Закон разбавления - Law of dilution

Вильгельм Оствальд С закон разбавления отношения, предложенные в 1888 году[1] между константа диссоциации Kd и степень диссоциации α слабого электролит. Закон принимает форму[2]

Где квадратные скобки обозначают концентрацию, а c0 - общая концентрация электролита.

С помощью , куда это молярная проводимость при концентрации c и - предельное значение молярной проводимости экстраполированный до нулевой концентрации или бесконечного разбавления это приводит к следующему соотношению:

Вывод

Рассмотрим бинарный электролит AB, который обратимо диссоциирует на A+ и B− ионы. Оствальд отметил, что закон массового действия может применяться в таких системах как диссоциирующие электролиты. Состояние равновесия представлено уравнением:

Если α - доля диссоциированного электролита, тогда αc0 - концентрация каждого ионного вещества. (1 - α) должно поэтому быть долей недиссоциированный электролит и (1 - α)c0 концентрация такая же. Следовательно, константа диссоциации может быть задана как

Для очень слабых электролитов (однако пренебрежение «α» для большинства слабых электролитов дает контрпродуктивный результат) , подразумевая, что (1 - α) ≈ 1.

Это дает следующие результаты.

Таким образом, степень диссоциации слабого электролита пропорциональна обратному квадратному корню из концентрации или квадратному корню из разведения. Концентрация любого одного вида ионов дается как корень из произведения константы диссоциации и концентрации электролита.

Ограничения

Закон разбавления Оствальда удовлетворительно описывает концентрационную зависимость проводимости слабых электролитов, таких как CH3COOH и NH4ОЙ.[3] [4] Изменение молярной проводимости в основном связано с неполной диссоциацией слабых электролитов на ионы.

Однако для сильных электролитов Льюис и Randall признал, что закон плохо работает, поскольку предполагаемая константа равновесия на самом деле далека от постоянной.[5] Это связано с тем, что диссоциация сильных электролитов на ионы практически полностью ниже порогового значения концентрации. Уменьшение молярной проводимости как функции концентрации на самом деле связано с притяжением между ионами противоположного заряда, как выражено в Уравнение Дебая-Хюккеля-Онзагера и более поздние версии.

Даже для слабых электролитов уравнение неточно. Химическая термодинамика показывает, что истинная константа равновесия представляет собой отношение термодинамическая активность, и что каждую концентрацию необходимо умножить на коэффициент активности. Эта поправка важна для ионных растворов из-за сильных сил между ионными зарядами. Оценка их значений дается Теория Дебая-Хюккеля при низких концентрациях.

Смотрите также

Рекомендации

  1. ^ Laidler, Keith J .; Мейзер, Джон Х. (1982). Физическая химия. Бенджамин / Каммингс. п. 259. ISBN  978-0-8053-5682-3.
  2. ^ Лэнгфорд, фон Купер Гарольд; Биби, Ральф Алонзо (1 января 1995 г.). Развитие химических принципов. Курьерская корпорация. п.135. ISBN  978-0486683591. закон разбавления Оствальда.
  3. ^ Лайдлер, Кейт Дж. (1978). Физическая химия с биологическими приложениями. Бенджамин / Каммингс. п. 266. ISBN  978-0-8053-5680-9.
  4. ^ Laidler, Keith J .; Мейзер, Джон Х. (1982). Физическая химия. Бенджамин / Каммингс. п. 260. ISBN  978-0-8053-5682-3.
  5. ^ Льюис, Гилберт Н .; Рэндалл, Мерл (1921). «Коэффициент активности сильных электролитов» 1.. Журнал Американского химического общества. 43 (5): 1112–1154. Дои:10.1021 / ja01438a014.