Термодинаміка розчинів електролітів

Зміст

Вступ.........................................................................................4

Термодинамiка розчинiв електролiтiв...................................5

Електрична провідність розчинів електролiтiв...................36

Рівноважні електрохімічнi процеси…….............................47

Кінетика хімiчних реакцiй...................................................95

Література..............................................................................114

Додатки...................................................................................115

ВСТУП

Запропонований навчально-методичнй посібник, який являє собою другу частину курсу “ Фiзична хiмiя ” для студентів ІІІ курсу біологічного факультету напряму підготовки “Хiмiя”, повністю відповідає змісту навчальній та робочій програмі дисципліни „Фізична хімія”. В ньому розглянутi такi роздiли: термодинамiка розчинiв електролiтiв, електрична провідність розчинів електролiтiв, рівноважні електрохімічнi процеси, кінетика хімiчних реакцiй, що містять теоретичнi, розрахунковi та лабораторнi розробки.

Мета навчально-методичного посібника з фізичної хімії – навчити студентів на основі знань головних розділів фізичної хімії зв’язувати хімічні і фізичні явища; вміти оцінювати вплив зовнішнього середовища на властивості речовин, хімічну і фазову рівновагу та на швидкість протікання хімічних реакцій; навчити фізико-хімічним методам аналізу і вмінню за формулами, виведеними в різних розділах, вести розрахунки величин, що характеризують ту чи іншу систему.

Теоретичний матерiал полегшує засвоєння курсу фiзичної хiмiї, та супроводжується тематично пiдiбраними розвязаними задачами i задачами для самостiйного рiшення.

Кожна тема також включає лабораторнi роботи, якi сприяють опануванню практичних навичок та закрiпленню набутих теоретичних знань.

Навчально – методичний посiбник пiдготовлений для студентів ІІІ курсу біологічного факультету напряму підготовки “Хiмiя” з урахуванням їх хiмiчної та фiзико-математичної пiдготовки.

Навчально – методичний посібник сприяє формуванню у студентів теоретичних та практичних знань, вмінь і навичок у проведенні фізико-хімічних експериментів в обсязі лабораторних занять; у розрахунках термодинамічних, електрохімічних та кінетичних параметрів систем.

ТЕРМОДИНАМІКА РОЗЧИНІВ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

Електролітами називають речовини або системи, що містять в достатній кількості іони і мають іонну провідність. Розрізняють тверді електроліти, розплави та розчини електролітів. В більш вузькому значенні електролітами називають речовини, молекули яких в розчині здатні розпадатися на іони в результаті електролітичної дисоціації. Розчини електролітів також часто називають електролітами.

Електроліти поділяються на сильні та слабкі згідно їх можливостей вступати в процес електролітичної дисоціації. Сильні електроліти в розбавлених розчинах практично повністю дисоціюють на іони. Слабкі електроліти в розчині дисоціюють лише частково. Кількісно здатність до дисоціації речовин характеризується ступенем дисоціації α та константою дисоціації К.

Ступінь дисоціації α пов’язана з константою дисоціації К законом розведення Освальда, котрий для бінарного електроліту записується таким чином:

К = = · (1.1)

де С – Молярність електроліту; V= - розбавлення розчину, тобто об’єм, що містить 1 моль електроліту.

В зв’язку зі збільшенням при дисоціації числа частинок в розчині, розчини електролітів мають аномальні колігативні властивості. Рівняння, що описують колігативні властивості розчинів неелектролітів, можна застосовувати і для опису властивостей розчинів електролітів, якщо ввести поправочний ізотонічний коефіцієнт Вант –Гоффа, наприклад:

П = і ∙с ∙ R ∙ T (1.2)

(1.3)

Ізотонічний коефіцієнт пов’язаний зі ступенем дисоціації α електроліту:

(1.4)

(1.5)

де k – кількість іонів, що утворюється при дисоціації молекули.

При термодинамічному описанні розчинів електролітів, як і розчинів неелектролітів, використовується метод активностей. Властивості реальних розчинів описуються рівняннями, в яких замість концентрацій вводиться активність а:

+RTln , (1.6)

де μ_і - хімічний потенціал і-того компонента,;

- стандартний хімічний потенціал і-того компонента; а_і - активність і-того компонента.

