Сильные и слабые электролиты

Степень диссоциации:

Для бинарного электролита:

Сильным считается электролит, который при любых концентрациях полностью распадается на ионы (100% диссоциация) = 1

Для водных растворов ≤ 0,3 (30%) слабый электролит.

При достаточно больших разбавлениях ( С≤10^-6 моль/л)

α = 1 и для слабых электролитов.

Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда

Диссоциация слабого электролита () это обратимый процесс, подчиняющийся закону действующих масс. Константа равновесия этого процесса называется константой диссоциации - К_Д

= α²C/(1 - α)

С_К+ =αC С_А^– =αC

Закон разведения Оствальда:

Вывод: при данной температуре К_Д слабого электролита не зависит от концентрации (разведения). При малых значениях степени диссоциации  ≤ 0,01 ее значением в знаменателе можно пренебречь. К_Д =α² С .

Слабые электролиты

Диссоциация воды, ионное произведение воды, водородный показатель

2H₂O = H₃O⁺ + OH^-

гидроксоний гидроксил

ион ион

H₂O = H⁺ + OH^-

Константа, выраженная через активности, называется термодинамической (если через концентрации, то условной).

Ионное произведение воды:

Аналогично ионное произведение воды можно выразить через концентрации

Поскольку вода диссоциирует симметрично, то

Примечание: для концентрированных растворов кислот и щелочей вместо концентрации ионов водорода подставляют их активность ()

γ_±=•С, где γ – коэффициент активности (его вычисления см. ниже)

На практике удобно пользоваться не активностью ионов водорода или их концентрациями, а их логарифмическими функциями:

pH = -Lg

pH = 7 - нейтральная среда

Примечание: pH=7 для нейтральной среды отвечает температуре 298 К, с повышением температуры pH нейтральной среды смещается в кислую область, а с понижением – в щелочную.

Стандартная шкала изменения pH:

Если , тоpH = 0

Если , тоpH = -1, но обычно

Прологарифмируем и домножим на –1:

, если , тоpH=14

Буферные растворы

См. курс аналитической химии.

Сильные электролиты Активность и коэффициент активности

Сильные электролиты не только в разбавленных растворах, но и в растворах значительной концентрации полностью диссоциированны на ионы, т.е.  = 1.

Эти растворы, даже разбавленные, описываются методом активностей, т.к. в растворах сильных электролитов между ионами существует сильное взаимодействие. Активность отдельного иона по экспериментальным данным вычислить нельзя, поэтому в теорию сильных электролитов вводится понятие средняя ионная активность. Для электролита, распадающегося на ν⁺ катионов и ν ^- анионов, она определяется следующим соотношением.

Например: CoCI₃ →Co ³⁺ + 3CI^-

Для бинарных электролитов (типа NaCl, CuSO₄)

или в общем случае

Аналогично вводится понятие среднего ионного коэффициента активности

При практическом расчете средней ионной активности коэффициент активности множится на концентрацию в соответствующих шкалах:

или

С – молярная концентрация

m - моляльная

Примечания:

1.В справочниках обычно приводятся моляльные коэффициенты активности

2.Если раствор бесконечно разбавленный, т.е. С(m) → 0

3.Средний ионный коэффициент активности характеризует степень межионного взаимодействия в растворах, находящихся в состоянии равновесия. Поэтому для их определения используются методы, характеризующие равновесное состояние раствора. Например, закон Рауля, криоскопию, эбуллиоскопию или осмос.