Практическое применение электрической проводимости.

1. Определение f_э сильных электролитов:

2. Определение константы и степени диссоциации слабых электролитов:

В не слишком разбавленных растворах величина a у слабых кислот и оснований очень мала, и можно считать, что 1 - a » 1. Тогда получаем:

K = a² C и a =

Это уравнение дает простой способ подсчета степени электролитической диссоциации слабого электролита в растворе данной концентрации, когда константа К известна.

3. Определение солесодержания в растворе электролита:

1000 = Сi (l_k + l_a)

С_i = 1000 / _k + _a

4. Определение растворимости труднорастворимых солей.

По закону действующих масс для бинарного электролита можно записать:

[K⁺] [A^-] = K [KA] = ПР,

где ПР – произведение растворимости. ПР = const при Т = const

Если соединение диссоциирует нацело, то

[K⁺] = [A^-] = ÖПР = С (моль/л)

ПР и С определяют из данных насыщенного раствора электролита.

Пример: AgCl

Сначала измеряют дистиллированной воды ( =1,5×10^-6См/м).

насыщенного раствора AgCl равна 2,75×10^-6См/м.

Следовательно:

(AgCl) = 2,75×10^-6 - 1,5×10^-6 = 1,25×10^-6 См/м

Электролитические подвижности ионов Ag⁺ и Cl^- равны соответственно 53,8 и 65,2, а молярная электрическая проводимость при бесконечном разбавлении:

l_¥ = _Ag + _Cl = 53,5 + 65,2 = 119,0 См/м²

Так как

l_¥ = V;

то определяем V, содержащий 1 моль AgCl:

Число молей в 1 литре равно: