Uwzględnienie działania sił międzyjonowych w teorii elektrolitów mocnych napotyka duże trudności matematyczne. Debye i Hiickel (1923) wyprowadzili równania na zależność własności „osmotycznych”, przewodności elektrycznej oraz stałej dysocjacji od stężenia elektrolitów mocnych. Równania te można jednak stosować tylko do roztworów rozcieńczonych. W myśl ostatniego z tych równań, stała równowagi jakiejkolwiek reakcji odwracalnej, przebiegającej z udziałem jonów, zachowuje swą wartość niezmienną, gdy zamiast stężeń reagentów c stosuje się tzw. aktywności a. Stosunek a/c = / nosi nazwę współczynnika aktywności. Współczynnik ten dla jonu i o wartościowości z-, zależy od stężenia jonowego w roztworze, zgodnie z równaniem:
— log/, = A sj vT, (VI,6) gdzie A oznacza pewną stałą, zależną od rodzaju rozpuszczalnika i od temperatury, F zaś, tzw. moc jonowa roztworu, przedstawia połowę sumy iloczynów stężenia jonu c przez kwadrat jego wartościowości, obejmującą wszystkie rodzaje jonów obecne w roztworze: r = –(c1s(J-c2 + c3 + ….). (VI,7}
Jak z powyższych równań wynika, współczynnik aktywności maleje w miarę wzrostu stężenia jonowego roztworu, i to tym szybciej, im wyższa jest wartościowość jonów. Dla stężeń zaś bardzo małych f jest praktycznie równe jedności, tzn. w roztworach bardzo rozcieńczonych, stosować można prawo działania mas w jego klasycznej postaci.
Leave a reply