Aktiviteti dhe koeficienti i aktivitetit të elektrolitit. Forca jonike e tretësirës. Rregulli i forcës jonike.
Aktiviteti i kripës së tretur A mund të përcaktohet nga presioni i avullit, temperatura e ngurtësimit, të dhënat e tretshmërisë dhe metoda EMF. Të gjitha metodat për përcaktimin e aktivitetit të një kripe çojnë në një vlerë që karakterizon vetitë reale termodinamike të kripës së tretur në tërësi, pavarësisht nëse ajo është e shkëputur apo jo. Sidoqoftë, në rastin e përgjithshëm, vetitë e joneve të ndryshme nuk janë të njëjta, dhe funksionet termodinamike mund të futen dhe konsiderohen veçmas për jonet e llojeve të ndryshme:
m+ = m + o + RT ln a + = m + o + RT ln m+ + RT lng + Âą
m â = m â o + RT ln a â= m â o +RT ln mâ + RT lng â Âą ,
Kug + Âą Dhe g â Âą - koeficientĂ«t e aktivitetit praktik (koeficientĂ«t e aktivitetit nĂ« pĂ«rqendrime tĂ« barabarta me molalitetin m ).
Por vetitë termodinamike të joneve të ndryshme nuk mund të përcaktohen veçmas nga të dhënat eksperimentale pa supozime shtesë; ne mund të masim vetëm vlerat mesatare termodinamike për jonet në të cilat zbërthehet molekula e kësaj substance.
Le të ndodhë shpërbërja e kripës sipas ekuacionit
An+ NĂ n-= n+ A z + + n - B z - .
Me shkĂ«putje tĂ« plotĂ«m + = n + m , m - = n - m . Duke pĂ«rdorur ekuacionet GibbsâDuhem, mund tĂ« tregohet se
A + n + ĂA - n - € A=konst .
Gjendjet standarde për gjetjen e vlerave të aktivitetit përcaktohen si më poshtë:
lim a + Ÿ m + = n + m në m Ÿ 0 ,
lim a â Âź m â = n â m nĂ« m Âź 0 .
Gjendje standarde për A zgjidhet në mënyrë qëkonstishte e barabartë me 1. Pastaj
A + n + ĂA -n-=A .
MeqenĂ«se nuk ka metoda pĂ«r pĂ«rcaktimin eksperimental tĂ« vlerave njĂ« + Dhe A â veçmas, pastaj shkruani aktivitetin mesatar jonik A ± , i pĂ«rcaktuar nga relacioni
A ± n =A .
Kështu, kemi dy sasi që karakterizojnë aktivitetin e kripës së tretur. E para- Kjo aktiviteti molar , pra veprimtaria e kripës, e përcaktuar në mënyrë të pavarur nga shpërbërja; përcaktohet me të njëjtat metoda eksperimentale dhe sipas të njëjtave formula si aktiviteti i përbërësve në joelektrolite. Vlera e dytë- aktiviteti mesatar i joneve A ± .
Le tĂ« prezantojmĂ« tani koeficientĂ«t e aktivitetit tĂ« joneve g + Âą Dhe g â Âą , molaliteti mesatar jonik m ± Dhe koeficienti mesatar i aktivitetit tĂ« joneve g±¹ :
a + = g + Âą m + ,a â = g â Âą m â ,a ± = g ± Âą m ± ,
Kug ± ¹ =(g¹ + n + à g¹ - n - ) 1/ n ,m ± =(m + n + à m - n - ) 1/ n =(n + n + à n - n - ) 1/ nm .
Pra, sasitë kryesore janë të lidhura me marrëdhëniet
a ± = g ± ¹ m ± = g ± ¹ ( n + n + à n - n - ) 1/ n m = L g ± ¹ m ,
Ku L =(n + n + à n - n - ) 1/ ndhe për kripërat e çdo lloji specifik të valencës është një vlerë konstante.
Madhësiag ± ¹ është një karakteristikë e rëndësishme e devijimit të tretësirës së kripës nga gjendja ideale. Në tretësirat e elektrolitit, si dhe në tretësirat jo-elektrolitike, mund të përdoren aktivitetet dhe koeficientët e aktivitetit të mëposhtëm:
g ± = - koeficienti racional i aktivitetit (praktikisht i pa përdorur);
g ± ¹ = - koeficienti i aktivitetit praktik (mesatar molal);
f ± =± (g ± ¹ ) nga përqendrimi i tretësirës ( Me ose m) ka një minimum. Nëse e përshkruajmë varësinë në koordinatat lgg ± ¹
Oriz. 24. Varësia e koeficientit të aktivitetit të elektrolitit nga përqendrimi i tij për kripëra të llojeve të ndryshme valente
Prania e kripĂ«rave tĂ« tjera nĂ« tretĂ«sirĂ« âândryshon koeficientin e aktivitetit tĂ« njĂ« kripe tĂ« caktuar. Ndikimi total i njĂ« pĂ«rzierjeje kripĂ«rash nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« âânĂ« koeficientin e aktivitetit tĂ« secilĂ«s prej tyre mbulohet nga njĂ« model i pĂ«rgjithshĂ«m nĂ«se pĂ«rqendrimi total i tĂ« gjitha kripĂ«rave nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââshprehet nĂ« termat e forcĂ«s jonike. Me forcĂ« jonike I(ose forca jonike) e njĂ« tretĂ«sire Ă«shtĂ« gjysma e produkteve tĂ« pĂ«rqendrimit tĂ« çdo joni dhe katrori i numrit tĂ« ngarkesĂ«s (valencĂ«s) tĂ« tij, marrĂ« pĂ«r tĂ« gjithĂ« jonet e njĂ« tretĂ«sire tĂ« caktuar.
- indekset e joneve tĂ« tĂ« gjitha kripĂ«rave nĂ« tretĂ«sirĂ«; m i= n im .Lewis dhe Randall u hapĂ«n ligji empirik i forcĂ«s jonike: koeficienti mesatar i aktivitetit tĂ« joneveg ± Âą njĂ« substancĂ« qĂ« shpĂ«rndahet nĂ« jone Ă«shtĂ« njĂ« funksion universal i forcĂ«s jonike tĂ« njĂ« tretĂ«sire, domethĂ«nĂ«, nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââme njĂ« forcĂ« tĂ« caktuar jonike, tĂ« gjitha substancat qĂ« shpĂ«rndahen nĂ« jone kanĂ« koeficientĂ« aktiviteti qĂ« nuk varen nga natyra dhe pĂ«rqendrimi i substancĂ«s, por varen nga numri dhe valenca e joneve tĂ« tij.
Ligji i forcës jonike pasqyron bashkëveprimin total të joneve në një zgjidhje, duke marrë parasysh valencën e tyre. Ky ligj është i saktë vetëm në përqendrime shumë të ulëta (m †0,01); tashmë në përqendrime të moderuara është vetëm afërsisht e saktë. Në përputhje me këtë ligj, në tretësirat e holluara të elektroliteve të forta
lg g ± ¹ = - A .
Për analogji me molalitetin mesatar jonik, ne mund të konsiderojmë aktivitetin mesatar jonik:
llogaritur nga aktivitetet e joneve individuale. Aktiviteti mesatar jonik dhe molaliteti mesatar jonik lidhen me njëri-tjetrin me koeficientin mesatar të aktivitetit jonik, që është: , ku
Atëherë potenciali kimik i një tretësire të vërtetë elektrolite ka shprehjet:
ku është aktiviteti i elektrolitit, A, lidhet me aktivitetin mesatar jonik:
Vlerat e koeficientit mesatar tĂ« aktivitetit jonik pĂ«rcaktohen eksperimentalisht me metoda tĂ« ndryshme, tĂ« cilat pĂ«rfshijnĂ« uljen e pikĂ«s sĂ« ngrirjes, presionin osmotik, presionin e avullit tĂ« ngopur tĂ« tretĂ«sit dhe matjet EMF, tĂ« cilat diskutohen mĂ« tej. Duke ditur molalitetin mesatar jonik dhe koeficientin mesatar tĂ« aktivitetit, mund tĂ« llogarisim aktivitetin mesatar jonik dhe prej tij potencialin kimik tĂ« elektrolitit nĂ« tretĂ«sirĂ«. PĂ«r mĂ« tepĂ«r, pĂ«r tretĂ«sirat e holluara tĂ« elektroliteve, u zhvillua teoria e ndĂ«rveprimeve ndĂ«rjonike, e cila bĂ«n tĂ« mundur llogaritjen e koeficientĂ«ve mesatarĂ« tĂ« aktivitetit jonik dhe koeficientĂ«ve tĂ« aktivitetit tĂ« joneve individuale nĂ« tretĂ«sirat e holluara. Kjo teori quhet Teoria Debye-HĂŒckel. Sipas saj logaritmi i koeficientit tĂ« aktivitetit varet nga forca jonike I zgjidhje elektrolite, e cila pĂ«rcaktohet si mĂ« poshtĂ«:
Forca jonike bazuar në molalitetin:
Forca jonike në bazë të përqendrimit:
dhe shuma shtrihet mbi të gjithë jonet në tretësirë.
