Электропроводность растворов - реферат

ГОЦУ гимназия №1505 «Московская городская педагогическая гимназия-лаборатория»

Реферат

Электропроводность растворов

выполнила:

ученица 9 «Б» класса

Якушева Александра

руководитель:

Шипарёва Г.А.

Москва, 2010

Содержание

Введение……………………………………………………………………………………… 3

1. Теоретическая часть

1.1. Основные термины………………………………………………………………………… 5

1.2. Электролитическая диссоциация ……………………………………………………… 5

1.3. Классификация электролитов…………………………………………………………. 7

1.4. Электропроводность растворов…………………………………………………………… 8

1.5. Способы измерения электропроводности растворов …………………………………… 9

1.6. Выводы………………………………………………………………………………… 11

1. Практическая часть

2.1. 14

Заключение…………………………………………………………………………………… 16

Список литературы……………………………………………………………………………….

Введение.

Физическая химия – наука, лежащая на стыке химии и физики, изучает взаимосвязь химических и физических явлений. Физическая химия использует фундаментальные законы физики и результаты физикохимических экспериментов для исследования свойств веществ, выявления закономерностей протекания химических реакций и взаимосвязи внешних воздействий на систему с происходящими в ней химическими изменениями.

Мой реферат рассматривает один из разделов физической химии – электрохимию. В этот раздел входят такие темы как электролиз, гальванические элементы, химические источники тока и электрохимическая коррозия. В них изучается взаимосвязь химических реакций и электрических явлений. Сюда также относят учение о свойствах растворов электролитов и вопросы электрохимической кинетики (кинетика и механизмы протекания электрохимических реакций).

В моём реферате, я описала, что на данный момент известно в электрохимии про электролитическую диссоциацию, электроотрицательность и т.п., а самое главное понятно и интересно девятикласснику.

К сожалению, в курсе девятого классе электрохимию подробно не изучают. Но при углублённом изучении этого раздела науки, оказывается, что электрохимия хоть и не простая, но интересная.

Выбирая эту тему для реферата, мною не ставилась цель сделать открытие в области электрохимии. Я собиралась собрать материал из разных книг, справочников и журналов на интересующую меня тему и объединить его в единое целое.

Мне очень помог учебник Н.Л. Глинки «Общая химия». Так как учебник предназначен для студентов нехимических специальностей высших учебных заведений, он понятен для учеников 9 класса.

Много материала было взято из учебника С.В. Ельцова «Физическая и коллоидная химии». Учебник трудно написан, но предоставляет обширную информацию.

Очень помог в работе справочник под редакцией д.т.н. С.Е. Беликова «Водоподготовка».

1. Растворы электролитов (теория).

1.1. Из истории электрохимии.

Первые представления о принципах взаимосвязи электрических и химических явлений относятся к концу XVIII – началу XIX в. Итальянский физик Вольта, один из основоположников учения об электричестве, в 1793-1801 г. предложил разместить металлы в электрохимический ряд напряжений. К этому его побудило наблюдение итальянского врача Гальвани, который обнаружил появление кратковременного электрического тока в мышцах лягушки в тот момент, когда лапка лягушки, подвешенная на медной проволоке, касалась железной сетки. С помощью изобретённого Вольта удобного источника электроэнергии шведскому химику Берцилиусу удалось электрически разложить водные растворы солей, а английскому химико-физику Дэви – расплавы солей. Изучение таких электрохимических процессов привело к предположению о том, что в реакциях, протекающих в растворах и расплавах, принимают участие электрически заряженные частицы.

Английский физик Фарадей, ассистент и ученик Дэви, в 1833 г. открыл зависимость между количеством вещества, выделяющимся при электрохимической реакции, и затраченным на этот процесс количеством электричества. В 1834 г. Фарадей ввел в науку такие понятия, как анод, катод, подвижность заряженных частиц, электролиз, электролиты, электроды. Однако лишь в конце XIX в. благодаря работам шведского физико-химика Аррениуса удалось выявить закономерность в поведении заряженных частиц в растворах и расплавах солей. При исследовании растворов солей было установлено, что вещества в растворе ведут себя так, как если бы они образовали большое число частиц, чем это соответствует их концентрации. Такое явление Аррениус объяснил образованием в растворе солей в виде более мелких, чем молекулы, положительно и отрицательно заряженных частиц – ионов (теория электролитической диссоциации).

