Электрохимия. Решение задач. ИДЗ 4

Электрохимические процессы
Электрохимический процесс - окислительно-восстановительный процесс, представляющий совокупность процессов окисления и восстановления, (разделенных в пространстве) протекающих одновременно. Он может осуществляться только при наличии двух электродов: анода, на котором идет окисление и катода, на котором идет восстановление.
Два типа электрохимических процессов:
1. Процессы превращения химической энергии в электрическую –
в гальванических элементах
2. Процессы превращения электрической энергии в химическую – электролиз

Me0 + mH2O = Me(H2O) mn+ + ne̶
При погружении металла в воду атомы металла, находящиеся в узлах кристаллической решетки на поверхности металла, начинают взаимодействовать с полярными молекулами воды. Металл окисляется и переходит в раствор в виде гидратированных ионов.
Из-за перехода катионов металла в раствор, раствор заряжается положительно. На поверхности металла создается избыток е̶, из-за чего поверхность металла заряжается отрицательно. Катионы металла из раствора притягиваются к поверхности металла, образуется двойной электрический слой (ДЭС), между металлом и раствором образуется разность потенциалов.
=
Механизмы образования электродных потенциалов

По мере перехода ионов металла в раствор растет отрицательный заряд поверхности металла и положительный заряд раствора, что препятствует окислению металла. Протекает обратная реакция восстановления ионов металла до атомов.
Me(H2O) mn+ + ne̶ = Me0 + mH2O
С увеличением разности потенциалов металла и раствора скорость прямой реакции падает, а обратной растет. При некотором значении электродного потенциала скорость окисления металла станет равной скорости восстановления катионов металла из раствора, устанавливается равновесие:
Равновесие имеет динамический характер, прямой и обратный процессы при равновесии идут с одинаковой скоростью.
Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции называется равновесным электродным потенциалом.
Механизмы образования электродных потенциалов

ДЭС образуется:
за счет выхода ионов из металла
за счет адсорбции ионов на поверхности металлов
ДЭС состоит из:
Адсорбционного слоя – ионов, расположенных на расстоянии ионного радиуса от поверхности металла. Формируется в результате электростатического взаимодействия поверхности металла с положительно-заряженными катионами.
Диффузного слоя – ионов, расположенных на расстоянии большем, чем ионный радиус. Ионы диффузного слоя свободно перемещаются в растворе. Толщина диффузного слоя зависит от свойств системы.
Двойной электрический слой

Электроды и электродные потенциалы
Образование двойного электрического слоя на границе металл / раствор электролита
Электродами называются проводники (металлы), обладающие электронной проводимостью, находящиеся в контакте с ионным проводником, например, раствором соли этого металла.
При погружении металлического электрода в раствор соли данного метала протекает электродный процесс:
Zn0 – 2e- = Zn2+
Возникает двойной электрический слой и скачек потенциала на границе раздела фаз.
+
+
+
+

Электродным потенциалом (φ) называют максимальную разность потенциалов, возникающую на границе металл ̶ раствор в момент установления равновесия (∆G=0).
Электроды и электродные потенциалы
- активности металла: чем большей химической активностью обладает металл, тем активнее он растворяется, и тем отрицательнее потенциал.
Величина электродного потенциала зависит от:
Энергия гидратации — энергия, выделяющаяся при взаимодействии молекул воды с ионами растворяющегося вещества.

Величина электродного потенциала зависит от:
Электроды и электродные потенциалы
- концентрации ионов металла в растворе: чем больше концентрация катионов в растворе, тем положительнее потенциал
- температуры: с повышением температуры потенциал становится более положительным
А=n·F·φ
Работа, совершаемая при образовании ДЭС зависит от величины φ:
n – число электронов, принимающих участие в электродном процессе;
А – работа, которую нужно совершить, чтобы перенести заряд из одной фазы в другую [Дж];
F – постоянная Фарадея, [Кл·моль-1]
φ – значение электродного потенциала, [В]

Абсолютные значения электродных потенциалов измерить невозможно. Обычно находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода сравнения. В качестве электрода сравнения выступает водородный электрод, его потенциал принимают равным нулю.
Измерение стандартных электродных потенциалов металлов. Водородная шкала.
Увеличиваются окислительные свойства
Увеличиваются восстановительные свойства
Электрод, Е0 которого измеряют
Стандартный водородный электрод, φ°=0