PĂ«r tretĂ«sirat shumĂ« tĂ« holluara ( I C< 0.01 ĐŒĐŸĐ»Ń ĐŽĐŒ â3) ŃĐżĐŸĐŒŃĐœŃŃĐ°Ń Đ·Đ°ĐČĐžŃĐžĐŒĐŸŃŃŃ ĐžĐŒĐ”Đ”Ń ĐČОЎ:
; ; 
ku A Ă«shtĂ« njĂ« konstante, vlera e sĂ« cilĂ«s varet nga vetitĂ« e tretĂ«sit dhe temperatura, por nuk varet nga pĂ«rqendrimi i elektrolitit ose natyra e tij. NĂ«se tretĂ«si Ă«shtĂ« ujĂ« dhe temperatura Ă«shtĂ« 25 °C, atĂ«herĂ« A= 0,5092 (dm 3 mol â1) 1 / 2. Ky ekuacion quhet Ligji limit i Debye HĂŒckel. Siç shihet nga ky ekuacion, koeficientĂ«t e aktivitetit tĂ« elektrolitit nĂ« tretĂ«sirat shumĂ« tĂ« holluara varen vetĂ«m nga forca jonike dhe ngarkesa e joneve, por nuk varen nga individualiteti i elektrolitit. Kjo do tĂ« thotĂ«, me tĂ« njĂ«jtĂ«n forcĂ« jonike, elektrolitet, pĂ«r shembull, MgCl 2 dhe Ca (OH) 2, duhet tĂ« kenĂ« tĂ« njĂ«jtin koeficient aktiviteti. Kjo Ă«shtĂ« nĂ« pĂ«rputhje me realitetin, por vetĂ«m nĂ« vlerat e forcĂ«s jonike mĂ« pak se afĂ«rsisht 0,01 mol dmâ3. NĂ« pĂ«rqendrime mĂ« tĂ« larta (dhe forca jonike), koeficientĂ«t e aktivitetit varen nga natyra e elektrolitit, veçanĂ«risht nga rrezet e joneve nĂ« tĂ« cilat ndahet elektroliti. Deri nĂ« njĂ« forcĂ« jonike prej pĂ«rafĂ«rsisht 0,1 mol dmâ3 ato mund tĂ« llogariten Ligji i zgjeruar Debye-HĂŒckel:
; 
, 
Ku NĂâ konstante nĂ« varĂ«si tĂ« vetive tĂ« tretĂ«sit (nĂ« 25 °C NĂ= 0,3301 (dm 3 / 2 mol - 1 / 2 Ă â1 pĂ«r tretĂ«sin e ujit, Ă â angstrom, 10 â10 m), dhe râ rrezja kristalografike e jonit. FatkeqĂ«sisht, rrezet individuale kristalografike tĂ« joneve, nĂ« fakt, nuk dihen saktĂ«sisht, pasi vetĂ«m distancat ndĂ«rbĂ«rthamore pĂ«rcaktohen pĂ«r strukturat kristalore. Secili prej sistemeve moderne tĂ« rrezes jonike bazohet nĂ« njĂ« zgjedhje arbitrare tĂ« rrezes sĂ« tĂ« paktĂ«n njĂ« joni, nga i cili llogariten rrezet relative tĂ« tĂ« gjithĂ« joneve tĂ« tjerĂ«. Nga ana tjetĂ«r, vlerat e zakonshme tĂ« rrezeve jonike janĂ« tĂ« tilla qĂ« produkti NĂr emĂ«ruesi nĂ« anĂ«n e djathtĂ« tĂ« ekuacionit Ă«shtĂ« afĂ«rsisht 1 pĂ«r shumicĂ«n e joneve. Bazuar nĂ« kĂ«tĂ«, ligji i zgjeruar Debye-HĂŒckel pĂ«rdoret shpesh nĂ« formĂ«.
Termodinamika e tretësirave të elektroliteve
Konceptet Bazë
Elektrokimia- një degë e kimisë fizike në të cilën studiohen ligjet e transformimit të ndërsjellë të formave kimike dhe elektrike të energjisë, si dhe sistemet ku ndodhin këto shndërrime. Elektrokimia gjithashtu studion vetitë fiziko-kimike të përçuesve jonikë, proceset dhe fenomenet në kufijtë e fazës me pjesëmarrjen e grimcave të ngarkuara - joneve dhe elektroneve.
Të gjithë përcjellësit e rrymës elektrike mund të ndahen në elektronikë dhe jonikë. Përçuesit elektronikë (përçuesit e tipit I) bartin rrymë elektrike me lëvizjen e elektroneve. Përçuesit jonikë (përçuesit e tipit II) përcjellin rrymën elektrike për shkak të lëvizjes së joneve.
Elektrolitet janĂ« substanca (pĂ«rbĂ«rje kimike) qĂ«, nĂ« tretĂ«sirĂ« ââose nĂ« njĂ« shkrirje, nĂ« mĂ«nyrĂ« spontane pjesĂ«risht ose plotĂ«sisht shpĂ«rbĂ«hen nĂ« jone - grimca tĂ« ngarkuara tĂ« afta pĂ«r ekzistencĂ« tĂ« pavarur. Transferimi i energjisĂ« elektrike nĂ« tretĂ«sirat e elektrolitit kryhet nga jonet, d.m.th. elektrolitet janĂ« pĂ«rcjellĂ«s tĂ« tipit II. Elektrolitet vijnĂ« nĂ« formĂ« tĂ« ngurtĂ« dhe tĂ« lĂ«ngĂ«t. Numri i joneve tĂ« secilĂ«s shenjĂ« tĂ« formuar gjatĂ« dekompozimit tĂ« elektrolitit pĂ«rcaktohet nga koeficientĂ«t stoikiometrikĂ« nĂ« ekuacionin e reaksionit kimik tĂ« disociimit tĂ« kĂ«tij elektroliti:
M n + A n - = n+ M z + + n- Dhe z - , (1.1)
Ku n+, n- Dhe n = n+ + n-- numri i kationeve, numri i anioneve dhe numri i përgjithshëm i grimcave të ngarkuara në elektrolit. Pavarësisht pranisë së joneve, tretësira e elektrolitit mbetet elektrikisht neutrale.
Procesi i tretjes sĂ« lĂ«ndĂ«s sĂ« tretur nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« âânĂ« jone quhet disociimi elektrolitik.
Fakti që elektrolitet shpërbëhen (shpërndahen) me tretjen, dëshmohet nga shumë dukuri të zbuluara nga shumë studiues gjatë studimit të tretësirave të elektrolitit. U zbulua se presioni osmotik, një rënie në presionin e pjesshëm të avullit të një lëngu mbi një tretësirë, një rënie në pikën e ngrirjes dhe disa veti të tjera janë më të rëndësishme për tretësirat e elektroliteve sesa për zgjidhjet ekuimolekulare të jo-elektroliteve. Të gjitha këto sasi varen kryesisht nga numri i grimcave të substancës së tretur për njësi vëllimi të tretësirës (vetitë koligative). Prandaj, siç theksoi Van't Hoff, vlera e tyre e rritur për tretësirat e elektrolitit duhet të shpjegohet me një rritje të numrit të grimcave si rezultat i shpërbërjes së substancës së tretur në jone.
Për të vlerësuar zyrtarisht këto devijime, Van't Hoff propozoi koeficientin izotonik:
Pastaj, për zgjidhje elektrolite:
_____________________________________________________________________
Teoria klasike e disociimit elektrolitik u krijua nga Arrhenius nĂ« 1887. Ajo supozoi se jo tĂ« gjitha molekulat e elektrolitit nĂ« tretĂ«sirĂ« ââshpĂ«rbĂ«hen nĂ« jone. Raporti i numrit tĂ« molekulave tĂ« disociuara me numrin fillestar tĂ« molekulave tĂ« elektrolitit tĂ« padisociuar (fraksioni i molekulave tĂ« shpĂ«rbĂ«ra) nĂ« gjendje ekuilibri quhet shkalla e disociimit a, dhe 0 ÂŁ njĂ« ÂŁ 1. Me uljen e pĂ«rqendrimit tĂ« tretĂ«sirĂ«s, ââshkalla e shpĂ«rbĂ«rjes sĂ« elektrolitit rritet nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââpafundĂ«sisht tĂ« holluar. a= 1 pĂ«r tĂ« gjithĂ« elektrolitet. Shkalla e shpĂ«rbĂ«rjes varet gjithashtu nga natyra e elektrolitit dhe tretĂ«sit, temperatura dhe prania e elektroliteve tĂ« tjera nĂ« tretĂ«sirĂ«.
Sa më e lartë të jetë konstanta dielektrike e tretësit, aq më e madhe është shkalla e disociimit të elektrolitit (rregulli i përafërt Kablukov-Nernst-Thomson).
Shkalla e disociimit dhe koeficienti izotonik lidhen nga ekuacioni 
, Ku kâ numri i joneve nĂ« tĂ« cilat shpĂ«rbĂ«het elektroliti.
NĂ« varĂ«si tĂ« shkallĂ«s sĂ« disociimit, elektrolitet ndahen nĂ« tĂ« fortĂ« ( a> 0.8) dhe e dobĂ«t ( a < 0,3). ĐĐœĐŸĐłĐŽĐ° ĐČŃЎДлŃŃŃ ĐłŃŃĐżĐżŃ ŃлДĐșŃŃĐŸĐ»ĐžŃĐŸĐČ ŃŃĐ”ĐŽĐœĐ”Đč ŃОлŃ. Đ ĐČĐŸĐŽĐœŃŃ ŃĐ°ŃŃĐČĐŸŃĐ°Ń ŃОлŃĐœŃĐŒĐž ŃлДĐșŃŃĐŸĐ»ĐžŃĐ°ĐŒĐž ŃĐČĐ»ŃŃŃŃŃ ĐŒĐœĐŸĐłĐžĐ” ĐŒĐžĐœĐ”ŃĐ°Đ»ŃĐœŃĐ” ĐșĐžŃĐ»ĐŸŃŃ (HNO 3 , HCl, HClO 4 Đž ĐŽŃ.), ĐŸŃĐœĐŸĐČĐ°ĐœĐžŃ (NaOH, KOH, Đž ĐŽŃ.), Đ±ĐŸĐ»ŃŃĐžĐœŃŃĐČĐŸ ŃĐŸĐ»Đ”Đč (NaCl, K 2 SO 4 Đž ĐŽŃ.).
