ძლიერი ელექტროლიტების საშუალო იონური აქტივობის კოეფიციენტების ცხრილი. ხსნარის იონური სიძლიერე

ელექტროლიტის აქტივობა და აქტივობის კოეფიციენტი. ხსნარის იონური სიძლიერე. იონური სიძლიერის წესი.

გახსნილი მარილის აქტივობა აშეიძლება განისაზღვროს ორთქლის წნევით, გამაგრების ტემპერატურით, ხსნადობის მონაცემებით და EMF მეთოდით. მარილის აქტივობის განსაზღვრის ყველა მეთოდი იწვევს მნიშვნელობას, რომელიც ახასიათებს მთლიანად გახსნილი მარილის რეალურ თერმოდინამიკურ თვისებებს, განურჩევლად იმისა, არის თუ არა იგი დისოცირებული. თუმცა, ზოგად შემთხვევაში, სხვადასხვა იონის თვისებები ერთნაირი არ არის და თერმოდინამიკური ფუნქციები შეიძლება შემოვიდეს და განიხილოს ცალკე სხვადასხვა ტიპის იონებისთვის:

მ+ = მ + o + RT ln ა + = მ + o + RT ln მ+ + RT lnგ + ¢

მ – = მ – o + RT ln ა -= მ -ო +RT ln მ– + RT lnგ – ¢ ,

სადგ + ¢ და გ – ¢ - პრაქტიკული აქტივობის კოეფიციენტები (აქტივობის კოეფიციენტები მოლალობის ტოლ კონცენტრაციებში მ ).

მაგრამ სხვადასხვა იონების თერმოდინამიკური თვისებები არ შეიძლება განისაზღვროს ექსპერიმენტული მონაცემებისგან განცალკევებით დამატებითი ვარაუდების გარეშე; ჩვენ შეგვიძლია გავზომოთ მხოლოდ იონების საშუალო თერმოდინამიკური მნიშვნელობები, რომლებშიც იშლება ამ ნივთიერების მოლეკულა.

მოდით, მარილის დისოციაცია მოხდეს განტოლების მიხედვით

აn+ IN n-= n+ა ზ + + ნ - ბ ზ - .

სრული დაშლითმ + = ნ + მ , მ - = ნ - მ . გიბს-დიჰემის განტოლებების გამოყენებით შეიძლება აჩვენოს, რომ

ა + n + ×ა - n - ¤ ა=კონსტ .

სტანდარტული მდგომარეობები აქტივობის მნიშვნელობების მოსაძებნად განისაზღვრება შემდეგნაირად:

ლიმი ა + ® მ + = ნ + მზე მ ® 0 ,

ლიმი ა – ® მ – = ნ – მზე მ ® 0 .

სტანდარტული მდგომარეობა ამისთვის აარჩეულია ისე, რომკონსტტოლი იყო 1. მაშინ

ა + n + ×ა -n-=ა .

ვინაიდან არ არსებობს მნიშვნელობების ექსპერიმენტულად განსაზღვრის მეთოდები a +და ა – ცალკე, შემდეგ შეიყვანეთ საშუალო იონური აქტივობა ა ± , განსაზღვრული მიმართებით

ა ± ნ =ა .

ამრიგად, გვაქვს გახსნილი მარილის აქტივობის დამახასიათებელი ორი რაოდენობა. Პირველი- ეს მოლარული აქტივობა ანუ დისოციაციისგან დამოუკიდებლად განსაზღვრული მარილის აქტივობა; იგი განისაზღვრება იგივე ექსპერიმენტული მეთოდებით და იგივე ფორმულებით, როგორც კომპონენტების აქტივობა არაელექტროლიტებში. მეორე ღირებულება- საშუალო იონური აქტივობა ა ± .

ახლა წარმოგიდგინოთ იონის აქტივობის კოეფიციენტები გ + ¢ და გ – ¢ , საშუალო იონური მოლილობა მ ± და საშუალო იონის აქტივობის კოეფიციენტი g±¢ :

ა + = გ + ¢ მ + ,ა – = გ – ¢ მ – ,ა ± = გ ± ¢ მ ± ,

სადგ ± ¢ =(გ¢ + ნ + × გ¢ - ნ - ) 1/ ნ ,მ ± =(მ + ნ + × მ - ნ - ) 1/ ნ =(ნ + ნ + × ნ - ნ - ) 1/ ნმ .

ასე რომ, ძირითადი რაოდენობა დაკავშირებულია ურთიერთობებთან

ა ± = გ ± ¢ მ ± = გ ± ¢ ( ნ + ნ + × ნ - ნ - ) 1/ ნ მ = ლ გ ± ¢ მ ,

სად L =(ნ + ნ + × ნ - ნ - ) 1/ ნდა თითოეული კონკრეტული ტიპის ვალენტობის მარილებისთვის არის მუდმივი მნიშვნელობა.

მაგნიტუდაგ ± ¢ მარილის ხსნარის იდეალური მდგომარეობიდან გადახრის მნიშვნელოვანი მახასიათებელია. ელექტროლიტური ხსნარებში, ისევე როგორც არაელექტროლიტური ხსნარებში, შეიძლება გამოყენებულ იქნას შემდეგი აქტივობები და აქტივობის კოეფიციენტები:

გ ± = - რაციონალური აქტივობის კოეფიციენტი (პრაქტიკულად არ გამოიყენება);

გ ± ¢ = - პრაქტიკული აქტივობის კოეფიციენტი (საშუალო მოლალი);

ვ ± =± (გ ± ¢ ) ხსნარის კონცენტრაციიდან ( თანან მ) აქვს მინიმუმი. თუ გამოვსახავთ დამოკიდებულებას lg კოორდინატებშიგ ± ¢

ბრინჯი. 24. ელექტროლიტური აქტივობის კოეფიციენტის დამოკიდებულება მის კონცენტრაციაზე სხვადასხვა ვალენტური ტიპის მარილებისთვის.

ხსნარში სხვა მარილების არსებობა ცვლის მოცემული მარილის აქტივობის კოეფიციენტს. ხსნარში მარილების ნარევის მთლიანი გავლენა თითოეული მათგანის აქტივობის კოეფიციენტზე დაფარულია ზოგადი ნიმუშით, თუ ხსნარში ყველა მარილის მთლიანი კონცენტრაცია გამოიხატება იონური სიძლიერის მიხედვით. იონის ძალით მეხსნარის (ან იონური სიძლიერე) არის თითოეული იონის კონცენტრაციის პროდუქტების ნახევრად ჯამი და მისი მუხტის (ვალენტობის) რაოდენობის კვადრატი, აღებული მოცემული ხსნარის ყველა იონისთვის.

- ყველა მარილის იონური ინდექსები ხსნარში; მ ი= ნ მემ .

ლუისმა და რენდალმა გახსნეს იონური სიძლიერის ემპირიული კანონი: საშუალო იონის აქტივობის კოეფიციენტიგ ± ¢ იონებად დაშლილი ნივთიერება არის ხსნარის იონური სიძლიერის უნივერსალური ფუნქცია, ანუ მოცემული იონური სიძლიერის მქონე ხსნარში, იონებად დაშლილ ყველა ნივთიერებას აქვს აქტივობის კოეფიციენტები, რომლებიც არ არის დამოკიდებული ნივთიერების ბუნებასა და კონცენტრაციაზე. მაგრამ დამოკიდებულია მისი იონების რაოდენობასა და ვალენტობაზე.

იონური სიძლიერის კანონი ასახავს იონების მთლიან ურთიერთქმედებას ხსნარში, მათი ვალენტობის გათვალისწინებით. ეს კანონი ზუსტია მხოლოდ ძალიან დაბალ კონცენტრაციებში (მ ≤ 0,01); უკვე ზომიერ კონცენტრაციებში ეს მხოლოდ დაახლოებით სწორია. ამ კანონის შესაბამისად, ძლიერი ელექტროლიტების განზავებულ ხსნარებში

ლგ გ ± ¢ = - ა .

საშუალო იონური მოლალობის ანალოგიით, ჩვენ შეგვიძლია განვიხილოთ საშუალო იონური აქტივობა:

გამოითვლება ცალკეული იონების აქტივობიდან. საშუალო იონური აქტივობა და საშუალო იონური მოლალობა ერთმანეთთან დაკავშირებულია საშუალო იონური აქტივობის კოეფიციენტით, ანუ:

მაშინ რეალური ელექტროლიტური ხსნარის ქიმიური პოტენციალი აქვს გამონათქვამებს:

სად არის ელექტროლიტის აქტივობა, ა, დაკავშირებულია საშუალო იონურ აქტივობასთან:

საშუალო იონური აქტივობის კოეფიციენტის მნიშვნელობები განისაზღვრება ექსპერიმენტულად სხვადასხვა მეთოდით, რომელიც მოიცავს გაყინვის წერტილის დაწევას, ოსმოსურ წნევას, გამხსნელის გაჯერებული ორთქლის წნევას და EMF გაზომვებს, რომლებიც შემდგომ განიხილება. საშუალო იონური მოლალობისა და საშუალო აქტივობის კოეფიციენტის ცოდნა, შეგვიძლია გამოვთვალოთ საშუალო იონური აქტივობა და მისგან ელექტროლიტის ქიმიური პოტენციალი ხსნარში. გარდა ამისა, ელექტროლიტების განზავებული ხსნარებისთვის შემუშავდა იონთაშორისი ურთიერთქმედების თეორია, რაც შესაძლებელს ხდის გამოთვალოს საშუალო იონური აქტივობის კოეფიციენტები და ცალკეული იონების აქტივობის კოეფიციენტები განზავებულ ხსნარებში. ამ თეორიას ე.წ დები-ჰუკელის თეორია. მისი მიხედვით, აქტივობის კოეფიციენტის ლოგარითმი დამოკიდებულია იონური სიძლიერე მეელექტროლიტური ხსნარი, რომელიც განისაზღვრება შემდეგნაირად:

იონური სიძლიერე მოლალობის მიხედვით:

იონური სიძლიერე კონცენტრაციაზე დაფუძნებული:

და ჯამი ვრცელდება ხსნარში ყველა იონზე.