Электродные потенциалы металлов. Уравнение Нернста
При условиях, отличающихся от стандартных, электродные потенциалы вычисляют по уравнению Нернста:
n – число электронов, принимающих участие в электродном процессе;
F – постоянная Фарадея – физическая постоянная, численно равная произведению элементарного электрического заряда на постоянную Авогадро:
F = e-·Na =96500 Кл·моль – 1

Определение электродных потенциалов. Решение задач.
Условие: определите электродный потенциал медного электрода, погруженного в раствор медного купороса с концентрацией ионов меди 0,01 моль/л.
Решение:
1. Запишем уравнение Нернста для медного электрода:
2. Определим количество электронов в электродном процессе:
Cu2++2e− = Cu - восстановление
На границе металл/раствор протекает процесс:
Число электронов, принимающих участие в электродном процессе n =2
Ответ: электродный потенциал медного электрода равен 0,28 В

Определение электродных потенциалов. Решение задач.
Условие: вычислите концентрацию ионов цинка в растворе, если известно, что электродный потенциал цинкового электрода, погруженный в этот раствор, равен -0,852 В.
Решение:
1. Запишем уравнение Нернста для цинкового электрода:
2. Определим количество электронов в электродном процессе:
На границе металл/раствор протекает процесс:
Число электронов, принимающих участие в электродном процессе n =2
Ответ: концентрация ионов цинка в растворе равна 0,001М
3. Подставляем известные значения в уравнение Нернста:

Гальванические элементы
Реагенты, входящие в состав гальванического элемента, расходуются в процессе его работы, и действие прекращается после расхода реагентов.
Гальванический элемент
Даниэля-Якоби
Гальванический элемент состоит из двух электродов. В случае элемента Даниэля-Якоби – медного и цинкового электродов. ОВР процессы разделены в пространстве.
Cu2++2e- = Cu° - восстановление –реакция на катоде; катод заряжается положительно
Zn°-2e- = Zn2+ - окисление – реакция на аноде; на аноде накапливаются e– , анод заряжается отрицательно
Zn | Zn2+ || Cu2+| Cu
анод
Граница раздела фаз Me и электролита
катод
Солевой мостик
Схема гальванического элемента:
Гальванический элемент – электрохимическая система, состоящая из двух электродов любого типа, и в которой самопроизвольно протекает окислительно-восстановительная реакция, энергия которой преобразуется в электрическую.

Классификация гальванических элементов
Электрохимические ГЭ – гальванические элементы, источником электрической энергии в которых является химическая реакция .
Концентрационные ГЭ – гальванические элементы, источником электрической энергии в которых служат процессы выравнивания концентраций растворов.
Электрохимические ГЭ состоят из двух разных электродов.
Концентрационные ГЭ - это система из двух одинаковых электродов, с разными активностями (концентрациями) вещества в растворах.
(-) Zn | ZnSO4 (aZn2+) || CuSO4 (aCu2+) | Cu (+)
(-) Ag | AgNO3 (a1Ag+) || AgNO3 (a2Ag+) |Ag (+)
a1
Т. к. E°=0

Термодинамика гальванического элемента
Электродвижущая сила гальванического элемента Е (ЭДС) – максимальное значение напряжения – разности между потенциалами катода и анода гальванического элемента.
Максимальная работа гальванического элемента А при превращении 1 моля вещества:
А=n·F·E
F = 96500 Кл/моль (26,8 А·ч) – постоянная Фарадея
n – число электронов, принимающих участие в электродном процессе;
E – ЭДС гальванического элемента, [В]
ЭДС гальванического элемента называется стандартной (Е° ), если парциальные давления (активности, концентрации) реагентов и продуктов реакции равны единице.

