Определение активности электролитов методом ЭДС. Свойства реальных растворов. Единицы молекулярной концентрации

Страницы работы

5 страниц (Word-файл)

Фрагмент текста работы

Лабораторная работа № 19

Определение активности электролитов

методом ЭДС

Определение активности электролитов методом ЭДС

Свойства реальных растворов отличаются от идеальных вследствие таких причин как электростатическое взаимодействие ионов, образование ассоциатов, эффекты гидратации. Поэтому в уравнения, описывающие термодинамические свойства реальных растворов, следует вводить необходимые поправки, отчего эти уравнения приобретают грамоздкий и неудобный вид. Можно, однако, сохранить удобную форму уравнений, если вместо концентрации использовать активность.

Активностью  а  растворенного вещества называют его эффективную концентрацию, которая отличается от общей концентрации и учитывает взаимодействие частиц растворенного вещества между собой.

Общая концентрация может быть выражена в единицах молярной концентрации С (моль/л), моляльной m  (моль/кг) или мольной долей  x . Для точных измерений используют моляльную концентрацию, поскольку она мало зависит от температуры и давления.

Общая концентрация и активность связаны соотношением:

а =g m ,                      (1)

где g- коэффициент активности, который учитывает отклонение свойств раствора от идеальности. Для неидеальных растворов g отличается от единицы. В бесконечно разбавленных растворах электролитов взаимодействием ионов можно пренебречь, поэтому g »1, а» m.

Экспериментальное определение коэффициентов активностей отдельных ионов невозможно, поэтому используют среднеионные коэффициенты активности g±. Для выяснения смысла g±рассмотрим процесс диссоциации бинарного сильного электролита (типа HСl):

МА ®М+ + А-

Затем переходят к следующей концентрации НСl  и т.д. В каждом  случае пропускают водород до насыщения платинового электрода. При этом равновесие на электродах считают установившимся (для данной моляльности НСl ) , если значения ЭДС цепи перестает  изменяться и принимает  постоянное значение.

2.  Построить график  зависимости  (e+3,96×10-4  Т lg mнсl) от    Ömнсl  и  экстраполяцией к mнсl ®0  определить  Е0 Agcl/ Ag .

3.  Расчитать по ур.(8) среднеионные  коэффициенты активности НСl  g ±  при заданных концентрациях НСl  и сравнить со справочными данными.

4.  Построить график зависимости lg g ±  от  Ö mнсl .

Вопросы к работе №19

1.Почему необходимо введение понятия “активности” при рассмотрении свойств растворенных веществ. Какую размерность может  иметь активность. Что такое среднеионный коэффициент активности и среднеионная активность.

2. Как в общем случае изменяются коэффициенты активности а) при  изменении концентрации б) при  изменении ионной силы раствора в) при  изменении температуры г) при  переходе к растворителю другой полярности

3. Экспериментальные методы определения коэффициентов активности.

Литература

1.Ротинян А.Л. и др. “Теоретическая электрохимия”,Л.:1981,стр. 37-64.

2. “ Курс физической химии”, под редакцией Герасимова Я.И.,М.: 1973, т.2 , стр. 372-391.

3. Измайлов Н.А. “Электрохимия растворов”, М.:1966, стр. 37-94, стр.451.                           

Для расчетов g±(HCl) по уравнению (8) необходимо знать величину EoAgCl/Ag . Ее определяют графически и сущность метода легко понять, проанализировав уравнение (8). В очень разбавленных растворах ( mHCl ®0) взаимодействием ионов можно принебречь, следовательно раствор приближается к идеальному, т.е. g± ® 1, lg g± ® 0. Поэтому при больших разбавлениях уравнение (8) приобретает вид:

EoAgCl/Ag - (e + 3,96×10-4 T lg mHCl ) = 0        или

EoAgCl/Ag = e + 3,96×10-4 T lg mHCl

(e + 3,96×10-4 T lg mHCl)

 


EoAgCl/A  í                                 

                                                                         Ö mHCl

Таким образом, построив график зависимости (e+3,96×10-4 T lg mHCl) от mHCl (или Ö mHCl) и экстраполируя его к нулевой концентрации HCl (mHCl ® 0), находим величину EoAgCl/Ag по величине отрезка, отсекаемого на оси ординат (см.рис.).

Выполнение работы

1. Собрать цепь        (-) Pt,H2 ½ HCl½ AgCl, Ag (+)

(1 атм.)

и измерить ее равновесные  э.д.с. при различных моляльных концентрациях HCl, начиная с наименьшей. Заполняют элемент раствором НСl начальной концентрации и фиксируют значения ЭДС  с интервалом  5 минут до установления постоянного  значения. Химический потенциал растворенного электролита mМА складывается из химических потенциалов ионов:

mМА = mМ+ + mА-                    (2)

Используя общее выражение для химического потенциала компонента в растворе  m = m0 + RT ln а, преобразуем уравнение (2): 

mМА0 + RT ln а МА = (mМ+0 + RT ln аМ+ ) + (mА-0 + RT ln а А-)

Принимая, что m0МА = m0М+ + m0А- ,                      получаем       ln а МА = ln а М+ + ln а А-, а значит и а МА = а М+а А- .

Активность отдельных ионов не поддается прямому экспериментальному определению, поэтому для характеристики состояния ионов в растворе вводят среднеионную активность электролита:

а ± = Öа М+а А-Öа МА(3)

Согласно уравнению (1) а М+ =gМ+mМ+; а А- =gМ+mМ+, поэтому получаем, что 

        а ± = Ö (gМ+mМ+ ) (gА-mА-) = ÖgМ+gА- ÖmМ+ mА-или

а±  = g±  m±                       (4)

где m± = mМ+ mА-  - среднеионная концентрация электролита (для бинарного электролита m± = m, так как mМ+ =mА-= m )

g± =ÖgМ+gА-  - среднеионный коэффициент активности электролита

Похожие материалы

Информация о работе

Предмет:
Химия
Тип:
Задания на лабораторные работы
Размер файла:
58 Kb
Скачали:
0