57. Ідеальні та неідеальні розчини. Поняття про активність та коефіцієнт активності.

Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює молярній частці розчиненої речовини. Це друга форма закону Рауля. Розчини, які підпорядковуються цьому закону називаються ідеальними. Ідеальні розчини- це межа, до якої прямують всі розчини при розбавленні.

Для вираження ефективності концентрації іонів у розчинах електролітів американський фізикохімік Г.Н.Льюїс запровадив поняття активної концентрації, яку було названо активністю іонів. Активність іонів пов'язана з їхньою концентрацією залежністю

a = fC,

де f- коефіцієнт активності, який враховує електростатичну міжіонну взаємодію у розчинах і характеризує відхилення властивостей розчинів концентрацією С від властивостей нескінченно розбавлених розчинів.

Коефіцієнт активності використовують для опису властивостей розчинів електролітів замість ступеня електролітичної дисоціації.

58. Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса. Роль розчинника в процесі дисоціації.

Вивчаючи електропровідність розчинів електролітів, Арреніус прийшов до висновку, що при відсутності електричного струму в розчинах існує рівновага між іонами та недисоційованими молекулами. Позитивно та негативно заряджені іони з’являються у розчині внаслідок дисоціації (розпаду) молекул. При розведенні розчинів число молекул, які розпадаються на іони, збільшується. У дуже розведених розчинах електролітів знаходяться лише іони, які виникають внаслідок дисоціації молекул. Під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до катода, їх називають катіонами, а негативно заряджені іони — до анода, їх називають аніонами.

Дисоціація є оборотним процесом, оскільки одночасно відбувається процес розпаду молекул або кристалів на іони та зворотний процес сполучення іонів у молекули — асоціація або моляризація іонів. Тому в рівняннях дисоціації слабких електролітів записують знак оборотності. У загальному випадку рівняння дисоц

іації слабкого електроліту має вигляд:

К⁺А^– =К⁺ + А^–.

У випадку гідрату аміаку:

NH₃· H₂O = NH⁺ + OH^–.

Для кількісної характеристики процесу дисоціації електролітів було запроваджене поняття ступеня електролітичної дисоціації.

Ступінь електролітичної дисоціації α – це відношення числа молекул, які розщепилися на іони Nдис, до числа числа розчинених молекул N:

α = (Nдис/N)⋅ 100 %

Іншими словами α- частка молекул електроліту, які розщепилися на іони.

Сольватація іонів посилюється в міру збільшення полярності молекул розчинника та їх здатності до поляризації під впливом електричного поля іонів.

У малополярних розчинниках енергія взаємодії полярних молекул розчиненої речовини з молекулами розчинника може бути недостатньою, і тоді дисоціація на іони не відбувається. Так, у бензоли молекули хлороводню практично не розщеплюються на іони.

59. Розведені розчини електролітів. Ізотонічний коефіцієнт, його зв'язок зі ступінню дисоціації слабкого електроліту або коефіцієнтом активності сильного електроліту.

У дуже розбавлених позитивно і негативно заряджені іони настільки віддалені один від одного, що між ними електростатичне притягання практично відсутнє. У таких розчинах ізотонічний коефіцієнт та еквівалентна електропровідність наближуються до своїх граничних значень. Зменшення взаємного притягання іонів у міру розбавляння розчину створює такий самий ефект, начебто в розчині зростає ступінь дисоціації електроліту.

Для розчинів сильних електролітів ізотонічний коефіцієнт і матиме своє максимальне значення не тільки і нескінченно розбавлених розчинах, а й за вищих концентрацій розчину солі. Крім того, внаслідок повної дисоціації сильних електролітів еквівалентна електропровідність їхніх розчинів мала б не залежити від ступеня розбавляння.