19. Сильные электролиты: активность ионов, коэффициент активности. Определение концентрации и активности ионов в растворах сильных электролитов.

Согласно теории электролитической диссоциации сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы и процесс диссоциации протекает необратимо, например, H2SO4 —> 2Н⁺ + S04^2-. Вследствие высокой концентрации заряженных частиц в растворе в значительной степени проявляются силы межионного взаимодействия, количественной характеристикой которых является коэффициент активности (f). Поэтому фактическая (активная) концентрация ионов уменьшается. Аналитически молярная концентрация катионов и анионов (С±) связана с активной концентрацией (а±) соотношением

а±= С±· f±

Приближенно коэфицент активности можно вычислить по формуле

Где Z—заряд ионов;

I—ионная сила раствора электролита,вычисляемая по формуле

Где — концентрация ионов,моль/л;

— заряд ионов.

В концентрированных растворах сильных электролитов f<<1, а в разбавленных f —>1, для них выражение а±= С±· f± можно записать в виде

В дальнейшем вместо понятия активность будет использоваться концентрация.Концентрацию ионов в сильном электролите можно рассчитать ,пользуясь соотношением:

·

Где n — число ионов данного вида,на которые распадается одна молекула.

20. Слабые электролиты: смещение равновесия в растворах слабых электролитов; степень и константа диссоциации, закон разбавления Оствальда.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо. Уравнение реакции диссоциации можно в общем виде представить как

.

Константа равновесия для процесса диссоциации слабого электролита называется константой диссоциации (К_Д). На основании закона действия масс выражение для константы равновесия (К_С) или в данном случае константы диссоциации (К_Д) имеет вид

где ,  – равновесные концентрации ионов в растворе электролита, моль/л;  – концентрация недиссоциированных молекул, моль/л.

Константа диссоциации (К_Д) зависит от природы диссоциирующего вещества, растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем больше численное значение К_Д, тем в большей степени диссоциирует электролит.

Для многоосновных кислот и многокислотных оснований характерна ступенчатая диссоциация с отрывом одного иона H⁺ или OH^– на каждой ступени, при этом значение К_Д при переходе от первой к последующим ступеням уменьшается:

,	;	,	;
,	;	,	.

В связи со ступенчатой диссоциацией многоосновные кислоты способны образовывать кислые соли, многокислотные основания – основные соли.

Взаимосвязь между К_Д и  устанавливается законом разбавления Оствальда:

где С_М – молярная концентрация раствора электролита, моль/л.

Для слабых электролитов ( << 1) это выражение упрощается:

или   .

Закон разбавления Оствальда выражает зависимость степени диссоциации слабого электролита от концентрации раствора: при уменьшении концентрации (разбавлении раствора) степень диссоциации увеличивается.

Концентрация ионов (катионов и анионов) в растворе слабого электролита определяется по формуле

.

Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным при определенных условиях. Основным фактором, позволяющим смещать положение равновесия в растворах слабых электролитов, является изменение концентрации ионов. В соответствии с принципом Ле Шателье введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) смещает равновесие в сторону недиссоциированных молекул, степень диссоциации при этом уменьшается.