1. Электропроводность растворов электролитов.

Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное государственное автономное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Уральский федеральный университет им. первого Президента России Б.Н.
Ельцина
Институт естественных наук
Кафедра физической химии
В.А.Черепанов, А.Ю.Зуев, Д.С. Цветков
ПРАКТИКУМ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ
методические указания
ЧАСТЬ 6. Электропроводность растворов электролитов
Екатеринбург 2011 г
Оглавление.
1. Электропроводность растворов электролитов. ................................................ 3
1.1. Краткая теория .............................................................................................. 3
1.2. Лабораторная работа 6. Электропроводность растворов электролитов.
.............................................................................................................................. 11
1. ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
1.1. Краткая теория
Теория, которая лежит в основе современных представлений о растворах
электролитов, была развита шведским ученым Сванте
Аррениусом.
Основным положением теории Аррениуса являются то, что в растворах
электролитов имеет место самопроизвольная диссоциация молекул на ионы,
в
результате
чего
раствор
становится
электропроводным.
Степень
диссоциации () для разных электролитов различна, что сказывается на
значениях молярной электропроводности.
Степенью электролитической диссоциации называется отношение числа
молекул, распавшихся на ионы, n, к исходному числу растворенных молекул
(сумме продиссоциировавших на ионы n и непродиссоциировавших na):
=n/(n + na).
Поскольку носителями зарядов в растворах электролитов служат ионы, то
протекание электрического тока, т.е. направленное движение зарядов,
осуществляется с одновременным переносом массы (возникновением
потоков миграции). Во избежание осложнений, связанных с одновременной
диффузией,
изучение
электропроводности
растворов
проводят
при
использовании переменного тока. При наложении на раствор переменной
разности потенциалов ионы колеблются около некоторого среднего
положения и gradi=0.
Как и для обычных металлических проводников, сопротивление
растворов рассчитывается по формуле:
R
l
,
S
(1.1)
где   удельное сопротивление, l – длина проводника (расстояние между
электродами), S – площадь поперечного сечения проводника (для растворов –
площадь электродов). Величина обратная удельному сопротивлению
1
æ=  ,
(1.2)
называется удельной электропроводностью. Из формул (1.1) и (1.2) следует,
что размерность удельной электропроводности [æ] = Ом-1м-1 = См/м и
следует ее определение. Удельной электропроводностью называется
величина обратная сопротивлению объема раствора, заключенного между
двумя
параллельными
электродами,
имеющими
площадь
1
м2
и
расположенными на расстоянии 1 м друг от друга.
Зависимости удельной электропроводности от концентрации водных
растворов некоторых электролитов представлены на рис. 1.1.
При c0 величина æ стремится к удельной электропроводности чистой
воды,
которая
составляет
приблизительно
10-5 См/м
и
обусловлена
присутствием ионов Н3О+ и ОН-, возникающих при частичной диссоциации
воды. С ростом концентрации электролита удельная электропроводность æ
сначала увеличивается, что объясняется увеличением числа ионов (носителей
заряда) в растворе. Однако, чем больше ионов в растворе, тем сильнее
проявляется
ион-ионное
взаимодействие,
приводящее
к
замедлению
движения ионов, а также к их ассоциации. Поэтому почти всегда зависимость
удельной электропроводности от концентрации электролита проходит через
максимум (рис. 1.1).
æ,
См/м
80
H2SO4
KOH
40
KCl
MgSO4
0
CH3COOH
10
5
15
с, г-экв/л
Рис. 1.1. Зависимости удельной электропроводности от концентрации водных
растворов некоторых электролитов.
Чтобы выделить эффекты ион-ионного взаимодействия, удельную
электропроводность æ делят на концентрацию. В случае если в качестве
концентрации
выбрана
нормальность
электролита
N=+z+c=-z-c,
полученную величину

æ
æ
æ


N   z c   z c
( 1.3)
называют эквивалентной электропроводностью, а при использовании
молярной концентрации с, получают молярную электропроводность. При
использовании значения удельной электропроводности, выраженной в Ом-1м1
, концентрацию с следует выражать в моль/м3. Поскольку общепринятой
размерностью
молярной
с(моль/м3)=1000*с(моль/л),
концентрации
то
это
с
часто
соответствующие уравнения:

æ(Oм -1 м 1 )
æ(Oм -1 м 1 )


