Рух іонів у електролітах. Абсолютна швидкість руху іонів
Рідини, як і тверді тіла, можуть бути провідниками, діелектриками (спирт, вода) та напівпровідниками (розплавлений селен, телур). Розчини речовин, що проводять електричний струм, називаються електролітами.Електролітами є, наприклад, водні розчини солей, кислот і лугів. Їх (молекули складаються з двох частин, що володіють протилежними і рівними за величиною зарядами, тобто з двох іонів. Коли вони потрапляють у воду, діелектрична проникність якої ε = 81, сила електричної взаємодії між ними зменшується у 81 раз. При такому зменшенні сили тяжіння між іонами, що становлять молекули речовини, що розчиняється, останні від зіткнення з молекулами води в процесі теплового руху розпадаються на іони, тобто відбувається електролітична дисоціація. Іони водню та металів позитивні.
Деяка кількість протилежно заряджених іонів при своєму русі може бути настільки близько одна до одної, що сили електричного тяжіння об'єднують їх знову в нейтральну молекулу. Величина заряду іона (валентність) визначається кількістю втрачених або набутих атомом (або групою атомів, що становлять іон) електронів. Електролітичну дисоціацію записують у вигляді рівнянь, як і будь-які інші хімічні реакції:
Отже, електроліт має вільні носії заряду, ними? є позитивні та негативні іони. Вони перебувають у тепловому русі.
Опустимо в електроліт два електроди і приєднаємо їх до полюсів джерела постійного струму. Під дією електричного поля, утвореного джерелом струму в електроліті, вільні іони, крім теплового руху, починають рухатися в протилежні сторони: позитивні - до негативного електрода, а негативні - до позитивного електрода. П Потік позитивних і негативних іонів в електроліті поп дією електричного поля джерела струму є струм в електроліті.Чим більше іонів міститься в 1 см 3електроліту і чим більша швидкість їх руху, тим більша сила струму. Швидкість безперервного руху іонів, що утворюють струм електроліті, невелика. Навіть найшвидший іон водню за напруженості електричного поля Е = 100 в/ммає швидкість приблизно 12 см/год, а іон натрію - 1,6 см/год. Для електролітів справедливий закон Ома.
При проходженні струму через електроліт іони, досягаючи електродів, нейтралізуються та виділяються на них у вигляді нейтральних молекул речовини. Значить, проходження струму через електроліти завжди супроводжується перенесенням речовини.З цього випливає, що в електролітах, на відміну від металевих провідників, носіями струму не є вільні електрони, а іони. На відміну від металів електроліти мають іонну провідність.Через електроліт електричний струм проходить доти, поки розчинена речовина в розчиннику повністю не виділиться на електродах, після чого струм припиниться.
Рух іонів в електричному полі використовується для введення їх в організм із лікувальною метою через неушкоджену шкіру. Наприклад, при введенні в руку іонів кальцію її кисть поміщають у ванну з водним розчином хлористого кальцію, передпліччя з'єднують з негативним полюсом джерела струму, а електрод, занурений в електроліт, з позитивним полюсом (рис. 107). Під дією електричного поля позитивні іони кальцію входять у тіло та поширюються по всій руці.
З'ясуємо, як залежить опір електроліту від температури. Зберемо електричний ланцюг із джерела струму, амперметра та пробірки з електролітом, до якого занурені електроди (рис. 108). Нагріваючи електроліт, ми помічаємо збільшення сили струму ланцюга. Отже, при нагріванні електролітів їх опір зменшується. Швидкість молекул при цьому стає більшою, кінетична енергія їх збільшується, що викликає частіші і сильніші зіткнення між молекулами електроліту, в результаті відбувається більший розпад молекул розчиненої речовини на іони. Зростання числа іонів, що утворюють струм, підвищує його силу. Зі зростанням температури підвищується опір електроліту спрямованому руху вільних іонів, але зростання їх числа викликає більше збільшення сили струму, ніж зменшення його за рахунок зростання числа зіткнень іонів з молекулами електроліту. В підсумку від нагрівання опір електроліту зменшується.
Рух іонів в електролітах в деяких випадках може бути дуже наочно.
Рис. 2.
Просочимо листок фільтрувального паперу розчином електроліту (сірчанокислого натру, Na 2 SO 4) і фенолфталеїну і помістимо на скляну пластинку (рис. 2).
