13. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации (I, a, Kg).

Электрохимия делится на 2-а раздела:

1.Учение об электр-сти растворов электролитов. Изучаем св-ва веществ с ионным типом электр-сти. Р-ры и расплавы электролитов, а так же твёрдые соли.

2. Учение об электродных процессах. Изучает законом-сти прот-ния хим. р-ий под воздействием элект-кой энергии и наоборот.

Электролиты – в-ва, которые в р-ре или расплаве полностью или частично состоит из ионов (при раст-ии самопр-льно распадаются на ионы). Для р-ров электролитов создана теория электрлит. диссоциации. В основе теории лежит след. положения:

1.электрол. проводят эл. ток.

2.Отклонение св-ств электролитов от св-ств неэлектр.

Основные направления теории:

1.При растворении в р-ле, в Н₂О, молекулы р-ля распад. на (-) и (+) заряженные ионы. Энергия взаимодействия р-ля с молекулой эл-та достаточна для разрыва ионной связи. Работа по разъединению ионов (сальвотация) сопр-тся уменьшением энергии Гиббса сис-мы.

2. Процесс диссоциации явл-ся обратимым и в р-ре эл-та существ. динамич-ое равновесие. Полная диссоциация осущ-тся с разбавлением р-ров.

С Н₃СООН СН₃СОО^- +Н⁺

3.Суммарный (+) заряд ионов равен сум-му (-) заряду ионов.

4.Силы взаимодействия между ионами отсутствуют и р-ры электролитов ведут себя как идеальные газы. Это справедливо только для разбавленных р-ров электролитов.

Последний пункт является недостатком теории Аррениуса. Теория объясняет основные закономерности в поведении эл-ов. Для количества оценки процесса диссоциации Аррениус ввёл величину степени диссоциации.(a).

a = число продиссоц. молекул / число молекул, введ в р-р.

По степени диссоциации эл-ты делятся на сильные и слабые. Для слабых a << 1, для сильных a=.1

Сильные эл-ты диссоци-ся необратимо, слабые – обратимо. Из з-на действ. масс:

К_g = [CH₃COO^-][H⁺] / [CH₃COOH]

K _g – const диссоциация явл-ся характеристикой слабого эл-та при данной t-ре. Не зависит от концентрации р-ра. Степень диссоциации ув-ся с умен-ием концентрации. С 0, a 1

С

Взаимосвязь степени и const дисс-ии установил закон разв-ия Оствальда.

[CH₃COO^-] = [H⁺] = aC₀

[CH₃COOH] =(1 - a)C₀

C₀ – исх. концентрация р-ра эл-та.

K_g = a²*C₀ / 1 – a = h² / (1 - a)*V

V = 1 / C

И ногда для р-ров слабых электролитов можно пренебреч знаменателем, тогда:

K _g = a² * C =>a = K / C

Для сильных элект-тов закон разведен. Оствальда не применим.

Р-ры электролитов (реальных) обнар. большие отклонения от идеальных растворов. Это обусловлено увеличение числа частиц в процессах диссоциации. Для учёта отклонения ввод изотонический коэф-ент(i).

i = св-во эл-та / св-во не эл-та = С эл-та / С не эл-та = DТ зам. эл-та / DТ зам. эл-та.

Изотонический коэф-нт – отношения фактического числа в р-ре к тому, которое было бы в отсутств. диссоциации. Опред. связь между изотоническим коэф-ми степенью диссоциации.

N – общее число малекул, введ. в р-р.

i = N[1 + (K - 1)a] / N

aN – число малекул, котор. продиссоциир-ы.

К – число ионов, кот. образ при диссоц.

(1 - a)N – число мал, кот, не продиссоц.

для описания св-ств реальных р-ров эл-тов необход. учитывать изотоническ. коэффициент.

П_неэл. = СRT; П_эл = iCRT