημικής στίλβωσης και άλεσης μετάλλων και άλλων σημαντικών διεργασιών.
Η τρίτη κατεύθυνση σχετίζεται με τη μελέτη των διεργασιών διάβρωσης και την ανάπτυξη αποτελεσματικών μεθόδων για την προστασία των μετάλλων από τη διάβρωση.
Σημαντικά καθήκοντα της ηλεκτροχημείας είναι η δημιουργία και βελτίωση μεθόδων ποσοτικής ανάλυσης χημικών ουσιών, έρευνα και έλεγχος χημικών διεργασιών, ανάπτυξη οργάνων για την ανίχνευση και ποσοτικό προσδιορισμό επιβλαβών ακαθαρσιών στο περιβάλλον κ.λπ.
Οι αγωγοί ηλεκτρικού ρεύματος είναι δύο τύπων:
1.Αγωγοί πρώτου είδους ή αγωγοί με ηλεκτρονική αγωγιμότητα. Αυτά περιλαμβάνουν όλα τα μέταλλα.
2. Αγωγοί του δεύτερου τύπου, που διαθέτουν ιοντική αγωγιμότητα, είναι διαλύματα και τήγματα ηλεκτρολυτών.
Δεδομένου ότι οι διαδικασίες που εξετάζονται στην ηλεκτροχημεία συμβαίνουν κυρίως σε διαλύματα ηλεκτρολυτών, θα σταθούμε λεπτομερώς στην ιοντική αγωγιμότητα.
Όταν οξέα, βάσεις ή άλατα διαλύονται στο νερό, σχηματίζονται ιόντα που βρίσκονται σε συνεχή τυχαία κίνηση. Εάν δύο στερεά ηλεκτρόδια συνδεδεμένα σε μια πηγή συνεχούς ρεύματος βυθιστούν σε ένα διάλυμα ηλεκτρολύτη, η κίνηση των ιόντων γίνεται κατευθυντική - κάθε ιόν κινείται προς το ηλεκτρόδιο με το αντίθετο πρόσημο φόρτισης.
Η ταχύτητα κίνησης των ιόντων σε ένα ηλεκτρικό πεδίο επηρεάζεται από τους ακόλουθους παράγοντες:
α) Μέγεθος ιόντων: όσο μικρότερο είναι το ιόν, τόσο πιο κινητό είναι. Όταν εξετάζουμε αυτόν τον παράγοντα, πρέπει να θυμόμαστε ότι τα ιόντα σε ένα υδατικό διάλυμα είναι ενυδατωμένα, πράγμα που σημαίνει ότι μιλάμε για μέγεθος ενυδατωμένο ιόν. Για παράδειγμα, το ελεύθερο ιόν Li + είναι μικρότερο από το ιόν K +, αλλά το πρώτο ιόν έχει μικρότερη ταχύτητα κίνησης στο διάλυμα. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι είναι πιο ενυδατωμένο.
β) Φορτίο του ιόντος: όσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο του ιόντος τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα κίνησης του ιόντος. Ωστόσο, θα πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι με την αύξηση της φόρτισης, ο βαθμός ενυδάτωσης αυξάνεται, πράγμα που σημαίνει ότι μειώνεται η κινητικότητα.
γ) Η φύση του διαλύτη: όσο μεγαλύτερο είναι το ιξώδες του διαλύτη, τόσο μεγαλύτερη αντίσταση παρουσιάζει το ιόν, τόσο μικρότερη είναι η ταχύτητά του.
δ) Ένταση ηλεκτρικού πεδίου U, δηλ. διαφορά δυναμικού μεταξύ των ηλεκτροδίων Ε, διαιρούμενη με την απόσταση μεταξύ τους μεγάλο:
U = E/ μεγάλο (3.1.)
Προκειμένου να αποκλειστεί η επίδραση του τελευταίου παράγοντα, είναι σύνηθες να συγκρίνουμε την ταχύτητα κίνησης των ιόντων σε U = 1 V×cm -1, που ονομάζεται απόλυτες ταχύτητες. Μονάδα απόλυτης ταχύτητας: cm 2 ×V -1 ×s -1 . Η επίδραση των δύο πρώτων παραγόντων φαίνεται στον Πίνακα 3.1.
