Слабкі електроліти.

Слабкі електроліти в розчинах дисоціюють не повністю. Наприклад, оцтова кислота дисоціює згідно рівняння:

СНзСООН СНзСОО^-+ Н⁺

Швидкість дисоціації виражається рівнянням

₁ = К₁ [СНзСООН]

і зворотна реакція (асоціація йонів) ₂ = К₂ [СНзСОО^-] [Н⁺]

При встановленні рівноваги ₁ =₂

Коли підставити значення ₁ і ₂ в дане рівняння, то

Ці значення константи дисоціації залежать від температури і зростають із її підвищенням. Тому у «Довіднику хіміка» значення цієї константи подається при певній температурі.

Для двохосновних кислот дисоціація йде ступінчато:

Н₂СО₃ Н⁺ + НСО₃^-

НСО₃^- Н⁺+ СО₃^2-

Перший ступінь дисоціації більший, ніж другий і показує, що ця кислота дисоціює по першій стадії більше, ніж по другій.

Зв’язок між константою дисоціації (К), ступенем дисоціації (α) і молярною концентрацією розчину встановив Оствальд. Якщо розглянути цей взаємозв’язок на прикладі дисоціації оцтової кислоти, яка дисоціює не повністю, а лише певна її частина (α), то концентрацію С_Н⁺= С _СНзСОО^- = С^.α.

Тоді концентрація недисоційованих молекул буде С – С^.α.=С (1-α). Підставивши ці дані в рівняння константи дисоціації одержуєм:

Так як у слабких електролітів α мала (< 3%), то 1-0,03 можна прийняти ≈ 1. Тоді рівняння константи спрощується до К = Сα², звідки

Якщо прийняти за n - кількість молів розчиненої речовини, а V –об’єм, то

Якщо прийняти величину оберненої концентрації 1/С за розведення, то дана залежність описується законом розведення Оствальда: ступінь дисоціації слабких бінарних електролітів обернено пропорційна кореню квадратному із їх концентрації або прямо пропорційна їх розведенню.

Із даного закону виходить:

1. Чим більш розведений розчин, тим більша ступінь електролітичної дисоціації розчиненого електроліту;

2. ступінь електролітичної дисоціації двох електролітів однакової концентрації розчину більша у того електроліту, в якого більша константа дисоціації.

Сильні електроліти.

Сильні електроліти практично повністю дисоціюють навіть у концентрованих розчинах. Пояснення причин відхилення реальних показників розчинів сильних електролітів від теоретичних в рамках теорії Арреніуса, дали Дебай і Гюккель, які довели, що в таких розчинах діють електростатичні сили притягання між різнойменними йонами і сили відштовхування між однойменними.

Кожен йон знаходиться ніби в атмосфері йонів іншого заряду. Чим більша концентрація, тим більша густина йонної атмосфери і тим повільніше рухаються йони.

Така міжйонна взаємодія, а також сольватація йонів зменшує швидкість їх руху, а також і осмотичний тиск, величину пониження тиску пари та інші показники.

Тому для розчинів сильних електролітів не використовують концентрацію розчинів, а так звану активність (а), величину рівну концентрації йонів, що активно проявляються.

Наприклад, для дисоціації такого сильного електроліту як НС1, який дисоціює:

НС1 Н⁺ + Сl^-

де а — активність, яку Льюїс запропонував розглядати а_е як активність його йонів а₊ і а_-

а_е=f c

де f-коефіцієнт активності

Для йонів a₊=f₊·c₊ a_-=f_-·c_-

На практиці, для розведених розчинів сильних електролітів f=1 , а отже а=с

Це використовується в практиці потенціометричних вимірювань дуже розведених розчинів в яких визначена активність і є концентрацією розчину.