1.2.Электролиты .

Электролиты – это вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации, и вследствие чего их растворы или расплавы проводят электрический ток ( W. Schröter, Chemie, 1989, S. 171).

Также существует ещё одно определение.

Электролиты – вещества, водные растворы ( или расплавы) которых содержат подвижные ионы и вследствии этого проводят электрический ток (Зоммер К., Аккумулятор знаний по химии, 1985 г., стр 89.) .

Конечно же, первое определение не полное, так как после его прочтения

сразу возникает вопрос, а какие вещества подвергаются электролитической диссоциации. Второе лучше. Но мне все же кажется, вместе они дополняют друг друга и помогают лучше понять, что же такое электролиты.

К электролитам относятся все соли, а также кислотные, основные и амфотерные гидрооксиды.

Растворы электролитов являются проводниками второго рода – их проводимость обусловлена движением ионов..

Проводниками называют тела, через которые электрические заряды могут переходить от заряженного тела к незаряженному (Справочные материалы, О. Ф. Кабардин , 2006 г., стр.144) .

К проводникам первого рода относятся проводники, у которых проводимость обусловлена движением электронов.

Наиболее распространенным и широко применяемым растворителем является вода. Кроме неё, но только в меньших масштабах используют жидкий аммиак, а также этанол, ацетон, сероуглерод, бензол и др.

1.3. Электролитическая диссоциация и степени электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация – это распад вещества в расплаве или растворе на свободные составляющие их ионы (W. Schröter, Chemie, 1989, S. 166) .

«Рассмотрение процесса диссоциации начнем с рассмотрения электролитических свойств чистой воды. Особенностью строения молекулы Н₂ О является несимметричное расположение атомов водорода относительно атома кислорода. Молекула воды нелинейна, так как центры ядер атомов лежат в вершинах треугольника. В центре молекулы воды располагается атом кислорода, а на расстоянии 0,096 нм от него – два атома водорода, образуя угол 104,5^о . Электроны, образуя связи О-Н, смещены к более электроотрицательному атому кислорода, в результате чего атомы водорода приобретают эффективные положительные заряды, а сама молекула воды становится полярной.

Рис 1.. Строение молекул воды (а) и электронных орбитателей (б)

Полярность молекул Н₂ О объясняет их способность притягиваться друг к другу за счет связи, называемой водородной*, и создавать подвижные коротко движущиеся группировки. Водородные связи не настолько сильны, чтобы разорвать и перестроить по-новому молекулы воды, поскольку они в несколько раз слабее связей между атомами водорода и кислорода. Посторонняя частица (ион, молекула или кристалл), попав в воду, может разорвать и замкнуть на себе водородные связи^* , что способствует растворению этой частицы.

Процесс присоединения молекул воды к «чужим» частицам называется гидратированием и является определяющей стадией их растворения.

В зависимости от растворяющегося вещества в безводном состоянии его диссоциация протекает по-разному. Так, кристалл соли с ионной структурой, например хлорид кальция KCl , попадая в воду, испытывает притяжение к поверхностным ионам полярной молекулы воды, но если ионы притягивают к себе молекулы воды, то последние с такой же силой притягивают к себе ионы растворившейся соли.

Одновременно притянутые молекулы воды испытывают толчки со стороны других молекул, находящихся в движении. Этих толчков вместе с тепловыми колебаниями ионов в кристалле оказывается достаточно для отделения ионов от кристалла и перехода их в раствор.

* водородная связь особый случай межмолекулярного взаимодействия. Она образуется между молекулами, которые содержат атом водорода, соединённый с атомом какого-нибудь сильного электроотрицательного вещества: фтора, кислорода или азота. Любой из этих атомов имеет частичный отрицательный заряд, а атом водорода заряжен положительно. Это приводит к притяжению атома водорода одной молекулы к атомам сильного электроотрицательного вещества другой молекулы ( В.В. Ерёмин и др., Химия 8 класс, 2007, стр.256).