ძალიან განზავებული ხსნარებისთვის ( მე C< 0.01 моль дм –3) упомянутая зависимость имеет вид:

; ;

სადაც A არის მუდმივი, რომლის მნიშვნელობა დამოკიდებულია გამხსნელის თვისებებზე და ტემპერატურაზე, მაგრამ არ არის დამოკიდებული ელექტროლიტის კონცენტრაციაზე ან მის ბუნებაზე. თუ გამხსნელი წყალია და ტემპერატურა 25 °C, მაშინ ა= 0,5092 (დმ 3 მოლი –1) 1 / 2. ეს განტოლება ე.წ დები ჰუკელის ლიმიტის კანონი. როგორც ამ განტოლებიდან ჩანს, ელექტროლიტის აქტივობის კოეფიციენტები ძალიან განზავებულ ხსნარებში დამოკიდებულია მხოლოდ იონების იონურ ძალასა და მუხტზე, მაგრამ არ არის დამოკიდებული ელექტროლიტის ინდივიდუალურობაზე. ანუ, იგივე იონური სიძლიერით, ელექტროლიტებს, მაგალითად, MgCl 2 და Ca(OH) 2, უნდა ჰქონდეთ იგივე აქტივობის კოეფიციენტები. ეს შეესაბამება რეალობას, მაგრამ მხოლოდ იონური სიძლიერის მნიშვნელობებზე ნაკლებია, ვიდრე დაახლოებით 0,01 mol dm–3. უფრო მაღალ კონცენტრაციებში (და იონურ სიძლიერეზე), აქტივობის კოეფიციენტები დამოკიდებულია ელექტროლიტის ბუნებაზე, განსაკუთრებით იმ იონების რადიუსზე, რომლებშიც ელექტროლიტი იშლება. მათი გამოთვლა შესაძლებელია დაახლოებით 0,1 მოლ დმ–3-მდე იონური სიძლიერედან გაფართოებული Debye-Hückel კანონი:

; ,

სად IN- მუდმივი გამხსნელის თვისებებიდან გამომდინარე (25 °C-ზე IN= 0.3301 (დმ 3 / 2 მოლი - 1 / 2 Å –1 წყლის გამხსნელისთვის, Å – ანგსტრომი, 10 –10 მ) და რ- იონის კრისტალოგრაფიული რადიუსი. სამწუხაროდ, იონების ინდივიდუალური კრისტალოგრაფიული რადიუსი, ფაქტობრივად, ზუსტად არ არის ცნობილი, რადგან კრისტალური სტრუქტურებისთვის განისაზღვრება მხოლოდ ბირთვთაშორისი მანძილი. ნებისმიერი თანამედროვე იონური რადიუსის სისტემა ეფუძნება მინიმუმ ერთი იონის რადიუსის თვითნებურ არჩევანს, საიდანაც გამოითვლება ყველა სხვა იონის ფარდობითი რადიუსი. მეორეს მხრივ, იონის რადიუსების ჩვეულებრივი მნიშვნელობები ისეთია, რომ პროდუქტი INრგანტოლების მარჯვენა მხარეს მნიშვნელი არის დაახლოებით 1 იონების უმეტესობისთვის. აქედან გამომდინარე, გაფართოებული Debye-Hückel კანონი ხშირად გამოიყენება ფორმით.

ელექტროლიტური ხსნარების თერმოდინამიკა

Ძირითადი ცნებები

ელექტროქიმია- ფიზიკური ქიმიის ფილიალი, რომელშიც შესწავლილია ენერგიის ქიმიური და ელექტრული ფორმების ურთიერთგარდაქმნის კანონები, აგრეთვე სისტემები, სადაც ხდება ეს გარდაქმნები. ელექტროქიმია ასევე სწავლობს იონური გამტარების ფიზიკურ-ქიმიურ თვისებებს, პროცესებსა და ფენომენებს ფაზის საზღვრებზე დამუხტული ნაწილაკების - იონებისა და ელექტრონების მონაწილეობით.

ელექტრული დენის ყველა გამტარი შეიძლება დაიყოს ელექტრონულად და იონურად. ელექტრონული გამტარები (I ტიპის გამტარები) ატარებენ ელექტრო დენს ელექტრონების მოძრაობით. იონური გამტარები (II ტიპის გამტარები) ატარებენ ელექტრულ დენს იონების მოძრაობის გამო.

ელექტროლიტებიარის ნივთიერებები (ქიმიური ნაერთები), რომლებიც ხსნარში ან დნობაში სპონტანურად ნაწილობრივ ან მთლიანად იშლება იონებად - დამუხტულ ნაწილაკებად, რომლებსაც შეუძლიათ დამოუკიდებელი არსებობა. ელექტროლიტების ხსნარებში ელექტროენერგიის გადაცემას ახორციელებენ იონები, ე.ი. ელექტროლიტები II ტიპის გამტარებია. ელექტროლიტები მოდის როგორც მყარი, ასევე თხევადი ფორმით. ელექტროლიტის დაშლის დროს წარმოქმნილი თითოეული ნიშნის იონების რაოდენობა განისაზღვრება ამ ელექტროლიტის დისოციაციის ქიმიური რეაქციის განტოლებაში სტოქიომეტრიული კოეფიციენტებით:

M n + A n - = n+ M z + + n-და z - , (1.1)

სად n+, n-და ნ = n+ + n-- კათიონების რაოდენობა, ანიონების რაოდენობა და ელექტროლიტში დამუხტული ნაწილაკების საერთო რაოდენობა. იონების არსებობის მიუხედავად, ელექტროლიტური ხსნარი რჩება ელექტრულად ნეიტრალური.

ხსნარში გახსნილი ნივთიერების იონებად დაშლის პროცესს ეწოდება ელექტროლიტური დისოციაცია.

ის ფაქტი, რომ ელექტროლიტები იშლება (დისოციაცია) დაშლისას მოწმობს მრავალი ფენომენი, რომელიც აღმოაჩინა ბევრმა მკვლევარმა ელექტროლიტური ხსნარების შესწავლისას. აღმოჩნდა, რომ ოსმოსური წნევა, ხსნარის ზემოთ სითხის ნაწილობრივი ორთქლის წნევის დაქვეითება, გაყინვის წერტილის დაქვეითება და ზოგიერთი სხვა თვისება უფრო მნიშვნელოვანია ელექტროლიტების ხსნარებისთვის, ვიდრე არაელექტროლიტების ექვიმოლეკულური ხსნარებისთვის. ყველა ეს რაოდენობა, პირველ რიგში, დამოკიდებულია ხსნარის ნაწილაკების რაოდენობაზე ხსნარის მოცულობის ერთეულზე (კოლიგატიური თვისებები). მაშასადამე, როგორც ვან'ტ ჰოფმა აღნიშნა, მათი გაზრდილი მნიშვნელობა ელექტროლიტური ხსნარებისთვის უნდა აიხსნას ნაწილაკების რაოდენობის ზრდით, გახსნილი ნივთიერების იონებად დაშლის შედეგად.

ამ გადახრების ოფიციალურად შესაფასებლად, ვან ჰოფმა შემოგვთავაზა იზოტონური კოეფიციენტი:

შემდეგ, ელექტროლიტური ხსნარებისთვის:

_____________________________________________________________________

ელექტროლიტური დისოციაციის კლასიკური თეორია შეიქმნა არენიუსის მიერ 1887 წელს. მან ივარაუდა, რომ ხსნარში ყველა ელექტროლიტის მოლეკულა არ იშლება იონებად. წონასწორობის მდგომარეობაში დისოციირებული მოლეკულების რაოდენობის თანაფარდობა ელექტროლიტის არადისოცირებული მოლეკულების საწყის რაოდენობასთან (დაშლილი მოლეკულების ფრაქცია) ე.წ. დისოციაციის ხარისხი ადა 0 £ £ 1. ხსნარის კონცენტრაციის კლებასთან ერთად, ელექტროლიტის დისოციაციის ხარისხი იზრდება უსასრულოდ განზავებულ ხსნარში. ა= 1 ყველა ელექტროლიტისთვის. დისოციაციის ხარისხი ასევე დამოკიდებულია ელექტროლიტისა და გამხსნელის ბუნებაზე, ტემპერატურაზე და ხსნარში სხვა ელექტროლიტების არსებობაზე.

რაც უფრო მაღალია გამხსნელის დიელექტრიკული მუდმივი, მით მეტია ელექტროლიტის დისოციაციის ხარისხი (დაახლოებითი კაბლუკოვ-ნერნსტ-ტომსონის წესი).

დისოციაციის ხარისხი და იზოტონური კოეფიციენტი დაკავშირებულია განტოლებით , სად კ- იონების რაოდენობა, რომლებშიც იშლება ელექტროლიტი.

დისოციაციის ხარისხიდან გამომდინარე, ელექტროლიტები იყოფა ძლიერებად ( ა> 0.8) და სუსტი ( ა < 0,3). Иногда выделяют группу электролитов средней силы. В водных растворах сильными электролитами являются многие минеральные кислоты (HNO 3 , HCl, HClO 4 и др.), основания (NaOH, KOH, и др.), большинство солей (NaCl, K 2 SO 4 и др.).