Elektrolitët e dobët përfshijnë substanca që shpërbëhen vetëm pjesërisht në jone në tretësirë. Në tretësirat ujore, elektrolite të dobëta janë disa acide inorganike (H 2 CO 3, H 3 BO 3, etj.), baza (NH 4 OH, etj.), disa kripëra (HgCl 2, etj.), Shumica e acideve organike (CH 3 COOH, C 6 H 5 COOH, etj.), Fenolet (C 6 H 4 (OH) 2, etj.), Aminet (C 6 H 5 NH 2, etj.). Meqenëse forca e elektrolitit varet nga natyra e tretësit, e njëjta substancë në një tretës mund të jetë një elektrolit i fortë (për shembull, NaCI në ujë), dhe në një tjetër mund të jetë një elektrolit i dobët (për shembull, NaCI në nitrobenzen ).
MadhĂ«sia a jo i pĂ«rshtatshĂ«m pĂ«r karakterizimin e njĂ« elektroliti, pasi varet nga pĂ«rqendrimi . NjĂ« karakteristikĂ« mĂ« e pĂ«rshtatshme e aftĂ«sisĂ« sĂ« njĂ« elektroliti pĂ«r t'u shkĂ«putur Ă«shtĂ« konstante disociimi (TE diss), pasi ekuilibri midis joneve dhe molekulave i bindet ligjit tĂ« veprimit tĂ« masĂ«s. KĂ«shtu, pĂ«r njĂ« elektrolit monovalent AB, qĂ« shpĂ«rbĂ«het nĂ« tretĂ«sirĂ« âânĂ« jone sipas skemĂ«s AB = A + + B - , shprehja pĂ«r konstantĂ«n e shpĂ«rbĂ«rjes elektrolitike TE dissi duket si kjo:
TE diss = . (1.2)
Konstanta e disociimit varet nga natyra e tretësit dhe temperatura, por nuk varet nga përqendrimi i elektrolitit në tretësirë.
Nëse Me - përqendrimi fillestar i elektrolitit AB dhe shkalla e shpërbërjes së tij është e barabartë me , atëherë, sipas ekuacionit të reaksionit të disociimit të këtij elektroliti, në një gjendje ekuilibri përqendrimi i kationeve dhe anioneve do të jetë i barabartë me:
Me A+ = Me B- = aĂc .
Përqendrimi i molekulave të elektrolitit të pazbërthyer do të bëhet i barabartë me
Me(1 â a).
Duke i zëvendësuar këto marrëdhënie me ekuacionin (1.2), marrim:
Kur elektroliti shpërndahet sipas reaksionit 
formohen dy katione dhe një anion dhe; ; . Pastaj
. (1.3,a)
Për një elektrolit të caktuar, që shpërbëhet në jone në një tretës të caktuar, në një temperaturë të caktuar, konstanta e disociimit është një vlerë konstante që nuk varet nga përqendrimi i tretësirës së elektrolitit.
Ekuacionet që rezultojnë, të quajtura ligji i hollimit të Ostwald, lejojnë që dikush të vlerësojë shkallën e disociimit të elektrolitit.
Për vlera të vogla a, d.m.th. për elektrolitet e dobëta mund të supozohet se
(1 â a) @ 1. Pastaj, shprehja (1.3) bĂ«het
Siç shihet, shkalla e disociimit është në përpjesëtim të zhdrejtë me rrënjën katrore të përqendrimit të elektrolitit. Kur përqendrimi i elektrolitit zvogëlohet, për shembull, me 100 herë, shkalla e disociimit rritet me 10 herë.
Efekti i temperaturës në shkallën e disociimit është për faktin se konstanta e disociimit varet nga temperatura (ekuacioni izobar i një reaksioni kimik).
Futja e joneve të huaja në një zgjidhje zakonisht rrit shkallën e shpërbërjes së një elektroliti të dobët. Ky fenomen quhet efekti i kripës.
Teoria e Arrhenius-it lejon që dikush të përshkruajë në mënyrë cilësore dhe sasiore dukuritë që lidhen me ekuilibrat jonike. Megjithatë, kjo teori nuk merr parasysh ndërveprimin e joneve me dipolet e tretësit dhe ndërveprimin jon-jon.
Shprehjet (1.2 - 1.4) janë të zbatueshme për zgjidhjet ideale. Vetitë e tretësirave të elektroliteve reale ndryshojnë dukshëm nga vetitë e tretësirave ideale. Kjo shpjegohet me një rritje të numrit të grimcave në tretësirën e elektrolitit (për shkak të disociimit) dhe ndërveprimit elektrostatik midis joneve. Vetitë e zgjidhjeve reale mund të përshkruhen duke përdorur në vend të përqendrimit aktivitet. Aktiviteti(a) është vlera që duhet të zëvendësohet në shprehjen e potencialit kimik të një tretësire ideale për të marrë vlerën e potencialit kimik të një tretësire reale të elektrolitit.
Aktiviteti lidhet me pĂ«rqendrimin nga relacioni i mĂ«poshtĂ«m: , (), ku () Ă«shtĂ« koeficienti i aktivitetit, i cili merr parasysh devijimin e vetive tĂ« tretĂ«sirave reale tĂ« elektrolitit nga vetitĂ« e tretĂ«sirave ideale, c Dhe mâ pĂ«rqendrimet molare dhe molale.
Kështu, në vend të shprehjes (2) marrim:
, (1.5)
Ku a i = Ń i Ăg i ; me i; g i - aktiviteti, pĂ«rqendrimi dhe koeficienti i aktivitetit tĂ« njĂ« joni ose molekule individuale.
Aktiviteti mesatar jonik dhe koeficienti mesatar i aktivitetit
Përdorimi i aktivitetit në vend të përqendrimit të joneve bën të mundur që zyrtarisht të merret parasysh i gjithë grupi i ndërveprimeve (pa marrë parasysh natyrën e tyre fizike) që ndodhin në tretësirat e elektrolitit. Kjo metodë e përshkrimit të ndërveprimeve në lidhje me tretësirat e elektrolitit ka një sërë veçorish.
Potenciali kimik i kripës së tretur ( m S) është e barabartë me:
, (1.6)
Ku a S - aktiviteti i kripës; m S 0 - vlera standarde e potencialit kimik që korrespondon a S = 1.
Nëse elektroliti shpërndahet në n + katione dhe n - anione, atëherë, bazuar në gjendjen e neutralitetit elektrik, potenciali kimik i kripës lidhet me potencialet kimike të kationeve dhe anioneve sipas raportit:
m S= n+m++ n - m --; m S 0 = n+m+ 0 + n - m -- 0; (1.7)
Potenciali kimik i një joni lidhet me aktivitetin e jonit nga marrëdhënia:
, (1.8)
Ku une - potenciali kimik i një kationi ose anioni.
Nga ekuacionet (1.5-1.7) rezulton se:
= n+ + n- , (1.9)
. (1.10)
Për shkak të faktit se të dy kationet dhe anionet e substancës së tretur janë njëkohësisht të pranishme në tretësirat e elektrolitit (është e pamundur të merret një zgjidhje që përmban vetëm katione ose anione), është e pamundur të vlerësohet koeficienti i aktivitetit dhe aktivitetit të një joni individual. Prandaj, për tretësirat e elektrolitit, futen konceptet e aktivitetit mesatar jonik dhe koeficientit mesatar të aktivitetit jonik.
Për një elektrolit që shpërndahet në n + katione dhe n - anione, aktiviteti mesatar jonik i elektrolitit a ± është i barabartë me mesataren gjeometrike të produktit të aktiviteteve të kationit dhe anionit:
, (1.11)
Ku a+ dhe a- â aktiviteti i kationeve dhe anioneve, pĂ«rkatĂ«sisht; n = n+ + n-- numri i pĂ«rgjithshĂ«m i joneve tĂ« formuara gjatĂ« shpĂ«rbĂ«rjes sĂ« njĂ« molekule elektrolite.
Për shembull, për një zgjidhje të Cu(NO 3) 2:
.
Koeficienti mesatar i aktivitetit tĂ« elektrolitit g ± dhe numri mesatar i joneve tĂ« elektrolitit nĂ« tretĂ«sirĂ« ââllogariten nĂ« mĂ«nyrĂ« tĂ« ngjashme n ±:
; (1.12)
, (1.13)
ku + dhe - janë koeficientët e aktivitetit të kationit dhe anionit; n± është numri mesatar i kationeve dhe anioneve në tretësirë.
PĂ«r shembull, pĂ«r njĂ« elektrolit KCI=K + + CI - numri mesatar i joneve nĂ« tretĂ«sirĂ« ââĂ«shtĂ« n± = (1 1 ·1 1) 1 = 1, domethĂ«nĂ« ka njĂ« kation dhe njĂ« anion nĂ« tretĂ«sirĂ«n KCI. PĂ«r elektrolitin Al 2 (SO 4) 3 = 2Al 3+ + 3SO 4 2- numri mesatar i joneve nĂ« tretĂ«sirĂ« ââĂ«shtĂ« n± = (2 2 3 3) 1/5 =2,56. Kjo do tĂ« thotĂ« se nĂ« llogaritjet e aktivitetit mesatar do tĂ« shfaqet i njĂ«jti numĂ«r mesatar i kationeve dhe anioneve (2.56), i ndryshĂ«m nga numri aktual (2 katione, 3 anione).