Вслед за первым слоем ионов в раствор переходит следующий слой, и таким образом идет постепенное растворение кристалла.

Рис. 2. Схема растворения соли

Иначе протекает диссоциация полярных молекул, помещенных в воду. Молекулы воды, притянувшиеся к концам полярной молекулы, вызывают расхождение её полюсов – поляризуют молекулу растворившегося вещества. Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в рассматриваемой молекуле, а также с непрерывным тепловым движением окружающих её молекул Н₂ О приводит в конечном счёте к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются.»( Копылов А.С. и др. Водоподготовка в энергетике, стр.19-21).

Электролит может диссоциировать на ионы полностью и частично. Это зависит от вида электролита, его концентрации в растворе, а также от температуры раствора.

Одной из количественных характеристик неполной электролитической диссоциации наряду с константой диссоциации является степень диссоциации.

Константа диссоциации – это величина , которая характеризует способность электролита диссоциировать на ионы.

Степень диссоциации — это степень распада молекул электролита на ионы в водном растворе, равная:

ά = N _дисс / N ₀

где N _дисс – это число продиссоциированных молекул, а N ₀ – это число молекул.

Для настоящих электролитов понятие о степени диссоциации в разбавленных растворах не существует, потому что эти электролиты не «поставляют» в раствор молекул.

«Степень диссоциации обычно определяется по данным измерения электропроводности растворов, которая прямо пропорциональна концентрации свободно движущихся ионов. При этом получается не истинные ά, кажущиеся значения, потому что ионы при движении к электродам сталкиваются и частично уменьшают свою подвижность, особенно при высокой концентрации раствора» ( W. Schröter, Chemie, 1989, S. 171)

1.4. Классификация электролитов.

Все электролиты различаются на настоящие и потенциальные.

Настоящие электролиты находятся в виде ионов, еще до того как они будут расплавлены или переведены в раствор. ( W. Schröter, Chemie, 1989, S. 168)

К ним относятся все типичные соли, которые в твердом состоянии образуют твердую кристаллическую решетку ( например, вещества, формулы которых NaNO₃ ; K₂ SO₄ ; CaCl₂ …).

Потенциальные электролиты образуют ионы при переходе вещества в раствор или расплав. ( W. Schröter, Chemie, 1989, S. 168)

К потенциальным электролитам относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными ковалентными связями.

Также электролиты бывают слабые и сильные. Сила электролитов в водном растворе определяется их степенью диссоциации.

Потенциальные электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют полностью, называются сильными электролитами.

Истинные значения степени диссоциации этих электролитов равны 1, а кажущиеся значения ά изменяются в пределах от 50% до 100%. К сильным электролитам относят настоящие электролиты, а также HCl, HNO₃ , H₂ SO₄ и т.д.

HCl + H₂ O → H₃ O ⁺ + Cl ^–

Потенциальные электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют частично, называются слабыми электролитами.

То есть процесс диссоциации проходит обратимо: вещества распадаются на ионы (диссоциация) и одновременно объединяются в молекулы (ассоциация).

Значения степени диссоциации таких электролитов в растворе значительно меньше 1, или 100%. К слабым электролитам относят HCN, NH₃ · H₂ O, H₂ CO₃ , CH₃ COOH и т.д.

CH ₃ COOH ↔ CH ₃ COO ^-- + H ⁺

Рассмотрим теперь в свете теории электролитической диссоциации свойства тех веществ — кислот, оснований и солей, которые являются электролитами в водных растворах.

1. Кислоты.

