Чем более полярна молекула растворителя тем выше степень диссоциации

Электролитическая диссоциация

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H₂SO₄, H₃PO₄.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация

Источник

Чем более полярна молекула растворителя тем выше степень диссоциации

Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счёт движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электрическая проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединения, обладающим ионным строением, например, солям в твёрдом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить на две категории:

а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью, называются электролитами;

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью, называются неэлектролитами.

К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты, углеводы.

Оказалось, что, кроме хорошей электропроводности, растворы электролитов обладают более низкими значениями давлениями пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств, шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Сущность теории электролитической диссоциации С. Аррениуса

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

Электролиты подразделяются в зависимости от степени диссоциации на сильные и слабые.

вещества, которые диссоциируют полностью и необратимо, т. е. в растворе присутствуют только гидратиро-ванные ионы. Относятся все соли, сильные кислоты `»HI»`, `»HCl»`, `»HBr»`, `»HNO»_3`, `»H»_2″SO»_4`, `»HMnO»_4`, `»HClO»_4`, `»HClO»_3`, щелочи `»NaOH»`, `»LiOH»`, `»KOH»`, `»RbOH»`, `»CsOH»`, `»Ca»(«OH»)_2`, `»Ba»(«OH»)_2`, `»Sr»(«OH»)_2`.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе только ионы `»H»^+`:

Если кислота является двухосновной, то диссоциация кислоты происходит ступенчато. Количество стадий определяется основностью кислоты:

Сила бескислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующего элемента: `»HCl»-«HBr»-«HI»`. Бромоводородная кислота `»HBr»` и йодоводородная `»HI»` кислоты сильнее хлороводородной, что объясняется увеличением межъядерных расстояний в их молекулах.

Фтороводородная (плавиковая) кислота `»HF»` растворяет стекло, но это вовсе не говорит о её силе. В ряду бескислородных галогенсодержащих кислот она относится к кислотам средней силы ввиду низкой концентрации в растворе ионов водорода из-за способности молекул `»HF»` к объединению (ассоциации), благодаря сильным водородным связям, возникающим при взаимодействии ионов `»F»^-` с молекулами `»HF»` (водородные связи) с образованием ионов `»HF»_2^-`, `»H»_2″F»_3^-` и других боле сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе фтороводородной кислоты оказывается сильно пониженной.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например, йодная кислота `»HIO»_4` слабее хлорной кислоты `»HClO»_4`. Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность.

Так, в ряду кислот `»HClO»-«HClO»_2-«HClO»_3-«HClO»_4` хлорная кислота наиболее сильная.

Схематически процесс распада (диссоциации) соляной кислоты на ионы можно представить следующим образом. Чтобы вещество в воде было электролитом, его молекула должна быть полярной.

Полярная молекула вещества окружена полярными молекулами воды, которые разрывают молекулу на две противоположно заряженные частицы – ионы.

с точки зрения теории электролитической диссоциации, представляет собой вещество, способное отдавать в растворе гидроксильную группу `»OH»^-`:

Диссоциация многокислотного гидроксида происходит ступенчато, например:

В свете теории электролитической диссоциации соли представляют собой соединения, образующие в водном растворе положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (для средних солей), а также кроме них ионы водорода (для кислых солей) и гидроксид-ионы (для основных солей):

вещества, которые диссоциируют частично и обратимо.

В растворе слабого электролита присутствуют гидратированные ионы и некоторая часть недиссоциированных молекул.

К слабым электролитам относятся:

3) оставшиеся кислоты, не относящиеся к сильным, например, `»HF»`, `»H»_2″S»`, `»HNO»_2`, `»H»_3″PO»_4` и другие, а также незамещённые органические кислоты. При растворении углекислого газа в воде образуется его гидрат `»CO»_2*»H»_2″O»` и в незначительном количестве угольная кислота `»H»_2″CO»_3`_. Тем не менее, для диссоциации воспользуемся формулой угольной кислоты:

Практически диссоциация осуществляется лишь по первой ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион `»HCO»_3^-` ведёт себя как слабый электролит.