სუსტი ელექტროლიტები მოიცავს ნივთიერებებს, რომლებიც მხოლოდ ნაწილობრივ იშლება იონებად ხსნარებში. წყალხსნარებში სუსტი ელექტროლიტებია ზოგიერთი არაორგანული მჟავა (H 2 CO 3, H 3 BO 3 და სხვ.), ფუძეები (NH 4 OH და ა.შ.), ზოგიერთი მარილი (HgCl 2 და ა.შ.), ორგანული მჟავების უმეტესობა (CH). 3 COOH, C 6 H 5 COOH და ა.შ.), ფენოლები (C 6 H 4 (OH) 2 და სხვ.), ამინები (C 6 H 5 NH 2 და ა.შ.). ვინაიდან ელექტროლიტის სიძლიერე დამოკიდებულია გამხსნელის ბუნებაზე, ერთი და იგივე ნივთიერება ერთ გამხსნელში შეიძლება იყოს ძლიერი ელექტროლიტი (მაგალითად, NaCI წყალში), ხოლო მეორეში ის შეიძლება იყოს სუსტი ელექტროლიტი (მაგალითად, NaCI ნიტრობენზოლში. ).

მაგნიტუდა აარ არის მოსახერხებელი ელექტროლიტის დასახასიათებლად, რადგან ეს დამოკიდებულია კონცენტრაციაზე . ელექტროლიტის დისოციაციის უნარის უფრო მოსახერხებელი მახასიათებელია დისოციაციის მუდმივი (TO diss), ვინაიდან იონებსა და მოლეკულებს შორის წონასწორობა ემორჩილება მასის მოქმედების კანონს. ამრიგად, მონოვალენტური ელექტროლიტისთვის AB, რომელიც ხსნარში იშლება იონებად სქემის მიხედვით AB = A + + B -, ელექტროლიტური დისოციაციის მუდმივის გამოხატულება. TOდისკი ასე გამოიყურება:

TO diss = . (1.2)

დისოციაციის მუდმივი დამოკიდებულია გამხსნელის ბუნებაზე და ტემპერატურაზე, მაგრამ არ არის დამოკიდებული ხსნარში ელექტროლიტის კონცენტრაციაზე.

თუ თან -ელექტროლიტის AB საწყისი კონცენტრაცია და მისი დისოციაციის ხარისხი ტოლია, მაშინ, ამ ელექტროლიტის დისოციაციის რეაქციის განტოლების მიხედვით, წონასწორობის მდგომარეობაში კათიონებისა და ანიონების კონცენტრაცია ტოლი იქნება:

თან A+ = თან B- = a×c .

დაურღვეველი ელექტროლიტის მოლეკულების კონცენტრაცია ტოლი გახდება

თან(1 – ა).

ამ მიმართებების ჩანაცვლებით განტოლებით (1.2), მივიღებთ:

როდესაც ელექტროლიტი რეაქციის მიხედვით იშლება წარმოიქმნება ორი კატიონი და ერთი ანიონი და; ; . მერე

. (1.3, ა)

მოცემული ელექტროლიტისთვის, რომელიც იონებად იშლება მოცემულ გამხსნელში, მოცემულ ტემპერატურაზე, დისოციაციის მუდმივი არის მუდმივი მნიშვნელობა, რომელიც არ არის დამოკიდებული ელექტროლიტის ხსნარის კონცენტრაციაზე.

შედეგად მიღებული განტოლებები, რომელსაც ოსტვალდის განზავების კანონი ეწოდება, საშუალებას აძლევს ადამიანს შეაფასოს ელექტროლიტების დისოციაციის ხარისხი.

მცირე ღირებულებებისთვის ა, ე.ი. სუსტი ელექტროლიტებისთვის შეიძლება ვივარაუდოთ, რომ

(1 – ა) @ 1. შემდეგ, გამოხატულება (1.3) ხდება

როგორც ჩანს, დისოციაციის ხარისხი უკუპროპორციულია ელექტროლიტების კონცენტრაციის კვადრატულ ფესვთან. როდესაც ელექტროლიტების კონცენტრაცია მცირდება, მაგალითად, 100-ჯერ, დისოციაციის ხარისხი იზრდება 10-ჯერ.

ტემპერატურის გავლენა დისოციაციის ხარისხზე განპირობებულია იმით, რომ დისოციაციის მუდმივი დამოკიდებულია ტემპერატურაზე (ქიმიური რეაქციის იზობარული განტოლება).

ხსნარში უცხო იონების შეყვანა ჩვეულებრივ ზრდის სუსტი ელექტროლიტის დისოციაციის ხარისხს. ამ ფენომენს ე.წ მარილის ეფექტი.

არენიუსის თეორია საშუალებას იძლევა თვისობრივად და რაოდენობრივად აღწეროს იონურ წონასწორობასთან დაკავშირებული ფენომენები. თუმცა, ეს თეორია არ ითვალისწინებს იონების ურთიერთქმედებას გამხსნელის დიპოლებთან და იონ-იონის ურთიერთქმედებას.

გამონათქვამები (1.2 - 1.4) გამოიყენება იდეალური გადაწყვეტილებებისთვის. რეალური ელექტროლიტების ხსნარების თვისებები მნიშვნელოვნად განსხვავდება იდეალური ხსნარების თვისებებისგან. ეს აიხსნება ელექტროლიტის ხსნარში ნაწილაკების რაოდენობის ზრდით (დისოციაციის გამო) და იონებს შორის ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედებით. რეალური ხსნარების თვისებების აღწერა შესაძლებელია კონცენტრაციის ნაცვლად აქტივობა. აქტივობა(ა) არის მნიშვნელობა, რომელიც უნდა შეიცვალოს იდეალური ხსნარის ქიმიური პოტენციალის გამოხატულებაში, რათა მივიღოთ რეალური ელექტროლიტური ხსნარის ქიმიური პოტენციალის მნიშვნელობა.

აქტივობა დაკავშირებულია კონცენტრაციასთან შემდეგი დამოკიდებულებით: , (), სადაც () არის აქტივობის კოეფიციენტი, რომელიც ითვალისწინებს რეალური ელექტროლიტური ხსნარების თვისებების გადახრას იდეალური ხსნარების თვისებებიდან, გდა მ- მოლური და მოლური კონცენტრაციები.

ამრიგად, გამოხატვის ნაცვლად (2) ვიღებთ:

, (1.5)

სად a i = с i ×g i; მე-სთან ერთად; g i -ცალკეული იონის ან მოლეკულის აქტივობა, კონცენტრაცია და აქტივობის კოეფიციენტი.

საშუალო იონური აქტივობა და საშუალო აქტივობის კოეფიციენტი

იონის კონცენტრაციის ნაცვლად აქტივობის გამოყენება შესაძლებელს ხდის ფორმალურად გავითვალისწინოთ ურთიერთქმედებების მთელი ნაკრები (მათი ფიზიკური ბუნების გათვალისწინების გარეშე), რაც ხდება ელექტროლიტების ხსნარებში. ელექტროლიტური ხსნარებთან ურთიერთქმედების აღწერის ამ მეთოდს აქვს მთელი რიგი მახასიათებლები.

გახსნილი მარილის ქიმიური პოტენციალი ( მს) უდრის:

, (1.6)

სად ა S - მარილის აქტივობა; მ S 0 - შესაბამისი ქიმიური პოტენციალის სტანდარტული მნიშვნელობა ა S =1.

თუ ელექტროლიტი იშლება n + კატიონებად და n - ანიონებად, მაშინ, ელექტრული ნეიტრალიტეტის მდგომარეობიდან გამომდინარე, მარილის ქიმიური პოტენციალი დაკავშირებულია კატიონებისა და ანიონების ქიმიურ პოტენციალებთან თანაფარდობით:

მ S= n+m++ n - m --; მ S 0 = n+m+ 0 + n - m -- 0; (1.7)

იონის ქიმიური პოტენციალი დაკავშირებულია იონის აქტივობასთან ურთიერთობით:

, (1.8)

სად მე -კატიონის ან ანიონის ქიმიური პოტენციალი.

განტოლებებიდან (1.5-1.7) გამოდის, რომ:

= n+ + n- , (1.9)

. (1.10)

იმის გამო, რომ გამხსნელი ნივთიერების ორივე კატიონი და ანიონები ერთდროულად გვხვდება ელექტროლიტების ხსნარებში (შეუძლებელია მხოლოდ კატიონების ან ანიონების შემცველი ხსნარის მიღება), შეუძლებელია ცალკეული იონის აქტივობისა და აქტივობის კოეფიციენტის შეფასება. ამრიგად, ელექტროლიტური ხსნარებისთვის შემოღებულია საშუალო იონური აქტივობის და საშუალო იონური აქტივობის კოეფიციენტის ცნებები.

ელექტროლიტისთვის, რომელიც იშლება n + კატიონებად და n - ანიონებად, ელექტროლიტის საშუალო იონური აქტივობა a ± უდრის კატიონისა და ანიონის აქტივობის პროდუქტის გეომეტრიულ საშუალოს:

, (1.11)

სად ა+ და ა- – კათიონებისა და ანიონების აქტივობა შესაბამისად; ნ = n+ + n-- ელექტროლიტის მოლეკულის დისოციაციის დროს წარმოქმნილი იონების საერთო რაოდენობა.

მაგალითად, Cu(NO 3) 2-ის ხსნარისთვის:

.

ელექტროლიტური აქტივობის საშუალო კოეფიციენტი g ± და ელექტროლიტური იონების საშუალო რაოდენობა ხსნარში გამოითვლება ანალოგიურად ნ ±:

; (1.12)

, (1.13)

სადაც + და - არის კათიონის და ანიონის აქტივობის კოეფიციენტები; ნ± არის კათიონებისა და ანიონების საშუალო რაოდენობა ხსნარში.