Ο πίνακας δείχνει ότι τα ιόντα H + και OH - έχουν σημαντικά υψηλότερη ταχύτητα σε σύγκριση με άλλα ιόντα. Αυτό συνήθως εξηγείται από έναν ειδικό μηχανισμό κίνησης αυτών των ιόντων, που ονομάζεται ρελέ. Η ουσία του μηχανισμού ρελέ μπορεί να αναπαρασταθεί σχηματικά ως εξής:
H 3 O + + H 2 O = H 2 O + H 3 O + και
H 2 O + OH - = OH - + H 2 O
Πίνακας 3.1.
Απόλυτες ταχύτητες ιόντων σε υδατικά διαλύματα (t=25 0 C)
| Κατιόν | V+ | Κατιόν | V+ | Ανιόν | V- | Ανιόν | V- |
| H + K + NH 4 + Ag + Na + Li + | 0.003620 0.000762 0.000760 0.000642 0.000520 0.000388 | Ba 2+ Ca 2+ S 2+ Mg 2+ | 0,000659 0,000616 0,000616 0,000550 | OH - Br - I - Cl - NO 3 - | 0,002050 0,000812 0,000796 0,000791 0,000740 | CH 3 COO - SO 4 2- ClO 4 - Fe(CN) 6 4- | 0,000424 0,000827 0,000705 0,001140 |
Έτσι, λαμβάνει χώρα ανταλλαγή ιόντων Η + μεταξύ ιόντων υδρονίου H 3 O + και μορίων νερού, καθώς και μεταξύ μορίων νερού και ιόντων υδροξειδίου. Αυτές οι διεργασίες συμβαίνουν με τεράστια ταχύτητα - η μέση διάρκεια ζωής του ιόντος H 3 O + είναι περίπου 10 -11 δευτερόλεπτα. Ελλείψει εξωτερικού πεδίου, μια τέτοια ανταλλαγή συμβαίνει προς οποιαδήποτε κατεύθυνση. Υπό την επίδραση ενός ηλεκτρικού πεδίου, η μεταφορά των ιόντων H + γίνεται κατευθυντικά.
10. Ηλεκτρική αγωγιμότητα διαλυμάτων ηλεκτρολυτών
Η ηλεκτρική αγωγιμότητα ("Kappa") ενός διαλύματος είναι το αντίστροφο της αντίστασής του R, έχει διάσταση Ohm -1 . Για αγωγό σταθερής διατομής
,
πού είναι η ειδική αντίσταση? μικρό- περιοχή διατομής του αγωγού. μεγάλο- μήκος του αγωγού. - ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα.
Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα ("kappa") ενός διαλύματος είναι η ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός στρώματος διαλύματος μήκους 1 cm, που περικλείεται μεταξύ ηλεκτροδίων με εμβαδόν 1 cm 2. Εκφράζεται σε Ohm -1. cm -1. Στο σύστημα SI, η ηλεκτρική αγωγιμότητα μετριέται σε Ohm -1. m -1.
Ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα ("λάμδα") είναι η ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός τέτοιου όγκου διαλύματος που περιέχει 1 g-ισοδύναμο της διαλυμένης ουσίας. με την προϋπόθεση ότι τα ηλεκτρόδια βρίσκονται σε απόσταση 1 cm το ένα από το άλλο, εκφράζεται σε Ohm -1. cm 2. g-eq -1.
Οπου V = 1/ντο- αραίωση (ή αραίωση) του διαλύματος, δηλ. όγκος που περιέχει 1 g-eq διαλυμένης ουσίας, και ντο- ισοδύναμη συγκέντρωση (κανονικότητα) του διαλύματος. Στο σύστημα SI, η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα εκφράζεται σε Ohm -1. m 2. kg-sq -1.