Термодинамика гальванического элемента
Изменение энергии Гиббса ∆GТ химической реакции вида: aA+bB = cC+dD,
зависит от активностей a реагентов и продуктов реакций и описывается уравнением:
Изменение энергии Гиббса реакции ∆G°Т (Дж), протекающей в гальваническом элементе при стандартных условиях:
Условие работы гальванического элемента:
∆GТ < 0, E > 0

Гальванические элементы. Решение задач.
Условие: вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из металлического цинка, погруженного в раствор в 0,01 М раствор нитрата цинка и металлического свинца, погруженного в 0,02 М раствор нитрата свинца. Напишите схему электродных процессов, составьте схему элемента.
Найти: Е
Решение:
1. Находим в таблице значения стандартных электродных потенциалов металлов:
2. Вычисляем значения электродных потенциалов по уравнению Нернста:
3. Определяем ЭДС гальванического элемента:
4. Запишем схему гальванического элемента: справа всегда катод, слева - анод
Ответ: ЭДС гальванического элемента равна 0,61 В

Гальванические элементы. Решение задач.
Условие: в каком направлении будет протекать реакция Mn + Ni2+ Mn2+ + Ni в гальваническом элементе при Т=298 К.
Найти: ∆G°298
1. Находим в таблице значения стандартных электродных потенциалов металлов, определяем анод и катод гальванического элемента:
3. Вычисляем ЭДС гальванического элемента:
4. Определяем ∆G°298 гальванического элемента:
Так как ∆G°298 <0, то реакция может протекать самопроизвольно и на ее основе можно сконструировать гальванический элемент
Ответ: реакция Mn + Ni2+ Mn2+ + Ni в гальваническом элемент будет протекать в прямом направлении
∆G°Т = – А = – n·F·E° = – (2·96500·0,98) = – 17949 кДж
3. Запишем уравнения реакций, протекающих на аноде и катоде :
Анод: Mn0 – 2e−=Mn2+ Катод: Ni2+ – 2e– = Ni0 Число электронов,
участвующих в реакции n=2

Электрохимические цепи. Электроды. Решение задач.
Условие: Рассчитайте константу равновесия реакции ZnSO4 + Cd = CdSO4 + Zn при 25 °С по данным о стандартных электродных потенциалах.
1. Запишем электродные процессы:
Анод: Zn– 2e− = Zn2+
Катод: Cd2+ + 2e− = Cd
2. Запишем выражение для константы равновесия:
⇒
Kp>1, следовательно реакция идет в прямом направлении
Ответ: Kp = 28,06

Виды электродов. Классификация.
Электроды
Электроды, на которых происходит электрохимическая реакция
Электроды без электрохимической реакции
- I-го рода
- II-го рода
Металлические
Газовые
Редокс-электроды
Электроды сравнения
Ионоселективные электроды
Материал электрода участвует в ОВР

Электроды I-го рода
Электроды I-го рода – электроды, находящиеся в равновесии с катионами, одноименными с металлом, и обратимые по отношению к ним.
К электродам I-го рода относятся металлы, погруженные в раствор или расплав соли данного металла.
Cu2+ + 2e− ⇄ Cu0
Электроды I-го рода обратимы относительно катиона, поэтому их электродный потенциал связан с активностью (концентрацией) катиона в растворе:
Электродный процесс:
Схема электрода: Cu|Cu2+
SO42-

Электроды II-го рода
Электроды II-го рода – электроды, состоящие из металла, покрытого слоем его труднорастворимой соли, погруженного в раствор, содержащий анионы этой соли.
Пример: хлорсеребряный электрод (ХСЭ) – электрод, состоящий из серебряной проволоки, покрытой слоем хлорида серебра и опущенной в насыщенный раствор хлорида калия
Электродный процесс:
Схема электрода: Ag, AgCl | Cl-
AgCl + e− ⇄ Ag0 + Cl-
Электроды II-го рода обратимы относительно аниона, поэтому их электродный потенциал связан с активностью (концентрацией) аниона в растворе:
В насыщенном растворе KCl при Т = 298 К:

Стандартный водородный электрод
Стандартный водородный электрод– электрод, состоящий из платиновой пластинки, покрытой платиновой чернью, опущенной в раствор кислоты с активностью ионов водорода aН+=1, и омываемая газообразным водородом под давлением pH2=1 атм.
1- платиновая пластинка
2- газообразный водород
3 – раствор кислоты (HCl, H2SO4)
4- водяной затвор
5-электролитический мост (конц. р-р KCl)
Схема электрода: Pt|H2|H+
Водородный электрод относится к газовым электродам, его стандартный электродный потенциал принимают равным нулю.
Электродный процесс:
H+ + 1e− ⇄ ½ H2
⇒
pH2= 1атмосфера
Т= 298 К

Окислительно-восстановительные электроды
Окислительно-восстановительная система (Red-Ox система) – раствор, содержащий одновременно окисленную и восстановленную формы вещества
Общая схема электрода:
Pt
Ox (окисленная форма)
Red (восстановленная форма)
Электродный процесс:
Ox + ne− ⇄ Red
Инертный металл выполняет роль посредника в процессе переноса заряда между Ox и Red формами вещества
Pt
- донор электронов по отношению к Ox форме
- акцептор электронов по отношению к Red форме

Классификация Red-Ox-электродов
Схема электрода:
Пример: платиновая пластина, погруженная в раствор сульфата железа (II) и сульфата железа (III)
Pt
Fe3+
Fe2+
Red-Ox электроды подразделяются на простые и сложные.
Простые Red-Ox электроды – электроды, в которых для осуществления электродной реакции Ox и Red формы обмениваются только электронами.
Электродный процесс:
Fe3+ + e- ⇄ Fe2+
Уравнение Нернста-Петерса:
При Т=298 К:

Классификация Red-Ox-электродов
Сложные Red-Ox электроды – электроды, в которых для осуществления электродной реакции кроме Ox и Red формы принимают участие ионы среды (H+ или OH-)
Схема электрода:
Пример: платиновая пластина, погруженная в раствор, содержащий ионы Н+, Mn2+ и MnO4-
Pt
MnO4−, H+
Mn2+
Электродный процесс:
MnO4− +8 H+ + 5e- ⇄ Mn2+ +4H2O
H+
Mn2+
В уравнение Нернста-Петерса кроме Ox и Red формы входят ионы среды:

Электроды сравнения
Водородный электрод имеет сложную конструкцию и его потенциал зависит от трудно контролируемых факторов, поэтому на практике применяют более простые электроды.
Электроды сравнения – электроды, потенциалы которых известны, постоянны и воспроизводимы.
Отличительные особенности электродов сравнения:
Простота изготовления (доступность)
Воспроизводимость потенциала
Низкий температурный коэффициент
Примеры электродов сравнения:
Хлорсеребряный электрод
Каломельный электрод

Каломельный электрод – электрод, состоящий из платиновой проволоки, погружённой в каплю ртути, помещённой в насыщенный каломелью ( Hg2Cl2) раствор хлорида калия определённой концентрации.
Каломельный электрод
Нg | Нg2Сl2, КСl
Общая схема электрода:
Электродный процесс:
Hg2Cl2 + 2e− ⇄ 2Hg0 + 2Cl−
В насыщенном растворе KCl при Т = 298 К:

Ионселективные (мембранные) электроды
Ионселективные электроды – электрохимические системы, в которых потенциал определяется процессами распределения ионов между мембраной и раствором. ИСЭ служат для определения концентрации ионов в растворе.
Пример: Стеклянный электрод – электрод, состоящий из стеклянной трубки, заканчивающейся шариком из специального стекла. Внутрь этой системы наливают 0,1М раствор НCl и помещают ХСЭ.
Стеклянный электрод опускают в раствор, pH которого требуется определить, и измеряют потенциал электрода относительно электрода сравнения (обычно относительно второго хлорсеребряного электрода).
Общая схема электрода:
Н+│стекло│HCl (0,1М)│AgCl, Ag

Электрохимические цепи. Электроды. Решение задач.
Условие: составьте концентрационный элемент с переносом заряда из железных электродов (Fe3+|Fe). Запишите схему этого элемента, рассчитайте ЭДС элемента при Т=303 К, если активности ионов Fe3+ равны 1,5 и 0,01 моль/кг.
2. Находим значения стандартных электродных потенциалов при заданных условиях, определяем анод и катод гальванического элемента:
Запишем электродный процесс:
Fe3+ +3e− = Fe
3. Запишем схему элемента:
анод
катод
3. Запишем выражение для расчета ЭДС:
Ответ: ЭДС гальванического элемента равна 0,044 В

1. Вычисляем значения электродных потенциалов, определяем анод и катод гальванического элемента:
Электрохимические цепи. Электроды. Решение задач.