Активність а_і виражається у вигляді добутку концентрації m_i на коефіцієнт активності γ_і:

(1.7)

Експериментально активність електролітів можна визначити так само, як і активність неелектролітів за вимірюванням колігативних властивостей розчинів – тиску пари, осмотичного тиску, температури кипіння та замерзання, а також за вимірюванням ЕРС гальванічного елементу.

В розчині сильного електроліту, що дисоціює на v₊ катіоні та v_- аніонів,

A B = + (1.8)

хімічний потенціал електроліту складається з хімічних потенціалів іонів:

µ = + (1.9)

Хімічні потенціали іонів описуються виразами:

(1.10а)

, (1.10б)

де та - стандартні хімічні потенціали іонів,

γ₊ та γ_- - коефіцієнт активності катіону та аніону.

Підставляючи (1.10 а та б) у (1.9) одержуємо:

µ = () + RTln()= +RTln() (1.11а)

µ = (1.11б)

Експериментально визначити активність катіону α та аніону α – неможливо внаслідок електронейтральності розчину електроліту, тому вводять поняття середньої іонної активності α ±:

= · )1/ν (1.12)

де ν = ν₊+ ν_-.

Аналогічно визначають середній іонний коефіцієнт активності γ_±:

(1.13)

та середню іонну моляльність m_±:

, (1.14)

де - моляльність розчину електроліту.

Зв'язок між середніми величинами α_±, γ_± та m_± наступний:

(1.15)

де

і залежить від зарядного типу електроліту

Враховуючи, що , рівняння (1.11) для хімічного потенціалу електроліту записується таким чином:

(1.16)

Тоді активність електроліту дорівнює:

(1.17)

Згідно емпіричному правилу іонної сили Люіса та Рендала коефіцієнти активності іонів не залежать від конкретного виду іонів, що знаходяться в розчині, а залежать від іонної сили розчину І:

, (1.18)

де z_i- заряд іону, m_i - його моляльна концентрація. Це правило справедливе при концентрації електроліту до 0,01 моль ^. кг ^-1 і наближено виконується до 0,1 моль^.кг^-1.

Розрахувати коефіцієнт активності у розбавлених розчинах сильних електролітів можна за допомогою теорії Дебая – Гюккеля.

Для розрахунку середнього коефіцієнта активності використовують рівняння першого наближення, або граничний закон теорії Дебая – Гюккеля:

, (1.19)

де Z₊ Z_- - заряди катіонну та аніону, І – іонна сила розчину,

А – константа, що залежить від густини ρ та діелектричної проникливості ε розчинника та температури;

(1.20)

Для водного розчину при 25 °С значення А становить 0,510 моль ^{– ½.} кг ^½

Для розрахунку коефіцієнтів активності окремих іонів використовують (1.19) у вигляді:

(1.21)

Рівняння (1.19) справедливе до іонної сили близько 0,01 моль^.кг ^-1.

Врахування того, що іони мають кінцеві розміри, дозволило одержати рівняння другого наближення теорії Дебая-Гюккеля:

, (1.22)

де параметр В пов'язаний з ефективним діаметром іонів у розчині. Рівняння (1.22) справедливо до іонної сили близько 0,1 моль^.кг ^-1.

Наближеною формою співвідношення (1.22) є рівняння Гюнтельберга:

, (1.23)

в якому параметр В вважається рівним 1 для всіх електролітів. Це рівняння задовільно описує поведінку багатьох електролітів до концентрації порядку 0,1 моль^.кг^-1.

Для описання подальшого росту коефіцієнту активності зі збільшенням концентрації розчину в рівняння (1.23) вводять емпіричний параметр С і одержують рівняння третього наближення теорії Дебая-Гюккеля:

(1.24)

При відповідному підборі параметрів В та С це рівняння дозволяє описати експериментальні дані по коефіцієнтам активності до іонної сили порядку 1 моль^.кг^-1.

Рівняння Харнеда та Оуена містить ще емпіричний параметр D та має вигляд:

(1.25)

Це рівняння задовільно описує експериментальні данні по коефіцієнтам активності до іонної сили порядку декількох моль^.кг^-1.