Η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών αυξάνεται με την αύξηση της αραίωσης του διαλύματος και σε άπειρη αραίωση (δηλαδή σε μια απειροελάχιστη συγκέντρωση) φτάνει μια οριακή τιμή 0, η οποία ονομάζεται ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός διαλύματος σε άπειρη αραίωση.
Σε αραιά διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών, εμπειρικά ο νόμος του Kohlrausch(νόμος της τετραγωνικής ρίζας):
όπου και 0 είναι η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος σε συγκέντρωση ΜΕκαι με ατελείωτη αναπαραγωγή, ΕΝΑ- σταθερά (σε δεδομένη θερμοκρασία) για δεδομένο ηλεκτρολύτη και διαλύτη.
Σε διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών και το 0 σχετίζονται με το βαθμό διάστασης του ηλεκτρολύτη Εξίσωση Arrhenius:
Επιπλέον, πραγματοποιείται Ο νόμος της αναπαραγωγής του Ostwald, το οποίο για έναν δυαδικό ηλεκτρολύτη γράφεται ως εξής:
,
Οπου κ- σταθερά διάστασης ασθενούς ηλεκτρολύτη.
Η ηλεκτρική αγωγιμότητα των ηλεκτρολυτών σχετίζεται με την ταχύτητα κίνησης των ιόντων στο διάλυμα. Ταχύτητα ταξιδιού v i[Μ. c -1 ] ενός ιόντος σε διάλυμα είναι ανάλογο με την ισχύ του εφαρμοζόμενου ηλεκτρικού πεδίου μι[ΣΕ. m -1]:
Συντελεστής αναλογικότητας u[m 2. s -1. B -1 ] ονομάζεται απόλυτος κινητικότητακαι αυτή.
Δουλειά u i F (φά- Η σταθερά του Faraday) ονομάζεται κινητικότητακαι αυτή Εγώ[Ωμ -1. m 2. kg-eq -1 ]:
i = u i F.
Η κινητικότητα ενός ιόντος σε άπειρη αραίωση ονομάζεται τελικός κινητικότηταιόν και ορίζεται Εγώ 0 . Όρια κινητικότητας Εγώ 0 μερικών ιόντων σε υδατικό διάλυμα [Ohm -1. cm 2. g-eq -1] δίνονται στον Πίνακα 10.1.
Σύμφωνα με νόμος Kohlrauschσε ανεξάρτητη μετανάστευση ιόντων, η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός διαλύματος σε άπειρη αραίωση είναι ίση με το άθροισμα των μέγιστων κινητικότητας κατιόντων και ανιόντων:
0 = 0 + + 0 - .
Το κλάσμα του ρεύματος που μεταφέρεται από ένα δεδομένο ιόν ονομάζεται αριθμός μεταφοράς t iκαι αυτή:
,
και εξ ορισμού.
Σύμφωνα με Νόμος Στόουκς, περιορίζοντας την κινητικότητα 0 ενός ιόντος με φορτίο zκαι ακτίνα rσε έναν διαλύτη με ιξώδες h περιγράφεται από τον τύπο:
Οπου μι- στοιχειώδες φορτίο, φά- Σταθερά Faraday.
Πίνακας 10.1
Όρια κινητικότητας Εγώ 0 ορισμένων ιόντων σε υδατικό διάλυμα στους 25 o C [Ohm -1. cm 2. g-eq -1 ]
| Η+ | 349.8 | OH- | 198.3 |
| Li+ | 36.68 | ΦΑ- | 55.4 |
| Na+ | 50.10 | Cl- | 76.35 |
| Κ+ | 73.50 | Br- | 78.14 |
| Rb+ | 77.81 | ΕΓΩ - | 78.84 |
| Αγ+ | 61.90 | ClO3 - | 64.6 |
| NH4+ | 73.55 | ClO4 - | 67.36 |
| N(CH3) 4+ | 44.92 | BrO3- | 55.74 |
| 1/2 mg 2+ | 53.05 | CN- | 78 |
| 1/2 Ca 2+ | 59.50 | ΟΧΙ 3 - | 71.46 |
| 1/2 Ba 2+ | 63.63 | CH 3 COO - | 40.90 |
| 1/2 mg 2+ | 56.6 | C6H5COO - | 35.8 |
| 1/2 Cd 2+ | 54 | H2PO4 - | 36 |
| 1 / 3 Al 3+ | 63 | 1/2 SO 4 2- | 80.02 |
| 1 / 3 La 3+ | 69.7 | 1/2 S 2 O 6 2- | 93 |
Από αυτή την εξίσωση προκύπτει Κυβέρνηση Walden-Pisarjevsky, σύμφωνα με την οποία για οποιοδήποτε ιόν ή ηλεκτρολύτη:
.
