Soluțiile de mobilitate de conductivitate și ioni
Experimentul, am măsurat dependența conductivitatea electrică a soluției (reciprocă a rezistenței) asupra concentrației de electrolit. Să luăm, de exemplu, clorură de sodiu și adăugarea acestuia în porțiuni mici la o anumită cantitate de apă, de fiecare dată va determina conductivitatea (κ) - reciproca rezistivității 1 cm3 soluție. Inițial, odată cu creșterea concentrațiilor de creșteri de conductivitate. Cu cât concentrația de clorură de sodiu în soluție, cu cât concentrația de ioni, iar mai mulți ioni, mai încărcătura poate fi transportată prin soluție. Dar, în curând începe să producă adăugarea de sare nu mai este o creștere semnificativă a conductivității ca înainte. Apoi, conductivitatea începe să scadă, deși concentrația de sare continuă să crească.
Faptul că o dependență a conductivității asupra concentrației unei teorii maxime clasice de disociere electrolitica, teoria Arrhenius pentru a explica la prima vedere foarte convingătoare. În soluții diluate de electroliți sunt complet disociate, iar odată cu creșterea gradului de concentrare de disociere scade electroliți și, prin urmare, se reduce numărul de particule care participă la transferul de curent. Asta, spun ei, de ce conductivitatea electrică crește mai întâi și apoi scade. Dar sa dovedit că, în cazul clorurii de sodiu și alți electroliți puternici, nu există nici o soluție în moleculele nedisociate - întregul electrolit, indiferent de concentrația, complet disociat în ioni. Acest comportament ciudat al conductivității, datorită faptului că ionii din soluție devin bine, ei încep să interfereze unul cu celălalt.
Timp de decenii teoria soluțiilor considerate că moleculele solutului în soluție se comportă ca moleculele în gazul, adică, mișca liber, practic nici un efect asupra reciproc. Și aceste prezentare la îndemână sa prăbușit sub „greutatea“ a curbei cu „bizon“.
Nu poate fi soluția de ioni nu interferează unele cu altele, deoarece ionii sunt încărcate opus atrași unul de celălalt, iar ca-taxat - resping. Acesta este motivul pentru care ionii din soluție „aranjate“, astfel încât să interfereze cât mai puțin posibil unul de altul. În cazul ionilor de clorură de sodiu în soluție aranjamentul seamănă cu cristalul sării în sine. O astfel de rețea este construit într-o soluție dintr-o dată. Atunci când concentrația de sare din soluție este mică, ionii sunt la o distanță suficient de mare față de altul și, desigur, de a interacționa slab. Odată cu creșterea concentrației de mai clar începe să apară o soluție clară și structura, toate mai pronunțate ionii de interacțiune ionică și își pierd o mare parte din libertatea lor. Atunci când soluția este coborâtă electrozi la care se aplică o diferență de potențial, cationii papură natural spre catod, în timp ce anioni - la anod. Mai corect, cu toate acestea, spune că acești ioni sunt doar intenționează să depună eforturi pentru electrozii „lor“. Concentrația mai mare de electrolit, cu atât mai puternică teaca de ioni de semn opus, căptușeală în jurul fiecărui ion în soluție. Și ionii mai greu trece la electrodul „lor“. Acesta este motivul principal pentru căderea conductivitatea electrică, cu o creștere semnificativă a concentrației.
Chimistul face în mod satisfăcător cu o explicație a conductivității electrice a legilor numai soluții foarte diluate, putem spune, chiar foarte diluat - cei în care impactul contra cochilie a fost neglijabil. De aceea, chiar și în primele zile ale teoriei de disociere electrolitica a fost introdusă o idee de conductivitatea electrică a soluției de electrolit la o concentrație în soluție este egală cu zero. Cu toate acestea, nu este vorba despre conductivitatea, dar de o altă modificare a proprietăților, care în chimia fizică a soluțiilor sunt puțin probabil să nu mai mult decât conductivitatea; este o conductivitate molară. conductivitate Molar - este conductivitatea electrică a stratului planar soluție de electrolit de grosime de 1 cm, care conține 1 mol de substanță dizolvată. (Această valoare este notată cu litera grecească X). Cunoscând conductivitatea, este posibil să se calculeze conductivitatea molară a unei formule simple:
unde C - concentrația soluției în mol / l; κ - conductivitate ohm -1 cm -1.