მაგალითად, ელექტროლიტისთვის KCI=K + + CI - ხსნარში იონების საშუალო რაოდენობაა ნ± = (1 1 ·1 1) 1 = 1, ანუ KCI ხსნარში არის ერთი კატიონი და ერთი ანიონი. ელექტროლიტისთვის Al 2 (SO 4) 3 = 2Al 3+ + 3SO 4 2- ხსნარში იონების საშუალო რაოდენობა არის ნ± = (2 2 3 3) 1/5 =2.56. ეს ნიშნავს, რომ საშუალო აქტივობის გამოთვლებში გამოჩნდება კათიონებისა და ანიონების იგივე საშუალო რაოდენობა (2.56), რომელიც განსხვავდება რეალური რიცხვისგან (2 კატიონი, 3 ანიონი).

როგორც წესი, საშუალო იონური აქტივობა და საშუალო იონური აქტივობის კოეფიციენტი განისაზღვრება ექსპერიმენტულად (ხსნარების თერმოდინამიკური თვისებების საფუძველზე):

ხსნარის დუღილის გაზრდით;

ხსნარის გაყინვის წერტილის შემცირებით;

ხსნარის ზემოთ გამხსნელის ორთქლის წნევის საფუძველზე;

ცუდად ხსნადი ნაერთების ხსნადობის მიხედვით,

გალვანური უჯრედების EMF მეთოდის გამოყენება და ა.შ.

საშუალო იონური აქტივობა და ელექტროლიტის საშუალო იონური აქტივობის კოეფიციენტი ძლიერი ელექტროლიტების განზავებული ხსნარებისთვის თეორიულად შეიძლება განისაზღვროს დები-ჰუკელის მეთოდით.

საშუალო იონური აქტივობა და საშუალო იონური აქტივობის კოეფიციენტი დამოკიდებულია არა მხოლოდ ხსნარის კონცენტრაციაზე, არამედ იონის მუხტზე. დაბალი კონცენტრაციის რეგიონში იონური აქტივობის საშუალო კოეფიციენტი განისაზღვრება ფორმირების იონების მუხტით და არ არის დამოკიდებული ელექტროლიტების სხვა თვისებებზე. მაგალითად, დაბალი კონცენტრაციის რეგიონში g ± ხსნარებისთვის KCl, NaNO 3, HCl და ა.შ. იგივეა.

ძლიერი ელექტროლიტების განზავებულ ხსნარებში საშუალო აქტივობის კოეფიციენტი g ± დამოკიდებულია ხსნარში არსებული ყველა ელექტროლიტისა და იონური მუხტის საერთო კონცენტრაციაზე, ე.ი. g ± დამოკიდებულია ხსნარის იონურ სიძლიერეზე ᲛᲔ.ხსნარის იონური სიძლიერეგამოითვლება ფორმულით:

სად მ ი-მოლური (ან მოლარული) კონცენტრაცია მე-რომ იონი; z i- იონის მუხტი. ხსნარის იონური სიძლიერის გამოთვლისას აუცილებელია ხსნარში არსებული ყველა იონის გათვალისწინება.

არსებობს ხსნარის იონური სიძლიერის წესი: განზავებულ ხსნარებში ძლიერი ელექტროლიტის აქტივობის კოეფიციენტი იგივეა ყველა ხსნარისთვის, რომელსაც აქვს იგივე იონური ძალა, ელექტროლიტის ბუნების მიუხედავად. ეს წესი მოქმედებს არაუმეტეს 0,02 მოლ/დმ 3 კონცენტრაციებზე. საშუალო და მაღალი კონცენტრაციის ხსნარებში იონური სიძლიერის წესი გარდაიქმნება, რადგან იონთაშორისი ურთიერთქმედების ბუნება რთულდება და ჩნდება ელექტროლიტების ინდივიდუალური თვისებები.

DEBYE-HUCKEL ELECTROLYTES.

ერთ-ერთი თეორია, რომელიც რაოდენობრივად ითვალისწინებს იონ-იონის ურთიერთქმედებას, არის დებაი-ჰუკელის თეორია,რაც საკმაოდ კარგად ხსნის ძლიერი ელექტროლიტების განზავებული ხსნარების თვისებებს. ძლიერი ელექტროლიტების დისოციაციის ხარისხი უდრის ერთიანობას. ამრიგად, ელექტრული გამტარობის, ოსმოსური წნევის და ხსნარების სხვა თვისებების დამოკიდებულება კონცენტრაციაზე განისაზღვრება ძირითადად მოქმედებით. ინტერიონური ძალებიდა გადაჭრის ეფექტები.ხსნარი გაგებულია, როგორც ენერგეტიკული და სტრუქტურული ცვლილებების ერთობლიობა, რომელიც ხდება ხსნარში გამხსნელის მოლეკულებთან გამხსნელი ნივთიერების ნაწილაკების ურთიერთქმედების დროს.

Debye-Hückel თეორია ეფუძნება შემდეგ პრინციპებს: საპირისპიროდ დამუხტული იონების ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედება იწვევს იმ ფაქტს, რომ დადებითი იონების ირგვლივ უარყოფითი იონების პოვნის ალბათობა მეტი იქნება, ვიდრე დადებითი. ამრიგად, ყოველი იონის ირგვლივ არის, თითქოსდა, საპირისპიროდ დამუხტული იონების იონური ატმოსფერო. (სფეროს, რომელშიც უპირატესი მუხტი ცენტრალური იონის ნიშნით საპირისპიროა, ეწოდება იონური ატმოსფერო). იონის ირგვლივ იონური ატმოსფერო შეიცავს როგორც დადებით, ასევე უარყოფით იონებს, მაგრამ საშუალოდ არის უარყოფითი იონების სიჭარბე თითოეული დადებითი იონის გარშემო, ხოლო დადებითი იონების სიჭარბე ყოველი უარყოფითი იონის გარშემო. გამოსავალი მთლიანობაში რჩება ელექტრონულად ნეიტრალური.

ქიმიური პოტენციალი მეიდეალურ ხსნარში ე კომპონენტი უდრის:

სად თან მე- კონცენტრაცია მეიონი ხსნარში. რეალური გადაწყვეტისთვის:

სად ა მე = გ მე · ვ მე- i-ე იონის აქტივობა ხსნარში, ვ მე– აქტივობის კოეფიციენტი. მაშინ ცენტრალური იონის ურთიერთქმედების ენერგია იონურ ატმოსფეროზე 1 მოლ იონზე უდრის

ამრიგად, აქტივობის კოეფიციენტის მნიშვნელობა, რომელიც დამოკიდებულია იონების ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების სიძლიერეზე, მათი ხსნარის ხარისხზე და სხვა რიგ ეფექტებზე, ახასიათებს რეალური ელექტროლიტური ხსნარების თვისებების გადახრის ხარისხს იდეალური კანონებიდან. გადაწყვეტილებები.

1.3. ელექტროლიტების აქტივობა და აქტივობის კოეფიციენტი.

საშუალო იონური აქტივობა და საშუალო იონური თანაფარდობა

ᲡᲐᲥᲛᲘᲐᲜᲝᲑᲘᲡ. იონური სიძლიერე. იონური სიძლიერის წესი.

გამოარჩევენ ელექტროლიტების აქტივობადა იონის აქტივობა. ნებისმიერი ელექტროლიტისთვის, დისოციაციის პროცესი შეიძლება ჩაიწეროს შემდეგნაირად:

სადაც  + და  – - იონების რაოდენობა ამუხტით ზ+ და იონები ბმუხტით ზ– რომელშიც იშლება თავდაპირველი ნაწილაკი. მაგალითად, ბარიუმის ქლორიდის დისოციაციის დროს:

.

კავშირი ელექტროლიტის აქტივობასა და იონების აქტივობას შორის გამოიხატება შემდეგი ურთიერთობით:

, (1.11)

სად ა- ელექტროლიტური აქტივობა, ა+ და ა– – დადებითი და უარყოფითი იონების აქტივობა. მაგალითად, ორობითი ელექტროლიტებისთვის შემდეგი მართალია:

.

ცალკეული იონების აქტივობის განსაზღვრის ექსპერიმენტული მეთოდები ( ა+ და ა-) არ არსებობს. ამიტომ, კონცეფცია დაინერგა საშუალო იონური აქტივობა(), რომელიც არის ცალკეული იონების აქტივობის გეომეტრიული საშუალო:

, (1.12)

სად
.

კრიოსკოპიული მეთოდი და მეთოდი, რომელიც დაფუძნებულია ორთქლის წნევის განსაზღვრაზე, საშუალებას იძლევა განისაზღვროს ელექტროლიტის აქტივობა მთლიანად ( ა) და (7.13) განტოლების გამოყენებით იპოვეთ საშუალო იონური აქტივობა.

იონის აქტივობის საშუალო კოეფიციენტი() განისაზღვრება გამოხატულებით

. (1.14)

ღირებულებები ძირითადად განისაზღვრება კრიოსკოპიული მეთოდით და E.M.F. მეთოდით.

საშუალო იონური მოლილობა(
) განისაზღვრება როგორც

. (1.15)

თუ ხსნარის კონცენტრაცია გამოიხატება მოლარობით, მაშინ

მაგალითი 1.1. იპოვეთ კავშირი ელექტროლიტის აქტივობას, მის მოლურ კონცენტრაციას და ხსნარებისთვის იონური აქტივობის საშუალო კოეფიციენტს შორის NaClდა ნა 2 CO 3 მოლალობა მ.

ა) სრული დისოციაციის დროს წარმოქმნილი იონების კონცენტრაციები NaCl, თანაბარია მ:

.

ვინაიდან  + =  – = 1, მაშინ

.

ექვივალენტური ელექტროლიტებისთვის საშუალო მოლალობა ტოლი იქნება ელექტროლიტის მთლიანი მოლალობისა:

,

ბ) სრული დისოციაციის დროს წარმოქმნილი იონების კონცენტრაციები ნა 2 CO 3 , თანაბარია

.