Поперек паперу покладемо звичайну білу нитку, змочену розчином їдкого натру (NaOH). Папір під ниткою забарвиться в малиновий колір завдяки взаємодії іонів гідроксилу (ОН) з NaOH з фенолфталеїном. Потім притиснемо до країв листка дротяні електроди, приєднані до гальванічного елемента, і включимо струм.
Іони гідроксилу з їдкого натру почнуть рухатися до анода, забарвлюючи папір малинового кольору. За швидкістю переміщення малинового краю можна судити про середню швидкість руху іонів під впливом електричного поля всередині електроліту. Досвід показує, що ця швидкість пропорційна напруженості поля всередині електроліту. При заданому полі ця швидкість різних іонів дещо різна. Але, загалом, вона невелика і для полів, що зазвичай застосовуються, вимірюється сотими і навіть тисячними частками сантиметра в секунду.
Теорія електролітичної дисоціації
Сванте Арреніус звернув увагу на тісний зв'язок між здатністю розчинів солей, кислот і основ проводити електричний струм та відхиленнями розчинів цих речовин від законів Вант-Гоффа та Рауля. Він показав, що з електропровідності розчину можна розрахувати величину його осмотичного тиску, отже, і поправочний коефіцієнт i. Значення i, обчислені ним з електропровідності, добре збіглися з величинами, знайденими для тих самих розчинів іншими методами.
Причиною надмірно високого осмотичного тиску розчинів електролітів є, згідно з Арреніус, дисоціація електролітів на іони. Внаслідок цього, з одного боку, збільшується загальна кількість частинок у розчині, а, отже, зростають осмотичний тиск, зниження тиску пари та зміни температур кипіння та замерзання, з іншого, - іони зумовлюють здатність розчину проводити електричний струм.
Ці припущення надалі були розвинені в струнку теорію, що отримала назву теорії електролітичної дисоціації. Відповідно до цієї теорії, при розчиненні у воді електроліти розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони. Позитивно заряджені іони називаються катіонами; до них відносяться, наприклад, іони водню та металів. Негативно заряджені іони називаються аніонами; до них належать іони кислотних залишків та гідроксид-іони. Як і молекули розчинника, іони у розчині перебувають у стані невпорядкованого теплового руху.
Процес електролітичної дисоціації зображують, користуючись хімічними рівняннями. Наприклад, дисоціація НСl виразиться рівнянням:
НСl = Н + + Сl -
Розпад електролітів на іони пояснює відхилення від законів Вант-Гоффа та Рауля. Як приклад можна навести зниження температури замерзання розчину NaCl. Тепер неважко зрозуміти, чому зниження температури замерзання цього розчину настільки велике. Хлорид натрію перетворюється на розчин як іонів Na + і Сl - . При цьому з одного моля NaCl виходить не 6,02 * 10 23 частинок, а вдвічі більше їх числа. Тому і зниження температури замерзання в розчині NaCl має бути вдвічі більшим, ніж у розчині неелектроліту тієї ж концентрації.
Так само в дуже розведеному розчині хлориду барію, що дисоціює відповідно до рівняння, осмотичний тиск виявляється в 3 рази більшим, ніж обчислений за законом Вант-Гоффа, оскільки кількість частинок у розчині в 3 рази більша, ніж, якби хлорид барію знаходився в ньому в вигляді молекул ВаСl 2 .
Сl 2 = 2 + + 2Сl -
Таким чином, особливості водних розчинів електролітів, що суперечать з першого погляду законам Вант-Гоффа і Рауля, були пояснені на основі цих законів.
Однак теорія Арреніуса не враховувала всієї складності явищ у розчинах. Зокрема вона розглядала іони як вільні, незалежні від молекул розчинника частинки. Теорії Арреніуса протистояла хімічна, або гідратна, теорія розчинів Менделєєва, в основі якої лежало уявлення про взаємодію розчиненої речовини з розчинником. У подоланні здається протиріччя обох теорій велика заслуга належить російському вченому І. А. Каблукову, який уперше висловив припущення про гідратацію іонів. Розвиток цієї ідеї призвело надалі до об'єднання теорій Арреніуса та Менделєєва.