Как известно, для кислот характерны следующие свойства:

· кислый вкус

· способность изменять цвета многих индикаторов

· способность растворять некоторые металлы с выделением водорода

· способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей

Все эти свойства кислот проявляются только в растворах, и притом исключительно в водных растворах. Но в водных растворах присутствуют только ионы, а это значит, что все свойства кислот принадлежат какому-то иону. У всех кислот общий только ион гидрооксония, следовательно, все свойства кислот, такие как кислый вкус и т.д. принадлежат иону водорода. Поэтому по теории электролитической диссоциации кислоты имеют ниже представленное определение.

«Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием водорода и не дающие никаких других положительно заряженных ионов» (Н.Л. Глинка, Общая химия,1956 г., стр. 274)

2. Основания.

Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

· своеобразным мыльным вкусом

· способность изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты

· способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей

Общим для всех оснований является ион гидроксила, следовательно, он и является носителем всех щелочных свойств, поэтому определение основание в теории электролитической диссоциации звучит так:

«Основания — это электролиты, диссоциириющие в водных растворах с отщеплением гидроксильных частиц» (Н.Л. Глинка, Общая химия,1956 г., стр. 276)

3. Соли.

«Соли – это электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от ионов гидроксила» ( Н.Л. Глинка, Общая химия,1956 г., стр. 274)

У каждого электролита есть ещё одна характеристика – активность.

«Активностью называется эффективная концентрация в рас­творе, которая в результате взаимодействия ионов (электро­статического притяжения и отталкивания) имеет меньшее значение, чем фактическая» (Л.С. Стерман и др., Физические и химические методы обработки воды на ТЭС, 1991г., стр. 21)

То есть, в растворах настоящих электролитов, построенных из ионов, электропроводность никогда не соответствует полной диссоциации, потому что при большом количестве катионов и анионов между ними возникает электростатическое напряжение, и кажущаяся концентрация ионов оказывается меньше их истинной.

Поэтому состав концентрированных растворов электролитов решили характеризовать не аналитической концентрацией электролита, а так называемой действующей, или активностью электролита.

1.5.Электропроводность .

Электропроводимость – это численное выражение способности водного раствора проводить электрический ток.

«Электрическая проводимость воды зависит в основном от концентрации растворенных минеральных солей и температуры. Минеральную часть воды составляют ионы Na⁺ , K⁺ , Ca²⁺ ,Mg²⁺ , Cl^- , SO₄ ^2- , HCO₃ ^- . Этими ионами и обусловливается электропроводимость природных вод. Присутствие других ионов, например Fe3+, Fe2+, Mn²⁺ ,Al³⁺ , NO₃ ^- , HPO₄ ^2- , H₂ PO₄ ^- , не сильно влияет на электропроводимость, если эти ионы не содержатся в воде в значительных количествах (например, нижевыпусков производственных или хозяйственно-бытовых сточных вод). По значениям электропроводимости можно приближенно судить о минерализации воды» ( Беликова С.Е., Водоподготовка, Справочник для профессионалов, 2007, стр.21)

А судят о минерализации так:

«В любом водном растворе всегда присутствуют оба вида ионов (Н⁺ и ОН^-- ). Характер среды (кислая, щелочная, нейтральная) определяется их концентрациями, причем для выражения характера среды достаточно знать какую-либо одну из них. Чаще используют водородный показатель рН. Величина рН в природной воде целиком определяется характером и концентрацией примесей в ней. Те примеси, которые представлены в воде сильными электролитами, пол­ностью диссоциированы и находятся в ионной форме, у слабых электролитов только часть молекул диссоциирует и соотноше­ние между ионами и молекулами определяется константой диссоциации. » (Л.С. Стерман и др., Физические и химические методы обработки воды на ТЭС, 1991г., стр. 21)

Существуют разные виды электропроводности:

· ионная

· дырочная

· электролитическая

и т.д.

Ионная электропроводность, электропроводность, обусловленная упорядоченным передвижением в веществе ионов.

Дырочная электропроводность - электропроводность полупроводника или кристаллического диэлектрика, обусловленная перемещением электронных или ионных дырок (дырка – не занятое электроном энергетическое состояние) проводимости под действием внешнего электрического поля.

Электролитическая электропроводность – это способность жидкости передавать электрический ток.

