Электрохимические методы контроля и защиты окружающей среды. Кравченко Т.А - 16 стр.

                                    16
   РАВНОВЕСНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

     Согласно теории Аррениуса электролиты при растворении распада-
ются на ионы
                              K ν+ A ν−     ν+K + + ν−A− .               (7)
Доля молекул, распавшихся в состоянии равновесия на ионы, отвечает
степени электролитической диссоциации
                                          n
                                    α= ,                                 (8)
                                         no
где n – число распавшихся на ионы молекул, no – общее число растворен-
ных молекул.
     Константа диссоциации (7) запишется
                                          ν    ν
                                        c+ + c− −
                                 Kc =             .                      (9)
                                          c KA
Здесь c KA – концентрация электролита, c + и c − – концентрации ионов в рас-
творе электролита.
Связь константы диссоциации со степенью электролитической диссоциа-
ции устанавливает уравнение при ν + = ν − = 1
                                α 2c              α2 1
                        Kc =          или K c =       ⋅ ,            (10)
                               1− α              1− α V
где V – объем раствора, ci – молярная концентрация раствора электролита.
Уравнение (10) получило название закона разведения Оствальда.
     Для реальных растворов электролитов необходимо учитывать силы
межионного взаимодействия, поэтому в уравнения (9) – (10) вместо кон-
центрации вводят активность, отличающуюся от концентрации на коэф-
фициент пропорциональности, называемый коэффициентом активности
                                      a = f ⋅c.                      (11)
     По теории электролитической диссоциации носителями кислотных
свойств являются ионы водорода, а основных – ионы гидроксила. Раствор
считается нейтральным, если
                                a H+ = a OH− = K w ,                 (12)
где аi – активность ионов Н+ или ОН-, а Кw – ионное произведение воды
(Кw = 10-14 при температуре 298 К).
Вместо концентрации ионов водорода используют водородный показатель
рН (Зоренсен, 1909)
                                     pH = − lg a H+ .                (13)
     При гидролизе солей слабой кислоты или слабого основания рН рас-
твора будет определяться выражением
                             1          1             1
                       pH = pK w ± pK кислоты ± lg c .               (14)
                             2          2 основания 2