Në mënyrë tipike, aktiviteti mesatar jonik dhe koeficienti mesatar i aktivitetit jonik përcaktohen eksperimentalisht (bazuar në vetitë termodinamike të zgjidhjeve):
Duke rritur pikën e vlimit të tretësirës;
Duke ulur pikën e ngrirjes së tretësirës;
Bazuar në presionin e avullit të tretësit mbi tretësirë;
Sipas tretshmërisë së përbërjeve të dobëta të tretshme,
Përdorimi i metodës EMF të qelizave galvanike, etj.
Aktiviteti mesatar jonik dhe koeficienti mesatar i aktivitetit jonik tĂ« elektrolitit pĂ«r tretĂ«sirat e holluara tĂ« elektroliteve tĂ« forta mund tĂ« pĂ«rcaktohen teorikisht duke pĂ«rdorur metodĂ«n Debye-HĂŒckel.
Aktiviteti mesatar jonik dhe koeficienti mesatar i aktivitetit jonik varen jo vetĂ«m nga pĂ«rqendrimi i tretĂ«sirĂ«s, ââpor edhe nga ngarkesa e jonit. NĂ« rajonin e pĂ«rqendrimeve tĂ« ulĂ«ta, koeficienti mesatar i aktivitetit jonik pĂ«rcaktohet nga ngarkesa e joneve formuese dhe nuk varet nga vetitĂ« e tjera tĂ« elektroliteve. PĂ«r shembull, nĂ« rajonin e pĂ«rqendrimeve tĂ« ulĂ«ta g ± pĂ«r tretĂ«sirat e KCl, NaNO 3, HCl, etj janĂ« tĂ« njĂ«jta.
Në tretësirat e holluara të elektroliteve të forta, koeficienti mesatar i aktivitetit g ± varet nga përqendrimi total i të gjithë elektroliteve dhe ngarkesave jonike të pranishme në tretësirë, d.m.th. g ± varet nga forca jonike e tretësirës I.Forca jonike e tretësirës llogaritur me formulën:
Ku m iâpĂ«rqendrimi molal (ose molar). i- ai jon; z i- ngarkesa e jonit. GjatĂ« llogaritjes sĂ« forcĂ«s jonike tĂ« njĂ« tretĂ«sire, Ă«shtĂ« e nevojshme tĂ« merren parasysh tĂ« gjitha jonet e pranishme nĂ« tretĂ«sirĂ«.
ekziston rregulli i forcës jonike të zgjidhjes: në tretësirat e holluara, koeficienti i aktivitetit të një elektroliti të fortë është i njëjtë për të gjitha tretësirat me të njëjtën forcë jonike, pavarësisht nga natyra e elektrolitit. Ky rregull është i vlefshëm në përqendrime jo më shumë se 0,02 mol/dm 3. Në tretësirat me përqendrime mesatare dhe të larta, rregulli i forcës jonike transformohet, pasi natyra e ndërveprimit ndërjonik bëhet më komplekse dhe shfaqen vetitë individuale të elektroliteve.
ELEKTROLITET DEBYE-HUCKEL.
NjĂ« nga teoritĂ« qĂ« merr parasysh nĂ« mĂ«nyrĂ« sasiore ndĂ«rveprimet jon-jon Ă«shtĂ« Teoria Debye-HĂŒckel, gjĂ« qĂ« shpjegon mjaft mirĂ« vetitĂ« e tretĂ«sirave tĂ« holluara tĂ« elektroliteve tĂ« forta. Shkalla e disociimit pĂ«r elektrolitet e fortĂ« Ă«shtĂ« e barabartĂ« me unitetin. Prandaj, varĂ«sia e pĂ«rçueshmĂ«risĂ« elektrike, presionit osmotik dhe vetive tĂ« tjera tĂ« tretĂ«sirave nga pĂ«rqendrimi pĂ«rcaktohet kryesisht nga veprimi forcat ndĂ«rionike Dhe efektet e zgjidhjes. TretĂ«sira kuptohet si njĂ« grup ndryshimesh energjetike dhe strukturore qĂ« ndodhin nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââgjatĂ« bashkĂ«veprimit tĂ« grimcave tĂ« lĂ«ndĂ«s sĂ« tretur me molekulat e tretĂ«sit.
Teoria Debye-HĂŒckel bazohet nĂ« parimet e mĂ«poshtme: bashkĂ«veprimi elektrostatik i joneve tĂ« ngarkuar nĂ« mĂ«nyrĂ« tĂ« kundĂ«rt çon nĂ« faktin se rreth joneve pozitive probabiliteti i gjetjes sĂ« joneve negative do tĂ« jetĂ« mĂ« i madh se ata pozitiv. KĂ«shtu, rreth çdo joni ekziston, si tĂ« thuash, njĂ« atmosferĂ« jonike e joneve tĂ« ngarkuar nĂ« mĂ«nyrĂ« tĂ« kundĂ«rt. (Sfera nĂ« tĂ« cilĂ«n ngarkesa mbizotĂ«ruese Ă«shtĂ« nĂ« shenjĂ« e kundĂ«rt me jonin qendror quhet atmosferĂ« jonike). Atmosfera jonike rreth njĂ« joni pĂ«rmban jone pozitive dhe negative, por mesatarisht ka njĂ« tepricĂ« tĂ« joneve negative rreth çdo joni pozitiv dhe njĂ« tepricĂ« jonesh pozitive rreth çdo joni negativ. Zgjidhja nĂ« tĂ«rĂ«si mbetet neutrale elektrike.
Potenciali kimik i Komponenti në një zgjidhje ideale është i barabartë me:
Ku Me iâ pĂ«rqendrimi i joni nĂ« tretĂ«sirĂ«. PĂ«r njĂ« zgjidhje reale:
Ku a i = c i · f i- aktiviteti i jonit i-tĂ« nĂ« tretĂ«sirĂ«, f iâ koeficienti i aktivitetit. AtĂ«herĂ« energjia e bashkĂ«veprimit tĂ« jonit qendror me atmosferĂ«n jonike pĂ«r 1 mol jone Ă«shtĂ« e barabartĂ« me
Kështu, vlera e koeficientit të aktivitetit, e cila varet nga forca e bashkëveprimit elektrostatik të joneve, shkalla e tretjes së tyre dhe një sërë efektesh të tjera, karakterizon shkallën e devijimit të vetive të zgjidhjeve reale të elektrolitit nga ligjet ideale. Zgjidhjet.
1.3. Aktiviteti dhe koeficienti i aktivitetit të elektroliteve.
AKTIVITET MESATAR JONIK DHE RAPORTI JONIK MESATAR
AKTIVITETET. FORCA JONIKE. RREGULLI I FORCISĂ JONIKE.
Të dallojë aktivitet elektrolitik Dhe aktiviteti jonik. Për çdo elektrolit, procesi i disociimit mund të shkruhet si më poshtë:
ku ïź + dhe ïź â - numri i joneve A me pagesĂ« z+ dhe jonet B me pagesĂ« zâ nĂ« tĂ« cilĂ«n grimca origjinale zbĂ«rthehet. PĂ«r shembull, gjatĂ« shpĂ«rbĂ«rjes sĂ« klorurit tĂ« bariumit:
.
Marrëdhënia midis aktivitetit të elektrolitit dhe aktivitetit të joneve shprehet me marrëdhënien e mëposhtme:
, (1.11)
Ku A- aktiviteti elektrolit, A+ dhe Aâ - aktiviteti i joneve pozitive dhe negative. PĂ«r shembull, pĂ«r elektrolitet binare Ă«shtĂ« e vĂ«rtetĂ«:
.
Metodat eksperimentale për përcaktimin e aktivitetit të joneve individuale ( A+ dhe A-) nuk ekziston. Prandaj, koncepti u prezantua aktivitet mesatar jonik(
), që është mesatarja gjeometrike e aktivitetit të joneve individuale:
, (1.12)
Ku 
.
Metoda krioskopike dhe metoda e bazuar në përcaktimin e presionit të avullit bëjnë të mundur përcaktimin e aktivitetit të elektrolitit në tërësi ( A) dhe duke përdorur ekuacionin (7.13) gjeni aktivitetin mesatar jonik.
Koeficienti mesatar i aktivitetit të joneve(
) përcaktohet nga shprehja
. (1.14)
vlerat 
kryesisht përcaktohet me metodën krioskopike dhe metodën E.M.F.
Moaliteti mesatar jonik(
) përkufizohet si
. (1.15)
Nëse përqendrimi i një tretësire shprehet përmes molalitetit, atëherë
Shembulli 1.1. Gjeni marrëdhënien midis aktivitetit të elektrolitit, përqendrimit molal të tij dhe koeficientit mesatar të aktivitetit jonik për tretësirat NaCl Dhe Na 2 CO 3 molaliteti m.
a) Përqendrimet e joneve të formuara gjatë shpërbërjes së plotë NaCl, janë të barabarta m:
.
QĂ« nga ïź + = ïź â = 1, atĂ«herĂ«
.
Për elektrolitet ekuivalente, molaliteti mesatar do të jetë i barabartë me molalitetin total të elektrolitit:
,
b) Përqendrimet e joneve të formuara gjatë shpërbërjes së plotë Na 2 CO 3 , janë të barabarta
.
QĂ« nga ïź + = 2, ïź â = 1, atĂ«herĂ«
.
ME 
Koeficienti mesatar i aktivitetit jonik varet nga përqendrimi i tretësirës (Fig. 1). Në rajonin e tretësirave jashtëzakonisht të holluara të elektrolitit, kjo varësi është lineare në koordinata 
.