1000 N ( г  экв / л) 1000  z  c( моль / л)
æ(Oм -1 м 1 )

.
1000  z  c( моль / л)
(1.4)
является
учитывают,
моль/л,
а
записывая
Следует
отметить,
что
часто,
для
удобства
записи
удельную
электропроводность выражают в Ом-1см-1, тогда в уравнении (1.3) и
концентрация
с
должна
быть
выражена
в
моль/см3.
А
так
как
с(моль/см3)=с(моль/л)/1000, уравнение (1.3) преобразуется к виду:

æ(Oм -1cм 1 )1000 æ(Oм -1cм 1 )1000


N ( г  экв / л)
  z  c( моль / л)

Нетрудно
æ(Oм -1cм 1 )1000
.
  z  c( моль / л)
получить,
что
(1.5)
размерностью
эквивалентной
электропроводности в уравнении (1.4) будет Ом-1м2/г-экв, а в уравнении (1.5)
Ом-1см2/г-экв, соответственно.
Таким образом, эквивалентная электропроводность представляет собой
электропроводность
раствора
электролита,
содержащего
1 г-экв
растворенного вещества и находящегося между двумя параллельными
электродами, расположенными на расстоянии 1 м друг от друга. Чем
меньше концентрация электролита, тем больший объем его приходится на
1 г-экв и, следовательно, тем бóльшая площадь электродов покрыта
раствором. То есть, уменьшение числа носителей тока в единице объема по
мере уменьшения концентрации (увеличения разведения) компенсируется
увеличением “поперечного сечения” проводника. Поэтому, если бы потоки
миграции не зависели от ион-ионного взаимодействия, то  сохранялась бы
постоянной при всех концентрациях. В реальных системах эквивалентная
электропроводность зависит от концентрации (рис. 1.2).
, см2/(Ом*г-экв)
300
200
HCl
KOH
KCl
100
LiCl
CH3COOH
1
2
3
4
с, г-экв/л
Рис.
1.2.
Зависимости
эквивалентной
электропроводности
от
концентрации водных растворов некоторых электролитов.
При с0 величина  стремится к своему предельному значению ,
отвечающему отсутствию ион-ионных взаимодействий. Для иллюстрации
этого часто используют графическое представление в координатах =f(1/c)
(рис. 1.3) В растворах слабых электролитов, где ион-ионные взаимодействия
приводят к образованию нейтральных молекул уже при очень низких
концентрациях ионов, выход  на предел экспериментально наблюдать не
удается.
, см2/(Ом*г-экв)
150
100
50
0,5
1
1/с, л/моль
Рис. 1.3. Зависимость эквивалентной электропроводности раствора KCl от
разбавления.
Связь электропроводности при конечной концентрации и бесконечно
разбавленного раствора можно представить в виде:
   f  
(1.6)
где f  
u  u
 коэффициент электропроводности.
u   u 
Из теории Аррениуса следует, что подвижности ионов не зависят от
концентрации (т.е. i  i или u i  u i ), а отличие  от  обусловлено только
частичной диссоциацией электролита. Такое приближение приемлемо для
слабых
электролитов,
для
которых
можно
пренебречь
ион-ионным
взаимодействием, т.е. f1. При этом допущении уравнение (1.6) упрощается:
   
(1.7)
Для слабого 11 зарядного электролита константа диссоциации может
быть представлена как:
Ka 
 2c
,
1
(1.8)
а при условии <<1 это соотношение можно упростить
K a   2c .
(1.9)
Выразив из уравнения (1.9) , подставим ее в (1.7) и прологарифмируем:
log   const  1 log c .
2
(1.10)
Такая зависимость эквивалентной электропроводности для слабых
электролитов подтверждается экспериментально.
Кроме того, преобразовав выражение (1.8) можно получить следующее
уравнение:
1


1


1
c
K2
(1.11).
Уравнение (1.11) в координатах 1/λ – λс будет иметь вид прямой линии,
по коэффициентам в уравнении которой можно определить К и λ∞.
Для разбавленных растворов сильных 11 зарядных электролитов
Кольраушем было получено эмпирическое соотношение
    const c ,
(1.11)
находящееся в противоречии с выводами, получаемыми из теории
Аррениуса.
Поскольку в растворах электролитов существует как минимум два типа
носителей заряда (катионы и анионы) и априори их подвижности (скорости
движения) неодинаковы, то, очевидно, что количество электричества,
переносимое ионами каждого сорта не одинаково. Количественной оценкой
этого факта является величина, которая называется  число переноса данного
сорта ионов, представляющее собой долю электричества, переносимую
данным сортом ионов:
t 
Q
I
Q
I