У нескінченно розведених розчинах еквівалентна електропровідність досягає межі і від концентрації більше не залежить, так як у розчинах слабких електролітів настає повна дисоціація (α = 1), а в розчинах сильних електролітів міжіонна взаємодія зникає.
Еквівалентна електропровідність нескінченно розведених розчинів називається електропровідністю при нескінченному розведенні та позначається l ∞ (або l 0).
Еквівалентна електропровідність при нескінченному розведенні, згідно із законом незалежного руху іонів Кольрауша, дорівнює сумі граничних рухливостей іонів.
Рухливість пов'язана з абсолютною швидкістю руху іонів n:
l + = n + F, l - = n - F, = F, = F
де F –число Фарадея, 96487 к. ≈ 96500к.
Під абсолютною швидкістю руху іона v розуміють швидкість переміщення його в електричному полі з градієнтом потенціалу 1 в/див. Розмірність n см 2 сек -1 - -1. Величина абсолютної швидкості руху іона за інших рівних умов (температура, в'язкість середовища, градієнт поля) залежить від концентрації розчину і досягає граничного значення в нескінченно розбавлених розчинах, тобто при φ→∞, n + → , n - →.Так як швидкість руху іонів дуже мала, то використовують величини в Fраз більші - рухливості l + та l - .
Рухливість також називається еквівалентною електропровідністю іонів. Вона вимірюється в тих самих одиницях, що і еквівалентна електропровідність електроліту (Ом -1 см 2 -г-екв -1). Рухливості іонів залежить від концентрації, особливо у розчинах сильних електролітів, у яких межионное взаємодія велике (f l < 1). Предельные подвижности ионов и достигаются при бесконечном разведении (φ→∞,f l →1), їх значення наводяться у довідковій літературі.
Залежність еквівалентної електропровідності від ступеня дисоціації та міжіонної взаємодії описується рівнянням:
У розчинах слабких електролітів кількість іонів, що беруть участь у перенесенні електрики, визначається ступенем дисоціації a. У концентрованих розчинах слабких електролітів α дуже мала, тому кількість іонів у розчині також мало і практично відсутня межионное взаємодія. При сильному розведенні розчинів α зростає та збільшується число
іонів у розчині, проте міжіонні відстані такі великі, що взаємодія іонів також відсутня (f l = 1). Таким чином, в розчинах слабких електролітів при будь-яких розведеннях іони мають граничну рухливість і еквівалентна електропровідність залежить тільки від ступеня дисоціації.
Отже, відношення електропровідностей відповідатиме ступеню дисоціації слабких електролітів.
Це рівняння називають формулою Арреніуса, практично його використовують визначення ступеня дисоціації розчинів електролітів.
Для 1–1–валентного слабкого електроліту, що дисоціює за схемою АВ↔А+ В – , використовуючи закон розведення Оствальда та враховуючи, що можна визначити константу дисоціації через еквівалентну електропровідність за формулою:
(10.8)
де С – концентрація електроліту, моль/л.
Відповідно до теорії Дебая-Хюккеля, сильні електроліти в розчинах повністю дисоційовані на іони (α = 1) і міжіонні взаємодії великі (f l < 1), значит уравнение (10.6) должно быть записано в виде
звідки коефіцієнт електропровідності дорівнює
;
Коефіцієнт електропровідності є функцією концентрації, експериментально його визначають, виходячи з еквівалентної електропровідності розчину. Розмір залежить від валентності іонів: 1–1–валентного електроліту (типу NaCI, HCI) 0,1 н. розчині 0,8; для 1-2-валентних (Na 2 SО 4 СаСI 2) f x~ 0,75; 2-2-валентних (CuSО 4) ~ 0,4. При розведенні розчинів зменшується міжіонна взаємодія, і ці відмінності згладжуються: еквівалентна електропровідність досягає межі та
10.4 Механізм впливу іонів атмосфери на електропровідність
розчинів, закон квадратного кореня Кольрауша
Якісно механізм впливу іонної атмосфери на електропровідність полягає в наступному: центральний іон, наприклад катіон, при накладенні постійного електричного поля рухається до катода, заряджена протилежно іонна атмосфера переміщається до анода. Це викликає так зване електрофоретичне гальмування.
