При бесконечном разведении, разбавлении катионы и анионы проводят электрический ток не зависимо друг от друга

 

4.11

Гидратация (от греч. hydro — вода) — присоединение молекул воды к молекулам или ионам. Гидратация является частным случаем сольватации — присоединения к молекулам или ионам веществ молекул органического растворителя. В отличие от гидролиза гидратация не сопровождается образованием водородных или гидроксильных ионов. Гидратация в водных растворах приводит к образованию стойких и нестойких соединений воды с растворенным веществом (гидратов); в органических растворителях образуются аналогичные гидратам сольваты. Гидратация обусловливает устойчивость ионов в растворах и затрудняет их ассоциацию.

Гидратация является движущей силой электролитической диссоциации — источником энергии, необходимой для разделения противоположно заряженных ионов.

Гидратация непредельных углеводородов в присутствии концентрированной серной кислоты:

СН₂=СН₂ + Н₂O −> СН₃—СН₂—ОН

CH₂=CH−CH₃ + Н₂O −> CH₃−CH(OH)−CH₃

 

4.12

Сначала предположили, что электропроводность зависит от радиуса иона, но в растворе ионы находятся в гидрированном состоянии, и было замечено, что, чем меньше радиус, тем больше толщина гидратной оболочки.

Получается, что радиусы гидратированных ионов приблизительно одинаковы.

Исходя из этого было экспериментально показано, что скорости этих ионов приблизительно одинаковы.

И лишь ионы Н⁺ и ОН^- обладают очень высокой скоростью.

Аномальная подвижность Н⁺ и ОН^-: этот факт объясняется особым типом проводимости, который называется «эстафетной проводимостью»

Рассмотри поведение ионов водорода в электрическом поле.

Н⁺ + Н₂О ↔ Н₃О^- (гидраксоний ион)

 

4.16

Молярная электропроводность электролита при данном разбавлении (λ_v) пропорциональна степени его диссоциации (α): λ_v=α*λ_∞

Степень диссоциации слабого электролита можно рассчитать по следующей формуле:

α= λ_v/λ_∞

Значение λ_v определяют экспериментально, а λ_∞ рассчитывают по спревочным таблицам, пользуясь уравнением Кольрауша. Подставляя значение α в уравнение λ_∞=λ_к + λ_а, получают выражение для расчета константы диссоциации.

К_дисс.= (с* λ_v²)/(λ_∞*(λ_∞- λ_v))

4.17

Кондуктометрический метод широко применяется для определения концентрации мутных и окрашенных растворов, когда использование обычных индикаторов затруднено. Метод основан на замене ионов титруемого вещества ионами добавляемого реагента в процессе титрования. Поскольку подвижности различных ионов неодинаковы, в точке эквивалентности наблюдается резкое изменение электропроводности.

Измерение электропроводности лежит в основе работы влагомеров – приборов для определения влажности зерна, почвы и солемеров. С их помощью производят определение солей в лабораторных и полевых условиях.

4.19,20

Электронные потенциалы:

1) электродный:

Возьмем Zn пластинку и опустим в р-р ее соли ZnSO4. Диполи воды извлекают из кристаллической решетки Zn-пластинки катионы Zn2+, которые накапливаются с внешней стороны пластинки. Оставшиеся в пластинке электроны группируются с внутренней стороны пластинки. На границе Me-р-р образуется двойной электрический слой, т.е. скачок потенциала – электродный потенциал.

2) диффузный образуется на границе двух растворов. Для его устранения между растворами ставят солевой мостик.

Измерить величину электродного потенциала можно специальными методами. Однако, рассчитать теоретически можно по формуле Нернста:

Е=Е_o+RT/nF * In a_{мe n+}

a_{мe n+} - активность ионов металла

Е – электронный потенциал

Е_o – стандартный ЭП – это потенциал электрода при активности ионов Ме = 1 моль/л и Т = 298 Кл/моль