Электролит

Процесс распада молекул в растворе или расплаве электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации^[4].

Одновременно в электролите протекают процессы ассоциации ионов в молекулы. При неизменных внешних условиях (температура, концентрация и др.) устанавливается динамическое равновесие между распадами и ассоциациями. Поэтому в электролитах диссоциирована определённая доля молекул вещества.

Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы:

1. Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как HCl, HBr, HI, HNO_3, H₂SO₄).
2. Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты, такие как HF), основания p-, d- и f-элементов.

Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.

Химический потенциал для отдельного i-го иона имеет вид: ${\displaystyle \mu _{i}=\mu _{i}^{0}+RTlna_{i},}$ где ${\displaystyle a_{i}}$ — активность i-го иона в растворе.

Для электролита в целом имеем:

${\displaystyle \mu _{el}=\sum _{i}v_{i}\mu _{i}=v_{+}\mu _{M^{+}}+v_{-}\mu _{A^{-}}=v_{+}(\mu _{+}^{0}+RTlna_{M^{+}})+v_{-}(\mu _{-}^{0}+RTlna_{A^{-}})=}$

${\displaystyle =(v_{+}\mu _{+}^{0}+v_{-}\mu _{-}^{0})+RTln(a_{M^{+}}^{v^{-}}\cdot a_{A^{-}}^{v^{-}})=\mu _{0}+RTlna,}$ где ${\displaystyle a}$ — активность электролита; ${\displaystyle v_{i}}$ — стехиометрические числа.

Таким образом, имеем:

${\displaystyle a=a_{+}^{v^{+}}\cdot a_{-}^{v^{-}}.}$

Усреднённая активность иона равна:

${\displaystyle a_{\pm }=\left[a_{+}^{v^{+}}\cdot a_{-}^{v^{-}}\right]^{\frac {1}{v_{+}+v_{-}}}.}$

Для одно-одновалентного электролита ${\displaystyle v_{+}=v_{-}=1}$ и ${\displaystyle a_{\pm }={\sqrt {a_{+}\cdot a_{-}}},}$ то есть ${\displaystyle a_{\pm }}$ является средним геометрическим активностей отдельных ионов.

Для добавления растворов электролитов принято пользоваться моляльной (m) концентрацией (для разбавленных водных растворов m (в моль/кг) численно близка к с (молярной концентрации, в моль/л)). Значит, ${\displaystyle a_{i}=\gamma _{i}m_{i},}$ где ${\displaystyle \gamma _{i}}$ — коэффициент активности i-го иона.