Атмосфера, що оточує центральний іон, повинна зникати позаду іона, що рухається в електричному полі, і знову утворюватися попереду нього. Обидва процеси руйнування та утворення іонної атмосфери відбуваються не миттєво, наприклад, у 0,1 н розчині хлористого калію за 0,6·10 -9 сек, а в 0,001 н розчині – за 0,6·10 -7 сек. Це викликає релаксаційне гальмування.Тому коефіцієнт електропровідності набуває значення менше одиниці над результаті неповної дисоціації, а й за рахунок прояви цих гальмування.
Крім електрофоретичного та релаксаційного гальмування, існує третя сила, що гальмує рух іонів у розчині. Це сила тертя, що залежить від в'язкості розчинника, в якому рухається іон. Тому підвищення температури викликає збільшення швидкості руху іонів і як наслідок зростання електропровідності.
Для розведених розчинів сильних електролітів теорія дає лінійну залежність еквівалентної електропровідності від кореня квадратного із концентрації (Закон квадратного кореня Кольрауша)
(10.9)
Постійна А,залежить від природи розчинника, температури та валентного типу електроліту, експериментально визначається тангенсом кута нахилу прямої до осі абсцис (рис. 10.2).
Граничну еквівалентну електропровідність сильних електролітів можна знайти екстраполяцією дослідних даних до значення С = 0. Необхідно підкреслити, що, хоча граничну електропровідність розуміють як провідність при концентрації електроліту, близької до нуля, вона аж ніяк не ідентична еквівалентної електропровідності розчинника.
Рис. 10.2 Залежність еквівалентної електропровідності від квадратного кореня з концентрації для сильних електролітів (НСI, КОН, LiCI) ,
та слабкого електроліту (СН 3 СООН) у водних розчинах.
Для розчинів слабких електролітів залежність еквівалентна
електропровідності від концентрації випливає із закону розведення Оствальда. При α1 отримуємо
(10.10)
звідки
або у логарифмічному вигляді
Ця залежність не є лінійною, тому значення неможливо визначити екстраполяцією, його визначають лише непрямим шляхом виходячи з закону незалежного руху іонів Кольрауша.
Дані про рухливість іонів показують, що радіуси іонів у кристалічній решітці не зберігаються у розчинах. Наприклад, радіуси
іонів лужних металів по ряду Li +
Зі збільшенням заряду іонів швидкість переміщення їх у електричному полі, отже, і електропровідність розчину зростають. Однак найбільші швидкості мають іони Н+ (точніше іони гідроксонія) і ВІН - . Тільки їх рухливості виражаються тризначними числами (= 349,8; = 198,3 ом -1 -см 2 -екв -1). Це, мабуть, пояснюється тим, що протон може переноситися від молекули до молекули води за так званим «естафетним» механізмом.
анод (+) | Н 3 O + Н 2 O | катод (-).
Внаслідок такого перескоку протон проходить 0,86 А, що відповідає переміщенню катіону гідроксонію на 3,1 Ǻ, або перенесення гідроксилу в електричному полі до анода
анод (+) | Н 2 O ВІН - | катод (–),
при якому перескок протона вправо має наслідком переміщення гідроксилу вліво. При цьому гідроксил, що приймає протон, перетворюється на молекулу води, а замість нього виникає новий аніон, що знаходиться до анода ближче, ніж той, що зникає внаслідок приєднання протона. Природно, що за такого механізму провідності рухливість іонів водню та гідроксилу значно більша, ніж іонів, які просто рухаються в електричному полі.
Електропровідність розчинів
Предмет електрохімії
Сучасна електрохімія розвивається у кількох напрямках. Насамперед, це вивчення процесів, пов'язаних із перетворенням енергії, що виділяється при мимовільних хімічних процесах, на електричну енергію. Такі перетворення відбуваються в електрохімічних системах, які називаються гальванічними елементами. На основі цих досліджень створені різноманітні хімічні джерела струму від мініатюрних батарейок, що регулюють серцебиття людей, які страждають на серцеві хвороби до водневих паливних елементів, що забезпечують електроенергією космічні кораблі та потужних батарей для електроавтомобілів.
Інший напрямок електрохімії пов'язане з процесами, по суті, протилежними процесам, що протікають в гальванічних елементах. Йдеться про електролізі- хімічних перетвореннях речовин під впливом електричного струму. Електроліз лежить в основі виділення та очищення металів, отримання різноманітних хімічних речовин, нанесення металів на поверхню металевих та неметалічних виробів, електрохімічного полірування та фрезерування металів та інших важливих процесів.