Oriz. 1. Varësia e jonit mesatar Fig. 2. Varësia e koeficientit mesatar
koeficienti i aktivitetit të aktivitetit jonik nga forca jonike e tretësirës.
në përqendrimin e elektrolitit. Kurba 1 përshkruan eksperimentale
varësia, kurba 2 përshkruan varësinë
sipas ligjit tĂ« kufirit Debye-HĂŒckel.
Prania e kripĂ«rave tĂ« tjera nĂ« tretĂ«sirĂ« âândryshon koeficientin e aktivitetit tĂ« njĂ« kripe tĂ« caktuar, dhe sa mĂ« e fortĂ«, aq mĂ« e madhe Ă«shtĂ« ngarkesa e joneve tĂ« shtuara. PĂ«rqendrimi total i tĂ« gjithĂ« joneve nĂ« tretĂ«sirĂ« ââshprehet pĂ«rmes forca jonike e tretĂ«sirĂ«s 
,
përkufizohet si gjysma e produkteve të molaliteteve të të gjithë joneve me katrorin e ngarkesave të tyre :
, (1.16)
Ku m iâ pĂ«rqendrimi i- jon; z iâ tarifĂ« i- jon.
Varësia e koeficientit mesatar të aktivitetit të joneve nga forca jonike e tretësirës është komplekse dhe është paraqitur në Fig. 2.
Shembulli 1.2. Përcaktoni forcën jonike të një tretësire që përmban 0,01 mol për 1000 g ujë 
dhe 0.1 mol 
.
Zgjidhje. Forca jonike e një zgjidhjeje të tillë është
Shembulli 1.3. Përcaktoni forcën jonike të tretësirës 
me molalitet m
= 0,5.
Zgjidhje. Nga ekuacioni (7.16) marrim
Për tretësirat e elektroliteve të forta kryhet rregulli i forcës jonike : në tretësirat me të njëjtën forcë jonike, koeficientët mesatarë të aktivitetit të joneve janë të barabartë. Teoria e elektroliteve të forta çon në marrëdhënien e mëposhtme që lidh koeficientët mesatar të aktivitetit të joneve me forcën jonike të tretësirës në rajonin e elektroliteve shumë të holluar:
, (1.17)
Ku A = f (D, T) â njĂ« konstante nĂ« varĂ«si tĂ« konstantĂ«s dielektrike tĂ« tretĂ«sit ( D) dhe temperatura ( T).
Ekuacioni (1.17) Ă«shtĂ« i zbatueshĂ«m vetĂ«m nĂ« hollime shumĂ« tĂ« mĂ«dha ( I†0,01, fig. 2), prandaj mori emrin Ligji i kufirit Debye-HĂŒckel. NĂ« ujĂ«rat e mineralizuara dobĂ«t pĂ«r llogaritje 
në 25 o C përdoret ekuacioni i mëposhtëm:
. (1.18)
Për tretësirat ujore të elektroliteve binare në 25 o C, sa vijon është e vërtetë:
. (1.19)
Dihet se në tretësirat shumë të holluara të elektroliteve, koeficientët e aktivitetit të joneve kryesisht marrin parasysh korrigjimet e përqendrimeve (molaliteteve) të tyre për shkak të ndërveprimit elektrostatik (jon-jon). Në të njëjtën kohë, sipas ligjit të Kulombit, këto ndërveprime varen edhe nga madhësia e ngarkesave dhe rrezeve të joneve. Prandaj është e natyrshme të pranohet, siç u bë fillimisht nga D. McInnes, se koeficientët e aktivitetit të joneve me ngarkesa dhe rreze të njëjta në tretësirat me të njëjtën forcë jonike do të jenë të njëjta. Ky supozim u quajt Rregulli i McInnes.
McInnes propozoi marrjen e joneve të kaliumit dhe klorit si standarde, pasi ato kanë të njëjtat ngarkesa dhe rreze të joneve të hidratuara. Duke përcaktuar vlerat 
Dhe 
, më pas mund të llogaritni koeficientët e aktivitetit të të gjithë joneve të tjerë bazuar në ligjin e forcës jonike.
SUBJEKT2
Përçueshmëri elektrike specifike dhe ekuivalente, varësia e tyre nga përqendrimi për elektrolitet e fortë dhe të dobët. Lëvizshmëria e joneve. Ligji i Kohlrausch për pavarësinë e lëvizjes së joneve, duke kufizuar përçueshmërinë elektrike jonike. Lëvizshmëri jonormale e joneve hidroksil dhe hidronium. Zbatime eksperimentale të metodës së përçueshmërisë elektrike.
2.1. PĂRDHĂNIE SPECIFIKE E ZGJIDHJEVE ELEKTROLITIKE.
Kur njĂ« fushĂ« elektrike aplikohet nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââelektrolite, jonet e tretur, tĂ« cilĂ«t mĂ« parĂ« ishin nĂ« lĂ«vizje termike tĂ« rastĂ«sishme, fillojnĂ« njĂ« lĂ«vizje tĂ« urdhĂ«ruar (migrim) nĂ« elektroda tĂ« ngarkuara nĂ« mĂ«nyrĂ« tĂ« kundĂ«rt. Me rritjen e shpejtĂ«sisĂ« sĂ« lĂ«vizjes sĂ« joneve rritet rezistenca e mediumit dhe pas njĂ«farĂ« kohe shpejtĂ«sia e lĂ«vizjes sĂ« joneve bĂ«het konstante.
Shpejtësia e joneve i-Lloji i thtë përcaktohet nga gradienti i potencialit (intensitetit) të fushës elektrike E(V/cm) dhe rezistenca e mediumit, në varësi të temperaturës, natyrës së jonit dhe tretësit:
, (2.1)
Ku U(B) - ndryshimi i potencialit midis elektrodave, l(cm) - distanca midis tyre, u i(cm 2 V -1 s -1) - shpejtësia absolute e lëvizjes së joneve në kushte të dhëna (d.m.th. shpejtësia e lëvizjes së joneve në E= 1 V/cm).
Një masë e aftësisë së një substance për të përcjellë rrymë elektrike kur aplikohet një fushë elektrike e jashtme është Përçueshmëria elektrike (Përçueshmëria elektrike)L. Në praktikë, kjo aftësi shpesh karakterizohet nga vlera e saj e kundërt - rezistenca e përcjellësit. Pra, rezistenca totale e përcjellësit R Gjatësia (Ohm). l(cm) dhe seksion kryq S(cm 2) është e barabartë
, (2.2)
ku Ï Ă«shtĂ« koeficienti i proporcionalitetit, i quajtur rezistenca. Nga (8.2) rrjedh se rezistenca Ă«shtĂ« rezistenca e njĂ« pĂ«rcjellĂ«si me gjatĂ«si 1 cm dhe prerje tĂ«rthore 1 cm 2, dimensioni i tij Ă«shtĂ« i barabartĂ« me:
. (2.2)
Përçueshmëria elektrike elektroliti Ê është reciprociteti i rezistencës:
ĂŠ 
[Ohm -1 cm -1 ]. (2.3)
Karakterizon përçueshmërinë elektrike të një shtrese elektrolite 1 cm të trashë me një sipërfaqe tërthore prej 1 cm 2. Pastaj
ĂŠ 
. (2.4)
Përçueshmëria elektrike specifike e një solucioni elektrolitik përcaktohet nga numri i joneve që bartin energjinë elektrike dhe shpejtësia e migrimit të tyre.
LĂ«reni ndĂ«rmjet elektrodave tĂ« vendosura nĂ« distancĂ« l(cm) dhe nĂ« tĂ« cilĂ«n zbatohet diferenca e potencialit U(B), ka njĂ« zgjidhje elektrolite (Fig. 3). PĂ«r jonet i Lloji i -tĂ«: pĂ«rqendrimi C i(mol-eq/cm 3) dhe shpejtĂ«sia e migrimit Ï i(sm/s).
Oriz. 3. Skema e transferimit të ngarkesës përmes një zgjidhje elektrolite.
H 
pĂ«rmes prerjes tĂ«rthore S zgjidhja (Fig. 3) migron nĂ« 1 s ( C i Ï
i S) ekuivalentet mole të joneve i-Lloji i th qe do te transferohet ( 
) Për të 
sasia e energjisë elektrike ku
Fâ Numri i Faradeit(96485 C/mol-eq). Sasia e energjisĂ« elektrike (C) e transferuar nga tĂ« gjithĂ« jonet nĂ« 1 s (d.m.th. forca e rrymĂ«s I nĂ« A) Ă«shtĂ« e barabartĂ« me:
(2.5)
Ose, duke marrë parasysh (8.1),
. (2.6)
Sipas ligjit të Ohmit
(ĂŠ S), (2.7)
ĂŠ. (2.8)
Më pas, nga ekuacionet (8.6) dhe (8.8), marrim për përcjellshmërinë elektrike specifike
ĂŠ
. (2.9),
d.m.th., pĂ«rçueshmĂ«ria elektrike specifike e elektrolitit Ă«shtĂ« proporcionale me pĂ«rqendrimet e joneve dhe shpejtĂ«sitĂ« e tyre absolute. PĂ«r njĂ« tretĂ«sirĂ« ââtĂ« pĂ«rqendrimit binar tĂ« elektrolitit ME(mol-eq/cm 3) me shkallĂ«n e disociimit α kemi
ĂŠ
, (2.10)
Ku u+ dhe u- - shpejtësi absolute e lëvizjes së kationeve dhe anioneve.
