, яка впливає на його рухливість і викликає відхилення властивостей від очікуваних величин.
Для характеристики розчинів сильних електролітів замість їх істинної концентрації використовують активність () , тобто умовну ефективну концентрацію відповідно з якою вони проявляють себе в хімічних і фізичних процесах.:
В
де - коефіцієнт активності;
с - справжня концентрація.
Коефіцієнти активності визначається експериментально і наводиться в таблицях. Для розбавлених розчинів електролітів не залежить від природи іона і може бути розрахований за формулою:
В
де I - іонна сила розчину, яка визначається за формулою:
В
b (X) - моляльну концентрації іонів
z - заряди іонів.
Для гранично розбавлених розчинів, в яких практично відсутня взаємодія між іонами, = с, і
7. Електролітична дисоціація води. Водневий показник
Вода є слабким електролітом, який дисоціює за рівнянням:.
Це явище називається самоіонізаціей або автопротолізом.
Константа дисоціації води при 25 0 С становить:
В
Так як константа дисоціації води дуже мала, можна вважати концентрацію води постійною величиною:
В
Тоді:
В
(при 295 К)
Величина K w називається іонним добутком води.
Іонну твір води характеризує рівновагу між іонами водню і гідроксид-іонами у водних розчинах і є постійною при даній температурі величиною.
Кислотність або основність водного розчину може бути виражена концентрацією іонів водню або гідроксид-іонів. Найчастіше для цієї мети використовують величину рН, яка пов'язана з концентрацією іонів водню таким співвідношенням:
В
У нейтральній середовищі:
; рН = 7
У кислому середовищі:
; рН <7
У лужному середовищі:
; рН> 7
Знаючи рН, легко розрахувати рОН, і навпаки, тому що: рН + рОН = 14. p> Розрахунок рН і рОН розчинів сильних і слабких електролітів.
Концентрацію іонів Н + визначають за рівнянням Оствальда: [H + ] =; аналогічно для гідроксилу: [ОH - ] =;
В
