Электропроводность растворов электролитов реферат

Обновлено: 04.07.2024

Электролитом называется вещество, которое при взаимодействии с водой способно распадаться на ионы и тем самым переносить электрический заряд. По способу переноса электрического заряда все проводники делятся на два рода. К проводникам первого рода относятся проводники с электронной проводимостью (все металлы, углерод, графит, некоторые неметаллы). К проводникам второго рода относятся проводники с ионной проводимостью (растворы кислот, большинства солей и оснований, а также их расплавы).

Содержание

1) Электрохимическая проводимость. Равновесие в растворах электролитах.
2) Электродвижущие силы. Электродные потенциалы.
3) Формальная кинетика.
4) Зависимость скорости реакции от температуры.
5) Фотохимические реакции.
6) Сложные реакции.

Прикрепленные файлы: 1 файл

березин реферат.docx

1. Электрическая проводимость. Равновесие в растворах электролитов

1.1 Необходимые исходные сведения и основные уравнения

Важнейшей характеристикой электрической проводимости является электрическое сопротивление проводников:

где - удельное электрическое сопротивление, Ом.м; l - длина проводника первого рода или расстояние между электродами в проводнике второго рода, м; s - площадь поперечного сечения проводника первого рода или площадь электродов проводника второго рода, м2.

Величина, обратная сопротивлению, называется электрической проводимостью:

где - удельная электрическая проводимость, Ом-1.м-1. Удельной электрической проводимостью называется электрическая проводимость электролита, заключенного между электродами площадью 1 м2 и расположенными на расстоянии 1 м друг от друга.

где с - эквивалентная концентрация электролита, моль.м-3. Эквивалентной электрической проводимостью называется электрическая проводимость электролита, заключенного между электродами, находящимися на расстоянии 1 м друг от друга и такой площади, что в пространстве между ними содержится 1 моль электролита.

Зависимость эквивалентной электрической проводимости от концентрации описывается уравнением Кольрауша:= - А,(1.4)

где - эквивалентная электрическая проводимость при бесконечном разбавлении, Ом-1.моль-1.м2; А - постоянная, зависящая от природы электролита.

Так как проводник второго рода при растворении в воде распадается на два типа ионов, то электрический заряд переносится совместно катионами и анионами и справедливо уравнение Кольрауша (закон независимости движения ионов):

где и - - электрические проводимости соответственно катиона и аниона, Ом-1.моль-1.м2. Электрическая проводимость катиона и аниона в большей степени определяется скоростью их движения:

u+ = u+0U/l и v- = v-0U/l,(1.6)

где u+0 и v-0 - абсолютные скорости движения ионов, м2.с-1.В-1; U/l - напряженность электрического поля, В.м-1,

где F - число Фарадея (F = 96500 Кл).

Абсолютные скорости движения ионов различны. Так как в проводниках второго рода электрический заряд переносится од-новременно катионами и анионами, то

Q = Q+ + Q-и I = I+ + I- (1.8)

где Q - перенесенный заряд, Кл; Q+ и Q- - заряд, перенесенный катионами и анионами, Кл; I, I-, I+ - общая сила тока и сила тока, определяемая движением анионов и катионов, А.

Количество заряда, перенесенного ионами, зависит от скорости движения (подвижности), заряда и размера ионов, а также от некоторых других факторов. В большинстве случаев доли зарядов, перенесенных разными видами ионов, не совпадают друг с другом. По этой причине вводится понятие о числах переноса ионов (t+ и t-). Числом переноса ионов называется доля заряда, перенесенного данным видом иона:

t- = Q-/(Q+ + Q-) = I-/(I+ + I-). (1.10)

Очевидно, что t+ + t- = 1. Отсюда:

t+ = 1 - t- и t- = 1 - t+. (1.11)

Числа переноса можно выражать через скорости движения и подвижности ионов:

t+ = v+0/(v+0 + v-0) = л+/(л+ + л-) = л+/л?;

t- = v-0/(v+0 + v-0) = л-/(л+ + л-) = л-/л?. (1.12)

Так как в ходе переноса заряда ионы разряжаются на электродах, то концентрации электролита в анодном, катодном и среднем пространствах различны:

t+ = Дск/Дс иt- = Дса/Дс (1.13)

где ск и са- изменение концентрации электролита в катодном и анодном пространствах; с - общая убыль концентрации элек-тролита (изменение концентрации в среднем пространстве).

