ул електроліту продіссоцііровало n молекул, утворивши НN іонів (н - число іонів, на яке дисоціює молекула). Оскільки ізотонічний коефіцієнт показує, у скільки разів загальне число молекул та іонів у розчині більше числа молекул до дисоціації, отримуємо:
(III.25)
(III.26)
Співвідношення (III.26) дає можливість, експериментально визначивши ізотонічний коефіцієнт розчину, розрахувати ступінь дисоціації слабкого електроліту.
Сильні електроліти
Припущення Арреніуса про те, що в розчині сильного електроліту також існує динамічна рівновага між молекулами і іонами, як і у слабких електролітів, виявилося помилковим. Експериментальні дослідження показали, що, по-перше, величина константи дисоціації сильного електроліту залежить від концентрації (тобто до розчинів сильних електролітів непридатний закон діючих мас) і, по-друге, ніякими методами не вдалося виявити в розчинах сильних електролітів непродіссоцііровавшіе молекули. Це дозволило зробити висновок, що сильні електроліти в розчинах будь-яких концентрацій повністю дисоціюють на іони і, отже, закономірності, одержані для слабких електролітів, не можуть застосовуватися до сильних електролітів без відповідних поправок.
Якісна теорія сильних електролітів була розроблена П. Дебаєм і Г. Хюккель (1923). Для сильних електролітів, повністю диссоциирующих на іони, навіть при малих концентраціях розчинів енергія електростатичної взаємодії між іонами досить велика, і знехтувати цією взаємодією не можна. Взаємодія протилежно і однойменно заряджених іонів (відповідно притягання і відштовхування) призводить до того, що поблизу кожного іона знаходяться переважно іони з протилежним зарядом, що утворюють т.зв. іонну атмосферу. Радіус іонної атмосфери порівняно великий, тому іонні атмосфери сусідніх іонів перетинаються; крім того, кожен іон оточений дипольними молекулами розчинника - Сольватній оболонкою. Т.ч., в розчині сильного електроліту виникає подобу просторової структури, що обмежує свободу переміщення іонів і призводить до зміни властивостей розчину в тому ж напрямку, як діяло б зменшення ступеня дисоціації. Тому, визначаючи ступінь дисоціації розчину сильного електроліту, отримують т.зв. гадану ступінь дисоціації, тобто величину б з поправкою на межіонное взаємодія. Чим вище концентрація розчину, тим сильніше взаємодія іонів, тим менше і удавана ступінь дисоціації сильного електроліту.
Кількісні розрахунки характеристик розчинів сильних електролітів здійснюють за допомогою понять активності електроліту а е і активностей катіонів та аніонів а + і а - відповідно, які дорівнюють добутку коефіцієнта активності на концентрацію:
;, (III.27)
Для бінарного електроліту середня активність електроліту пов'язана з активностями іонів співвідношенням (III.28); подібним же чином пов'язаний середній коефіцієнт активності з іонними:
(III.28)
(III.29)
Дебаєм і Хюккель був розроблений метод розрахунку середнього коефіцієнта активності сильного електроліту. Для бінарного електроліту рівняння має наступний вигляд:
(III.30)
Тут z - заряд іона, для якого розраховується коефіцієнт активності, I - т.зв. іонна сила розчину: деякий параметр, який одночасно враховує молярну концентрацію і заряд всіх наявних у розчині іонів. Іонна сила розчину дорівнює напівсумі концентрацій всіх іонів, помножених на квадрат їх заряду:
(III.31)
Теорія Дебая - Хюккеля застосовна тільки при концентраціях, що не перевищують 0.05 моль/л. Для більш концентрованих розчинів сильних електролітів кількісної теорії не існує. Оствальда закон розбавлення, співвідношення, що виражає залежність еквівалентної електропровідності розведеного розчину бінарного слабкого електроліту від концентрації розчину:
В
Тут К - константа дисоціації електроліту, с - концентрація, l і lҐ - значення еквівалентної електропровідності відповідно при концентрації с і при нескінченному розведенні. Співвідношення є наслідком діючих мас закону і рівності l/lҐ = a, де a - ступінь дисоціації. Оствальда закон розбавлення виведений В. Оствальдом в 1888 і ним же підтверджений досвідченим шляхом. Експериментальне встановлення правильності Оствальда закону розбавлення мало велике значення для обгрунтування теорії електролітів тичної дисоціації.
26 Електролітична дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник середовища. Поняття про індикатори
Іонну твір води - твір концентрацій іонів водню Н + і іонів гідроксиду OH-у воді або у водних розчинах, константа автопротоліза води. Висновок значення іонного добутку води
Вода, хоча і є слабким електролітом, в невеликій мірі дисоціює:
H2O + H2O ↔ H3O + OH-іліH2O ↔ H + + OH-
Рівновага цієї реакції сильно зміщене вліво. Констан...
