Средний ионный коэффициент активности электролита

Химический потенциал соли и химический потенциал ионов связаны уравнением

– в эксперименте можно определить только средние ионные коэффициенты активности

– а теории коэффициент активности отдельных частиц рассчитывают

Ряд эмпирических правил (по свойствам электролитов), установленных Льюисом

1) в области низких концентраций средние коэффициенты активности определяются зарядом ионов и практически не зависят от других характеристик

2) Величины среднего коэффициента активности для очень разбавленных растворов зависит от общей концентрации всех присутствующих ионов и их зарядов, но не от природы электролита

Ионная сила раствора:

В разбавленных растворах сильных электролитов:

(для 1,1 электролитов A= 0,5)

Теория Дебая-Хюккеля – теория сильных электролитов:

1) силы взаимодействия ионов в растворах электростатические и могут быть рассчитаны по законам электростатики

2) Влияние растворителя учитывается введением диэлектрической постоянной ε

3) Взаимодействие иона (называется центральным) с окружающими его ионами электролита в среднем равноценно его взаимодействию с воображаемой ионной атмосферой, обладающей непрерывным распределением электрического заряда

4) Размерами центрального иона можно пренебречь и считать его точечным зарядом

5) Взаимодействие с ионной атмосферой понижает энергию Гиббса иона

Вычисляя работу образования ионной атмосферы можно количественно оценить степень отклонения от идеального состояния и найти средний коэффициент активности электролита.

Изменение энергии Гиббса по сравнению с идеальным

где n_i – число ионов в единице объема, r_D – расстояние от центрального иона, при котором плотность ионной атмосферы максимальна

Для химического потенциала i-того компонента раствора

Отклонение реального раствора от идеального обусловлено взаимодействием ионов с ионной атмосферой