3. Запишем процессы, протекающие на электродах:
Анод: Ni − 2e− ⇄ Ni2+ | 1
Катод: NO3− + H2O +2e− = NO2− + 2OH− | 1
Число электронов,
участвующих в реакции n=2
Суммарная реакция:
Ni + NO3− + H2O +2e− = Ni(OH)2 + NO2−
(−) Ni | Ni2+|| NO3−,NO2−, OH−| Pt (+)
2. Запишем схему гальванического элемента:
4. Определяем ЭДС гальванического элемента:
Ответ: ЭДС гальванического элемента равна 0, 24 В

Электрохимические цепи. Электроды. Решение задач.
Условие: как изменится потенциал водородного электрода, опущенного в чистую воду при Т=298 К, рН2=1 атм., если
а) к 500 мл воды добавить 200 мл 10%-го раствора КОН (1,0904 г/мл)
б) к 200 мл воды добавить 25 мл 0,2 н раствора серной кислоты
1. Найдем значение потенциала электрода в чистой воде при рН=7:
2. Найдем значение рН в растворе КОН:
m в-ва = ω·ρ·V = 0,1·200·1,0904 = 21,808 г
pOH =−lg 0,556 =0,26
pH =14 − 0,26 =13,74
KOH = K + + OH –
3. Найдем значение потенциала электрода в растворе КОН:
4. Найдем значение, на которое изменился потенциал электрода:

5. Найдем значение рН в растворе H2SO4:
Электрохимические цепи. Электроды. Решение задач.
νэкв. = Cн·V = 0,2·0,025 = 0,005 моль-экв.
так как H2SO4 = 2H+ + SO42− , то
νэкв. = νH+
V р-ра = 0,025 + 0,2 = 0,225 л
pH =− lg 0,022 =1,66
6. Найдем значение потенциала электрода в растворе H2SO4 :
7. Найдем значение, на которое изменился потенциал электрода:
Ответ: а) 0,40 В б) 0,03 В

Электролиз
Электролиз - окислительно-восстановительное разложение вещества под действием проходящего через него постоянного электрического тока.
Электролиз возможен при двух условиях:
1. Необходимо определенное значение разности потенциалов между электродами, называемое поляризацией.
2. Необходимо наличие электропроводного вещества – проводника II-рода
К отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока присоединяют электрод, на котором будет происходить реакция окисления (анод), предварительно погрузив их в раствор (или расплав) электролита.
При включении электрического тока катионы начинают двигаться к катоду и на нем восстанавливаются. Анионы перемещаются к аноду. Анодные процессы могут происходить по разному в зависимости от материала анода и рода электролита.

Электролиз. Типы анодов
Аноды
Нерастворимые
(инертные)
Анодные процессы могут происходить по-разному в зависимости от материала анода
Растворимые
(активные)
Au, Pt, C
Zn, Mg, Cr
Служат передатчиками электронов, являются химически инертными. Окислению подвергаются анионы и нейтральные молекулы среды.
Происходит окисление материала анода, катионы металла поступают в раствор электролита, электроны - уходят во внешнюю цепь.

При наличии в растворе нескольких типов катионов на катоде в первую очередь восстанавливаются те катионы, которым отвечает наиболее положительное значение электродного потенциала.
На аноде окисляются анионы с наиболее отрицательным значением потенциала
Последовательность процессов восстановления
на катоде
Электролиз может проходить в растворах или расплавах электролитов.
При электролизе водных растворов электролитов электродные процессы осложняются за счет конкуренции ионов (в электролизе могут участвовать молекулы воды), перенапряжения (поляризации) и вторичных реакций в электродном пространстве.

Последовательность процессов восстановления
на катоде

Последовательность процессов окисления на аноде

Схемы электролиза растворов
NiCl2 = Ni +Cl2↑
2 NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2↑ +Cl2↑
4AgNO3 + 2H2O = 4Ag + 4HNO3+O2↑

Схемы электролиза растворов
2K2SO4 + 6H2O= 4KOH +2H2SO4 +O2↑
NiCl2 +Zn = Ni +ZnCl2

Схемы электролиза расплавов
CuCl2 = Cu +Cl2↑
2NaCl = 2Na +Cl2↑
2K2SO4 = 4K +2SO3↑ + О2↑

(+) Анод : 2Cl--2e- =Cl2
(-) Катод: Cu2++2e- =Cu
Пример электролиза раствора CuCl2 с нерастворимым платиновым анодом
Процесс окисления
Процесс восстановления
e-
e-
Осаждение меди на платиновую пластинку
+
-
Схемы электролиза