Ndërsa temperatura e elektrolitit rritet, shpejtësia e lëvizjes së joneve dhe përçueshmëria elektrike rriten:
ĂŠ 2 = ĂŠ 1 
, (2.11)
Ku Bâ koeficienti i temperaturĂ«s (pĂ«r acidet e forta 0,016; pĂ«r bazat e forta 0,019; pĂ«r kripĂ«rat 0,022).
2.2. PĂRĂUESHMĂRIA EKUIVALENTE ELEKTRIKE.
Përçueshmëri elektrike specifike e tretësirave varet mbi natyrën e elektrolitit, natyrën e tretësit, temperaturën, përqendrimin e joneve në tretësirë, etj. Edhe pse përçueshmëria elektrike specifike është një sasi e papërshtatshme për të kuptuar vetitë e elektroliteve, ajo mund të matet drejtpërdrejt dhe më pas të shndërrohet në përçueshmëri ekuivalente elektrike λ. Përçueshmëria elektrike ekuivalente është përçueshmëria elektrike e një vëllimi të tillë të tretësirës V (cm 3 ), i cili përmban 1 mol-eq lëndë të tretur dhe është i mbyllur midis dy elektrodave paralele të zonës përkatëse, të vendosura në një distancë prej 1 cm nga njëra-tjetra.:
ĂŠ V
= ĂŠ / C, (2.12)
Ku MEâ pĂ«rqendrimi i tretĂ«sirĂ«s (mol-equiv/cm3).
Përçueshmëria elektrike ekuivalente (Ohm -1 cm 2 (mol-equiv) -1) është e lehtë për t'u llogaritur nëse dihen përçueshmëria elektrike specifike dhe përqendrimi i tretësirës.
Për të përshkruar varësinë nga temperatura e përçueshmërisë elektrike ekuivalente, përdoret ekuacioni i mëposhtëm:
, (2.13)
ku ïĄ dhe ïą janĂ« koeficientĂ« empirikĂ«. Rritja e pĂ«rçueshmĂ«risĂ« elektrike me rritjen e temperaturĂ«s Ă«shtĂ« kryesisht pĂ«r shkak tĂ« uljes sĂ« viskozitetit tĂ« tretĂ«sirĂ«s sĂ« elektrolitit. NĂ« mĂ«nyrĂ« tipike, kur temperatura rritet me 1 K, pĂ«rçueshmĂ«ria elektrike rritet me 1.5 - 2%.
PĂ«rçueshmĂ«ria elektrike ekuivalente e tretĂ«sirave tĂ« elektrolitit rritet me hollimin dhe nĂ« rajonin e hollimeve ekstreme arrin vlerĂ«n kufizuese λ â, e quajtur pĂ«rçueshmĂ«ria elektrike nĂ« hollim tĂ« pafund ose pĂ«rçueshmĂ«ria e fundit elektrike. Kjo vlerĂ« korrespondon me pĂ«rçueshmĂ«rinĂ« elektrike tĂ« njĂ« solucioni hipotetik pafundĂ«sisht tĂ« holluar, i karakterizuar nga shpĂ«rbĂ«rja e plotĂ« e elektrolitit dhe mungesa e forcave tĂ« ndĂ«rveprimit elektrostatik midis joneve.
Nga ekuacionet (2.10) dhe (2.11) rezulton se
Prodhimi i numrit të Faradeit dhe shpejtësisë absolute të jonit quhet lëvizshmërisë dhe ajo:
. (2.15)
ku λ + dhe λ â â janĂ« pĂ«rkatĂ«sisht lĂ«vizshmĂ«ria e kationit dhe anionit. LĂ«vizshmĂ«ritĂ« e joneve maten nĂ« tĂ« njĂ«jtat njĂ«si si pĂ«rçueshmĂ«ria elektrike ekuivalente (cm 2 Ohm -1 mol-eq -1), kĂ«shtu qĂ« ndonjĂ«herĂ« quhen pĂ«rçueshmĂ«ri jonike ose pĂ«rçueshmĂ«ri elektrike tĂ« joneve.
Me hollim të pafund (α = 1) marrim
, (8.17)
Ku 
Dhe 
- kufizimi i lëvizshmërisë së joneve.
PĂ«rçueshmĂ«ria elektrike maksimale e njĂ« solucioni elektroliti pafundĂ«sisht tĂ« holluar Ă«shtĂ« shuma e dy termave tĂ« pavarur, secila prej tĂ« cilave korrespondon me njĂ« lloj specifik joni. Kjo marrĂ«dhĂ«nie u krijua nga Kohlrausch dhe quhet ligji i lĂ«vizjes sĂ« pavarur tĂ« joneve (Ligji i Kohlrausch): pĂ«rçueshmĂ«ria elektrike ekuivalente nĂ« hollimin e pafund Ă«shtĂ« e barabartĂ« me shumĂ«n e lĂ«vizshmĂ«risĂ« maksimale tĂ« joneve. Thelbi i kĂ«tij ligji Ă«shtĂ« si mĂ« poshtĂ«: nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââelektrolite jashtĂ«zakonisht tĂ« holluar, kationet dhe anionet bartin rrymĂ« nĂ« mĂ«nyrĂ« tĂ« pavarur nga njĂ«ri-tjetri.
Ligji i Kohlrausch ndihmoi nĂ« llogaritjen e vlerave tĂ« λ â pĂ«r shumĂ« elektrolite tĂ« dobĂ«t, pĂ«r tĂ« cilĂ«t kĂ«to vlera nuk mund tĂ« pĂ«rcaktoheshin nga tĂ« dhĂ«nat eksperimentale duke i ekstrapoluar ato nĂ« pĂ«rqendrim zero (ose nĂ« hollimin e pafund) siç bĂ«het nĂ« rastin e tĂ« fortĂ«ve. elektrolite (dhe tĂ« mesme). LĂ«vizshmĂ«ria maksimale e joneve, si dhe pĂ«rçueshmĂ«ria elektrike ekuivalente, rritet me temperaturĂ«n. Vlerat e tyre, pĂ«r shembull, nĂ« 25 o C shtrihen nĂ« rangun nga 30 nĂ« 80 dhe nga 40 nĂ« 80 (cm 2 ·Ohm -1 mol-ekuivat -1) pĂ«r kationet dhe anionet me ngarkesĂ« tĂ« vetme, pĂ«rkatĂ«sisht.
Në jone AI- Dhe N+ vërehet lëvizshmëri anormalisht e lartë:
198 dhe 
350 (cm 2 ïOhm -1 mol-ekuiv -1) nĂ« 25 o C,
qĂ« shpjegohet me mekanizmin special â rele â tĂ« lĂ«vizjes sĂ« tyre (Fig. 4).
R 
është. 4. Mekanizmi rele për lëvizjen e joneve AI- Dhe N + .
Bazuar në përçueshmërinë elektrike ekuivalente të tretësirës së elektrolitit dhe lëvizjet kufizuese të joneve, shkalla e disociimit të një elektroliti të dobët mund të llogaritet:
, (2.18).
Për elektrolitet e forta që shpërndahen plotësisht, llogaritni të 
Koeficienti i përçueshmërisë elektrike:
, (2.19)
e cila merr parasysh ndikimin e bashkëveprimit elektrostatik të joneve në shpejtësinë e lëvizjes së tyre.
Duke marrë parasysh konceptin e ri - lëvizshmërinë e joneve - për përçueshmëri elektrike specifike, mund të shkruajmë:
ĂŠ 
, (2.20)
Vini re se në literaturën moderne shkencore dhe arsimore koncepti përdoret gjithashtu përçueshmëri molare λ m, e cila mund të lidhet lehtësisht me vlerën e λ, duke ditur numrin e ekuivalentëve mole ( Z) në 1 mol substancë:
. (2.22)
2.2. VARĂSIA E PĂRQĂNSHMĂRISĂ SPECIFIKE DHE EKUIVALENTE ELEKTRIKE NGA PĂRQENDRIMI
PĂR ELEKTROLITET E DOBĂT DHE TĂ FORTĂ.
E 
pĂ«rçueshmĂ«ri ekuivalente elektrike elektrolitet e dobĂ«ta dhe tĂ« forta rriten me hollimin (Fig. 5 b). PĂ«r elektrolitet e dobĂ«ta, kjo Ă«shtĂ« kryesisht pĂ«r shkak tĂ« faktit se me rritjen e hollimit, shkalla e disociimit tĂ« elektrolitit rritet dhe nĂ« kufi priret nĂ« 1. Rritja e pĂ«rçueshmĂ«risĂ« elektrike ekuivalente tĂ« elektroliteve tĂ« fortĂ« shoqĂ«rohet kryesisht me njĂ« ndryshim nĂ« lĂ«vizshmĂ«ria e joneve. Sa mĂ« i lartĂ« tĂ« jetĂ« pĂ«rqendrimi i tretĂ«sirĂ«s, ââaq mĂ« i ulĂ«t Ă«shtĂ« lĂ«vizshmĂ«ria e joneve. NĂ« rajonin e tretĂ«sirave shumĂ« tĂ« holluara, lĂ«vizshmĂ«ria e joneve arrin vlerĂ«n e saj kufizuese.
Oriz. 5. Varësia e specifike ( A) dhe ekuivalente ( b)
përçueshmëria elektrike varet nga përqendrimi i tretësirës së elektrolitit.
Përçueshmëria elektrike për elektrolitet e fortë, sa më i lartë të jetë përqendrimi i joneve dhe sa më i madh të jetë shpejtësia (lëvizshmëria) absolute e tyre, aq më e lartë. Acidet kanë përçueshmërinë elektrike specifike më të lartë, pastaj bazat, të ndjekura nga kripërat; përçueshmëria elektrike e tretësirave të elektroliteve të dobëta si acidi acetik ose amoniaku është shumë i ulët.
