100 likes | 386 Views
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:
E N D
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: • oslabení elst. interakce (Coulomb. zákon) • solvatace
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)
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
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
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
Výpočet aktivitního koeficientu Debye, Hűckel (1923) iontová síla McInnes dvouparametrová rovnice
Kvalita odhadu aktivitního koeficientu 1 Debye-Hűckelův limitní vztah 2 McInnesova rovnice 3 rovnice s „efektivním průměrem“ iontu 4 dvouparametrová rovnice