Παράδειγμα 10-1. Ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα 0,135 mol. l -1 διάλυμα προπιονικού οξέος C 2 H 5 COOH είναι 4,79. 10 -2 Βλ. m -1 . Υπολογίστε την ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος, τη σταθερά διάστασης οξέος και το pH του διαλύματος αν οι περιοριστικές κινητικότητες των H + και C 2 H 5 COO - είναι ίσες με 349,8 S cm 2. mol -1 και 37,2 S cm 2 mol -1. αντίστοιχα.
0 = 349,8 + 37,2 = 387,0 Βλέπε cm 2. mol -1.
= /ΝΤΟ? 1000 = 4,79. 10 -2 Βλέπε m -1 /0,135 mol. l -1. 1000 = 3,55 Βλέπε cm 2. mol -1.
= / 0 = 3.55/387.0 = 0.009.
= 1,15. 10-5 (mol. l-1).
C = 1,24. 10-3 (mol. l-1).
pH = -log = 2,91.
Απάντηση. = 3,55 Βλέπε cm 2. mol -1 ; = 0,009; κ= 1,15. 10 -5 mol. l -1; pH = 2,91.
Παράδειγμα 10-2. Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός κορεσμένου διαλύματος BaCO 3 σε νερό στους 18 o C είναι 25.475. 10 -4 Βλέπε m -1 . Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα του νερού είναι 4,5. 10 -5 Βλέπε m -1 . Η κινητικότητα των ιόντων Ba 2+ και CO 3 2- στους 18 o C είναι 55 και 66 Sm, αντίστοιχα, cm 2. g-eq -1. Υπολογίστε τη διαλυτότητα του BaCO 3 στο νερό στους 18 o C σε mol. l -1. θεωρώντας ότι το άλας είναι τελείως διαχωρισμένο και οι κινητικότητες των ιόντων ίσες με τις κινητικότητες σε άπειρη αραίωση.
(BaCO 3) = (διάλυμα) - (Η2Ο) = 25,475. 10 -4 - 4,5. 10 -5 = 25.025. 10 -4 Βλέπε m -1 .
0 (BaCO 3) = 0 (Ba 2+) + 0 (CO 3 2-) =
55 + 66 = 121 Βλέπε cm 2. g-eq -1 = 1,21. 10 -2 Βλέπε m 2. g-eq -1.
C = / 0 = 0,206 g-eq. m -3 = 2,06. 10 -4 g-eq. l -1 = 1,03. 10 -4 mol. l -1.
Απάντηση. ΜΕ= 1,03. 10 -4 mol. l -1.
Παράδειγμα 10-3. Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός διαλύματος 5% Mg(NO 3) 2 στους 18 o C είναι 4,38 Sm -1. και η πυκνότητά του είναι 1,038 g cm -3. Να υπολογίσετε την ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος και τον φαινομενικό βαθμό διάστασης του άλατος στο διάλυμα. Η κινητικότητα των ιόντων Mg 2+ και NO 3 - στους 18 o C είναι 44,6 και 62,6 cm αντίστοιχα cm 2. g-eq -1.
0,35 mol. l -1 = 0,70 g-eq. l -1.
= 
6.25. 10 -3 Βλ. m 2. g-eq -1 = 62,5 (Βλ. cm 2. g-eq -1).
0 = 44,6 + 62,6 = 107,2 (Βλέπε cm 2. g-eq -1).
