Основні теоретичні відомості. Електропровідністю називається здатність системи проводити електричний струм

Електропровідністю називається здатність системи проводити електричний струм. Розчини електролітів є провідниками другого роду, в яких електричний струм переноситься іонами.

Опір будь-якого провідника прямо пропорційний його довжині l та обернено пропорційний площі перерізу S:

,

(11.1)

де – питомий опір (опір при l = 1 та S = 1) з розмірністю Ом×м.

Опір розчинів електролітів описується рівнянням:

,

(11.2)

де – питома електропровідність, яка характеризує електричну провідність об’єму розчину, що розміщений між двома паралельними електродами одиничної площі, розташованими на одиничній відстані один від одного. Розмірність в системі СДС – , в системі СІ – . Щоб перевести питому електропровідність з СДС у СІ, потрібно помножити її на 10².

З рівняння (11.2) випливає, що

,

(11.3)

де – константа комірки для вимірювання електропровідності, яка розраховується за рівнянням (11.3) після вимірювання опору комірки з розчином, для якого відомо .

Молярна (еквівалентна) електропровідність – це провідність об’єму розчину, що містить 1 моль (1 моль - екв) розчиненої речовини і знаходиться між двома паралельними електродами, розташованими на одиничній відстані один від одного:

,

(11.4)

де – розведення розчину (величина, обернена концентрації), що дорівнює об’єму розчину, в якому міститься 1 моль (1 моль-екв) електроліту. Якщо концентрація С виражена в , то

, .

(11.5)

В одиницях СІ концентрація виражається в , тоді

, .

(11.6)

Для 1-1 електролітів (однозарядний катіон і однозарядний аніон) молярна та еквівалентна електропровідності однакові. Із співвідношень (11.5) та (11.6) випливає, що .

Молярна (еквівалентна) електропровідність при розведенні розчину (тобто при зменшенні його концентрації) збільшується до певної межі , яка називається граничною молярною електропровідністю і відповідає повній дисоціації електроліту та відсутності міжіонної взаємодії. Для притаманна адитивність. За законом Кольрауша молярна (еквівалентна) електропровідність при нескінченному розведенні дорівнює сумі граничних іонних електропровідностей (рухливостей):

,

(11.7)

де – граничні іонні електропровідності катіона та аніона в нескінченно розведеному розчині. Це сталі величини при даній температурі, деякі з них наведено у таблиці 11.1.

Для розчину сильного електроліту певної концентрації

,

(11.8)

де – коефіцієнт електропровідності, який враховує взаємодію між іонами в розчині.

У розчинах слабких електролітів, де кількість іонів мала, . У цьому випадку відношення молярної (еквівалентної) електропровідності до електропровідності при нескінченному розведенні дорівнює ступеню дисоціації електроліту в розчині:

,

(11.9)

де a –відношення кількості молекул, що розклалися на іони, до початкової кількості молекул у розчині.

Таблиця 11.1 – Граничні іонні електропровідності

при 25 ⁰С

Катіон	,	Аніон	,
Н+	349,8	Сl -	76,3
Nа+	50,1	ОН -	198,3
К+	73,5	NО 3 -	71,4
Аg+	61,9	НСОО -	54,6
NН 4 +	73,5	СН3СОО -	40,9

Якщо відома концентрація розчину слабкого електроліту та ступінь його дисоціації, можна визначити константу дисоціації слабкого електроліту К_д. Для 1-1 електролітів

, або .

(11.10)

Якщо ж замість концентрації розчину використати зворотну їй величину – розведення φ = , то отримаємо

.

(11.11)

Рівняння (11.10) та (11.11) носять назву закону розведення Оствальда.

Для того, щоб визначити питому електропровідність розчину, необхідно було б розмістити його в комірці з електродами одиничної площі та розташованими на одиничній відстані один від одного. На практиці користуються комірками з електродами будь-якого розміру, розташованими на будь-якій відстані, але спочатку визначають константу комірки = .

Константу комірки можна визначити, якщо виміряти в даній комірці опір розчину з відомою питомою електропровідністю . Як стандартний розчин можна застосувати хлорид калію.

Задача 1. Визначення константи комірки для вимірювання електропровідності розчинів