1 / 8

Elektrochemie homogenních soustav

Elektrochemie homogenních soustav. vodiče 1. a 2. třídy Faradayovy zákony katoda x anoda kationty x anionty Faradayova konstanta (náboj 1 mol elektronů) F = 96484,56 C/mol coulometrie. Elektrolytická disociace. silné a slabé elektrolyty Příčiny disociace:

faunia
Download Presentation

Elektrochemie homogenních soustav

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Elektrochemie homogenních soustav vodiče 1. a 2. třídy Faradayovy zákony katoda x anoda kationty x anionty Faradayova konstanta (náboj 1 mol elektronů) F = 96484,56 C/mol coulometrie

  2. Elektrolytická disociace • silné a slabé elektrolyty • Příčiny disociace: • oslabení elst. interakce (Coulomb. zákon) • solvatace

  3. Vodivost roztoků elektrolytů Ohmův zákon I = U/R ═►rezistivita ρ: R = ρ.l/S [Ω.m] vodivost G = 1/R [Ω-1≡S] ═►konduktivita κ = 1/ ρ[Ω-1.m-1, S.m-1] konduktometrie – vodivostní cela (kalibrace – odporová konstanta)

  4. Molární vodivost • konduktivita κ = f (T, c, kvalita iontu) • závislost na T – měření při definované teplotě • závislost na c – vztažení na jednotkovou koncentraci: • molární vodivostΛ = κ/cM[S.m2.mol-1] • kvalita iontu – limitní molární vodivost Λo≡ Λ∞ = lim Λ • c→0

  5. Iontové molární vodivosti • Kohlrauschův zákon o nezávislé vodivosti iontů Λo= ν+λo+ + ν-λo- • měření λi : • pohyblivosti iontů Ui : λi = |zi|.F.Ui • převodová čísla ti : ti = qi/q = νiλi/Λ • využití měření vodivosti – titrace, čistota vody, disociační konstanty, kinetika

  6. Aktivita v roztocích elektrolytů neideální chování roztoků elektrolytů – elektrostatické interakce mezi ionty korekce neideálnosti: aktivita = opravená koncentrace ai = γi·cia± = γ±·c±střední aktivita střední aktivitní koeficient

  7. Výpočet aktivitního koeficientu Debye, Hűckel (1923) iontová síla McInnes dvouparametrová rovnice

  8. Kvalita odhadu aktivitního koeficientu 1 Debye-Hűckelův limitní vztah 2 McInnesova rovnice 3 rovnice s „efektivním průměrem“ iontu 4 dvouparametrová rovnice

More Related