ვინაიდან  + = 2,  – = 1, მაშინ

.

თან

საშუალო იონური აქტივობის კოეფიციენტი დამოკიდებულია ხსნარის კონცენტრაციაზე (ნახ. 1). უკიდურესად განზავებული ელექტროლიტური ხსნარების რეგიონში, ეს დამოკიდებულება კოორდინატებში ხაზოვანია
.

ბრინჯი. 1. საშუალო იონური დამოკიდებულება ნახ. 2. საშუალო კოეფიციენტის დამოკიდებულება

იონის აქტივობის აქტივობის კოეფიციენტი ხსნარის იონური სიძლიერიდან.

ელექტროლიტების კონცენტრაციაზე. მრუდი 1 აღწერს ექსპერიმენტს

დამოკიდებულება, მრუდი 2 აღწერს დამოკიდებულებას

Debye-Hückel-ის ლიმიტის კანონის მიხედვით.

ხსნარში სხვა მარილების არსებობა ცვლის მოცემული მარილის აქტივობის კოეფიციენტს და რაც უფრო ძლიერია, მით მეტია დამატებული იონების მუხტი. ხსნარში ყველა იონის მთლიანი კონცენტრაცია გამოიხატება ხსნარის იონური სიძლიერე , განისაზღვრება, როგორც ყველა იონის მოლალობის ნამრავლების ნახევრად ჯამი მათი მუხტების კვადრატში :

, (1.16)

სად მ მე- კონცენტრაცია მე-ე იონი; ზ მე- დატენვა მე- ე იონი.

იონის აქტივობის საშუალო კოეფიციენტის დამოკიდებულება ხსნარის იონურ სიძლიერეზე რთულია და წარმოდგენილია ნახ. 2.

მაგალითი 1.2. განსაზღვრეთ ხსნარის იონური სიძლიერე, რომელიც შეიცავს 0,01 მოლს 1000 გ წყალზე
და 0.1 მოლ
.

გამოსავალი.ასეთი ხსნარის იონური სიძლიერეა

მაგალითი 1.3. განსაზღვრეთ ხსნარის იონური სიძლიერე
მოლალით მ = 0,5.

გამოსავალი.(7.16) განტოლებიდან ვიღებთ

ძლიერი ელექტროლიტების ხსნარებისთვის ტარდება იონური სიძლიერის წესი : იგივე იონური სიძლიერის მქონე ხსნარებში იონების საშუალო აქტივობის კოეფიციენტები ტოლია. ძლიერი ელექტროლიტების თეორია იწვევს შემდეგ ურთიერთობას, რომელიც აკავშირებს იონების საშუალო აქტივობის კოეფიციენტებს ხსნარის იონურ სიძლიერესთან ძალიან განზავებული ელექტროლიტების რეგიონში:

, (1.17)

სად ა = ვ (დ, თ) – მუდმივი, რომელიც დამოკიდებულია გამხსნელის დიელექტრიკულ მუდმივზე ( დ) და ტემპერატურა ( თ).

განტოლება (1.17) გამოიყენება მხოლოდ ძალიან დიდი განზავებისას ( მე≤ 0.01, ნახ. 2), რის გამოც მიიღო სახელი დებიე-ჰუკელის ლიმიტის კანონი.სუსტად მინერალიზებულ წყლებში გამოსათვლელად 25 o C ტემპერატურაზე გამოიყენება შემდეგი განტოლება:

. (1.18)

ორობითი ელექტროლიტების წყალხსნარებისთვის 25 o C ტემპერატურაზე, მართალია:

. (1.19)

ცნობილია, რომ ელექტროლიტების უაღრესად განზავებულ ხსნარებში იონების აქტივობის კოეფიციენტები ძირითადად ითვალისწინებენ მათი კონცენტრაციების (მოლარობის) კორექტირებას ელექტროსტატიკური (იონ-იონის) ურთიერთქმედების გამო. ამავდროულად, კულონის კანონის თანახმად, ეს ურთიერთქმედება ასევე დამოკიდებულია იონების მუხტებისა და რადიუსების სიდიდეზე. მაშასადამე, ბუნებრივია, როგორც პირველად დ. მაკინნესმა გააკეთა, რომ იგივე მუხტისა და რადიუსის მქონე იონების აქტივობის კოეფიციენტები იგივე იონური სიძლიერის ხსნარებში იგივე იქნება. ამ ვარაუდს ეწოდა მაკინის წესი.

მაკინესმა შესთავაზა კალიუმის და ქლორის იონების მიღება სტანდარტებად, რადგან მათ აქვთ იგივე მუხტები და ჰიდრატირებული იონების რადიუსი. ღირებულებების განსაზღვრის შემდეგ
და
, შემდეგ შეგიძლიათ გამოთვალოთ ყველა სხვა იონის აქტივობის კოეფიციენტები იონური სიძლიერის კანონის საფუძველზე.

საგანი2

სპეციფიკური და ექვივალენტური ელექტრული გამტარობა, მათი დამოკიდებულება კონცენტრაციაზე ძლიერი და სუსტი ელექტროლიტებისთვის. იონის მობილურობა. კოლრაუშის კანონი იონური მოძრაობის დამოუკიდებლობის შესახებ, იონური ელექტროგამტარობის შეზღუდვის შესახებ. ჰიდროქსილის და ჰიდრონიუმის იონების არანორმალური მობილურობა. ელექტრული გამტარობის მეთოდის ექსპერიმენტული გამოყენება.

2.1. ელექტროლიტური ხსნარების სპეციფიკური გამტარობა.

ელექტროლიტის ხსნარზე ელექტრული ველის გამოყენებისას, გამხსნელი იონები, რომლებიც ადრე შემთხვევით თერმულ მოძრაობაში იყვნენ, იწყებენ მოწესრიგებულ მოძრაობას (მიგრაციას) საპირისპიროდ დამუხტულ ელექტროდებში. იონის მოძრაობის სიჩქარის მატებასთან ერთად იზრდება გარემოს წინააღმდეგობა და გარკვეული დროის შემდეგ იონის მოძრაობის სიჩქარე მუდმივი ხდება.

იონის სიჩქარე მე-ე ტიპი განისაზღვრება ელექტრული ველის პოტენციური (ინტენსივობის) გრადიენტით ე(V/სმ) და გარემოს წინააღმდეგობა, დამოკიდებულია ტემპერატურაზე, იონის ბუნებაზე და გამხსნელზე:

, (2.1)

სად უ(B) - პოტენციური განსხვავება ელექტროდებს შორის, ლ(სმ) - მანძილი მათ შორის, u მე(სმ 2 V -1 ს -1) - იონების მოძრაობის აბსოლუტური სიჩქარე მოცემულ პირობებში (ანუ იონების მოძრაობის სიჩქარე ე= 1 ვ/სმ).

გარე ელექტრული ველის გამოყენებისას ნივთიერების უნარის გატარების საზომია ელექტრო გამტარობის (ელექტრო გამტარობის)ლ. პრაქტიკაში, ეს უნარი ხშირად ხასიათდება მისი შებრუნებული მნიშვნელობით - დირიჟორის წინააღმდეგობა.ასე რომ, დირიჟორის მთლიანი წინააღმდეგობა რ(Ohm) სიგრძე ლ(სმ) და ჯვარი მონაკვეთი ს(სმ 2) უდრის

, (2.2)

სადაც ρ არის პროპორციულობის კოეფიციენტი, ე.წ წინააღმდეგობა. (8.2)-დან გამომდინარეობს, რომ წინაღობა არის გამტარის წინააღმდეგობა, რომლის სიგრძეა 1 სმ და განივი კვეთა 1 სმ 2, მისი განზომილება უდრის:

. (2.2)

Ელექტრო გამტარობისელექტროლიტი æ არის რეზისტენტობის ორმხრივი:

æ
[Ohm -1 სმ -1]. (2.3)

იგი ახასიათებს ელექტროლიტური ფენის ელექტრულ გამტარობას 1 სმ სისქით 1 სმ 2 განივი ფართობით. მერე

æ . (2.4)

ელექტროლიტური ხსნარის სპეციფიური ელექტრული გამტარობა განისაზღვრება ელექტროენერგიის მატარებელი იონების რაოდენობით და მათი მიგრაციის სიჩქარით..

დაუშვით მანძილზე მდებარე ელექტროდებს შორის ლ(სმ) და რომელზედაც გამოიყენება პოტენციური სხვაობა უ(B), არის ელექტროლიტური ხსნარი (ნახ. 3). იონებისთვის მე-მეე ტიპი: კონცენტრაცია C მე(მოლ-ეკვ/სმ 3) და მიგრაციის სიჩქარე υ მე(ესემესი).

ბრინჯი. 3. ელექტროლიტური ხსნარის მეშვეობით მუხტის გადაცემის სქემა.

ჰ
განივი მონაკვეთის მეშვეობით სხსნარი (ნახ. 3) გადადის 1 წამში ( C მე υ მე ს) იონების მოლური ეკვივალენტები მე-ე სახეობა, რომელიც გადადის (
) რათა ელექტროენერგიის რაოდენობა სადაც ფ- ფარადეის ნომერი(96485 C/mol-eq). ელექტროენერგიის რაოდენობა (C) გადაცემული ყველა იონის მიერ 1 წამში (ანუ დენის სიძლიერე მე A-ში) უდრის:

(2.5)

ან, (8.1) გათვალისწინებით,

. (2.6)

ოჰმის კანონის მიხედვით

(æ ს), (2.7)

æ. (2.8)

შემდეგ, (8.6) და (8.8) განტოლებიდან ვიღებთ სპეციფიკურ ელექტროგამტარობას

æ
. (2.9),

ანუ ელექტროლიტის სპეციფიური ელექტრული გამტარობა პროპორციულია იონების კონცენტრაციისა და მათი აბსოლუტური სიჩქარისა. ორობითი ელექტროლიტების კონცენტრაციის ხსნარისთვის თან(მოლ-ეკვ/სმ 3) დისოციაციის ხარისხით α გვაქვს

æ
, (2.10)

სად u+ და u- - კათიონებისა და ანიონების მოძრაობის აბსოლუტური სიჩქარე.

