Электрохимия

Электрохимия - изучает физико-химические свойства ионных систем, а также явления и процессы на границе раздела фаз с учетом зараженных частиц (электронов и ионов).

Электролиты – хим. соединения, которые диссоциируют (распадаются) на ионы (полностью или частично) в растворе или в расплаве.

Реально в растворе идет параллельно диссоциация молекул на ионы и ассоциация ионов в молекулы. Устанавливаются некоторые равновесные концентрации всех компонентов, которая характеризуется параметром .

Степень диссоциации - отношение числа продиссоциировавших молекул к числу всех первоначально взятых молекул.

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью,   . В водных растворах это некоторые неорг. основания и кислоты, большинство неорг. и орг. солей.

Слабые электролиты диссоциируют только частично, <1. В водных растворах это почти все органические кислоты и основания, некоторые неорг. соединения.

Доказано, что "сила" электролита зависит от природы растворителя - вещество в одном растворителе м.б. сильным электролитом, в другом -слабым.

Есть еще один важный параметр - константа диссоциации К_{дисс .}

Пусть мы имеем раствор электролита МА с молярной концентрацией С.

М А M⁺ +  A^- (это так называемый бинарный 1-1 зарядный электролит )

Тогда константа диссоциации К _дисс =

причем концентрации в уравнении указаны те, которые устанавливаются в растворе при равновесии для ионов и недиссоциировавших молекул. То есть С_МА С.

С_А+ = *С , С_М+ =  С , С_МА = С (1-  ) ,

 зависит от природы растворителя (примерно - чем выше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем больше ), температуры, присутствия других электролитов в р-ре, концентрации электролита.

К _дисс от концентрации не зависит до 0,2М, после она немного меняется. Это концентрационная константа диссоциации.

Термодинамическая константа равновесия Кº_дисс зависит только от T. В ней вместо молярных концентраций компонентов (С) подставлены активности компонентов (a).

Активность – это как бы условная концентрация, учитывающая, что не все молекулы вступают в реакции, некоторая их часть «отвлекается» на взаимодействие друг с другом и растворителем, поэтому С ≠ a. Обычно С > a, в очень разбавленных растворах С ≈ a, так что в курсе химии для не-химиков в уравнениях, где нужно писать a, пишут C и про активность ничего и не рассказывают.

Первая количественная теория эл. диссоциации создана Аррениусом - его докторская дисс.( 1883-1887). Она хорошо объясняла многие свойства растворов слабых электролитов при невысоких концентрациях. Но концентрированные растворы слабых электролитов и растворы сильных электролитов в его схему не укладывались. Например, нельзя было объяснить, почему К_дисс зависит от концентрации раствора (активность придумали позднее  )

Еще теория Аррениуса не объясняла, почему в ряде случаев > 1.

Теория не раскрывала причины, вызывающие диссоциацию ( например, взаимодействие ионов с растворителем вообще не рассматривалось, считалось, что ионы просто механически распределены между молекулами растворителя) .

Объяснение этому дала теория Дебая-Хюккеля, о которой в этом курсе не рассказывается.