Причиной диссоциации электролита в водных растворах является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем. В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами воды, ионы.

Диссоциации проходит благодаря тому, что при гидратации ионов выделяется больше энергии, чем требуется на разрыв связи в молекуле. Примерно также происходит растворение ионного кристалла в воде и образование ионов. У кристаллов энергия гидратации ионов выше энергии кристаллической решётки.

Следует учитывать, что в растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. При некоторой постоянной температуре в данной системе устанавливается химическое равновесие, при котором скорость диссоциации станет равной скорости ассоциации.

Основные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением его валентности. Так, основные свойства у гидроксида железа (II) выражены сильнее, чем у гидроксида железа (III) и наоборот.

Слабым электролитом является гидроксид аммония `»NH»_4″OH»`. При растворении аммиака `»NH»_3` в воде образуется раствор, который слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора основная. В растворе образуются гидрат аммиака `»NH»_3*»H»_2″O»` и в незначительном количестве гидроксид аммония `»NH»_4″OH»`, который диссоциирует как слабый электролит с образованием ионов аммония `»NH»_4^+` и гидроксид-иона `»OH»^-`.

К слабым электролитам относят некоторые соли, например хлорид цинка `»ZnCl»_2`, тиоцианат железа `»Fe»(«NCS»)_3`, цианид ртути `»Hg»(«CN»)_2`, которые также диссоциируют по ступеням.

Разделение электролитов на сильные, средние и слабые зависит от доли продиссоциированных молекул или степени диссоциации `alpha`, которая показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы `(N_»д»)`, к общему числу введённых в раствор молекул `(N_»р»)`:

Степень диссоциации не является строгим показателем силы электролита, т. к. она зависит от концентрации раствора, природы растворителя, присутствия в растворе другие электролитов.

При понижении концентрации степень диссоциации может повышаться, и в очень разбавленных растворах слабый электролит может находиться в состоянии почти полной диссоциации, в то же время в концентрированном растворе сильный электролит может вести себя как слабый и даже как неэлектролит.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор). Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

Поскольку диссоциация слабого электролита является обратимым равновесным процессом, то к данной реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как

`[AK]` – концентрация недиссоцированных молекул;

Рассчитайте количество ионов водорода в `1` л раствора серной кислоты с концентрацией `0,1` моль/л.

Количество ионов водорода равно `0,1` моль.

Запишем уравнение диссоциации по второй ступени и по справочным данным определим степень диссоциации (`0,3`):

Используем формулу для нахождения степени диссоциации (при решении задачи степень диссоциации удобно выразить в долях от единицы):

`n(«диссоцH»_2″SO»_4)=0,1` моль/л `*0,3=0,03` моль.

Таким образом, в растворе появилось ионов `»H»^+` :

`0,1` моль `+ 0,03` моль `= 0,13` моль.

Следовательно, концентрация ионов водорода в растворе серной кислоты равна `0,13` моль/л.

Степень диссоциации гидроксида бария по первой ступени `- 92%`, по второй ступени `- 56%`. Рассчитайте число катионов бария и число гидроксид-ионов в `0,5` л `1,5 M` растворе.

1) Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида бария:

1 ступень: `»Ba(OH»)_2-> «BaOH»^+ + «OH»^-`,

2) Найдём количество вещества гидроксида бария, содержащегося в данном образце раствора:

3) Зная степень диссоциации вычислим число молекул `»Ba(OH»)_2` распавшихся на ионы по первой ступени диссоциации:

Согласно диссоциации по `»I»` ступени, это количество вещества равно количеству вещества гидроксид-ионов, образовавшихся по первой ступени диссоциации, и количество ионов `»Ba(OH»)^+`:

4) Исходя из количества вещества гидроксокатионов бария, образовавшихся на первой стадии диссоциации, и степени диссоциации по второй ступени, вычислим количество ионов `»Ba»(«OH»)^+`, диссоциирующих по второй ступени:

В соответствии с диссоциацией по `»II»` ступени, это количество вещества равно количеству вещества катионов `»Ba»^(2+)` и количеству ионов `»OH»^-`, образовавшихся по `»II»` ступени диссоциации:

5) Найдём число катионов `»Ba»^(2+)`, образующихся при диссоциации:

6) Вычислим количество вещества гидроксид-ионов, образовавшихся на обеих стадиях диссоциации, и их число:

Источник

Электролиты: свойства и классификации

Электролиты – растворы, имеющие в своем составе заряженные частицы, которые принимают участие в переносе зарядов между электродом и катодом. Могут быть сильными и слабыми. Процесс распада молекул на ионы называется электролитической диссоциацией. Неэлектролиты – водные растворы, в которые вещество перешло в виде молекул с сохранением первоначальной структуры. Все молекулы вещества в таких растворах окружены гидратными оболочками (молекулами воды) и не могут переносить электрический заряд.

Растворение кристалла поваренной соли

Как протекает электролитическая диссоциация

Вещества-электролиты устроены за счет ионных или ковалентных полярных связей.

Во время растворения происходит химическое воздействие вещества с молекулами воды, в результате чего оно распадается на электроны. Молекулы воды – активные диполи с двумя полюсами: положительным и отрицательным. Атомы водорода располагаются под углом 104,5°, за счет этого молекула воды приобретает угловую форму.

Вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку, намного легче диссоциируют, они уже состоят из активных ионов, а диполи воды во время растворения только ориентируют их. Между диполями воды и ионами электролита возникают усилия взаимного притяжения, связи кристаллической решетки ослабевают и ионы покидают кристалл.

Последовательность процессов при диссоциации растворов с ионной связью

На первом этапе молекулы вещества ориентируются около диполей воды, далее происходит гидратация, а на завершающем этапе диссоциация.

Похожим образом диссоциируют электролиты, у которых молекулы строятся за счет ковалентных связей. Разница только в том, что диполи воды превращают ковалентные связи в ионные. При этом наблюдается такая последовательность процессов:

Электролитическая диссоциация полярной молекулы хлороводорода на гидратированные ионы

В растворах происходит хаотическое движение гидратированных ионов, они могут сталкиваться между собой и опять образовывать отдельные связи. Такой процесс называется ассоциацией.

Классификация электролитов

Все электролиты кроме ионов содержат молекулярные структуры, неспособные переносить разряд. Процентное содержание этих элементов оказывает прямое влияние на возможность проводить ток, параметр обозначается α и определяется по формуле:

Для вычисления берется отношение количества частиц, распавшихся на ионы к общему числу растворенных частиц. Степень распада определяется опытным путем, если она равняется нулю, то диссоциация полностью отсутствует, если равняется единице, то все вещества в электролите распались на ионы. С учетом химического состава электролиты имеют неодинаковую степень диссоциации, параметр зависит от природы и концентрации раствора, чем ниже концентрация, тем выше диссоциация. Согласно данным определениям все электролиты делятся на две группы.

Способность к диссоциации зависит от нескольких факторов, слабые электролиты во многом определяются химическими и физическими особенностями вещества. Важное значение имеет химический состав растворителя.

От каких факторов зависит степень диссоциации

График зависимости константы диссоциации от концентрации

Главные положения теории электролитической диссоциации Согласно существующей теории, электролитическая диссоциация позволяет растворам проводить электрический ток. В зависимости от этой способности они делятся на электролиты и неэлектролиты. Процесс распада веществ на ионы называется диссоциацией, положительно заряженные двигаются к катоду и называются катионами, негативно заряженные двигаются к аноду и называются анионами. Состав электролитов оказывает влияние на способность к диссоциации, технические нормы позволяют определять эту зависимость количественно.

С учетом получаемых после диссоциации ионов изменяется свойство электролитов. Вне зависимости от химического характера образуемых после диссоциации ионов, электролиты подразделяются на три большие классы:

1.Кислоты. В результате распада образуются анионы кислотного остатка и катионы водорода. Кислоты многоосновные могут преобразовываться по первой степени:

2. Основания. Электролиты, дисоциирующие на анионы гидроксогрупп и катионы металла.