ელექტროლიტის ტემპერატურის მატებასთან ერთად იზრდება იონების მოძრაობის სიჩქარე და ელექტრული გამტარობა:

æ 2 = æ 1
, (2.11)

სად ბ– ტემპერატურული კოეფიციენტი (ძლიერი მჟავებისთვის 0,016; ძლიერი ფუძეებისთვის 0,019; მარილებისთვის 0,022).

2.2. ექვივალენტური ელექტროგამტარობა.

ხსნარების სპეციფიური ელექტროგამტარობა დამოკიდებულიაელექტროლიტის ბუნებაზე, გამხსნელის ბუნებაზე, ტემპერატურაზე, ხსნარში იონების კონცენტრაციაზე და ა.შ. მიუხედავად იმისა, რომ სპეციფიური ელექტრული გამტარობა არასასიამოვნო სიდიდეა ელექტროლიტების თვისებების გასაგებად, მისი პირდაპირ გაზომვა და შემდეგ გადაქცევა შესაძლებელია. ექვივალენტური ელექტრული გამტარობა λ. ექვივალენტური ელექტრული გამტარობა არის ხსნარის ასეთი მოცულობის ელექტრული გამტარობა V (სმ 3 ), რომელიც შეიცავს 1 მოლ-ეკვ ხსნარს და ჩასმულია შესაბამისი ფართობის ორ პარალელურ ელექტროდს შორის, რომლებიც მდებარეობენ ერთმანეთისგან 1 სმ დაშორებით.:

æ ვ = æ / C, (2.12)

სად თან– ხსნარის კონცენტრაცია (მოლ-ეკვი/სმ3).

ექვივალენტური ელექტრული გამტარობა (Ohm -1 სმ 2 (მოლ-ეკვივი) -1) ადვილი გამოსათვლელია, თუ ცნობილია ხსნარის სპეციფიური ელექტრული გამტარობა და კონცენტრაცია.

ექვივალენტური ელექტრული გამტარობის ტემპერატურული დამოკიდებულების აღსაწერად გამოიყენება შემდეგი განტოლება:

, (2.13)

სადაც  და  ემპირიული კოეფიციენტებია. ტემპერატურის მატებასთან ერთად ელექტრული გამტარობის მატება ძირითადად განპირობებულია ელექტროლიტური ხსნარის სიბლანტის შემცირებით. როგორც წესი, როდესაც ტემპერატურა იზრდება 1 K-ით, ელექტროგამტარობა იზრდება 1,5 - 2% -ით.

ელექტროლიტური ხსნარების ექვივალენტური ელექტრული გამტარობა იზრდება განზავების დროს და უკიდურესი განზავების რეგიონში აღწევს λ ∞ ზღვრულ მნიშვნელობას, ე.წ. ელექტრული გამტარობა უსასრულო განზავების დროსან საბოლოო ელექტრული გამტარობა. ეს მნიშვნელობა შეესაბამება ჰიპოთეტიურად უსასრულოდ განზავებული ხსნარის ელექტრულ გამტარობას, რომელიც ხასიათდება ელექტროლიტის სრული დისოციაციით და იონებს შორის ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების ძალების არარსებობით.

(2.10) და (2.11) განტოლებიდან გამომდინარეობს, რომ

ფარადეის რიცხვისა და იონის აბსოლუტური სიჩქარის ნამრავლი ეწოდება მობილურობადა ის:

. (2.15)

სადაც λ + და λ ‑ ‑ არის კათიონის და ანიონის მობილურობა, შესაბამისად. იონის მოძრაობა იზომება იმავე ერთეულებში, როგორც ექვივალენტური ელექტროგამტარობა (სმ 2 ომ -1 მოლ-ეკვ -1), ამიტომ მათ ზოგჯერ უწოდებენ იონური გამტარობა ან იონების ელექტრული გამტარობა.

უსასრულო განზავებით (α = 1) ვიღებთ

, (8.17)

სად
და
- იონის მობილობის შეზღუდვა.

უსასრულოდ განზავებული ელექტროლიტური ხსნარის მაქსიმალური ელექტრული გამტარობა არის ორი დამოუკიდებელი წევრის ჯამი, რომელთაგან თითოეული შეესაბამება იონის სპეციფიკურ ტიპს. ეს ურთიერთობა კოლრაუშმა დაამყარა და ე.წ იონების დამოუკიდებელი მოძრაობის კანონი (კოლრაუშის კანონი): ექვივალენტური ელექტრული გამტარობა უსასრულო განზავებისას უდრის იონის მაქსიმალური მოძრაობის ჯამს.ამ კანონის არსი შემდეგია: უკიდურესად განზავებულ ელექტროლიტის ხსნარში კათიონები და ანიონები ატარებენ დენს ერთმანეთისგან დამოუკიდებლად.

კოლრაუშის კანონი დაეხმარა λ ∞-ის მნიშვნელობების გამოთვლას მრავალი სუსტი ელექტროლიტისთვის, რომლებისთვისაც ეს მნიშვნელობები ვერ განისაზღვრა ექსპერიმენტული მონაცემებიდან მათი ნულოვან კონცენტრაციამდე (ან უსასრულო განზავებამდე) ექსტრაპოლაციის გზით, როგორც ეს ხდება ძლიერის შემთხვევაში. (და საშუალო) ელექტროლიტები. იონის მაქსიმალური მობილურობა, ისევე როგორც ექვივალენტური ელექტრული გამტარობა, იზრდება ტემპერატურასთან ერთად. მათი მნიშვნელობები, მაგალითად, 25 o C-ზე დევს დიაპაზონში 30-დან 80-მდე და 40-დან 80-მდე (სმ 2 · Ohm -1 მოლ-ეკვივი -1) ​​ცალკე დამუხტული კატიონებისთვის და ანიონებისთვის, შესაბამისად.

იონებში ის- და ნ+ შეინიშნება არანორმალურად მაღალი მობილურობა:

198 და
350 (სმ 2 Ohm -1 მოლ-ეკვივი -1) ​​25 o C-ზე,

რაც აიხსნება მათი მოძრაობის სპეციალური - რელე - მექანიზმით (სურ. 4).

რ
არის. 4. იონის მოძრაობის სარელეო მექანიზმი ის- და ნ + .

ელექტროლიტური ხსნარის ექვივალენტური ელექტრული გამტარობისა და იონების შეზღუდვის მობილურობის საფუძველზე შეიძლება გამოითვალოს სუსტი ელექტროლიტის დისოციაციის ხარისხი:

, (2.18).

ძლიერი ელექტროლიტებისთვის, რომლებიც მთლიანად იშლება, გამოთვალეთ ელექტრული გამტარობის კოეფიციენტი:

, (2.19)

რომელიც ითვალისწინებს იონების ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების გავლენას მათი მოძრაობის სიჩქარეზე.

კონკრეტული ელექტრული გამტარობის ახალი კონცეფციის - იონის მობილურობის გათვალისწინებით, შეგვიძლია დავწეროთ:

æ
, (2.20)

გაითვალისწინეთ, რომ თანამედროვე სამეცნიერო და საგანმანათლებლო ლიტერატურაში ცნებაც გამოიყენება მოლური გამტარობა λ მ, რომელიც ადვილად შეიძლება იყოს დაკავშირებული λ-ის მნიშვნელობასთან, მოლის ეკვივალენტების რაოდენობის ცოდნით ( ზ) 1 მოლ ნივთიერებაში:

. (2.22)

2.2. სპეციფიური და ექვივალენტური ელექტროგამტარობის დამოკიდებულება კონცენტრაციაზე

სუსტი და ძლიერი ელექტროლიტებისთვის.

ე
ექვივალენტური ელექტრული გამტარობასუსტი და ძლიერი ელექტროლიტები იზრდება განზავებისას (ნახ. 5 ბ). სუსტი ელექტროლიტებისთვის ეს ძირითადად განპირობებულია იმით, რომ განზავების მატებასთან ერთად ელექტროლიტის დისოციაციის ხარისხი მატულობს და ზღვრამდე მიისწრაფვის 1-მდე. ძლიერი ელექტროლიტების ექვივალენტური ელექტრული გამტარობის ზრდა ძირითადად დაკავშირებულია ცვლილებასთან. იონების მოძრაობა. რაც უფრო მაღალია ხსნარის კონცენტრაცია, მით უფრო დაბალია იონების მობილურობა. უაღრესად განზავებული ხსნარების რეგიონში, იონის მობილურობა აღწევს თავის შეზღუდულ მნიშვნელობას.

ბრინჯი. 5. სპეციფიკური ( ა) და ექვივალენტი ( ბ)

ელექტროგამტარობა დამოკიდებულია ელექტროლიტური ხსნარის კონცენტრაციაზე.

Ელექტრო გამტარობისძლიერი ელექტროლიტებისთვის, რაც უფრო მაღალია იონების კონცენტრაცია და რაც უფრო დიდია მათი აბსოლუტური სიჩქარე (მობილურობა), მით მეტია. მჟავებს აქვთ ყველაზე მაღალი სპეციფიური ელექტრული გამტარობა, შემდეგ ფუძეები, შემდეგ მარილები; სუსტი ელექტროლიტების ხსნარების ელექტრული გამტარობა, როგორიცაა ძმარმჟავა ან ამიაკი, ძალიან დაბალია.

