Общая концентрация ионов в растворе определяется молярной концентрацией растворенного электролита с учетом его степени диссоциации на ионы и числа ионов, на которые диссоциирует молекула электролита в растворе. Для сильных электролитов α = 1. Например, NaCl ↔ Na+ +Cl–, C(NaCl) = 0,1 моль/л. C(Na+) = 0,1 моль/л и C(Сl–) = 0,1 моль/л. Аl2(SО4)3 ↔ 2Аl3+ + 3SО42–, С(Аl2(SО4)3) = 0,1 моль/л. C(Al3+) = 0,2 моль/л и C(SО42–) = 0,3 моль/л.Для слабых электролитов α < 1. KtnAnm ↔ nKt+ + mAn–
C(Kt+) = n ∙ C(KtnAnm) ∙ α(KtnAnm); C(An–) = m ∙ C(KtnAnm) ∙ α(KtnAnm). Активность ионов в раствореВ 1907 году Льюис предложил метод активностей, позволяющий использовать для реальных растворов общие термодинамические уравнения, справедливые для идеальных систем. В эти уравнения вводят некие числа вместо концентраций таким образом, чтобы количественные результаты, полученные после решения этих уравнений, совпадали с экспериментально определяемыми величинами. Такие числа называются «активность» или «активная концентрация» Активность ионов в растворе (а) – это величина, подстановка которой вместо общей концентрации в термодинамические уравнения, описывающие свойства идеальных растворов, дает соответствующие опыту значения рассчитываемых величин для реальных растворов. a = f ∙ С, a – активность ионов в растворе, f – коэффициент активности, С – общая концентрация ионов в растворе. Для предельно разбавленных растворов: a →С, так как f →1.Активности и коэффициенты активности веществ в растворах определяют, измеряя коллигативные свойства раствора: понижение упругости насыщенного пара над раствором по сравнению с упругостью насыщенного пара чистого растворителя (Δp), понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем (ΔТзам), повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем (ΔТкип), осмотическое давление раствора (π). ЗаконыРауля: 1) Δp = i · p0 · χ; 2) ΔTкип/зам = Kэб/кр · m; ФомулаВант-Гоффа: π = C · R · T.
Ионная сила раствораВ растворах сильных электролитов все ионы взаимодействуют между собой. Для описания суммарного электростатического взаимодействия всех ионов в растворе ввели понятие ионной силы раствора (Ic). Ионная сила раствора (Ic) равна полусумме произведений концентрации каждого иона на квадрат его зарядового числа. Cn – молярная концентрация вещества в растворе, zn2 – заряд иона, взятый в квадрате. Суммирование проводится по всем ионам в растворе. Коэффициенты активности ионов зависят от ионной силы раствора. Американские химики Льюис и Рендалл эмпирически установили правило ионной силы.Правило ионной силы: «В разбавленном растворе с данной ионной силой все ионы с одинаковым по абсолютной величине зарядом имеют один и тот же коэффициент активности». Правило справедливо для разбавленных растворов с концентрацией, не превышающей С = 0,01-0,02 моль/л.