Количественно степень распада электролита на ионы выра-жается через (степень диссоциации):

где np - количество молекул, распавшихся на ионы; n - общее количество молекул электролита, введенных в раствор. По значению различают сильные и слабые электролиты ( 0,85 и 0,25 0,85 соответственно).

При диссоциации слабого электролита, распадающегося на одновалентные ионы по схеме: АВ - А+ + В-, константа диссоциации:

где символы в квадратных скобках указывают на концентрации соответствующих веществ. Если степень диссоциации

то Кд = 2.с, или = . (1.17)

Соотношение (1.17) называется законом разведения Оствальда (в простейшей форме). После подстановки (1.16) в (1.17) закон разведения Оствальда примет вид

Кд = л2. с/[(л?.(л? - л)]. (1.18)

Зависимость константы диссоциации от температуры описывается уравнением

lg (К/К) = -ДНдисс(1/Т2 - 1/Т1)/(2,3.R), (1.19)

где Ндисс- теплота диссоциации, Дж.моль-1.

Работу диссоциации можно определить по уравнению изотермы Вант-Гоффа:

w = -G0 = RTlnKи w = -G0 = 2,3RTlgK, (1.20)

где G0 - стандартное изменение энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала) при диссоциации, кДж.моль-1.

Необходимо учесть, что для сильных электролитов в приведенные выше уравнения вместо концентрации необходимо подставлять активности, которые связаны с концентрациями через коэффициент активности:

где а - активность сильного электролита, моль.м-3; - коэффициент активности сильного электролита при данной концентрации, с - молярная концентрация сильного электролита, моль.м-3;

Активностью сильного электролита называется активная часть этого вещества в растворе. Коэффициенты активностей для большинства веществ известны и приведены в справочнике (например, в [8]). Активность электролитов чаще всего выражают через моляльность m и средние ионные коэффициенты активности г±.

Таблица 1 - Соотношения между моляльностью m, средней ионной моляльностью m±, активностью а и средним ионным коэффициентом активности г± для некоторых электролитов

Тип валентности электролита

KCl (1-1); ZnSO4 (2-2);

CaCl2 (2-1); Na2SO4 (1-2)

AlCl3 (3-1), Na3PO4 (1-3)

Al(SO4)3 (3-2); Fe3(PO4)2 (2-3)

здесь н - количество ионов, на которые распадается данный электролит. Моляльностью называется число молей вещества (электролита), содержащегося в 1000 г чистого растворителя (для воды - в 1000 мл).

Зависимость средней ионной моляльности от моляльности электролита выражается уравнением

где и - соответственно количество катионов и анионов на которые распадается молекула электролита при диссоциации ( = + -). Средний ионный коэффициент активности можно выразить через ионные коэффициенты активности:

где + и - - соответственно коэффициенты активности катиона и аниона. Средняя ионная активность составит

Общая активность электролита:

где а+ и а- - соответственно активности катионов и анионов:

а+ = . m+иa- = -. m-. (1.26)

Ионные моляльности связаны с моляльностью электролита соотношениями:

m+ = m иm- = m -. (1.27)

Зависимость среднего ионного коэффициента активности от ионной силы раствора (предельное уравнение Дебая и Гюккеля) имеет вид

lg = 0,509. z+. z-.. (1.28)

где z+ и z- - соответственно заряды катиона и аниона; I - ионная сила раствора:

Cмвол i указывает на тип иона. Для 1-1 - валентного элек-тролита уравнение (1.29) имеет вид

Это уравнение применимо для растворов электролитов, в которых I 0,001.

1.2 Задачи с решениями

1. Удельная электрическая проводимость 0,135 моль/л раствора пропионовой кислоты С2Н5СООН равна 4,79.10-2 Ом-1.м-1. Рассчитайте эквивалентную электрическую проводимость раствора, константу диссоциации кислоты и рН раствора, если предельные подвижности Н+ и С2Н5СОО- равны 349,8 Ом.см2/моль и 37,2 Ом.см2/моль соответственно.