Lakoret e pĂ«rçueshmĂ«risĂ« elektrike specifike kundrejt pĂ«rqendrimit kanĂ« maksimum (Fig. 5 A). NĂ« tretĂ«sirat e holluara tĂ« elektroliteve tĂ« dobĂ«ta dhe tĂ« forta, rritja e pĂ«rçueshmĂ«risĂ« elektrike specifike me pĂ«rqendrim Ă«shtĂ« pĂ«r shkak tĂ« rritjes sĂ« numrit tĂ« joneve qĂ« bartin energji elektrike. NjĂ« rritje e mĂ«tejshme e pĂ«rqendrimit shoqĂ«rohet me njĂ« rritje tĂ« viskozitetit tĂ« tretĂ«sirĂ«s, ââe cila zvogĂ«lon shpejtĂ«sinĂ« e lĂ«vizjes sĂ« joneve dhe pĂ«rçueshmĂ«rinĂ« elektrike. PĂ«r mĂ« tepĂ«r, pĂ«r elektrolitet e dobĂ«ta nĂ« tretĂ«sirat e pĂ«rqendruara, shkalla e disociimit dhe, rrjedhimisht, numri i pĂ«rgjithshĂ«m i joneve zvogĂ«lohet ndjeshĂ«m. PĂ«r elektrolitet e dobĂ«ta, shpejtĂ«sia e lĂ«vizjes sĂ« joneve Ă«shtĂ« pothuajse e pavarur nga pĂ«rqendrimi dhe, nĂ« pĂ«rgjithĂ«si, pĂ«rçueshmĂ«ria e tyre elektrike specifike ndryshon pak me pĂ«rqendrimin.
Për elektrolitet e forta në rajonin e tretësirave të holluara, ndërveprimet ndërjonike praktikisht mungojnë, por numri i joneve është i vogël - përçueshmëria elektrike specifike është e ulët. Me rritjen e përqendrimit, numri i joneve për njësi vëllimi rritet, gjë që çon në një rritje të përçueshmërisë elektrike. Sidoqoftë, në të ardhmen, rritja e ndërveprimit midis joneve çon në një ulje të lëvizshmërisë së joneve dhe rritja e përçueshmërisë elektrike ngadalësohet. Së fundi, bashkëveprimi midis joneve me përqendrim në rritje fillon të rritet aq fuqishëm sa çon në një ulje të përçueshmërisë elektrike.
Nga pikĂ«pamja e teorisĂ« Debye-HĂŒckel, njĂ« rĂ«nie nĂ« lĂ«vizshmĂ«rinĂ« e joneve me pĂ«rqendrim nĂ« rritje Ă«shtĂ« pĂ«r shkak tĂ« efekteve tĂ« frenimit tĂ« lĂ«vizjes sĂ« joneve pĂ«r shkak tĂ« ndĂ«rveprimit elektrostatik midis jonit dhe atmosferĂ«s jonike.
Efekti i frenimit elektroforetik shkaktohet nga frenimi i lëvizjes së jonit qendror nga kundërlëvizja e atmosferës jonike dhe është e natyrës hidrodinamike. Meqenëse jonet janë të hidratuar, lëvizja e jonit qendror nuk ndodh në një mjedis të palëvizshëm, por në një mjedis që lëviz drejt tij. Një jon lëvizës është nën ndikimin e një force shtesë frenimi (forca e frenimit elektroforetik), e cila çon në një ulje të shpejtësisë së lëvizjes së tij.
Efekti frenues i relaksimit. Atmosfera jonike ka simetri sferike për aq kohë sa nuk ka fushë elektrike të jashtme. Sapo joni qendror fillon të lëvizë nën ndikimin e një fushe elektrike, simetria e atmosferës jonike prishet. Lëvizja e jonit shoqërohet me shkatërrimin e atmosferës jonike në pozicionin aktual të jonit dhe formimin e tij në një tjetër, të re. Ky proces ndodh me një shpejtësi të kufizuar gjatë një periudhe kohore, e quajtur koha e relaksimit. Si rezultat, atmosfera jonike humbet simetrinë e saj qendrore dhe pas jonit lëvizës do të ketë gjithmonë një ngarkesë të tepërt të shenjës së kundërt, e cila shkakton një ulje të shpejtësisë së lëvizjes së tij.
Dendësia e atmosferës jonike rritet me rritjen e përqendrimit të elektrolitit, gjë që çon në rritjen e efekteve të frenimit. Teoria e efekteve elektroforetike dhe relaksuese u zhvillua nga L. Onsager. Kjo na lejon të marrim parasysh në mënyrë sasiore ndikimin e këtyre efekteve në vlerën e përçueshmërisë elektrike ekuivalente të tretësirës së elektrolitit:
ku janĂ« konstantet ( NĂ 1 ·λ â) dhe NĂ 2 karakterizojnĂ« respektivisht ndikimin e efekteve relaksuese dhe elektroforetike. NĂ« zgjidhjet me MEâ 0 kĂ«to efekte praktikisht nuk manifestohen dhe 
.
2.4. ZBATIMET EKSPERIMENTALE TĂ METODĂS SĂ PĂRQĂTJES ELEKTRIKE.
2.4.1. Përcaktimi i konstantës së disociimit dhe shkallës së disociimit
elektrolite të dobëta.
Shkalla e disociimit ïĄ e njĂ« elektroliti tĂ« dobĂ«t mund tĂ« gjendet nga relacioni (8.18):
.
Konstanta e disociimit TE D elektroliti i dobĂ«t lidhet me shkallĂ«n e disociimit ïĄ nga ekuacioni
. (2.24)
Duke marrë parasysh (8.18), marrim
. (2.25)
Vlera λ â llogaritet duke pĂ«rdorur ligjin e Kohlrausch (ekuacioni 2.17).
2.4.2. Përcaktimi i produktit të tretshmërisë
komponimet pak të tretshme.
TretshmĂ«ria nĂ« elektrolit (S) Ă«shtĂ« pĂ«rqendrimi i tij nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââtĂ« ngopur (mol/l), dhe produkt i tretshmĂ«risĂ« (ETJ) Ă«shtĂ« produkt i aktiviteteve tĂ« kationit dhe anionit tĂ« njĂ« kripe pak tĂ« tretshme.
NjĂ« tretĂ«sirĂ« ââe ngopur e njĂ« kripe pak tĂ« tretshme Ă«shtĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââshumĂ« e holluar (α â 1 dhe λ â λ â). Pastaj
(ĂŠ 1000) / C. (2.26)
Duke gjetur vlerĂ«n e λ â nga tĂ« dhĂ«nat tabelare dhe duke matur pĂ«rçueshmĂ«rinĂ« elektrike specifike tĂ« tretĂ«sirĂ«s, ââmund tĂ« llogarisni pĂ«rqendrimin e tretĂ«sirĂ«s sĂ« ngopur (nĂ« mol-eq/l), qĂ« Ă«shtĂ« tretshmĂ«ria e kripĂ«s.
C= (ĂŠ 1000) / λ â = S (2.27).
Meqenëse Ê e tretësirave të dobëta të tretshme (Ê P) është shpesh e krahasueshme me përçueshmërinë elektrike të ujit (Ê V), në ekuacione përçueshmëria elektrike specifike e një tretësire llogaritet shpesh si diferencë: Ê = Ê P - Ê V.
Për kripërat pak të tretshme, aktivitetet e kationit dhe anionit praktikisht përkojnë me përqendrimet e tyre, prandaj
ETJ =
(2.28),
Ku ïź iâ koeficienti stekiometrik i jonit nĂ« ekuacionin e disociimit; nâ numri i llojeve tĂ« joneve nĂ« tĂ« cilat shpĂ«rndahet elektroliti; C iâ pĂ«rqendrimi i joneve nĂ« lidhje me pĂ«rqendrimin e elektrolitit ME raport
.
MeqenĂ«se ïĄ = 1, atĂ«herĂ«
,
dhe produkti i tretshmërisë
. (2.29)
Kështu, për një elektrolit monovalent (binar) pak të tretshëm, që shpërndahet sipas skemës
,
(mol/l) 2 .
TEMA 3
Proceset e elektrodës. Koncepti i forcave elektromotore (EMF) dhe kërcimeve potenciale. Qarqet elektrokimike, qelizat galvanike. Elektrodë normale hidrogjeni, potencial elektrodë standarde. Termodinamika e një qelize galvanike. Klasifikimi i qarqeve elektrokimike dhe elektrodave.
Elektrolitet janĂ« komponime kimike qĂ« shpĂ«rbĂ«hen plotĂ«sisht ose pjesĂ«risht nĂ« jone nĂ« tretĂ«sirĂ«. Ka elektrolite tĂ« fortĂ« dhe tĂ« dobĂ«t. Elektrolitet e forta shpĂ«rndahen nĂ« jone nĂ« tretĂ«sirĂ« ââpothuajse plotĂ«sisht. Disa baza inorganike janĂ« shembuj tĂ« elektroliteve tĂ« forta. (NaOH) dhe acidet (HCl, HNO3), si dhe shumica e kripĂ«rave inorganike dhe organike. Elektrolitet e dobĂ«ta shpĂ«rndahen vetĂ«m pjesĂ«risht nĂ« tretĂ«sirĂ«. PĂ«rqindja e molekulave tĂ« disociuara nga numri i marrĂ« fillimisht quhet shkalla e disociimit. Elektrolitet e dobĂ«ta nĂ« tretĂ«sirat ujore pĂ«rfshijnĂ« pothuajse tĂ« gjitha acidet dhe bazat organike (pĂ«r shembull CH3COOH, piridinĂ«) dhe disa komponime organike. Aktualisht, nĂ« lidhje me zhvillimin e hulumtimeve pĂ«r tretĂ«sirat jo ujore, Ă«shtĂ« vĂ«rtetuar (Izmailov et al.) se elektrolitet e fortĂ« dhe tĂ« dobĂ«t janĂ« dy gjendje tĂ« elementeve kimike (elektroliteve) nĂ« varĂ«si tĂ« natyrĂ«s sĂ« tretĂ«sit. NĂ« njĂ« tretĂ«s, njĂ« elektrolit i caktuar mund tĂ« jetĂ« njĂ« elektrolit i fortĂ«, nĂ« njĂ« tjetĂ«r mund tĂ« jetĂ« njĂ« elektrolit i dobĂ«t.