Третій напрямок пов'язаний з вивченням корозійних процесів та розробкою ефективних методів захисту металів від корозії.
Важливими завданнями електрохімії є створення та вдосконалення методів кількісного аналізу хімічних речовин, дослідження та контролю хімічних процесів, розробки приладів для виявлення та кількісного визначення шкідливих домішок у навколишньому середовищі тощо.
Провідники електричного струму бувають двох типів:
1.Провідники першого роду чи провідники з електронною провідністю. До них належать усі метали.
2.Провідники другого роду, що володіють іонною провідністю, це розчини та розплави електролітів.
Оскільки аналізовані в електрохімії процеси протікають, головним чином, в розчинах електролітів, докладно зупинимося на іонній провідності.
При розчиненні у воді кислот, основ або солей утворюються іони, які перебувають у безперервному безладному русі. Якщо в розчин електроліту занурити два тверді електроди, з'єднані з джерелом постійного струму, рух іонів стає спрямованим - кожен іон переміщається у напрямку до електрода з протилежним знаком заряду.
На швидкість руху іонів в електричному полі впливають такі фактори:
а) Розмір іона: чим менше іон, тим він більш рухливий. Розглядаючи цей фактор, необхідно пам'ятати, що іони у водному розчині гідратовані, а отже йдеться про розміри гідратованого іона. Наприклад, вільний іон Li + менше іона К + , проте перший іон має меншу швидкість руху в розчині. Це з тим, що він більшою мірою гідратований.
б) Заряд іона: швидкість руху іона тим більше, що вищий його заряд. Однак слід мати на увазі, що зі збільшенням заряду збільшується ступінь гідратації, значить зменшується рухливість.
в) Природа розчинника: що більше в'язкість розчинника, то більший опір відчуває іон, тим менше його швидкість.
г)Напруженість електричного поля U, тобто. різниця потенціалів між електродами Е, поділена на відстань між ними l:
U = E/ l (3.1.)
Для того, щоб виключити вплив останнього фактора прийнято порівнювати швидкості руху іонів при U = 1 × см -1 , абсолютними швидкостями. Одиниця виміру абсолютної швидкості: см 2 ×В -1 ×с -1. Вплив у перших двох чинників можна простежити по табл.3.1.
З таблиці видно, що іони Н + і ОН - мають значно більшу швидкість порівняно з іншими іонами. Це заведено пояснювати особливим механізмом руху зазначених іонів, званим естафетним. Сутність естафетного механізму можна представити схематично так:
Н 3 О + + Н 2 О = Н 2 О + Н 3 О + і
Н 2 О + ВІН - = ВІН - + Н 2 О
Таблиця 3.1.
Абсолютні швидкості іонів у водних розчинах (t=25 0 С)
| Катіон | V+ | Катіон | V+ | Аніон | V - | Аніон | V - |
| Н + К + NH 4 + Ag + Na + Li + | 0.003620 0.000762 0.000760 0.000642 0.000520 0.000388 | 2+ Са 2+ S 2+ Mg 2+ | 0,000659 0,000616 0,000616 0,000550 | ВІН - Br - I - Cl - NO 3 - | 0,002050 0,000812 0,000796 0,000791 0,000740 | СH 3 СОО - SO 4 2- ClO 4 - Fe(CN) 6 4- | 0,000424 0,000827 0,000705 0,001140 |
Таким чином, між іонами гідроксонію Н 3 Про + та молекулами води, а також між молекулами води та гідроксид-іонами відбувається обмін іонами Н + . Ці процеси відбуваються з величезною швидкістю - середня тривалість існування іона Н 3 Про становить приблизно 10 -11 с. Без зовнішнього поля такий обмін протікає в будь-яких напрямках. Під впливом електричного поля передача іонів Н + відбувається спрямовано.
10. Електропровідність розчинів електролітів
Електропровідність ("Каппа") розчину - величина, зворотна до його опору Rмає розмірність Ом -1 . Для провідника постійного перерізу
,
де - питомий опір; S- Площа перерізу провідника; l- Довжина провідника; - Питома електропровідність.
Питомою електропровідністю ("каппа") розчину називається електропровідність шару розчину довжиною 1 см, укладеного між електродами площею 1см 2 . Вона виявляється у Ом -1. см -1. У системі СІ питома електропровідність вимірюється Ом -1. м -1.