3. Соли. Электролиты диссоциируют на анионы кислотного остатка и катионы металлов. Процесс происходит в одну ступень.

Химические свойства электролитов описываются при помощи химических уравнений и определяются свойствами образованных ионов. Для удаления вредных химических соединений, выделяемых в воздух во время диссоциации, используются химически нейтральные пластиковые воздуховоды.
Перспективы развития теории диссоциации На современном этапе развития теории ученые предпринимают попытки описать динамические и термодинамические свойства электролитов учитывая концепцию ионно-молекулярной структуры. Классическая теория считается примитивной, в ней ионы представляются как заряженные жесткие сферы. Главный недостаток традиционной теории – невозможность объяснить локальное снижение диэлектрической проницательности в первом приближении. Ряд растворителей поддается описанию физических свойств ступенчатой зависимостью, но протонные водные растворители имеют намного сложнее процессы релаксации.

Непримитивные модели, рассматривающие ионы в одинаковом масштабе, делятся на две группы:

Зависимость диэлектрической проницаемости от расстояния между ионами

Неравновесные явления в растворах электролитов

Неравновесный распад объясняется несколькими физическими процессами.

Контакт двух растворов с различными показателями концентрации

Принципиальная схема моста переменного тока во время измерения электропроводности

Схема определения числа переноса

Перемещение ионов в среде электрического поля по статистике является усредненным процессом, ионы делают беспорядочные перескоки, а элегическое поле оказывает только определенное влияние, точно рассчитать силу и вероятность влияния невозможно. В связи с этим, аналогия диссоциации с обыкновенным поступательным движением твердых тел весьма приближенная, но она позволяет принимать правильные качественные выводы.

Источник

Растворы электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Растворы электролитов.

Примерами растворов электролитов могут служить растворы щелочей, солей и неорганических кислот в воде, растворы ряда солей и жидком аммиаке и некоторых органических растворителях, например ацетонитриле.

Растворы электролитов являются ионными проводниками (проводниками второго рода). В них наблюдаются отклонения от законом Рауля и Вант-Гоффа. Например, согласно закона Рауля, при введении 0,1 моль вещества на 1000 г воды температура замерзания должна снижаться на 0,186 К, а фактически снижается на 0,318 К у NaCl и 0,52 К-у MgCl₂. Вант-Гофф ввел поправочный коэффициент i, называемый изотоническим коэффициентом и позволяющий использовать это уравнение для любых разбавленных растворов:

Изотонический коэффициент характеризует отклонение от законов идеальных растворов вследствие электролитической диссоциации электролитов.

7.3.1. Степень диссоциации электролитов.

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита называется степенью диссоциации а. По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на две группы. К первой относят электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна еди­нице и почти не зависит от концентрации раствора. Их называют сильными электролитами. К сильным электролитам в вод­ных растворах принадлежит подавляющее большинство солей, щело­чей, в также некоторые кислоты.

Электролиты, степень диссоциации которых в растворах меньше единицы и уменьшается с ростом концентрации, называют слабы­ми электролитами. К ним относят воду, ряд кислот, основания р-, d- и f-элементов. Между этими двумя группами нет четкой границы, одно и то же вещество в одном растворителе проявляет свойства сильного, а в другом — слабого электролита. Например, хлорид лития и иодид натрия, имеющие ионную кристаллическую решетку,
при растворении в воде ведут себя как типичные сильные электролиты,
при растворении же в ацетоне или уксусной кислоте эти вещества
являются слабыми электролитами со степенью диссоциации в раствоpax меньше единицы.

7.3.2. Слабые электролиты. Константа диссоциации.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс. Так, для процесса диссоциации кислоты

константа равновесия К_С равна

Константа равновесия для процесса диссоциации называется константой диссоциации К_Д. Например, константа диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН равна

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а также от температурь и не зависит от концентрации раствора. С повышением температуры константа дис­социации обычно уменьшается, что в соответствии с принципом Ле Шателье свидетельствует об экзотермическим характере реакции.