Në tretësirat e elektroliteve, si rregull, vërehen devijime më të rëndësishme nga idealiteti sesa në një zgjidhje të jo-elektroliteve me të njëjtin përqendrim. Kjo shpjegohet me ndërveprimin elektrostatik midis joneve: tërheqja e joneve me ngarkesa të shenjave të ndryshme dhe zmbrapsja e joneve me ngarkesa të së njëjtës shenjë. Në tretësirat e elektroliteve të dobëta, forcat e bashkëveprimit elektrostatik midis joneve janë më të vogla në krahasim me tretësirat e elektroliteve të fortë me të njëjtin përqendrim. Kjo shpjegohet me ndarjen e pjesshme të elektroliteve të dobëta. Në tretësirat e elektroliteve të forta (edhe në tretësirat e holluara), bashkëveprimi elektrostatik ndërmjet joneve është i madh dhe ato duhen trajtuar si tretësira ideale dhe duhet përdorur metoda e aktivitetit.
Konsideroni një elektrolit të fortë M X+, Një X-; shpërbëhet plotësisht në jone
M X+ A X- = v + M X+ + v - A X- ; v = v + + v -
PĂ«r shkak tĂ« kĂ«rkesĂ«s sĂ« elektroneutralitetit tĂ« tretĂ«sirĂ«s, ââpotenciali kimik i elektrolitit nĂ« fjalĂ« (nĂ« pĂ«rgjithĂ«si) ÎŒ 2 lidhur me potencialet kimike tĂ« joneve ÎŒ - ÎŒ + raport
Ό 2 = v + Ό + + v - Ό -
Potencialet kimike të përbërësve të elektrolitit lidhen me aktivitetet e tyre me ekuacionet e mëposhtme (në përputhje me shprehjen II. 107).
(VII.3)
Duke i zëvendësuar këto ekuacione në (VI.2), marrim
Le tĂ« zgjedhim gjendjen standarde ÎŒ 2 0 nĂ« mĂ«nyrĂ« tĂ« tillĂ« qĂ« ndĂ«rmjet potencialeve kimike standarde ÎŒ 2 0 ; ÎŒ + 2; ÎŒ - 0 ishte e vlefshme njĂ« lidhje e ngjashme nĂ« formĂ« me ekuacionin VII.2
(VII.5)
Duke marrë parasysh ekuacionin VII.5, relacioni VII.4 pas reduktimit të termave identikë dhe faktorëve identikë (RT) reduktuar në formë
Ose 
(VII.6)
Për shkak të faktit se aktivitetet e joneve individuale nuk përcaktohen eksperimentalisht, ne prezantojmë konceptin e aktivitetit mesatar të joneve të elektrolitit si mesatare gjeometrike e aktiviteteve të kationit dhe anionit të elektrolitit:
; 
(VII.7)
Aktiviteti mesatar i joneve të elektrolitit mund të përcaktohet në mënyrë eksperimentale. Nga barazimet VII.6 dhe VII.7 marrim.
Veprimtaritë e kationeve dhe anioneve mund të shprehen me relacione
a + = y + m + , a - = y - m -(VII.9)
Ku y + Dhe y-- koeficientët e aktivitetit të kationit dhe anionit; m+ Dhe m-- molaliteti i kationit dhe anionit në tretësirën e elektrolitit:
m + = m v + Dhe m - = m v -(VII.10)
Vlerat zëvendësuese a+ Dhe a- nga VII.9 dhe VII.7 marrim
(VII.11)
Ku y ±- koeficienti mesatar i aktivitetit të elektrolitit
(VII.12)
m ±- molaliteti mesatar i joneve të elektrolitit
(VII.13)
Koeficienti mesatar i aktivitetit të elektrolitit y ± përfaqëson mesataren gjeometrike të koeficientëve të aktivitetit të kationit dhe anionit dhe përqendrimin mesatar të joneve të elektrolitit m ±- mesatarja gjeometrike e përqendrimeve të kationit dhe anionit. Vlerat zëvendësuese m+ Dhe m- nga ekuacioni (VII.10) marrim
m ± = m v ±(VII.14)
Ku 
(VII.15)
PĂ«r njĂ« elektrolit binar monovalent MA (pĂ«r shembull NaCl), y + = y - = 1, v ± = (1 1 â
1 1) = 1 Dhe m±=m; molaliteti mesatar i joneve të elektrolitit është i barabartë me molalitetin e tij. Për një elektrolit binar dyvalent MA (për shembull MgSO4) marrim gjithashtu v ± = 1 Dhe m±=m. Për llojin e elektrolitit M 2 A 3(Për shembull Al 2 (SO 4) 3) 
Dhe m ± = 2,55 m. Kështu, molaliteti mesatar i joneve të elektrolitit m ± jo e barabartë me molalitetin e elektrolitit m.
Për të përcaktuar aktivitetin e përbërësve, duhet të dini gjendjen standarde të zgjidhjes. Një tretës i pastër (gjendja 1 standarde) zgjidhet si gjendja standarde për tretësin në tretësirën e elektrolitit:
x 1; a 1; y 1(VII.16)
Gjendja standarde pĂ«r njĂ« elektrolit tĂ« fortĂ« nĂ« njĂ« tretĂ«sirĂ« ââĂ«shtĂ« njĂ« zgjidhje hipotetike me njĂ« pĂ«rqendrim mesatar tĂ« joneve tĂ« elektrolitit tĂ« barabartĂ« me njĂ«sinĂ« dhe me vetitĂ« e njĂ« tretĂ«sire jashtĂ«zakonisht tĂ« holluar (gjendja standarde e dytĂ«):
Aktiviteti mesatar i joneve të elektrolitit a± dhe koeficienti mesatar i aktivitetit të elektrolitit y ± varen nga mënyra se si shprehet përqendrimi i elektrolitit ( x ±, m, s):
(VII.18)
Ku x ± = v ± x; m ± = v ± m; c ± = v ± c(VII.19)
Për një zgjidhje të fortë elektrolite
(VII.20)
Ku M 1- pesha molekulare e tretĂ«sit; M 2- pesha molekulare e elektrolitit; Ï - dendĂ«sia e tretĂ«sirĂ«s; Ï 1- dendĂ«sia e tretĂ«sit.
Në tretësirat e elektrolitit, koeficienti i aktivitetit y±x quhet racional, kurse koeficientët e aktivitetit y±m Dhe y ±c- praktikisht koeficientët mesatar të aktivitetit të elektrolitit dhe shënojnë
y ±m ⥠y ± Dhe y ±c ⥠f ±
Figura VII.1 tregon varësinë e koeficientëve mesatar të aktivitetit nga përqendrimi për tretësirat ujore të disa elektroliteve të fortë. Me një molalitet elektrolitik prej 0,0 deri në 0,2 mol/kg, koeficienti mesatar i aktivitetit y ± zvogëlohet, dhe sa më e fortë, aq më e lartë është ngarkesa e joneve që formojnë elektrolitin. Kur përqendrimet e tretësirave ndryshojnë nga 0,5 në 1,0 mol/kg e lart, koeficienti mesatar i aktivitetit arrin një vlerë minimale, rritet dhe bëhet i barabartë ose edhe më i madh se njësia.
Koeficienti mesatar i aktivitetit të një elektroliti të holluar mund të vlerësohet duke përdorur rregullin e forcës jonike. Forca jonike I e një tretësire të një elektroliti të fortë ose një përzierje elektrolitesh të forta përcaktohet nga ekuacioni:
Ose (VII.22)
Në veçanti, për një elektrolit monovalent, forca jonike është e barabartë me përqendrimin (I = m); për elektrolitin një-divalent ose dy-monovalent (I = 3 m); për një elektrolit binar me ngarkesë jonike z Unë = m z 2.
Sipas rregullit të forcës jonike në tretësirat e holluara, koeficienti mesatar i aktivitetit të elektrolitit varet vetëm nga forca jonike e tretësirës. Ky rregull vlen kur përqendrimi i tretësirës është më i vogël se 0,01 - 0,02 mol/kg, por përafërsisht mund të përdoret deri në një përqendrim prej 0,1 - 0,2 mol/kg.
Koeficienti mesatar i aktivitetit të një elektroliti të fortë.
Mes aktiviteteve a 2 elektrolit i fortĂ« nĂ« tretĂ«sirĂ« ââ(nĂ«se shpĂ«rbĂ«rja e tij nĂ« jone nuk merret parasysh zyrtarisht) dhe aktiviteti mesatar i joneve tĂ« elektrolitit y ± nĂ« pĂ«rputhje me ekuacionet (VII.8), (VII.11) dhe (VII.14) marrim relacionin
(VII.23)
Le të shqyrtojmë disa mënyra për të përcaktuar koeficientin mesatar të aktivitetit të elektrolitit y ± mbi vetitë e ekuilibrit të një solucioni elektrolitik.
