Понятие активности растворенного вещества

Если концентрация растворенного вещества не превышает 0.1 моль/л, то раствор неэлектролита обычно считают разбавленным. В таких растворах взаимодействие между молекулами растворителя существенно преобладает над взаимодействием между молекулами растворителя и растворенного вещества, поэтому последним обычно можно пренебречь. В случае более концентрированных растворов такое приближение неправомерно. Для формального учета взаимодействия частиц растворителя и растворенного вещества, а также частиц растворенного вещества между собой, вводится эмпирическая величина, заменяющая концентрацию – активность (эффективная концентрация) “a”, связанная с концентрацией C через коэффициент активности f’. Этот коэффициент является мерой отклонения свойств реального раствора от идеального:

a = f’·C

Как правило, коэффициент активности меньше единицы (при малых концентрациях считают f = 1 и а = С). Необходимо отметить, что активность компонента не прямо пропорциональна его концентрации – коэффициент активности уменьшается с увеличением концентрации.

Коллигативные свойства растворов

Некоторые свойства растворов зависят только от концентрации растворенных частиц и не зависят от их природы. Такие свойства раствора носят название коллигативных. При этом даже не важно, в виде каких частиц находится растворенное вещество в растворе – в виде молекул или ионов.

К коллигативным свойствам относят:

1) понижение давления пара;

2) повышение температуры кипения - эбулиоскопия;

3) понижение температуры замерзания - криоскопия;

4) осмотическое давление.

Эти свойства описываются соответственно уравнениями (54), (55), (56), (57), приведенными в этой главе.

В данных уравнениях предполагалось, что молекулы не распадаются в растворах на ионы. В случае же электролитов необходимо учитывать увеличение количества частиц в растворе, происходящее в результате электролитической диссоциации. Для этого в уравнениях используется изотонический коэффициент (i), который показывает, на сколько частиц распадается молекула в результате диссоциации. Так, если молекула распадается на 2 иона, например KCl, то i=2. Если молекула распадается на 3 иона, например K₂SO₄, то i=3. Этот коэффициент может быть дробным в случае неполной диссоциации. Для неэлектролитов i=1.

Таким образом, в общем виде для электролитов и неэлектролитов уравнения коллигативных свойств растворов запишутся следующим образом:

(58)

(59)

(60)

(61)

Растворы электролитов Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации

Электролиты – вещества, расплавы илирастворы которых проводитэлектрический токвследствиедиссоциациинаионы.

Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С.Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, основывающуюся том, что электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют.

Диссоциация электролитов в растворе происходит под действием полярных молекул растворителя; наличие ионов в растворе предопределяет его электропроводность. Для оценки полноты диссоциации в теории электролитической диссоциации вводится понятие степень диссоциации α, которая равна отношению числа молекул n, распавшихся на ионы, к общему числу молекул N:

(62)

Величина степени диссоциации зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры. По величине степени диссоциации электролиты подразделяются на три группы: сильные (α ≥ 0,7), средней силы (0,3 < α < 0,7) и слабые (α ≤ 0,3). К сильным электролитам относятся почти все соли (кроме Рb(СН₃СОО)₂, НgСl₂, СdСl₂), большинство неорганических кислот и щелочей; к слабым – все органические кислоты, вода, NН₄ОН, Н₂S и т.д. Электролитами средней силы являются некоторые неорганические кислоты: НF, НСN, Н₃PO₄.