Еквівалентною електропровідністю ("лямбда") називається електропровідність такого об'єму розчину, в якому міститься 1 г-екв розчиненої речовини; за умови, що електроди знаходяться на відстані 1 см один від одного, вона виражається в Ом-1. см 2. г-екв -1.
де V = 1/C- розведення (чи розведення) розчину, тобто. об'єм, в якому міститься 1 г-екв розчиненої речовини, а C- Еквівалентна концентрація (нормальність) розчину. У системі СІ еквівалентна електропровідність виявляється у Ом -1. м 2. кг-кв-1.
Еквівалентна електропровідність розчинів електролітів зростає зі зростанням розведення розчину і при нескінченному розведенні (тобто при нескінченно малій концентрації) досягає граничного значення 0, яке називається еквівалентною електропровідністю розчину при нескінченному розведенні.
У розведених розчинах сильних електролітів виконується емпіричний закон Кольрауша(Закон квадратного кореня):
де та 0 - еквівалентна електропровідність розчину при концентрації Зі при нескінченному розведенні, A- константа (при цій температурі) для даного електроліту та розчинника.
У розчинах слабких електролітів та 0 пов'язані зі ступенем дисоціації електроліту рівнянням Арреніуса:
Крім того, виконується закон розведення Оствальду, який для бінарного електроліту записується наступним чином:
,
де K- Константа дисоціації слабкого електроліту.
Електропровідність електролітів пов'язана зі швидкостями руху іонів у розчині. Швидкість руху v i[М. з -1 ] іона в розчині пропорційна напруженості доданого електричного поля E[Ст. м -1]:
Коефіцієнт пропорційності u[м 2. з -1. В -1] називається абсолютної рухливістюі вона.
твір u i F (F- постійна Фарадея) називається рухливістюі вона i[Ом-1. м 2. кг-екв -1]:
i = u i F.
Рухливість іона при нескінченному розведенні називається граничною рухливістюіона і позначається i 0 . Граничні рухливості i 0 деяких іонів у водному розчині [Ом -1. см 2. г-екв -1] наведені у Таблиці 10.1.
Згідно закону Кольраушапро незалежну міграцію іонів, еквівалентна електропровідність розчину при нескінченному розведенні дорівнює сумі граничних рухливостей катіонів та аніонів:
0 = 0 + + 0 - .
Частка струму, що переноситься даним іоном, називається числом перенесення t iі вона:
,
причому за визначенням.
Згідно закону Стокса, гранична рухливість 0 іона із зарядом zта радіусом rу розчиннику з в'язкістю h описується формулою:
де e- Елементарний заряд, F- Постійна Фарадея.
Таблиця 10.1
Граничні рухливості i 0 деяких іонів у водному розчині при 25 o C [Ом -1. см 2. г-екв -1]
| H+ | 349.8 | OH - | 198.3 |
| Li + | 36.68 | F - | 55.4 |
| Na + | 50.10 | Cl - | 76.35 |
| K + | 73.50 | Br - | 78.14 |
| Rb + | 77.81 | I - | 78.84 |
| Ag + | 61.90 | ClO 3 - | 64.6 |
| NH 4+ | 73.55 | ClO 4 - | 67.36 |
| N(CH 3) 4 + | 44.92 | BrO 3 - | 55.74 |
| 1/2 Mg 2+ | 53.05 | CN - | 78 |
| 1 / 2 Ca 2+ | 59.50 | NO 3 - | 71.46 |
| 1/2 Ba 2+ | 63.63 | CH 3 COO - | 40.90 |
| 1/2 Mg 2+ | 56.6 | C 6 H 5 COO - | 35.8 |
| 1 / 2 Cd 2+ | 54 | H 2 PO 4 - | 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 |
З цього рівняння випливає правило Вальдена-Писаржевського, згідно з яким для будь-якого іона або електроліту:
.
Приклад 10-1. Питома електропровідність: 0.135 моль. л -1 розчину пропіонової кислоти C 2 H 5 COOH дорівнює 4.79. 10 -2 Див. м -1 . Розрахувати еквівалентну електропровідність розчину, константу дисоціації кислоти і pH розчину, якщо граничні рухливості H + і C 2 H 5 COO - дорівнюють 349.8 Див. см 2. моль -1 і 37.2 Див. відповідно.
