3. Слабкі та сильні електроліти. Коефіцієнт активності

Електроліти можна розділити на дві групи: слабкі та сильні електроліти.

Слабкі електроліти характеризуються малими значеннями ступеня дисоціації та низькою електропровідністю розчинів. До них належать: переважна більшість органічних та багато неорганічних кислот (наприклад, СН₃СООН, H₂S, HCN, Н₂СО₃, Н₃ВіО₃), аміак, органічні аміни та деякі інші сполуки. Під час розчинення у воді вони лише частково дисоціюють на іони, а основне число їхніх молекул перебуває в розчині в недисоційованому стані.

Сильні електроліти практично повністю дисоціюють на іони, їхні розчини характеризуються порівняно високою електропровідністю. До таких електролітів належать: частина неорганічних кислот (наприклад, НС1, HBr, НІ, НСlO₄, HNO₃, H₂SO₄), сильні основи (гідроксиди лужних, лужноземельних та деяких інших металів) і майже всі солі. Отже, сильні електроліти в розчинах дисоціюють практично необоротно:

KCl = K⁺ + Cl^–;

KMnO₄ = K⁺ + MnO₄^–;

Na₂SO₄ = 2Na⁺ + SO₄^2–;

Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO₄^2–.

Причина цього полягає в електростатичному притяганні між сольватованими іонами протилежного знака, яке спостерігається в розчинах сильних електролітів.

У дуже розбавлених розчинах позитивно та негативно заряджені іони настільки віддалені один від одного, що між ними електростатичне притягання практично відсутнє. Зменшення взаємного притягання іонів у міру розбавляння розчину створює такий самий ефект, начебто в розчині зростає ступінь дисоціації електроліту.

Зі збільшенням концентрації розчинів відстань між іонами зменшується, внаслідок чого зростають взаємне притягання різнойменно заряджених іонів та взаємне відштовхування однойменно заряджених іонів. Врешті-решт кожен іон виявляється оточеним іонами протилежного знака, так званою іонною атмосферою. Це приводить до рівномірного розподілу іонів по всьому об’єму розчину, подібно до того, як вони розміщені в іонних кристалах, тільки на більшій відстані один від одного. Внаслідок такої електростатичної взаємодії рух кожного іона гальмується іонами протилежного знака.

У розчинах з великою концентрацією сильних електролітів відбувається асоціація іонів за рахунок їх взаємного притягання та сольватації. Вона посилюється в міру зростання зарядів іонів і супроводжується утворенням іонних асоціатів катіонів з аніонами різного складу (іонних пар, трійок тощо), наприклад К⁺А^–, К⁺А^–К⁺, А^–К⁺А^–.

Для вираження ефективної концентрації іонів у розчинах електролітів американський фізикохімік Г. Н. Льюіс запровадив поняття активної концентрації, яку було названо, активністю йонів. Активність йонів а зв’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 (f = ) використовують для опису властивостей розчинів електролітів замість ступеня електролітичної дисоціації сильних електролітів. Це зумовлено тим, що для сильних електролітів, які повністю дисоціюють на іони, поняття ступеня електролітичної дисоціації втрачає свій зміст, тому коефіцієнт активності f називають ще уявним ступенем дисоціації. Коефіцієнт активності залежить від ступеня окиснення та природи йона, молярної концентрації йона в розчині, йонної сили розчину. Він менший за 1. Коефіцієнт активності вносить поправку на взаємодію даного йона з оточуючим середовищем. Для дуже розбавлених розчинів f = 1, тоді а = с.

Йонна сила розчину – міра електростатичної взаємодії між йонами в розчині і визначається напівсухою добутків концентрації катіона та аніона на квадрат заряду.

I = ; lg f = -

Поняттям активності користуємось, коли ведемо мову про розчини сильних електролітів. В розчинах сильних електролітів за рахунок сил електростатичної взаємодії між йонами утворюються йонні пари.дані пари не можуть переносити електричний струм, тому їх вважають зв’язаними. Інша частина йонів, які не зв’язані називають активними.