სპეციფიური ელექტრული გამტარობის მრუდები კონცენტრაციასთან მიმართებაში აქვს მაქსიმუმს (ნახ. 5 ა). სუსტი და ძლიერი ელექტროლიტების განზავებულ ხსნარებში სპეციფიური ელექტრული გამტარობის მატება კონცენტრაციასთან ერთად განპირობებულია ელექტროენერგიის მატარებელი იონების რაოდენობის ზრდით. კონცენტრაციის შემდგომ ზრდას თან ახლავს ხსნარის სიბლანტის მატება, რაც ამცირებს იონის მოძრაობის სიჩქარეს და ელექტროგამტარობას. უფრო მეტიც, კონცენტრირებულ ხსნარებში სუსტი ელექტროლიტებისთვის შესამჩნევად მცირდება დისოციაციის ხარისხი და, შესაბამისად, იონების საერთო რაოდენობა. სუსტი ელექტროლიტებისთვის იონების მოძრაობის სიჩქარე თითქმის დამოუკიდებელია კონცენტრაციისგან და, ზოგადად, მათი სპეციფიური ელექტრული გამტარობა ოდნავ იცვლება კონცენტრაციის მიხედვით.

განზავებული ხსნარების რეგიონში ძლიერი ელექტროლიტებისთვის, იონთაშორისი ურთიერთქმედება პრაქტიკულად არ არსებობს, მაგრამ იონების რაოდენობა მცირეა - სპეციფიური ელექტრული გამტარობა დაბალია. კონცენტრაციის მატებასთან ერთად იზრდება იონების რაოდენობა მოცულობის ერთეულზე, რაც იწვევს ელექტროგამტარობის ზრდას. თუმცა, მომავალში, იონებს შორის ურთიერთქმედების გაზრდა იწვევს იონების მობილურობის შემცირებას და ელექტრული გამტარობის ზრდის შენელებას. საბოლოოდ, იონებს შორის ურთიერთქმედება მზარდი კონცენტრაციით იწყებს იმდენად ძლიერ ზრდას, რომ იწვევს ელექტრული გამტარობის შემცირებას.

Debye-Hückel თეორიის თვალსაზრისით, იონის მობილობის დაქვეითება კონცენტრაციის მატებასთან ერთად განპირობებულია იონის მოძრაობის დათრგუნვით იონსა და იონურ ატმოსფეროს შორის ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების გამო.

ელექტროფორეზული დათრგუნვის ეფექტიგამოწვეულია ცენტრალური იონის მოძრაობის დათრგუნვით იონური ატმოსფეროს საწინააღმდეგო მოძრაობით და ჰიდროდინამიკური ხასიათისაა. ვინაიდან იონები დატენიანებულია, ცენტრალური იონის მოძრაობა ხდება არა სტაციონარულ გარემოში, არამედ მისკენ მოძრავ გარემოში. მოძრავი იონი იმყოფება დამატებითი დამუხრუჭების ძალის (ელექტროფორეზული დამუხრუჭების ძალა) გავლენის ქვეშ, რაც იწვევს მისი მოძრაობის სიჩქარის შემცირებას.

რელაქსაციის დამთრგუნველი ეფექტი. იონურ ატმოსფეროს აქვს სფერული სიმეტრია, სანამ არ არის გარე ელექტრული ველი. როგორც კი ცენტრალური იონი იწყებს მოძრაობას ელექტრული ველის გავლენით, ირღვევა იონური ატმოსფეროს სიმეტრია. იონის მოძრაობას თან ახლავს იონური ატმოსფეროს განადგურება იონის ამჟამინდელ მდგომარეობაში და მისი წარმოქმნა სხვა, ახალში. ეს პროცესი ხდება სასრული სიჩქარით გარკვეული პერიოდის განმავლობაში, ე.წ დასვენების დრო. შედეგად, იონური ატმოსფერო კარგავს თავის ცენტრალურ სიმეტრიას და მოძრავი იონის უკან ყოველთვის იქნება საპირისპირო ნიშნის ჭარბი მუხტი, რაც იწვევს მისი მოძრაობის სიჩქარის შემცირებას.

იონური ატმოსფეროს სიმკვრივე იზრდება ელექტროლიტების კონცენტრაციის მატებასთან ერთად, რაც იწვევს დამუხრუჭების ეფექტს. ელექტროფორეზული და რელაქსაციის ეფექტების თეორია შეიმუშავა L. Onsager-მა. ეს საშუალებას გვაძლევს რაოდენობრივად გავითვალისწინოთ ამ ეფექტების გავლენა ელექტროლიტური ხსნარის ექვივალენტური ელექტრული გამტარობის მნიშვნელობაზე:

სად არის მუდმივები ( IN 1 ·λ ∞) და IN 2 ახასიათებს რელაქსაციისა და ელექტროფორეზული ეფექტების გავლენას, შესაბამისად. ხსნარებში თან→ 0 ეს ეფექტები პრაქტიკულად არ ვლინდება და
.

2.4. ელექტროგამტარობის მეთოდის ექსპერიმენტული გამოყენება.

2.4.1. დისოციაციის მუდმივის და დისოციაციის ხარისხის განსაზღვრა

სუსტი ელექტროლიტები.

სუსტი ელექტროლიტის  დისოციაციის ხარისხი შეგიძლიათ იხილოთ მიმართებიდან (8.18):

.

დისოციაციის მუდმივი TO დსუსტი ელექტროლიტი დაკავშირებულია დისოციაციის ხარისხთან  განტოლებით

. (2.24)

(8.18) გათვალისწინებით ვიღებთ

. (2.25)

მნიშვნელობა λ ∞ გამოითვლება კოლრაუშის კანონის გამოყენებით (განტოლება 2.17).

2.4.2. ხსნადობის პროდუქტის განსაზღვრა

იშვიათად ხსნადი ნაერთები.

ელექტროლიტების ხსნადობა (ს) არის მისი კონცენტრაცია გაჯერებულ ხსნარში (მოლ/ლ) და ხსნადობის პროდუქტი (და ა.შ) არის ნაკლებად ხსნადი მარილის კატიონისა და ანიონის მოქმედების პროდუქტი.

ნაკლებად ხსნადი მარილის გაჯერებული ხსნარი არის ძალიან განზავებული ხსნარი (α → 1 და λ → λ ∞). მერე

(æ 1000) / C. (2.26)

ცხრილის მონაცემებიდან λ ∞-ის მნიშვნელობის იპოვით და ხსნარის სპეციფიური ელექტრული გამტარობის გაზომვით, შეგიძლიათ გამოთვალოთ გაჯერებული ხსნარის კონცენტრაცია (მოლ-ეკვ/ლ), რაც არის მარილის ხსნადობა.

C= (æ 1000) / λ ∞ = ს (2.27).

ვინაიდან ცუდად ხსნადი ხსნარების æ (æ P) ხშირად შედარებულია წყლის ელექტრულ გამტარობასთან (æ V), განტოლებებში ხსნარის სპეციფიკური ელექტრული გამტარობა ხშირად გამოითვლება როგორც განსხვავება: æ = æ P – æ V.

ნაკლებად ხსნადი მარილებისთვის, კატიონისა და ანიონის აქტივობა პრაქტიკულად ემთხვევა მათ კონცენტრაციებს, შესაბამისად

და ა.შ =
(2.28),

სად  მე– იონის სტოქიომეტრიული კოეფიციენტი დისოციაციის განტოლებაში; ნ- იონების ტიპების რაოდენობა, რომელშიც ელექტროლიტი იშლება; C მე- იონების კონცენტრაცია დაკავშირებული ელექტროლიტების კონცენტრაციასთან თანთანაფარდობა

.

ვინაიდან  = 1, მაშინ

,

და ხსნადობის პროდუქტი

. (2.29)

ამრიგად, ცუდად ხსნადი (ორობითი) მონოვალენტური ელექტროლიტისთვის, რომელიც დისოცირდება სქემის მიხედვით

,

(მოლ/ლ) 2 .

თემა 3

ელექტროდის პროცესები. ელექტრომოძრავი ძალების (EMF) და პოტენციური ნახტომების კონცეფცია. ელექტროქიმიური სქემები, გალვანური უჯრედები. ნორმალური წყალბადის ელექტროდი, სტანდარტული ელექტროდის პოტენციალი. გალვანური უჯრედის თერმოდინამიკა. ელექტროქიმიური სქემების და ელექტროდების კლასიფიკაცია.

ელექტროლიტები არის ქიმიური ნაერთები, რომლებიც მთლიანად ან ნაწილობრივ იშლება იონებში ხსნარში. არსებობს ძლიერი და სუსტი ელექტროლიტები. ძლიერი ელექტროლიტები ხსნარში თითქმის მთლიანად იშლება იონებად. ზოგიერთი არაორგანული ბაზა ძლიერი ელექტროლიტების მაგალითია. (NaOH)და მჟავები (HCl, HNO3), ისევე როგორც არაორგანული და ორგანული მარილების უმეტესობა. სუსტი ელექტროლიტები ხსნარში მხოლოდ ნაწილობრივ იშლება. დისოცირებული მოლეკულების პროპორციას თავდაპირველად აღებული რიცხვიდან ეწოდება დისოციაციის ხარისხი. წყალხსნარებში სუსტი ელექტროლიტები მოიცავს თითქმის ყველა ორგანულ მჟავას და ფუძეს (მაგალითად CH3COOHპირიდინი) და ზოგიერთი ორგანული ნაერთი. ამჟამად, არაწყლიან ხსნარებზე კვლევის შემუშავებასთან დაკავშირებით, დადასტურებულია (იზმაილოვი და სხვ.), რომ ძლიერი და სუსტი ელექტროლიტები ქიმიური ელემენტების (ელექტროლიტები) ორი მდგომარეობაა, რაც დამოკიდებულია გამხსნელის ბუნებაზე. ერთ გამხსნელში მოცემული ელექტროლიტი შეიძლება იყოს ძლიერი ელექტროლიტი, მეორეში კი ის შეიძლება იყოს სუსტი ელექტროლიტი.