Решение: ? = 349,8 + 37,2 = 387,0 Ом-1.см2/моль; = = .1000/с = 4,79.10-2 Ом-1.м-1/0,135 моль.л-1 = 3,55. = /? = = 3,55/387,0 = 0,009. Кд = (2.с)/(1-) = (0,0092.0,135)/(1-0,009) = = 1,15.105, [Н+] = .с = 1,24.10-3 моль/л. рН = - lg [Н+] = 2,91.

Ответ: = 3,55 Ом-1.см2/моль; = 0,009; Кд =1,15.10-5 моль/л; рН = 2,91.

2. ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ

2.1 Необходимые исходные сведения и основные уравнения

ЭДС гальванического элемента Е равна разности условных электродных потенциалов его полуэлементов ц1 и ц2. Если значением диффузионного потенциала можно пренебречь то

(индекс 2 относится к более положительному электродному потенциалу). Электрохимические реакции, протекающие на электродах, и сами электроды разделяют на следующие типы:

1. Электроды 1-го рода, обратимые по катиону: Меn+ + ne = = Ме0, где Меn+ и Ме0 Ї окисленная и восстановленная формы вещества; nе - количество электронов. Потенциал электрода 1-го рода рассчитывается по уравнению Нернста:

где ц - потенциал электрода, В; ц0 - стандартный потенциал электрода, В; n - число электронов, участвующих в элемен-тарной реакции; F - число Фарадея; aRed и aOx - активности вос-становленной и окисленной форм вещества, вступающего в реакцию. Множитель при Т = 298 К и значении R, равном 8,31 Дж/(моль.К), равен 0,059. К электродам 1-го рода относятся:

а) серебряный электрод:

Ag+¦Ag; Ag+ + e = Ag0; n =1;aOx = aAg+; aRed = aAg =1,

ц = ц0Ag+ lgaAg+; (2.3)

б) амальгамный электрод:

Cd2+ ¦[Cd] (Hg)Cd2+ + 2e = [Cd]ам; n = 2; aOx = aCd+

где ц - потенциал амальгамного электрода при активности кадмия в амальгаме, а[Cd] = 1;

в) газовый электрод:

H+ ¦Pt, H2; H+ + e =Ѕ H2; n = 1; aOx = aH++; aRed = = ;

2. Электроды 2-го рода, обратимые по аниону, представляют собой металл, покрытый труднорастворимой солью этого метал-ла, который находится в равновесии с раствором, содержащим соответствующий анион: AgCl + e = Ag + Cl-; n=1; aOx = aAgCl = 1; aRed = aCl-;

где Ї стандартный потенциал серебряного электрода, обратимого по катиону; ПРAgCl Ї произведение растворимости хлорида серебра. К электродам 2-го рода относятся:

а) газовый электрод:

Ѕ Cl2 + e = Cl-; n = 1; aOx = ; aRed = ;

б) каломельный электрод Cl-¦Hg2Cl2, на котором идет электродная реакция HgCl2 + 2e = Hg+ + 2Cl-

в) хлорсеребряный электрод Cl-¦AgCl, Ag, на котором идет электродная реакция AgCl + e = Ag+ + Cl-

Окислительно-восстановительные электроды (редокси - электроды) представляют собой инертный металл, опущенный в раствор, содержащий окисленную и восстановленную формы. Уравнение Нернста для данных электродов имеет вид:

где аОх(аО) Ї активность окисленного иона; aRed(aВ) - активность восстановленного иона. Они делятся:

а) на простые: Fe3+ + e = Fe2+; n = 1; aRed = ; aOx = ;

Хингидронный электрод: C6H4O2 (хинон) + 2H+ + 2e = = C6H4(OH)2 (гидрохинон);

n = 2, aRed = aгх = 1; аОх = ах = 1;

Связь константы равновесия химической реакции и стандартных электродных потенциалов выражается соотноше-нием

(ц02 - ц01).n/0,0592 (Т = 298 К). (2.14)

Для концентрационных цепей уравнение Нернста (при отсутствии диффузионного потенциала) для электродов типа

Cu | Cu2+ ¦ Cu2+ | Cu ; Ag, AgCl | HCl ¦ HCl | Ag, AgCl

a1 a2 (a2 > a1) a1 a2 (a2 > a1)

где а1 и а2 - активности ионов Cu2+ и Cl- соответственно.

