Активность и ионная сила растворов сильных электролитов

Свойства растворов сильных электролитов указывают на формально неполную диссоциацию последних. Это связано с электростатическим (Кулоновским) взаимодействием между ионами, окруженными сольватными оболочками. Количественной характеристикой взаимодействия является коэффициент активности f.

Коэффициент активности f показывает, насколько поведение ионов в растворе сильного электролита при данной концентрации отличается от их поведения при бесконечном разбавлении.

Фактическая (активная) концентрация ионов уменьшается. Аналитически молярная концентрация катионов и анионов () связана с
активной () формулой:

 

,                                       (9.1)

 

где f – коэффициент активности;  – молярная концентрация ионов, моль/дм³.

Для определения f нужно вычислить ионную силу раствора.

Ионной силой раствора называется полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их зарядов:

 

I = 0,5å z²,                                  (9.2)

 

где  – моляльная концентрация иона, моль/кг; z – его заряд.

Уравнение Дебая-Хюккеля позволяет найти коэффициент активности:

–lgf = 0,502 z²(I)^1/2.

При разбавлении коэффициент активности увеличивается и при бесконечном разбавлении сильных электролитов () a» с.

Концентрацию ионов в сильном электролите можно рассчитать по формуле

 

                  ,                                     (9.3)

 

где  – число ионов данного вида;  – степень диссоциации;  – молярная концентрация электролита, моль/дм³.

Диссоциация слабых электролитов представляет обратимый процесс, причем равновесие сильно смещено влево

СН₃СООН «СН₃СОО^– + Н⁺.

Данное равновесие характеризуется константой равновесия, которая называется константой диссоциации К_Д и имеет вид:

,

где ,  – концентрация ионов, моль/дм³;  – концентрация молекул кислоты, моль/дм³.

В общем виде К_Д записывается на основании закона действующих масс:

Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит, следовательно, менее устойчивы его молекулы. Величина К_Д зависит от природы электролита, температуры и не зависит от концентрации.

Закон разбавления Оствальда связывает К_Д и a зависимостью: если степень диссоциации электролита очень мала, то

 

,                                          (9.4)

 

где с(x) – молярная концентрация электролита, моль/дм³.

Равновесие KA «K⁺ + A^– слабых электролитов можно смещать вправо или влево, изменяя концентрацию или температуру, а также изменяя равновесную концентрацию находящихся в растворе ионов.
Изменить равновесную концентрацию можно путем введения в раствор слабого электролита одноименных ионов. Равновесие нарушится и, согласно принципу Ле-Шателье, сместится в направлении образования недиссоциированных молекул.

Слабые электролиты – многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют обратимо по ступеням, причем диссоциация протекает главным образом по первой ступени, в меньшей мере по второй и в незначительной степени – по третьей.

Многоосновные кислоты

I ступень               

;

II ступень              

           .

Многокислотные основания

I ступень     

;

II ступень    

.

Концентрацию ионов моль/дм³ в слабом электролите можно рассчитать по формуле

 

                      .                   (9.5)

Слабые электролиты диссоциируют ступенчато, следовательно, n = 1.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и направлены в сторону образования легколетучих, нерастворимых, слабодиссоциирующих и комплексных соединений.

При составлении ионно-молекулярных соединений формулу записывают в таком виде, в каком находится в растворе большая часть всего вещества, т. е. формулу слабых электролитов, труднорастворимых и газообразных соединений записывают в молекулярном виде, сильных растворимых электролитов – в ионном.

Например:

AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃¯ + 3NaCl,

Al³⁺ + 3Cl^– + 3Na⁺ + 3OH^– = Al(OH)₃¯ + 3Na⁺ + 3Cl^–.

Исключив ионы, не участвующие в реакции, получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Al³⁺ + 3OH^– = Al(OH)₃¯.