ВУЗ:
Составители:
Рубрика:
8
рушению многих количественных соотношений. Так, в частности, кон-
станты диссоциации не оставались постоянными и зависели от концентра-
ции электролита. Степень диссоциации электролитов α сильно изменялась
при добавлении постороннего электролита, а в концентрированных рас-
творах она могла стать больше 1, что не имело физического смысла.
2. Метод активностей. Средняя ионная активность и коэффициент
активности
Для приведения в соответствие теории с практикой и сохранения мно-
гих удобных соотношений, ранее полученных на основании теории Арре-
ниуса, было предложено использовать вместо концентраций активности.
Тогда все термодинамические соотношения, записанные в форме уравне-
ний для идеальных растворов, но содержащие не концентрации, а активно-
сти, строго согласуются с результатами экспериментальных измерений
. Г.
Льюис и М. Рендалл предложили метод использования активностей вместо
концентраций, что позволило формально учесть все многообразие взаимо-
действий в растворах без учета их физической природы.
В растворах электролитов одновременно присутствуют и катионы, и
анионы растворенного вещества. Вводить в раствор ионы только одного
сорта физически невозможно. Даже если бы такой
процесс и был выпол-
ним, то он вызвал бы значительный рост энергии раствора за счет введен-
ного электрического заряда. Связь активностей отдельных ионов с актив-
ностью электролита в целом устанавливается, исходя из условия электро-
нейтральности. Для этого вводятся понятия средней ионной активности и
среднего ионного коэффициента активности. Если молекула электролита
диссоциирует
на ν
+
катионов и ν
-
анионов, то средняя ионная активность
электролита a
±
равна:
()
1
aaa
υυ
υ
+−
±+−
=⋅ , (1.5)
где
a
+
и a
−
– активность катионов и анионов соответственно, ν – общее
число ионов (
ν
=
ν
+
+
ν
-
).
Аналогично записывается средний ионный коэффициент активности
электролита
γ
±
:
()
1
υυ
υ
γγγ
+−
±+−
=⋅
. (1.6)
Страницы
- « первая
- ‹ предыдущая
- …
- 6
- 7
- 8
- 9
- 10
- …
- следующая ›
- последняя »