Для электродов 2-го рода типа: Pt, H2 (P1) | HCl | Pt, H2 (P2), уравнение (2.15) преобразуется в уравнение

где P1 и P2 - давления водорода, P1 > P2.

Для амальгамного элемента: Hg [Cd] (a1) | Cd2+ | Hg [Cd] (a2), (a2 > a1), уравнение Нернста имеет вид

где a1 и a2 - активности металлического кадмия в амальгаме. Для элемента типа: Cd(ж) (a1 = 1) | Cd в расплаве солей | Cd в расплаве Cd - Sn (a2) уравнение (2.17) принимает вид

где a2 - активность кадмия в расплаве Cd - Sn.

Расчет ЭДС концентрационной цепи (например, серебряной, Ag | AgNO3 (а1) ¦ AgNO3 (а2) | Ag,) производится по формуле

Е = 2. 0,059. . lg(а1/а2) /(?,+?,) (2.19)

где л?,Ag+ и л?, - подвижности аниона и катиона.

Термодинамические функции ДG, ДS, ДH для электрохимических реакций рассчитывают по уравнениям:

3. ФОРМАЛЬНАЯ КИНЕТИКА

3.1 Необходимые исходные сведения и основные уравнения

Химическая кинетика - раздел физической химии изучающий закономерности протекания химической реакции во времени. В задачу этого раздела входит определение скорости и константы скорости химической реакции, а также изучение закономерностей их изменения в зависимости от различных факторов (температуры, давления, концентрации реагирующих веществ и др.).

Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации веществ в единицу времени. Для реакций, описываемых стехиометрическим уравнением

А1 + А2 +А3 А3 +…. В1 + В2 + В3 +…,

стинная скорость выражается

v = -dc/ dt = +dc/ dt,(3.1)

где сi - изменение концентрации любого участника химичес-кой реакции за промежуток времени t. Зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ выражается законом действия масс (основной постулат химической кинетики):

Молекулярность - это количество частиц, участвующих в элементарном акте химической реакции. Она может принимать любое целое положительное число. Однако вследствие малой вероятности одновременного столкновения большого количества частиц реакции с молекулярностью, превышающей четыре, практически не встречаются.

Функция "чтения" служит для ознакомления с работой. Разметка, таблицы и картинки документа могут отображаться неверно или не в полном объёме!

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Белгородская государственная технологическая академия строительных материалов

Кафедра физической и коллоидной химии

Выполнил: ст. гр. ПЭ-31

Проверил: Лопанов А.Н.

1.1. Удельная и молярная электропроводности…….…….…..……..4

1.2. Эквивалентная электропроводность…………………………….7

2.1. Зависимость подвижности ионов от температуры…………. 11

2.2. Зависимость подвижности ионов от

3. Аномальная подвижность ионов гидроксония

5. Закон разбавления Оствальда………………………………………..19

6. Электрофоретический и релаксационный эффекты

в электролитах, их влияние на электрическую проводимость……22

7. Методы измерения электропроводности электролитов………..….25

Список используемой литературы…………………………………28

Электролиты (от электро и греч. lytos - разлагаемый, растворимый), жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько-нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле электролиты называются вещества, растворы которых проводят электрический ток ионами, образующимися в результате электролитической диссоциации. Электролиты в растворах подразделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциированы на ионы в разбавленных растворах. К ним относятся многие неорганические соли и некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.). Молекулы слабых электролитов в растворах лишь частично диссоциированы на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах. Деление электролитов на сильные и слабые в некоторой степени условно, т. к. оно отражает не свойства самих электролитов, а их состояние в растворе. Последнее зависит от концентрации, природы растворителя, температуры, давления и др.