t 

;
.
Q  Q I   I 
Q  Q I   I 
(1.12)
Из уравнений (6.12) очевидно, что сумма чисел переноса всегда равна
единице:
t   t   1.
Для
растворов
(1.13)
сильных
электролитов,
учитывая
условие
электронейтральности z  c  z  c и уравнения (6.16.3), несложно получить:
t 
u

u


t 

;
.
u   u    
u   u    
Из
уравнений
(1.14)
видно,
что
(1.14)
числа
переноса
определяются
относительными подвижностями ионов: чем больше подвижность данного
сорта ионов, тем большую долю электричества он переносит.
Если через цепь, состоящую из металлических электродов и раствора
электролита пропускать постоянный электрический ток, то на границе
раздела фаз неизбежно должен осуществляться процесс трансформации
носителей заряда, иными словами некоторые электрохимические реакции,
называемые электролизом. Например, при электролизе раствора хлорида
меди CuCl2 на отрицательном электроде будут восстанавливаться катионы
меди, т.е. к ним присоединяются электроны:
Cu2+ + 2e  Cu.
(1.15)
Одновременно на аноде будет происходить окисление хлорид ионов, т.е.
отдача ими электронов:
2Cl-  Cl2 + 2e
(1.16)
Соотношения между количеством электричества и количеством веществ,
претерпевших превращения в ходе реакций и называются законами Фарадея.
1-й закон. Масса m вещества, претерпевшего превращение на электроде,
при прохождении через него постоянного тока, пропорциональна количеству
пропущенного электричества, т.е. силе тока и времени.
m = kэхQ = kэхI.
Константу
пропорциональности
(1.17)
kэх
называют
электрохимическим
эквивалентом – это масса претерпевшего превращение на электроде вещества
при пропускании 1 Кл электричества.
2-й закон. При прохождении через различные электролиты одного и того
же количества электричества массы различных веществ, участвующих в
электродных реакциях, пропорциональны их химическим эквивалентам (Эi).
Аналитически этот закон можно представить следующим образом:
При Q=const
m
m1
m
 2  ...  i .
M Э1 M Э 2
M Эi
(1.18)
Из уравнений (1.15)  (1.18) очевидно, что количество электричества
необходимое для того, чтобы масса претерпевшего превращения вещества
стала равной эквивалентной массе, должно быть:
Q  N A e  F  96487 Кл.
(1.19)
Это значение носит название константы Фарадея и представляет собой
суммарный заряд одного моля электронов. В случае Q = F первый закон
Фарадея принимает вид:
MЭ = kэхF.
(1.20)
Разделив уравнение (1.17) на (1.20) несложно получить:
m
Q
MЭ .
F
(1.21)
Уравнение (1.21) называют объединенным выражением 1го и 2го законов
Фарадея.
1.2. Лабораторная работа 6. Электропроводность растворов
электролитов.
Цель работы – измерение электропроводности растворов электролитов:
KCl, CH3COOH, построение концентрационных зависимостей, расчет
степени и константы диссоциации CH3COOH.
Аппаратура. Определение электропроводности растворов электролитов
на практике сводится к измерению их сопротивления и последующему
расчету проводимости. При измерениях необходимо принимать меры для
предотвращения протекания реакций на электродах. Простейшей мерой
является частое изменение направления тока, поэтому на практике чаще
всего используют метод, основанный на применении переменного тока. Чем
выше частота тока, тем меньше вероятность протекания химической реакции.
Обычно электропроводность раствора определяют при помощи моста
переменного тока (или приборов, построенных на его основе, например в
настоящей
работе
лабораторного
применяется
комплекса
модуль
«Химия»),
«Электрохимия»
электрическая
схема
учебнокоторого
изображена на рис. 1.4.
r
R1
R2
0
Rх
Rм
Рис. 1.4. Электрическая схема моста переменного тока.
Изменяя
величину
переменного
сопротивления
Rм
(магазина
сопротивлений) добиваются отсутствия разности потенциалов (тока) на
участке цепи 34. Это условие означает, что падение напряжения на
сопротивлении R1 равно падению напряжения на ячейке Rx. Тогда, используя
закон Ома можно записать:
U 13  U 14 
I132 I142

R1
Rx
(1.22)
Так как напряжение, подаваемое с генератора одинаково для обоих
плечей моста (U=U1-3+U3-2=U1-4+U4-2), учетом (1.22) и использованием закона
Ома справедливо следующее равенство:
U 32  U 42 
I132 I142