= / 0 = 62.5/107.2 = 0.583.
Απάντηση: = 62,5 Βλέπε cm 2. g-eq -1. = 0,583.
10-2 . Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα απείρως αραιωμένων διαλυμάτων KCl, KNO 3 και AgNO 3 στους 25 o C είναι ίση με 149,9, 145,0 και 133,4 εκ. m 2 mol -1, αντίστοιχα. Ποια είναι η ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός άπειρα αραιού διαλύματος AgCl στους 25 o C; (απάντηση)
10-3. Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα απείρως αραιωμένων διαλυμάτων υδροχλωρικού οξέος, χλωριούχου νατρίου και οξικού νατρίου στους 25 o C είναι ίση με 425,0, αντίστοιχα. 128.1 και 91.0 Βλ. m2. mol -1. Ποια είναι η ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός άπειρα αραιού διαλύματος οξικού οξέος στους 25 o C; (απάντηση)
10-4 . Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός 4% υδατικού διαλύματος H 2 SO 4 στους 18 o C είναι 0,168 S cm -1. η πυκνότητα του διαλύματος είναι 1,026 g cm -3. Να υπολογίσετε την ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος. (απάντηση)
10-5. Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός κορεσμένου διαλύματος AgCl σε νερό στους 25 o C είναι 2,28. 10 -4 Βλ. m -1. και η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα του νερού είναι 1,16. 10 -4 Βλέπε m -1 . Να υπολογίσετε τη διαλυτότητα του AgCl στο νερό στους 25 o C σε mol. l -1. (απάντηση)
10-6 . Ποιο κλάσμα του συνολικού ρεύματος μεταφέρεται από το ιόν Li + σε υδατικό διάλυμα LiBr στους 25 o C; (απάντηση)
10-7 . Υπολογίστε τον αριθμό μεταφοράς Η+ σε διάλυμα HCl με συγκέντρωση 1. 10 -3 mol. l -1. Ποιος θα είναι ο αριθμός μεταφοράς Η + αν στο διάλυμα αυτό προστεθεί NaCl ώστε η συγκέντρωσή του να είναι ίση με 1,0 mol. l -1 ? (απάντηση)
10-9. Υπολογίστε την ταχύτητα κίνησης του ιόντος Na + σε υδατικό διάλυμα στους 25 o C εάν στα ηλεκτρόδια που βρίσκονται σε απόσταση 1 cm το ένα από το άλλο εφαρμόζεται διαφορά δυναμικού 10 V. Πόσο καιρό θα χρειαστεί ένα ιόν για να ταξιδέψει από το ένα ηλεκτρόδιο στο άλλο; (απάντηση)
10-10. Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός υδατικού διαλύματος ΚΙ είναι 89,00 Sm -1. και διάλυμα KCl ίδιας συγκέντρωσης είναι 186,53 Sm -1. Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός διαλύματος που περιέχει και τα δύο άλατα είναι 98,45 Sm -1. Υπολογίστε την αναλογία KCl στο διάλυμα.