По количеству ионов, на которые диссоциирует в растворе одна молекула, различают бинарные, или одно-одновалентные электролиты (обозначаются 1-1 электролит, например КС1), одно-двухвалентные электролиты (обозначаются 1-2 электролит, например CaCl2) и т. д. Электролиты типа 1-1, 2-2, 3-3 и т. п. называются симметричными, типа 1-2, 1-3 и т. п. - несимметричными.

Свойства разбавленных растворов слабых электролитов

Похожие работы

2014-2022 © "РефератКо" электронная библиотека студента. Банк рефератов, все рефераты скачать бесплатно и без регистрации.

"РефератКо" - электронная библиотека учебных, творческих и аналитических работ, банк рефератов. Огромная база из более 766 000 рефератов. Кроме рефератов есть ещё много дипломов, курсовых работ, лекций, методичек, резюме, сочинений, учебников и много других учебных и научных работ. На сайте не нужна регистрация или плата за доступ. Всё содержимое библиотеки полностью доступно для скачивания анонимному пользователю

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Описание презентации по отдельным слайдам:

Актуальность темы Таинственный и загадочный мир растворов. Сладкий чай, который мы пьем, жидкие лекарства, которые нас лечат, нефть, которую мы добываем из под земли - все это растворы. Без растворов жизнь не возможна. Мировой океан это тоже водный раствор.

Актуальность темы Почему многие растворы являются проводниками электрического тока? Какие факторы могут повлиять на электропроводность растворов? Какие химические реакции протекают в растворах? Какова их суть?

Цель работы: Изучение факторов, влияющих на электропроводность электролитов.

Задачи исследования: 1.Ознакомиться с основными положениями современной теории электролитической диссоциации. 2.Изучить сущность процесса электролитической диссоциации 3.Определить факторы, влияющие на электропроводность растворов. 4. Определить значимость электропроводности растворов в природе, науке и технике

Гипотеза исследования: Если электропроводность необязательная и непостоянная характеристика растворов, значит есть факторы, которые обуславливают появление этого процесса и степень интенсивности его проявления.

Объект исследования: растворы электролитов – кислот, оснований, солей. Предмет исследования: электропроводность растворов В ходе исследования была рассмотрена специальная литература, internet-источники, проведена практическая работа по изготовлению растворов электролитов и исследованию их электропроводности.

Теория электролитической диссоциации Больше 100 лет назад Сванте Аррениус предположил, что в большинстве химических реакций, происходящих в растворах, участвуют заряженные частицы вещества – ионы. Ученый описал механизм этих реакций и объяснил, каким образом в растворе образуются ионы, частицы, которые делают этот раствор электропроводным. Сванте Аррениус

Теория электролитической диссоциации Ионы - это заряженные частицы, который пребретает атом или группа атомов в случае оттдачи или приема электронов. Что же произойдет в случае взаимодействия противоположно заряженных ионов?

Электролиты и неэлектролиты Достаточно ли иметь ионное строение, что бы быть проводником электричества?

Электролиты и неэлектролиты Электролитическая диссоциация- распад электролита на ионы при расплавлении или растворении его в воде. Но всякое ли вещество способно к диссоциации?

Электролиты и неэлектролиты Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называют электролитами. А есть вещества, которые в растворе и расплаве на ионы не распадаются и электричество не проводят. Это неэлектролиты. Например, этиловый спирт, сахар. Электролит Неэлектролит

Сущность процесса электролитической диссоциации Солей NaCl → Na+ + Cl- Щелочей KOH → K+ + OH- Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH- Кислот HCl → H+ + Cl-

Сущность электролитической диссоциации заключается в том, что ионы становятся свободными под влиянием молекулы воды. NaCl⇄Na+ + Cl- Вывод: при диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка.

Сущность процесса электролитической диссоциации щелочей KOH⇄ K+ + OH- Ba(OH)2⇄ Ba2+ + 2 OH- Вывод: при электролитической диссоциации щелочей образуются катионы металла и гидроксид-анионы. Гидросид-ион характерен именно для щелочных растворов. Он отвечает и за изменение цвета индикаторов, и за химические свойства щелочей (взаимодействие их с кислотами, кислотными оксидами, и солями), и за мылкость щелочных растворов, и за вкус мыла. Одним словом, за все свойства растворимых в воде оснований.