0 = 349.8 + 37.2 = 387.0 Див. см 2. моль -1.
= /C? 1000 = 4.79. 10 -2 Див. м -1 /0.135 моль. л -1. 1000 = 3.55 Див. см 2. моль -1.
= / 0 = 3.55/387.0 = 0.009.
= 1.15. 10-5 (моль. л-1).
C = 1.24. 10 -3 (моль. л -1).
pH = -lg = 2.91.
Відповідь. = 3.55 Див. см 2. моль -1; = 0.009; K= 1.15. 10 -5 моль. л-1; pH = 2.91.
Приклад 10-2. Питома електропровідність насиченого розчину BaCO 3 у воді при 18 o C дорівнює 25.475. 10 -4 Див. м -1 . Питома електропровідність води 4.5. 10 -5 Див. м -1 . Рухливості іонів Ba 2+ і CO 3 2- при 18 o C рівні відповідно 55 і 66 див. Розрахувати розчинність BaCO 3 у воді при 18 o C моль. л -1. вважаючи сіль повністю дисоційованою, а рухливості іонів рівними рухливості при нескінченному розведенні.
(BaCO 3) = (р-ра) - (H 2 O) = 25.475. 10-4-4.5. 10 -5 = 25.025. 10 -4 Див. м -1 .
0 (BaCO 3) = 0 (Ba 2+) + 0 (CO 3 2-) =
55 + 66 = 121 Див. см 2. г-екв -1 = 1.21. 10 -2 Див. м 2. г-екв -1.
З = / 0 = 0.206 г-екв. м -3 = 2.06. 10 -4 г-екв. л -1 = 1.03. 10 -4 моль. л-1.
Відповідь. З= 1.03. 10 -4 моль. л-1.
Приклад 10-3. Питома електропровідність 5% розчину Mg(NO 3) 2 при 18 o C дорівнює 4.38 Див м -1. а його щільність - 1.038 см -3 . Розрахувати еквівалентну електропровідність розчину і здається ступінь дисоціації солі в розчині. Рухливості іонів Mg 2+ і NO 3 - при 18 o C рівні відповідно 44.6 і 62.6 Див.
0,35 моль. л -1 = 0.70 г-екв. л-1.
= 
6.25. 10 -3 Див. м 2. г-екв -1 = 62.5 (Див. см 2. г-екв -1).
0 = 44.6 + 62.6 = 107.2 (Див. см 2. г-екв -1).
= / 0 = 62.5/107.2 = 0.583.
Відповідь: = 62.5 Див. см 2. г-екв -1. = 0.583.
10-2 . Питома електропровідність нескінченно розведених розчинів KCl, KNO 3 і AgNO 3 при 25 o C дорівнює відповідно 149.9, 145.0 та 133.4 Див. м 2. моль -1 . Якою є питома електропровідність нескінченно розведеного розчину AgCl при 25 o C? (Відповідь)
10-3. Питома електропровідність нескінченно розведених розчинів соляної кислоти, хлориду натрію та ацетату натрію при 25 o C дорівнює відповідно 425.0. 128.1 та 91.0 Див. м 2 . моль-1. Якою є питома електропровідність нескінченно розведеного розчину оцтової кислоти при 25 o C? (Відповідь)
10-4 . Питома електропровідність 4% водного розчину H 2 SO 4 при 18 o C дорівнює 0.168 див -1. щільність розчину - 1.026 см -3 . Розрахувати еквівалентну електропровідність розчину. (Відповідь)
10-5. Питома електропровідність насиченого розчину AgCl у воді при 25 o C дорівнює 2.28. 10 -4 Див. м -1. а питома електропровідність води 1.16. 10 -4 Див. м -1 . Розрахувати розчинність AgCl у воді при 25 o C моль. л-1. (Відповідь)
10-6 . Яку частку загального струму переносить іон Li + у водному розчині LiBr при 25 o C? (Відповідь)
10-7 . Розрахувати число перенесення H + у розчині HCl із концентрацією 1 . 10 -3 моль. л-1. Яким буде число перенесення H + , якщо до цього розчину додати NaCl, щоб його концентрація дорівнювала 1.0 моль. л -1? (Відповідь)
10-9. Розрахувати швидкість руху іона Na + у водному розчині при 25 o C, якщо різниця потенціалів 10 В прикладена до електродів, що знаходяться на відстані 1 см один від одного. Скільки часу знадобиться іону, щоб пройти відстань від одного електрода до іншого?
10-10. Питома електропровідність водяного розчину KI дорівнює 89.00 Див. м -1. а розчину KCl тієї ж концентрації - 186.53 Див м -1 . Питома електропровідність розчину, що містить обидві солі, дорівнює 98.45 Див. Розрахувати частку KCl у розчині.
10-11 . Питома електропровідність водного розчину сильного електроліту при 25 o C дорівнює 109.9 див. моль-1 при концентрації 6.2. 10 -3 моль. л -1 та 106.1 Див. см 2 . моль-1 при концентрації 1.5. 10 -2 моль. л-1. Яка питома електропровідність розчину при нескінченному розведенні? (Відповідь)
10-12 . Розрахувати радіус іона N(CH 3) 4 + згідно із законом Стокса з його граничної рухливості у водному розчині при 25 o C. В'язкість води при 25 o C дорівнює 8.91? 10 -4 Па. с. Оцінити граничну рухливість цього іона в гліцерині, в'язкість якого дорівнює 1.49 Па. с. (Відповідь)
10-13 . Оцінити граничну рухливість іона K + у формаміді та метилацетаті, якщо в'язкість формаміду в 3.7 разів більша, а в'язкість метилацетату в 2.6 разів менша, ніж в'язкість води. (Відповідь)
10-14 . Розрахувати питому електропровідність 1.0. 10 -3 M водного розчину NaCl при 25 o C, вважаючи, що рухливості іонів при цій концентрації дорівнюють їх граничним рухливості. Через шар розчину довжиною 1 см, укладений між електродами площею 1 см 2 пропускають струм силою 1 мА. Яку відстань пройдуть іони Na+ та Cl – за 10 хвилин? (Відповідь)
10-15. Розрахувати ефективний радіус іона Li + при 25 o C його граничної рухливості, використовуючи закон Стокса. Розрахувати приблизну кількість молекул води, що входять у гідратну оболонку іона Li + . Кристалографічний радіус іона Li + дорівнює 60 пм. В'язкість води при 25 o C дорівнює 8.91. 10 -4 Па. с. Власний обсяг молекули води оцінити із параметрів рівняння Ван-дер-Ваальса. (Відповідь)
10-16. Константа дисоціації гідроксиду амонію дорівнює 1.79. 10 -5 моль. л-1. Розрахувати концентрацію NH 4 OH, за якої ступінь дисоціації дорівнює 0.01. та еквівалентну електропровідність розчину при цій концентрації. (Відповідь)
10-17 . Еквівалентна електропровідність 1.59. 10 -4 моль. л -1 розчину оцтової кислоти при 25 o C дорівнює 12.77 див. моль-1. Розрахувати константу дисоціації кислоти та pH розчину. (Відповідь)
10-18 . Константа дисоціації масляної кислоти C 3 H 7 COOH дорівнює 1.74. 10 -5 моль. л-1. Еквівалентна електропровідність розчину при розведенні 1024 л. моль -1 дорівнює 41.3 Див. см 2 . моль-1. Розрахувати ступінь дисоціації кислоти та концентрацію іонів водню в цьому розчині, а також еквівалентну електропровідність розчину при нескінченному розведенні. ( = 0.125; = 1.22 . 10 -4 моль. л -1 ; 0 = 330.7 Див. см 2 . моль -1 .) (відповідь)
10-19 . Еквівалентна електропровідність розчину гідроксиду етиламонію C 2 H 5 NH 3 OH при нескінченному розведенні дорівнює 232.6 Див. моль-1. Розрахувати константу дисоціації гідроксиду етиламонію, еквівалентну електропровідність розчину, ступінь дисоціації та концентрацію іонів гідроксилу в розчині при розведенні 16 л. міль -1. якщо питома електропровідність розчину при даному розведенні дорівнює 1.312. 10 -3 Див. см -1 .
Дядько Ваня сюжет п'єси. "Дядя Ваня. Ставлення до професора оточуючих
Крихітка Цахес по прозвищу Циннобер
Майков, Аполлон Миколайович – коротка біографія