Закон разбавления

редактировать

закон разбавления Вильгельма Оствальда - это соотношение, предложенное в 1888 году между константой диссоциации Kdи степенью диссоциации α слабого электролит. Закон принимает форму

K d = [A +] [B -] [AB] = α 2 1 - α ⋅ c 0 {\ displaystyle K_ {d} = {\ cfrac {{\ ce {[A +] [B ^ -]}}} {{\ ce {[AB]}}}} = {\ frac {\ alpha ^ {2}} {1- \ alpha}} \ cdot c_ {0}}

{\ displaystyle K_ {d} = {\ cfrac {{\ ce {[A +] [B ^ -]}}} {{\ ce {[AB]}}}} = {\ frac {\ alpha ^ {2}} {1 - \ alpha}} \ cdot c_ {0}}

Где квадратные скобки обозначают концентрацию, а c 0 - общая концентрация электролита.

Использование $α = Λ c / Λ 0 {\ displaystyle \ alpha = \ Lambda _ {c} / \ Lambda _ {0}}$ ${\ displaystyle \ alpha = \ Lambda _ {c} / \ Lambda _ {0}}$ , где $Λ c {\ displaystyle \ Lambda _ {c}}$ $\ Lambda _ {c}$ - молярная проводимость при концентрации c и $Λ 0 {\ displaystyle \ Lambda _ {0}}$ <52.>- предельное значение молярной проводимости , экстраполированное на нулевую концентрацию или бесконечное разбавление, это приводит к следующему соотношению:

K d = Λ c 2 (Λ 0 - Λ c) Λ 0 ⋅ c 0 {\ displaystyle K_ {d} = {\ cfrac {\ Lambda _ {c} ^ {2}} {(\ Lambda _ {0} - \ Lambda _ {c}) \ Lambda _ {0}}} \ cdot c_ {0}}

{\ displaystyle K_ {d} = {\ cfrac {\ Lambda _ {c} ^ {2}} {(\ Lambda _ {0} - \ Lambda _ {c}) \ Lambda _ {0}}} \ cdot c_ {0}}

Содержание

1 Получение
2 Ограничения
3 См. Также
4 Ссылки

Получение

Рассмотрим бинарный электролит AB, который обратимо диссоциирует на A и Ионы B. Оствальд отметил, что закон действия масс может применяться к таким системам, как диссоциирующие электролиты. Состояние равновесия представлено уравнением:

AB ↽ - - ⇀ A + + B - {\ displaystyle {\ ce {AB <=>{A +} + B ^ -}}}

{\ce {AB <=>{ A +} + B ^ -}}

Если α - доля диссоциированного электролита, то αc 0 - концентрация каждой ионной разновидности. (1 - α), следовательно, должна быть доля недиссоциированного электролита, и (1 - α) c 0 его концентрация. Следовательно, константа диссоциации может быть задана как

K d = [A +] [B -] [AB] = (α c 0) (α c 0) ( 1 - α) с 0 знак равно α 2 1 - α ⋅ с 0 {\ Displaystyle K_ {d} = {\ cfrac {{\ ce {[A +] [B ^ -]}}} {{\ ce {[AB] }}}} = {\ cfrac {(\ alpha c_ {0}) (\ alpha c_ {0})} {(1- \ alpha) c_ {0}}} = {\ cfrac {\ alpha ^ {2} } {1- \ alpha}} \ cdot c_ {0}}

{\ displaystyle K_ {d} = {\ cfrac {{\ ce {[A +] [B ^ -]}}} {{\ ce {[AB]}}}} = {\ cfrac {(\ alpha c_ {0}) (\ alpha c_ {0})} {(1- \ alpha) c_ {0}}} = {\ cfrac {\ alpha ^ {2}} {1- \ alpha}} \ cdot c_ { 0}}

Для очень слабых электролитов (однако пренебрежение 'α' для большинства слабых электролитов дает обратный результат) $α ≪ 1 {\ displaystyle \ alpha \ ll 1}$ $\ alpha \ ll 1$ , подразумевается ng, что (1 - α) ≈ 1.

К d = α 2 1 - α ⋅ c 0 ≈ α 2 c 0 {\ displaystyle K_ {d} = {\ frac {\ alpha ^ {2}} {1 - \ alpha}} \ cdot c_ {0} \ приблизительно \ alpha ^ {2} c_ {0}}

K_ {d} = {\ frac {\ alpha ^ {2}} {1- \ alpha}} \ cdot c_ {0 } \ приблизительно \ alpha ^ {2} c_ {0}

Это дает следующие результаты;

α = K dc 0 {\ displaystyle \ alpha = {\ sqrt {\ cfrac {K_ {d}} {c_ {0}}}}}}

\ alpha = {\ sqrt {{\ cfrac {K_ {d}} {c_ {0}}}}}

Таким образом, степень диссоциации слабого электролита пропорциональна до обратного квадратного корня из концентрации или квадратного корня из разведения. Концентрация любого одного вида ионов дается как корень из произведения константы диссоциации и концентрации электролита.

[A +] = [B -] = α c 0 = K dc 0 {\ displaystyle {\ ce {[A +]}} = {\ ce {[B ^ -]}} = \ alpha c_ {0 } = {\ sqrt {K_ {d} c_ {0}}}}

{\ displaystyle {\ ce {[A +]}} = {\ ce {[B ^ -]}} = \ alpha c_ {0} = {\ sqrt {K_ {d} c_ {0}}}}

Ограничения

Закон разбавления Оствальда удовлетворительно описывает концентрационную зависимость проводимости слабых электролитов, таких как CH 3 COOH и NH 4 OH. Изменение молярной проводимости в основном связано с неполной диссоциацией слабых электролитов на ионы.

Однако для сильных электролитов Льюис и Рэндалл признали, что закон плохо работает, поскольку предполагаемая константа равновесия на самом деле далека от постоянной. Это связано с тем, что диссоциация сильных электролитов на ионы практически полностью ниже порогового значения концентрации. Уменьшение молярной проводимости как функции концентрации на самом деле происходит из-за притяжения между ионами противоположного заряда, как выражено в уравнении Дебая-Хюккеля-Онзагера и более поздних версиях.

Даже для слабых электролитов уравнение неточно. Химическая термодинамика показывает, что истинная константа равновесия представляет собой отношение термодинамических активностей, и что каждую концентрацию необходимо умножить на коэффициент активности. Эта поправка важна для ионных растворов из-за сильных сил между ионными зарядами. Оценка их значений дается теорией Дебая – Хюккеля при низких концентрациях.

См. Также

Литература