Сущность процесса электролитической диссоциации кислот Уравнение диссоциации хлороводорода выглядит так: HCl → H+ + Cl- Вывод: при диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка. Катион водорода характерен именно для растворов кислот. Он отвечает и за изменение цвета индикаторов, и за химические свойства кислот (взаимодействие их с щелочами, основными оксидами, и солями), и за кислый вкус. Одним словом, за все свойства растворимых в воде кислот.

Степень электролитической диссоциации Сильные электролиты : почти все растворимые соли; многие неорганические кислоты (например: H2SO4, HNO3, HCl, HBr), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (напрмер, NaOH, KOH, Ba(OH)2) Слабые электролиты : почти все органические кислоты; некоторые неорганические кислоты (угольная и сернистая), многие гидроксиды, аммиак. Вода также является слабым электролитом. Деление электролитов на сильные и слабые в некоторой степени условно, т. к. оно отражает не свойства самих электролитов, а их состояние в растворе. Последнее зависит от концентрации, природы растворителя, температуры, давления и др.

Электропроводность – это способность вещества проводить электрический ток. Лампочка загорается. Если лампочка не загорится, то нужно взять несколько лимонов и соедини их так, как показано на рисунке. Лампочка загорится!

Факторы, влияющие на электропроводность растворов 1. Природа электролита; 2. Природа растворителя; 3. Концентрация ионов в растворе; 4. Температура. Как можно проверить электропроводность растворов?

Приборы для определения электропроводности растворов Прибор ПХЭ 2. Электронный кондуктометр

Практическая часть прибор ПХЭ (прибор для опытов по химии с электрическим током) дистиллированная вода этиловый спирт уксусная кислота (70%) поваренная соль NaCl электронные весы нагреватель термометр мерный цилиндр стеклянные стаканы стеклянная палочка с резиновым наконечником

Влияние природы электролита на проводимость растворов Вывод: Влияние природы электролита обусловлено разной скоростью движения ионов и степенью диссоциации, а также величиной заряда ионов. Раствор NaCl в воде Раствор C2H5OH в воде

Влияние характера растворителя на проводимость растворов Вывод: Природа растворителя оказывает влияние на скорость движения ионов, поскольку скорость движения ионов зависит от полярности растворителя и его вязкости. Спиртовый раствор NaCl Водный раствор NaCl

Влияние концентрации растворов электролитов на проводимость растворов Вывод: Изменение концентрации в растворах слабых электролитов происходит значительно быстрее, т.к. число ионов в растворе было и так относительно небольшим, и с повышением концентрации электропроводность падает быстрее.

Влияние температуры раствора на его проводимость Вывод: С повышением температуры электропроводность увеличивается. Это объясняется увеличением скорости движения ионов из-за уменьшения вязкости среды, частичной дегидратацией ионов и увеличения степени диссоциации.

Выводы 1.Растворы и расплавы, проводящие электрический ток посредством ионов, называются электролитами. 2.Процесс распада электролита на ионы при его растворении или при плавлении называется электролитической диссоциацией. 3.В растворах электролитов не все частицы диссоциируют на ионы. Количество частиц, продиссоциировавших на ионы в растворе электролита, характеризуется степень электролитической диссоциации.

4. Способность электролитов проводить электрический ток при приложении электрического напряжения называется электропроводностью. 5. Величина электропроводности зависит от количества свободных электрических зарядов и их подвижности. Чем больше количество зарядов и их подвижность, тем больше электропроводность. Выводы 6. На электропроводность электролита влияет природа электролита, характер растворителя, температура раствора и его концентрация.

Заключение Электролиты чрезвычайно важны в науке и технике. Все жидкие системы в живых организмах содержат электролит. В клетке основными свободными зарядами являются ионы калия и органические анионы, а снаружи клетки, в межклеточных пространствах и тканевых жидкостях – ионы натрия и хлора. В биологических жидкостях (кровь, спинномозговая жидкость, моча и т.д.) электропроводность пропорциональна содержанию в них свободных ионов.