Константа диссоциации указывает на прочность молекул в дан­ном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном раство­рителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы.

Степень диссоциации изменяется с концентрацией раствора. Рассмотрим зависимость степени диссоциации от концентрации сла­бого электролита на примере уксусной кислоты:

Концентрация кислоты, оставшейся в недиссоциированном состоянии, будет равна с – ас 2 = с (1 – а). Под­ставив значения равновесных концентраций ионов и кислоты в урав­нение (1), получим:

Уравнение (1) было получено Оствальдом и называется законом Оствальда. Если а « 1, то уравнение упрощается:

Уравнение (2а, 2б) называется законом разбавления Оствальда. Из него следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита. Аналогичное урав­нение можно получить для слабого основания.

Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют сту­пенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени всегда на несколько порядков ниже, чем по предыдущей.

7.3.3.Сильные электролиты.

Многие свойства растворов, такие, как осмотическое давление, температура кипения и замерзания, давление насыщенного пара, зависят как от концентрации раствора, т. е. от числа растворенных в нем частиц, так и от взаимного влияния этих частиц друг на друга. Степень взаимодействия частиц в растворе тем выше, чем больше плотность их зарядов и чем меньше среднее рас­стояние между ними.

В растворах слабых электролитов взаимодействие ионов друг с другом относительно невелико вследствие их незначительной кон­центрации. Сильные электролиты в растворах диссоциированы прак­тически полностью. Поэтому в уравнении диссоциации электролита стрелка указывает только на прямой процесс, например:

В растворах сильных электролитов из-за полной их диссоциации концентрация ионов велика. Поэтому свойства таких растворов су­щественно зависят от степени взаимодействия входящих в их состав ионов как друг с другом, так и с полярными молекулами растворите­ля. Взаимодействие ионов в растворах сильных электролитов приво­дит к тому, что катионы и анионы испытывают взаимное притяже­ние, а ионы одного знака заряда будут отталкиваться друг от друга. Поэтому в растворе каждый произвольно выбранный ион окружен в среднем во времени преимущественно противоположно заряженными ионами, как, например, в ионных кристаллах. Однако энергия теплового движения ионов в жидких растворах и значительно выше, чем в кристаллах. Поэтому ионы, взаимодейст­вующие с выбранным центральным ионом, располагаются вокруг не­го не в виде кристаллической решетки, а в виде сферы, которая, согласно П. Дюбая и Э. Хюккеля, называется ионной атмосферой. В состав ионной атмосферы входят катионы и анионы. Однако преобладают ионы, противоположные по знаку заряда центральному иону. Суммарный заряд ионной атмосферы равен по величине заряду центрального иона и противоположен ему по знаку. Все ионы в растворе равноправны, поэтому каждый из них является центральным ионом и одновремен­но входит в состав ионной атмосферы другого иона. За счет теплово­го движения ионы, входящие в состав ионной атмосферы, постоянно меняются местами с ионами, находящимися за ее пределами, т. е. ионная атмосфера имеет статистический характер.

Законы Рауля и Вант – Гоффа соблюдаются лишь в разбавленных растворах неэлектролитов. По мере повышения концентрации растворенного вещества возрастают отклонения от законов идеальных растворов. Эти отклонения обусловлены различного рода взаимодействиями между частицами растворенного вещества, а также растворенного вещества и растворителя. Учет влияния на свойства растворов этих взаимодействий очень сложен. Поэтому было предложено сохранить для описания свойств растворов все общие закономерности, применимые к идеальным растворам, но вместо входящих в них концентраций компонентов ввести активности. Активность а связана с концентрацией следующим соотношением:

где γ – коэффициент активности, который формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе, приводящие к отклонению от свойств идеального раствора.

Коэффициенты активности зависят от природы растворителя и растворенного вещества, от концентрации раствора, а также от температуры (табл. 18).

Таблица 18. Коэффициенты активности некоторых электролитов в растворах при 298 К

Источник