În cazul relației soluții diluate între concentrația molară și conductivitatea absolut definită: concentrația soluției este mai mică, cu cât conductivitatea. Nu există nici o greșeală de tipar - este mai mare. Graficul dependenței soluției λ C.
După cum puteți vedea, cu o scădere a concentrației de electrolit crește conductivitate molare, și, în plus, foarte repede. Cu toate acestea, chimistul fizice care nu preferă să se ocupe de o relație curbilinie, și drept, nu exprimă concentrațiile de primele și în nivelul „jumătate“, adică, pur și simplu pune, a fost reprezentat grafic pe axa orizontală este C și C 1/2. În acest caz, curba, așa cum se poate observa din graficul următor, de fapt transformat într-o linie dreaptă, care poate fi ușor extins la intersecția cu axa y, adică, la o concentrație de zero. Valoarea conductibilitate este astfel obținută, se numește „conductivitate la diluție infinită“ (notată cu λ0).
Se pare că cea mai bună soluție conduce curent atunci când nu există nici un electrolit. Deși paradoxal această concluzie, nu trebuie să mă întreb, interacțiune ionică este mai slabă decât în soluție, cu atât mai mult în mod liber în mișcare ioni, cu atât mai mare conductivitatea electrică. Prin urmare, λ0 nu numai absurdă, ci, dimpotrivă, absolut anumită valoare - arată ceea ce ar fi (ar fi!) Conductivitatea soluției, în cazul în care (în cazul în care!) Interacțiunea Ionic absentă în soluție.
Valorile λ0. atribuite ionilor individuali, numite și mobilitate ionică. Originea termenului evident - mai mare conductivitatea moleculară, ionul se mișcă mai repede.
Deci, putem prezice modul în care se va schimba mobilitatea ionilor din seria Li + - Na + - K + - Rb +. Un număr de acești cationi nu sunt alese întâmplător. Toate aceste elemente sunt rude au fost incluse în același grup a sistemului periodic al elementelor DI Mendeleev, un grup (sau, mai degrabă, în subgrupul) metale alcaline. Dintre acestea, Li + ion este cea mai mică, dimensiunea următoarea Na +. în continuare K +, iar cea mai mare dintre ele - Rb +. La prima vedere, o relativ mare ion rubidiu va stoarce prin moleculele de apă este mult mai lent decât mici și, aparent, ion de litiu iuti. Rămâne să fie confirmată de proiecțiile noastre aparente, consultați tabelul în care valoarea redusă a mobilității ionilor, și se pare că am greșit. Mobilitatea cation de litiu (în unități arbitrare) egal cu 38,6; ; 50,1 - cation de sodiu cation de potasiu - 73,5; rubidiu - 77,8. Model, complet inversul care pare clar la prima vedere devine suficient de explicație evidentă, dacă ne amintim că în soluție ionii sunt înconjurate de moleculele de solvent. Taxa acestor cationi este aceeași. Tension același câmp, care creează acești cationi variază destul de substanțial - cea mai mică dimensiunea corpului încărcat, cu atât intensitatea câmpului, pe care îl creează. Acesta este motivul pentru care cel mai mic dintre cation, un cation de litiu, de fapt, este cea mai mare, pentru că este înconjurat de un număr mare de straturi de molecule de apă. Cantitatea de molecule de apă din jurul cationul de sodiu este ceva mai mică și raza sa în mod corespunzător mai mici. coajă chiar mai subțire cation de potasiu apos, totuși raza este mai mică decât două. Și chiar și cea mai mică rază în soluții apoase la cea mai impresionantă a cationului - rubidiu.
Cation pentru masa de hidrogen arată că mobilitatea este nu numai mare, dar se poate spune, un record - 350! In 9 ori mai mare decât cea a litiului de 7 ori mai mare decât cea a sodiului. Această mobilitate este cauzată de un mod complet diferit de mișcare. După cum se știe, ionii H + în apă, dar există H3 O + (ioni H3 O +, la rândul lor, pot fi combinate cu moleculele de apă pentru a forma H5 O2 +. H7 + O3. H9 O4 +). Nu mișcă ion H3 O +. și protonul, sarind de la o moleculă de apă la alta, care transportă cu sarcină pozitivă sifon.
De asemenea, „amesteca“ și ioni OH -.