Существует также прыжковая электропроводность. Механизм прыжковой электропроводности состоит том, что электрон «перепрыгивает» с одного донора на другой, который не имел до этого электрона.

Теперь поговорим об удельной электрической проводимости.

Удельная проводимость — мера способности вещества проводить электрический ток.

«Удельная электрическая проводимость растворов, характеризуемая электрической проводимостью 1 см³ жидкости с размером граней 1 см и выражаемая в См/см, является важным показателем качества природной воды и обработанной воды. Удельная проводимость воды, не содержащей примесей, при 25 ^о С составляет 0,063 мкСм/см.. Удельная проводимость воды используется для измерения общего количества растворенных твердых веществ.

Удельная проводимость водных растворов, т.е. проводников второго рода, зависит от температуры, концентрации типа электролита, степени его диссоциации и скорости движения ионов и измеряется методами кондуктомитрии» (Громогласов А.А. и др., Водоподготовка: процессы и аппараты, стр. 23.) .

1.6. Кодуктометрия как способ измерения электропроводности растворов

«Методы исследования свойств растворов, основанные на измерении их электропроводности называют кондуктометрией.

Наиболее часто кондуктометрия используется для определения концентраций веществ в растворах в виде кондуктометрического титрования, а также для определения констант диссоциации, ассоциации. При проведении кондуктометрического титрования точки эквивалентности определяют по изломам на зависимостях электропроводности раствора от объема добавленного титранта. Кондуктометрическое определение концентрации можно проводить в окрашенных и мутных средах, когда применение индикаторов затруднено. Для проведения анализа необходимо, чтобы при добавлении титранта протекала реакция, изменяющая электропроводность раствора. Это могут быть реакции нейтрализации, осаждения, комплексообразования. При этом изменение электропроводности обусловлено изменением числа и вида ионов, находящихся в растворе» (Ельцов С.В. и др., Физическая и коллоидная химия, 2005, стр.97).

Теперь я хотела бы рассказать о приборах – кондуктометрах.

«Кондуктометры представляют собой приборы для измерения удельного сопротивления или удельной проводимости, которые используются для контроля качества воды, конденсата или пара.

Рекомендуемые области применения:

· фармакология

· медицина

· биохимия

· биофизика

· химические технологии

· пищевая промышленность

· водоочистка

· водоподготовка на очистительных сооружениях

Главным назначением кондуктометров является анализ свойств и качества воды, ее пригодность для хозяйственного употребления. Широко применяются кондуктометры в случаях, когда необходим следить за условиями развития водной флоры и фауны. С помощью электропроводности возможно косвенно оценить электрохимический состав воды и сопоставить его с параметрами среды, благоприятной для развития живых организмов. Именно это обусловило популярность кондуктометров в профессиональной аквариумистике» (www.ecounit.ru).

1.7. Итоги.

1. Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. К электролитам принадлежат щелочи, соли и многие кислоты. Щелочи и соли в водных растворах или расплавах диссоциируют на ионы, из которых их кристаллические решетки. Кислоты при растворении в воде диссоциируют с образованием ионов гидрооксония и ионов кислотных остатков.

2. Распад электролитов на положительно заряженные ионы – катионы и отрицательно заряженные ионы – анионы называется электролитической диссоциацией.

3. Электрическую диссоциацию можно рассматривать как обратимый процесс. Отношение числа диссоциированных молекул к общему числу введенных в раствор молекул электролита называется степенью диссоциации электролита в данном растворе.

4. Один электролит даже в относительно концентрированных растворах диссоциирует практически нацело и называется сильным электролитами, степень диссоциации которых даже в разбавленных растворах мала, называются слабыми электролитами.

5. Электрпроводность – способность раствора или расплава проводить электрический ток.

6. Кондуктометрия используется для определения концентраций веществ в растворах, а также для определения констант диссоциации, ассоциации и комплексообразования.

2. Практическая работа №1.

2.1. Цель.

На практике определить, как электропроводность сильного электролита зависит от увеличения его концентрации.

2.2. Приборы и реактивы.