Законы электролиза
Закон Фарадея: масса вещества, которая выделится на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, а также пропорциональна молярной массе эквивалента вещества.
Mэ– молярная масса эквивалента металла, [г/моль]
M –молярная масса металла, [г/моль]
I– сила тока, [А]
τ– время электролиза, [ч]
n – количество электронов, участвующих в реакции
F = 96500 [Кл/моль] или 26,8 [А·ч] – постоянная Фарадея – количество электричества, необходимое для выделения на катоде одного моля вещества.
Vэ – молярный объем эквивалента газа [л]

Электролиз. Решение задач.
Условие: Какая масса металла выделится на катоде и какой объем газа выделится на аноде при электролизе водного раствора азотнокислого серебра, если ток силой 3А пропускали в течение 25 минут (анод нерастворимый).
Дано:
Раствор AgNO3
τ=25 минут = 0,42 ч
I=3А
F= 26,8 А·ч
mAg-?
VO2-?
1. Запишем уравнения электролиза:
4AgNO3 + 2H2O = 4Ag + 4HNO3+O2↑
2. Определяем МэAg и VэO2:
МэAg = M Ag = 108 г-экв./моль
n= 1
n= 4
3. Определяем выделившуюся массу серебра:
4. Определяем выделившийся объем кислорода:
Ответ: mAg = 5,03 г, VO2 = 0,26 л

Электролиз. Решение задач.
Условие: При электролизе водного раствора CuSO4, объемом 2 л, на катоде выделилось 60 грамм меди. После электролиза концентрация раствора CuSO4 стала равной 1,2 н. Найти первоначальную концентрацию раствора. Написать электродные процессы, идущие при электролизе раствора этой соли. Анод угольный.
Дано:
Раствор CuSO4
Сн2 = 1,2 н
mCu= 60 г
V= 2л
Cн1-?
1. Запишем уравнения электролиза:
2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4+O2↑
2. Находим количество меди, выделившееся на аноде:
2. Находим количество меди, оставшееся в растворе после электролиза:
ν2 = Cм2·V =0,6·2 = 1,2 моль
⇒

3. Находим количество меди, находившееся в растворе до электролиза:
Электролиз. Решение задач.
ν1 = ν2+ ν =0,6·2 = 1,2 + 0,95 =2,15 моль
νэкв1 = ν1 ·2 = 2,15·2 = 4,3 моль-экв.
3. Находим количество моль эквивалента меди, находившееся в растворе до электролиза:
4. Находим концентрацию сульфата меди, находившееся в растворе до электролиза.
Изменение объема незначительно, поэтому им можно пренебречь:
CuSO4 = Сu2+ + SO42− ⇒ νCu2+ = νCuSO4
Ответ: Сн1 = 2,15 н

Лебедев О.А. Конспект лекций по курсу «Химия». – СПб: СПбГЭТУ «ЛЭТИ». – 2007. – 250 с.
Физическая химия: учебное пособие / Ю.П. Акулова, С. Г. Изотова, О. В. Проскурина, И. А. Черепкова. – СПб: СПбГТИ (ТУ). – 2016. – 192 c.
Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – 2000 г.
Коровин Н.В. Общая химия: учебник для студентов учреждений высшего профессионального образования. – 2011 г.
Федотова Г.В., Рахимова О.В., Худоложкин В.Н., Коузова Н.И., Иванов В.Ф., Кириллова С.А., Свинолупова А.С., Альмяшева О.В. Индивидуальные домашние задания по химии: Электронное учебно-методическое пособие. – СПб: СПбГЭТУ «ЛЭТИ». – 2017. – 88 с.
Литература

Активность.
Активность (а) – величина, введенная для учета взаимного притяжения ионов в растворе, а также взаимодействия растворенного вещества с растворителем.
Для разбавленных растворов активность равна концентрации: а = С.
Для реальных растворов из-за сильного взаимодействия между ионами активность меньше концентрации.
Численно активность равна концентрации, умноженной на коэффициент активности:
а = f·С
Коэффициент активности (f) – величина, отражающая все имеющиеся в данной системе явления, вызывающие изменение подвижности ионов. В разбавленных растворов от заряда иона zi и от ионной силы раствора I:
Ионная сила раствора (I) – мера электрического взаимодействия между всеми ионами в растворе. Зависит от заряда иона zi и концентрации Сi i-го иона в растворе