10-11 . Η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός υδατικού διαλύματος ισχυρού ηλεκτρολύτη στους 25 o C είναι 109,9 S cm 2. mol -1 σε συγκέντρωση 6,2. 10 -3 mol. l -1 και 106,1 Βλέπε cm 2. mol -1 σε συγκέντρωση 1,5. 10 -2 mol. l -1. Ποια είναι η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος σε άπειρη αραίωση; (απάντηση)
10-12 . Υπολογίστε την ακτίνα του ιόντος N(CH 3) 4 + σύμφωνα με το νόμο του Stokes από τη μέγιστη κινητικότητά του σε υδατικό διάλυμα στους 25 o C. Το ιξώδες του νερού στους 25 o C είναι 8,91; 10 -4 Pa. Με. Υπολογίστε τη μέγιστη κινητικότητα αυτού του ιόντος σε γλυκερίνη, το ιξώδες της οποίας είναι 1,49 Pa. Με. (απάντηση)
10-13 . Υπολογίστε τη μέγιστη κινητικότητα του ιόντος K + στο φορμαμίδιο και τον οξικό μεθυλεστέρα εάν το ιξώδες του φορμαμιδίου είναι 3,7 φορές μεγαλύτερο και το ιξώδες του οξικού μεθυλεστέρα είναι 2,6 φορές μικρότερο από το ιξώδες του νερού. (απάντηση)
10-14 . Υπολογίστε την ηλεκτρική αγωγιμότητα 1.0. Υδατικό διάλυμα NaCl 10 -3 M στους 25 o C, με την προϋπόθεση ότι η κινητικότητα των ιόντων στη συγκέντρωση αυτή είναι ίση με τη μέγιστη κινητικότητά τους. Ένα ρεύμα 1 mA διέρχεται από ένα στρώμα διαλύματος μήκους 1 cm, που περικλείεται μεταξύ ηλεκτροδίων με εμβαδόν 1 cm2. Πόσο μακριά θα ταξιδέψουν τα ιόντα Na + και Cl - σε 10 λεπτά; (απάντηση)
10-15. Υπολογίστε την ενεργό ακτίνα του ιόντος Li + στους 25 o C από τη μέγιστη κινητικότητά του χρησιμοποιώντας το νόμο του Stokes. Υπολογίστε τον κατά προσέγγιση αριθμό των μορίων νερού που περιλαμβάνονται στο κέλυφος ενυδάτωσης του ιόντος Li +. Η κρυσταλλογραφική ακτίνα του ιόντος Li + είναι 60 μ.μ. Το ιξώδες του νερού στους 25 o C είναι 8,91. 10 -4 Pa. Με. Υπολογίστε τον κατάλληλο όγκο ενός μορίου νερού από τις παραμέτρους της εξίσωσης van der Waals. (απάντηση)
10-16. Η σταθερά διάστασης του υδροξειδίου του αμμωνίου είναι 1,79. 10 -5 mol. l -1. Να υπολογίσετε τη συγκέντρωση της NH 4 OH στην οποία ο βαθμός διάστασης είναι 0,01. και την ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος σε αυτή τη συγκέντρωση. (απάντηση)
10-17 . Ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα 1.59. 10 -4 mol. l -1 διάλυμα οξικού οξέος στους 25 o C ισούται με 12,77 cm cm 2. mol -1. Να υπολογίσετε τη σταθερά διάστασης οξέος και το pH του διαλύματος. (απάντηση)
10-18 . Η σταθερά διάστασης του βουτυρικού οξέος C 3 H 7 COOH είναι 1,74. 10 -5 mol. l -1. Ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος σε αραίωση 1024 l. mol -1 ισούται με 41,3 Sm cm 2. mol -1. Υπολογίστε τον βαθμό διάστασης του οξέος και τη συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου σε αυτό το διάλυμα, καθώς και την ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος σε άπειρη αραίωση. ( = 0,125; = 1,22 . 10 -4 mol. l -1 ; 0 = 330,7 Βλέπε cm 2 . mol -1 .) (απάντηση)
10-19 . Η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα ενός διαλύματος υδροξειδίου του αιθυλαμμωνίου C 2 H 5 NH 3 OH σε άπειρη αραίωση είναι 232,6 S cm 2. mol -1. Να υπολογιστεί η σταθερά διάστασης του υδροξειδίου του αιθυλαμμωνίου, η ισοδύναμη ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος, ο βαθμός διάστασης και η συγκέντρωση των ιόντων υδροξυλίου στο διάλυμα σε αραίωση 16 λίτρων. τυφλοπόντικας -1. εάν η ειδική ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος σε δεδομένη αραίωση είναι 1,312. 10 -3 Βλέπε cm -1 .
Οι Μεγαλύτεροι Στρατηγοί Όλων των Εποχών
Αλεξάντερ Αλεξάντροβιτς Μπλοκ
Αποσπάσματα από τους μεγάλους και διάσημους για τη ζωή, την αγάπη, τα χρήματα, την επιτυχία, τα όνειρα και πολλά άλλα.