1. Дистиллированная вода;

2. сухое вещество – KCl;

3. Кондуктометр Hanna Hi 8733;

4. Лабораторные электронные весы;

5. Мерная посуда.

2.3. План проведения практической работы.

1. Приготовления 1моль/ л раствора KCl.

2. Приготовление растворов KCl концентрации 0,01 моль/л, 0,02 моль/л , 0,1 моль/л, 0,5 моль/л .

3. Измерение электропроводности в растворах.

4. Построение графика.

2.4. Работа.

1. Чтобы приготовить 1моль/л раствор KCl я рассчитала, какое количество

сухого вещеста нужно взять на один литр. Для этого молярная масса умножается на 1моль/г.

υ · M ( KCl )= M ( KCl ) * (υ: V ) = 74,5 г/моль * 1моль/г = 74,5 г/моль

Массу сухого вещества KCl я измерила на лабораторных электронных весах, и размешала 74,5 г в 1 л воде. Получился раствор KCl концентрации 1 моль/л.

2. Нужно приготовить 0,01 молярный раствор. Этот раствор мы будем готовить в 250 мл колбе. Считаем сколько нужно взять 1 моль/л раствора KCl.

1моль/л : 0,01 моль/л = 100

Это значит, что первоначальный раствор нужно разбавить в сто раз.

250 : 100 =2,5

Итак, получается, что нужно взять 2,5 мл 1 моль/л раствора KCL, довести объем до 250 мл дистиллированной водой.

Рассчитываем количество 1моль/л раствора KCl, для приготовления 0,02 моль/л , 0,1 моль/л, 0,5 моль/л растворов KCl. Ниже приведены результаты вычислений.

0,02 моль/л - 5 мл.

0,1 моль/л - 25мл

0,5моль/л - 25 мл

4. Измеряем электропроводность с помощью кондуктометра Hanna Hi 8733 .

5. Построение графика в « Microsoft Office Excel 2003».

С увеличением концентрации, увеличивается электропроводность. Но на самом деле это не так. И на моем графике видно плавный спад увеличения электропроводности. С начала при увеличении концентрации электропроводность увеличивается, доходя до точки максиму плавно уменьшается (под редакцией д.т.н. Ельцов С.В. и др., Физическая и коллоидная химия, 2005, стр.97).Всё это связано с тем, что в неконцентрированных растворах электролитов расстояние между ионами очень большие, а сила взаимодействия между ними ничтожна мала. Следовательно, при увеличении концентрации количество ионов будет возрастать, а на скорость движения ионов это влиять не будет (что и видно на диаграмме). С дальнейшим ростом концентрации, расстояние между ионами станет настолько мало, что на ионы будет действовать сила межионного взаимодействия, что затормозит скорость ионов, следовательно приведет к уменьшению электропроводности.

3. Практическая работа №2.

3.1.Цель.

Доказать на практике, что в водопроводной воде содержатся примеси, которые влияют на электропроводность.

3.2. Приборы и реактивы.

1. Водопроводная вода;

2. Уксусная кислота «ледяная»;

3. Кондуктометр;

4. Мерная посуда.

3.3. План.

1. Приготовить растворы уксусной кислоты с разной концентрацией водопроводной воды.

2. Померить электропроводность приготовленных растворов.

3. Построить график.

3.4.Работа.

1. Приготовила 50%, 20%, 70% растворы уксусной кислоты. Измеряла электропроводность в пробирке объёмом 25 мл., поэтому чтобы рассчитать количество воды и уксусной кислоты для приготовления раствора нужной концентрации, 25 делила на 100 и умножала на проценты.

50% -12,5 мл;

70% - 15,5 мл;

20% - 5мл.

3. Измерение электропроводности.

4. Построение графика в « Microsoft Office Excel 2003».

4. Заключение.

После проведенной работы я убедилась, что раздел физической химии – электрохимия, очень интересен.

Я собрала ряд информации по теме моего реферата и провела две практический работы, доказывающие теорию.

Список литературы и содержание ещё не написала, отправлю отдельным текстом.