Растворы электролитов. Закон разведения Освальда.

Электролиты – вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Закон Рауля можно использовать и для электролитов, если ввести поправочный коэффициент:

i – изотермический

Коэффициент показывает во сколько раз температура кипения раствора электролита выше, чем температура кипения, рассчитанная по закону Рауля.

i = DTкип.электр/DTкип.теор. = DTзамерз.электр/DTзамерз.теор

NaCl – i=2

DTкип=i*E*m

DTзамерз=i*K*m

Для электролитов этот коэффициент связан со степенью диссоциации a. – это отношение числа молекул распавшихся на ионы, к первоначальному числу молекул.

a=i-1/n-1 n – число частиц, на которое распался электролит.

Закон разведения Освальда.

Если первоначальная концентрация электролита C₀, а степень диссоциации a, то

Kд= C₀a²/1-a

Для слабых электролитов: 1-a » 1

Kд » C₀a²

a= Ö(Kд/ C₀₎

Билет №6

Свободная энергия Гиббса, как критерий самопроизвольного течения процесса.

Энтрапия является критерием самопроизвольного течения процесса только в изолированных системах. На практике надо знать критерии, описывающие реальные процессы.

Рассмотрим изотермический процесс в закрытой системе.

Обратимый процесс	Необратимый процесс
DS=Qобр./T p=const Qp=DH DH-TDS=0 DG=0 DG=DH-TDS	DS=Qнеобр./T p=const DH-TDS<0 DG<0

Таким образом в закрытой системе все самопроизвольно протекающие процессы идут с уменьшением энергии Гиббса.

Условия равновесия DG=0

Условия самопроизвольного течения реакции DG<0

Все системы самопроизвольно стремятся к равновесию.

Изменение энергии Гиббса – движущая сила процесса.

HF*

Физический смысл изменения энергии Гиббса: -DG=Amax, максимально полезная работа, которая совершает система.

Все самопроизвольно протекающие процессы стремятся понизить запас своей энергии, то есть интальпия характеризует стремление к укрупнению частиц, образованию более крупных молекул.

Энтрапия – стремление системы к образованию более мелких частиц.

DG – равнодействующая двух противоположных процессов. Для химической реакции:

DG0=ånjDG0обр.прод.-åniDG0обр.исх.в-в

Закон Авогадро. Следствие закона Авогадро.

В равных объемах различных газов и паров при нормальных условиях содержится одинаковое число молекул.

H2 + O2 = 2H2O

4. 1 моль любого газа или пара при н.у. содержит 6,02*10²³ структурных единиц.

н.у. всегда задаются 273 град. К

p=10⁵Па

5. 1 моль любого газа или пара при н.у. занимает объем 22,4л.

6. Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс и называется относительной плотностью первого газа по второму.

m1/m2=M1/M2=D

Билет №7

1. Электрохимия. Уравнение Нернста.

Если любой металл (Al, Fe) опустить в воду, то часть ионов металла с поверхности перейдет в воду.

Me0-2e=Me4+

На поверхности раздела фаз возникает двойной электрический слой, обладающий определенным значением электронного потенциала.

Скорость растворения у разных металлов разная.

Если металл опускать раствор своей соли, то получится следующее:

1) для активных металлов (стоящие до водорода) наблюдается та же картина: пластина заряжена отрицательно, часть ионов переходит в воду.

DGраств<0

Энергия гидротации больше, чем работа выхода ионов на поверхности металла.

Zn0-2e=Zn2+

восст. окисл.

2) для металлов за водородом, энергетически более выгоден следующий процесс: ионы металла из раствора внедряются в кристаллическую структуру металла, заряжая его положительно.

Cu2++2e=Cu0

В обоих случаях на границах раздела фаз возникает электронный потенциал. Его величина зависит от:

1. природы металла
2. концентрации раствора
3. температуры

Влияние этих факторов описывается уравнением Нернста:

восстановительную форму одного и того же элемента.

Закон эквивалентов.

Все вещества реагируют друг с другом в количествах, равных или пропорциональных их химическим эквивалентам.

Химическим эквивалентом называется такое весовое количесвто, которое без остатка взаимодействует с 1г. водорода или же вытесняет такое количество водорода из кислоты.

m1/m2=Э1/Э2

Для расчета эквивалента элемента надо его атомную массу разделить на его валентность.