R2
Rм
(1.23)
Из соотношений (1.22) и (1.23) несложно получить уравнение для расчета
сопротивления экспериментальной ячейки, если три остальные известны
I132 R1 R2


I142 Rx Rм
(1.24)
Ячейка для измерения представляет собой стеклянный сосуд с впаянными
в него платиновыми электродами (рис. 1.5).
Измерительная ячейка
00.0
00.0S
Мост переменного тока
Рис 1.5 Схема установки для измерения электропроводности водных
растворов электролитов.
Поскольку измеряемое сопротивление Rx зависит от геометрии ячейки,
размеров электродов и расстояния между ними, то практически всегда
определяют константу ячейки
k  æ  Rx 
l
,
S
(1.25)
используя стандартный раствор с известным значением æ. Так, например, в
растворе KCl, содержащем в 1 кг воды 0,7453 г соли, при 18оС æ=0,0122
См/м. Температурная зависимость электропроводности 0.01 N раствора KCl
приведена в таблице 1.1.
Таблица
1.1.
Удельная
электропроводность
KCl
температурах.
Температура, toC æ*104,
15
1141.45
18
1219.93
20
1273.03
25
1408.23
30
1546.63
Приборы и реактивы
1. Модуль
5. Пипетки на 10 и 20
«Электрохимия»
мл.
2. Модуль
6. Раствор уксусной
«Центральный
кислоты 0.1 N
контроллер»
3. Ячейка с
электродами
4. Стаканчик на
50мл – 2 шт
1
Ом  м
7. Раствор KCl  0,1N
при
различных
Порядок выполнения работы
Определение постоянной ячейки. Сполоснув стакан на 50 мл 23 раза 0.01
N раствором KCl, заполняют его этим раствором (50 мл) и опускают туда
ячейку, следя за тем, чтобы раствор полностью покрывал рабочую
поверхность электродов. Измеряют сопротивление ячейки не менее трех раз.
Используя справочное значение электропроводности KCl (таблица 1.1),
соответствующее
температуре
в
лаборатории,
по
формуле
(1.25)
рассчитывают постоянную ячейки  k.
Измерение сопротивления растворов KCl различной концентрации
(0.01 N,
0.005 N,
0.0025 N,
0.00125 N).
Растворы
готовят
путем
последовательного разбавления 0.01 N раствора хлорида калия с помощью
пипетки на 25 мл и мерной колбы на 50 мл. Для этого берут пипеткой 25 мл
0.01N раствора, вносят его в мерную колбу на 50 мл и разбавляют
дистиллированной водой до метки. Полученный раствор тщательно
перемешивают, затем с помощью пипетки 25 мл этого раствора переносят в
ячейку и измеряют электропроводность. Оставшиеся 25 мл снова разбавляют
в два раза и т.д.
Измерение сопротивления растворов уксусной кислоты различной
концентрации. (0.1 N, 0.05 N, 0.025 N, 0.0125 N, 0.00625 N). Стакан и ячейку
ополаскивают дистиллированной водой, затем 0.1 N раствором уксусной
кислоты, заполняют стаканчик 50 мл этого раствора и проводят измерения.
Растворы уксусной кислоты других концентраций готовят разбавлением 0.1
N раствора, аналогично схеме, описанной для растворов хлорида калия.
Обработка результатов эксперимента.
Результаты измерений и расчетов представляют в виде таблиц 1.2 и 1.3.
Таблица 1.2. Результаты измерения электропроводности растворов KCl.
с, г-экв/л k, мм-1 Rизм, Ом æ, Ом-1см-1 , Ом-1см2/г_экв
Таблица 1.3. Результаты измерения электропроводности растворов
CH3COOH.
с,
Rизм, Ом
г-экв/л
Полученные
,
æ,
, % Kдисс. Ошибка, %
Ом-1см-1 Ом-1см2/г-экв
результаты
представляют
графически
в
следующих
координатах:
Для KCl
Для
CH3COOH
1. æ 
1. æ  f(c)
f(c)
2.  
f(c)
3.  
2.
lg()
f(lg(c))
3.   f(c)
f( c )
Значение электропроводности при бесконечном разведении  для KCl
определяют путем обработки зависимости   f( c ) по методу наименьших
квадратов и экстраполяции ее на нулевую концентрацию. Полученную
величину сравнить с табличным значением .
Для уксусной кислоты рассчитывают константу диссоциации (Кдисс.), степень
диссоциации () и определяют относительную погрешность в определении
константы диссоциации.