ელექტროლიტების ხსნარებში, როგორც წესი, უფრო მნიშვნელოვანი გადახრები შეინიშნება იდეალობიდან, ვიდრე იმავე კონცენტრაციის არაელექტროლიტების ხსნარში. ეს აიხსნება იონებს შორის ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედებით: იონების მოზიდვა სხვადასხვა ნიშნის მუხტით და იონების მოგერიება ერთი და იგივე ნიშნის მუხტით. სუსტი ელექტროლიტების ხსნარებში იონებს შორის ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების ძალები ნაკლებია იმავე კონცენტრაციის ძლიერი ელექტროლიტების ხსნარებთან შედარებით. ეს აიხსნება სუსტი ელექტროლიტების ნაწილობრივი დაშლით. ძლიერი ელექტროლიტების ხსნარებში (თუნდაც განზავებულ ხსნარებში), იონებს შორის ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედება დიდია და ისინი უნდა განიხილებოდეს როგორც იდეალური ხსნარები და უნდა იქნას გამოყენებული აქტივობის მეთოდი.

განვიხილოთ ძლიერი ელექტროლიტი M X+, ᲜᲐᲯᲐᲮᲘ-; იგი მთლიანად იშლება იონებად

M X+ A X- = v + M X+ + v - A X- ; v = v + + v -

ხსნარის ელექტრონეიტრალურობის მოთხოვნიდან გამომდინარე, მოცემული ელექტროლიტის ქიმიური პოტენციალი (ზოგადად) μ 2დაკავშირებულია იონების ქიმიურ პოტენციალთან μ - μ + თანაფარდობა

μ 2 = v + μ + + v - μ -

ელექტროლიტური კომპონენტების ქიმიური პოტენციალი დაკავშირებულია მათ აქტივობასთან შემდეგი განტოლებებით (გამოთქმის II. 107 შესაბამისად).

(VII.3)

ამ განტოლებების ჩანაცვლებით (VI.2) მივიღებთ

მოდით ავირჩიოთ სტანდარტული მდგომარეობა μ 2 0ისე, რომ სტანდარტულ ქიმიურ პოტენციალებს შორის μ 2 0; μ + 2; μ - 0მართებული იყო VII.2 განტოლების ფორმის მსგავსი მიმართება

(VII.5)

VII.5 განტოლების გათვალისწინებით, VII.4 მიმართება იდენტური წევრებისა და იდენტური ფაქტორების შემცირების შემდეგ (RT)ფორმამდე დაყვანილი

ან (VII.6)

გამომდინარე იქიდან, რომ ცალკეული იონების აქტივობა ექსპერიმენტულად არ არის განსაზღვრული, ჩვენ წარმოგიდგენთ ელექტროლიტური იონების საშუალო აქტივობის კონცეფციას, როგორც ელექტროლიტის კათიონისა და ანიონის მოქმედების გეომეტრიულ საშუალოს:

; (VII.7)

ელექტროლიტური იონების საშუალო აქტივობა შეიძლება განისაზღვროს ექსპერიმენტულად. VII.6 და VII.7 განტოლებიდან ვიღებთ.

კათიონებისა და ანიონების აქტივობა შეიძლება გამოიხატოს ურთიერთობებით

a + = y + m + , a - = y - m -(VII.9)

სად y +და y-- კათიონის და ანიონის აქტივობის კოეფიციენტები; m+და მ-- კათიონისა და ანიონის მოლილობა ელექტროლიტის ხსნარში:

m + = m v +და m - = m v -(VII.10)

შემცვლელი მნიშვნელობები a+და ა- VII.9 და VII.7-დან ვიღებთ

(VII.11)

სად y ±- ელექტროლიტების აქტივობის საშუალო კოეფიციენტი

(VII.12)

მ ±- ელექტროლიტური იონების საშუალო მოლილობა

(VII.13)

ელექტროლიტების აქტივობის საშუალო კოეფიციენტი y ±წარმოადგენს კათიონისა და ანიონის აქტივობის კოეფიციენტების გეომეტრიულ საშუალოს და ელექტროლიტის იონის საშუალო კონცენტრაციას მ ±- კატიონისა და ანიონის კონცენტრაციების გეომეტრიული საშუალო. შემცვლელი მნიშვნელობები m+და მ-განტოლებიდან (VII.10) ვიღებთ

m ± = m v ±(VII.14)

სად (VII.15)

ორობითი მონოვალენტური ელექტროლიტისთვის MA (მაგალითად NaCl), y + = y - = 1, v ± = (1 1 ⋅ 1 1) = 1და m±=m; ელექტროლიტის იონების საშუალო მოლალობა უდრის მის მოლალობას. ბინარული ორვალენტიანი ელექტროლიტისთვის MA (მაგალითად MgSO4) ჩვენც ვიღებთ v ± = 1და m±=m. ელექტროლიტის ტიპისთვის M 2 A 3(Მაგალითად Al 2 (SO 4) 3) და მ ± = 2,55 მ. ამრიგად, ელექტროლიტური იონების საშუალო მოლილობა მ ±არ არის ელექტროლიტის მოლარობის ტოლი მ.

კომპონენტების აქტივობის დასადგენად, თქვენ უნდა იცოდეთ ხსნარის სტანდარტული მდგომარეობა. ელექტროლიტის ხსნარში გამხსნელის სტანდარტულ მდგომარეობად არჩეულია სუფთა გამხსნელი (1-სტანდარტული მდგომარეობა):

x 1 ; a 1; y 1(VII.16)

ხსნარში ძლიერი ელექტროლიტის სტანდარტული მდგომარეობა არის ჰიპოთეტური ხსნარი ელექტროლიტური იონების საშუალო კონცენტრაციით, რომელიც უდრის ერთიანობას და უკიდურესად განზავებული ხსნარის თვისებებით (მე-2 სტანდარტული მდგომარეობა):

ელექტროლიტური იონების საშუალო აქტივობა a ±და საშუალო ელექტროლიტური აქტივობის კოეფიციენტი y ±დამოკიდებულია ელექტროლიტების კონცენტრაციის გამოხატვის გზაზე ( x ±, m, s):

(VII.18)

სად x ± = v ± x; m ± = v ± m; c ± = v ± c(VII.19)

ძლიერი ელექტროლიტური ხსნარისთვის

(VII.20)

სად M 1- გამხსნელის მოლეკულური წონა; M 2- ელექტროლიტის მოლეკულური წონა; ρ - ხსნარის სიმკვრივე; ρ 1- გამხსნელის სიმკვრივე.

ელექტროლიტური ხსნარებში, აქტივობის კოეფიციენტი y±xრაციონალური ეწოდება, ხოლო აქტივობის კოეფიციენტები y±მდა y±c- ელექტროლიტის პრაქტიკულად საშუალო აქტივობის კოეფიციენტები და აღნიშნავენ

y ±m ≡ y ±და y ±c ≡ f ±

სურათი VII.1 გვიჩვენებს აქტივობის საშუალო კოეფიციენტების დამოკიდებულებას ზოგიერთი ძლიერი ელექტროლიტის წყალხსნარებზე კონცენტრაციაზე. ელექტროლიტის მოლარობით 0.0-დან 0.2 მოლ/კგ-მდე, საშუალო აქტივობის კოეფიციენტი y ±მცირდება და რაც უფრო ძლიერია, მით უფრო მაღალია ელექტროლიტის წარმომქმნელი იონების მუხტი. როდესაც ხსნარების კონცენტრაციები იცვლება 0,5-დან 1,0 მოლ/კგ-მდე და ზემოთ, საშუალო აქტივობის კოეფიციენტი აღწევს მინიმალურ მნიშვნელობას, იზრდება და ხდება ერთიანობაზე ტოლი ან მეტიც.

განზავებული ელექტროლიტის საშუალო აქტივობის კოეფიციენტი შეიძლება შეფასდეს იონური სიძლიერის წესის გამოყენებით. ძლიერი ელექტროლიტის ან ძლიერი ელექტროლიტების ნარევის ხსნარის I იონური სიძლიერე განისაზღვრება განტოლებით:

ან (VII.22)

კერძოდ, ერთვალენტური ელექტროლიტისთვის, იონური სიძლიერე უდრის კონცენტრაციას (I = მ); ერთორვალენტიანი ან ორმონოვალენტური ელექტროლიტისთვის (I = 3 მ); ორობითი ელექტროლიტისთვის იონური მუხტით ზმე = მ ზ 2.

განზავებულ ხსნარებში იონური სიძლიერის წესის მიხედვით, ელექტროლიტის საშუალო აქტივობის კოეფიციენტი დამოკიდებულია მხოლოდ ხსნარის იონურ სიძლიერეზე. ეს წესი მოქმედებს, როდესაც ხსნარის კონცენტრაცია ნაკლებია 0,01 - 0,02 მოლ/კგ, მაგრამ დაახლოებით მისი გამოყენება შესაძლებელია 0,1 - 0,2 მოლ/კგ კონცენტრაციამდე.

ძლიერი ელექტროლიტის საშუალო აქტივობის კოეფიციენტი.

აქტივობებს შორის a 2ძლიერი ელექტროლიტი ხსნარში (თუ მისი დაშლა იონებად ოფიციალურად არ არის გათვალისწინებული) და ელექტროლიტური იონების საშუალო აქტივობა y ±(VII.8), (VII.11) და (VII.14) განტოლებების შესაბამისად ვიღებთ მიმართებას

(VII.23)

განვიხილოთ ელექტროლიტების საშუალო აქტივობის კოეფიციენტის დასადგენად რამდენიმე გზა y ±ელექტროლიტური ხსნარის წონასწორობის თვისებებზე.