В ходе работы мы познакомились с различными областями применения электропроводимости растворов. Например, электропроводность оказывает большое влияние и на эффективность агрохимикатов. Электропроводность воды зависит в большей степени от уровня растворённых солей и ионов Na+, K+, Ca2+, Cl-, SO42-, HCO3-. Очень соленая вода может вызвать затруднения при растворении кристаллических агрохимикатов

Измерения проводимости широко используются при исследовании воды, используемой в промышленности, муниципальных и коммерческих учреждениях, больницах c помощью кондуктометров (портативных, лабораторных, карманных или промышленных). Современные методы кондуктометрии широко применяются в контроле загрязнений окружающей среды: ионов в питьевой, поверхностной и сточных водах, а так же в анализе пищевых продуктах. Широкий спектр соответствующего оборудования позволяет сейчас измерять проводимость практически любой воды, от сверхчистой (очень низкая проводимость) до насыщенной химическими соединениями (высокая проводимость).

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Белгородская государственная технологическая академия строительных материалов

Кафедра физической и коллоидной химии

Выполнил: ст. гр. ПЭ-31

Проверил: Лопанов А.Н.

1.1. Удельная и молярная электропроводности…….…….…..……..4

1.2. Эквивалентная электропроводность…………………………….7
2. Подвижность ионов……………………………………………. ……9

2.1. Зависимость подвижности ионов от температуры…………. 11

2.2. Зависимость подвижности ионов от кристаллохимических радиусов………………………………..12
3. Аномальная подвижность ионов гидроксония и гидроксила………………………………………………………….14
4. Числа переноса……………………………………………………….16
5. Закон разбавления Оствальда………………………………………..19
6. Электрофоретический и релаксационный эффекты в электролитах, их влияние на электрическую проводимость……22
7. Методы измерения электропроводности электролитов………..….25

Список используемой литературы…………………………………28

Электролиты (от электро и греч. lytos - разлагаемый, растворимый), жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько- нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле электролиты называются вещества, растворы которых проводят электрический ток ионами, образующимися в результате электролитической диссоциации. Электролиты в растворах подразделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциированы на ионы в разбавленных растворах. К ним относятся многие неорганические соли и некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.). Молекулы слабых электролитов в растворах лишь частично диссоциированы на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах. Деление электролитов на сильные и слабые в некоторой степени условно, т. к. оно отражает не свойства самих электролитов, а их состояние в растворе. Последнее зависит от концентрации, природы растворителя, температуры, давления и др.

Свойства разбавленных растворов слабых электролитов удовлетворительно описываются классической теорией электролитической диссоциации. Для не слишком разбавленных растворов слабых электролитов, а также для растворов сильных электролитов эта теория неприменима, поскольку они являются сложными системами, состоящими из ионов, недиссоциированных молекул или ионных пар, а также более крупных агрегатов. Свойства таких растворов определяются характером взаимодействий ион-ион, ион-растворитель, а также изменением свойств и структуры растворителя под влиянием растворённых частиц. Современные статистические теории сильных электролитов удовлетворительно описывают свойства лишь очень разбавленных ( 0 стремится к некоторому предельному максимальному значению . которое называется молярной электрической проводимостью при предельном (бесконечном) разбавлении. Например, для предельно разбавленных растворов НС1, КС1 и NH4OH значения . при 298 К соответственно равны

426 · 104; 149,8 104 и 271,4 104 См м2 моль-1.

Зависимость молярной электрической проводимости от температуры можно представить уравнением:

?Т = ?298 [1+? (T-298)], (7) где ?Т и ?298 — молярные электрические проводимости при температуре
Т = 298 К; ? — температурный коэффициент электрической проводимости.
Уравнение (7) справедливо для узкого интервала температур. Логарифмируя уравнение (6), получаем:

Рекомендуем скачать другие рефераты по теме: ответы по физике, ответы по русскому языку, реферат.

Читайте также: