Средняя ионная активность раствора электролита na2co3 равна. Средняя ионная активность, коэффициент активности, концентрация

Методом ЭДС можно определить средние ионные коэффициенты активности.

Способ 1− расчетный . Для этой цели используются элементы без переноса. Пусть необходимо определить в водном растворе HBr с концентрацией . Составляем гальванический элемент без переноса, схема которого

Pt (H 2) | HBr | AgBr тв, Ag| Pt

Известно, что , В.

Уравнения электродных реакций:

H 2 - 2e + 2H 2 O = 2 H 3 O +

AgBr + e = Ag + Br -

Итоговая реакция: H 2 + 2H 2 O + 2AgBr = 2H 3 O + + 2Ag + 2 Br -

Запишем уравнение Нернста для данной суммарной реакции, протекающей в гальваническом элементе:

При давлении 1 атм это выражение упрощается:

Реакция HBr + H 2 O = H 3 O + + Br - идет практически до конца, т.е. , а .

Следовательно,

Отсюда логарифм среднего ионного коэффициента активности равен

По формуле (42) нетрудно вычислить значение среднего ионного коэффициента активности, располагая данными о начальной концентрации кислоты и о значениях стандартных условных электродных потенциалов. Следует отметить, что эти значения (стандартных электродных потенциалов) приводятся в справочниках при температуре растворов 298 К.

Способ 2 –графический. Если необходимо вычислить коэффициенты активности при другой, отличной от 298 К температуре, поступают следующим образом. Составляют гальванический элемент без переноса, например такой

Проводят серию опытов, в которых измеряют ЭДС такого гальванического элемента, но концентрация электролита в каждом опыте разная. Эта концентрация задается исследователем, т.е. она известна. Например, электродвижущая сила (Е, В) указанного гальванического элемента была измерена при температуре 313 К в серии опытов с различными значениями концентрации соляной кислоты , моль/л.

Как найти по этим данным величину среднего ионного коэффициента активности в растворе соляной кислоты какой-либо концентрации, например, 0,023 моль/л.

При температуре 313 К в справочниках нет данных о значениях стандартных электродных потенциалов, поэтому величину стандартной ЭДС необходимо находить графически.

Уравнение Нернста для итоговой реакции, протекающей в данном гальваническом элементе будет иметь вид (14):

Запишем уравнение в виде, удобном для дальнейших расчетов:

Слева в уравнении (43) находятся заданные по условию эксперимента () и измеренные в эксперименте величины (E ) . То, что расположено справа в уравнении, содержит две неизвестные величины − стандартную ЭДС (E о ) и средний ионный коэффициент активности в растворе хлорида водорода, который и нужно определить ().

Существует способ, который позволяет в определенных условиях сделать в правой части уравнения не две неизвестные величины, а одну. Если рассмотреть такое состояние, при котором средний ионный коэффициент активности в растворе электролита можно принять равным единице, то логарифм его будет равен нулю и тогда в правой части уравнения будет только одна неизвестная − стандартная ЭДС гальванического элемента при температуре исследования.

Известно, что средние ионные коэффициенты активности стремятся к единице в сильноразбавленных растворах, когда концентрация равна 0. Как это следует из предельного закона теории Дебая-Хюккеля, логарифм среднего ионного коэффициента активности пропорционален корню квадратному из величины ионной силы раствора (или корню квадратному концентрации электролита). Именно поэтому при графическом методе нахождения стандартной ЭДС гальванического элемента строят зависимость левой части уравнения (30) от корня квадратного из концентрации раствора электролита (рис.12).

Нанеся экспериментальные значения при разных значениях на график, получают зависимость, которую затем экстраполируют на нулевое значение . Так находят стандартную ЭДС гальванического элемента при температуре, отличной от 298 К.

Затем возвращаются к уравнению (43). Вычисляют (т.е. корень квадратный из концентрации, при которой нужно найти средний ионный коэффициент активности − точка а на рис.12). По графику (рис.12) определяют значение (точка b на рис.12). Зная , по уравнению (43) нетрудно рассчитать и требуемую величину среднего ионного коэффициента активности.

Для сравнения определенных экспериментально средних ионных коэффициентов активности с рассчитанными по теории Дебая-Хюккеля воспользуемся формулами предельного закона теории и второго приближения этой теории.

В случае предельного закона теории Дебая-Хюккеля

где - заряды катиона и аниона;

Ионная сила раствора;

Константа зависящая от диэлектрической проницаемости растворителя и температуры.

Для водных растворов при разных температурах величина константы h равна:

Температура, К 298 303 313 323 Константа h , (л/моль) 0,5 0,512 0,517 0,528 0,539

Уравнение (45) справедливо до ионной силы 0,01 моль/л.

Второе приближение теории Дебая-Хюккеля выражается следующим уравнением

где - расстояние наибольшего сближения электрических центров ионов;

В – эмпирический параметр, зависящий от температуры.

Для водного раствора при 298 К В = 3,29×10 9 м -1 ×моль -0,5 кг 0,5 .

Если принять расстояние наибольшего сближения равным = 0,304 нм, то можно вычислить средние коэффициенты активности по уравнению Гюнтельберга:

Уравнение (46) справедливо до ионной силы 0,1 моль/л.

ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ НА КУРСОВУЮ РАБОТУ

В зависимости от подготовленности студентов и по усмотрению преподавателя полное задание на курсовую работу может включать в себя сочетание от двух до трех перечисленных далее вариантов фрагментов заданий.

Вариант А. Изложить теоретический материал по теме курсовой работы. Составить из предлагаемых электродов правильно разомкнутый гальванический элемент без переноса, записать электродные и итоговую реакции. Записать уравнение Нернста для ЭДС такого гальванического элемента.

Вариант В. Изложить теоретический материал и исследовать температурную зависимость ЭДС гальванического элемента. Рассчитать по данным ЭДС термодинамические характеристики реакции, протекающей в гальваническом элементе и сравнить их со справочными данными.

Вариант С. Изложить теоретический материал и на основании экспериментальных данных определить методом ЭДС средние ионные коэффициенты активности электролита исследуемого гальванического элемента и сравнить их с рассчитанными по теории Дебая-Хюккеля.

Вариант D. Изложить теоретический материал и определить величину константы ионизации слабой кислоты или слабого основания самостоятельно (или на основании приведенных в задании экспериментальных данных потенциометрического титрования). Сравнить полученные данные со справочными.

Вариант E. Изложить теоретический материал и определить самостоятельно (или на основании приведенных в задании экспериментальных данных) методом измерения ЭДС и рН-метрически величину константы ионизации слабой кислоты или слабого основания. Сравнить полученные данные со справочными.

В связи с электростатическим взаимодействием в растворе даже для разбавленных растворов сильных электролитов концентрации в уравнениях термодинамики должны быть заменены активностями. Например, если для иона как и для компонента в растворе справедливо выражение

где с i – концентрация i -го иона в идеальном растворе, то для реального раствора будем иметь:

где a i = c i ·f i - активность i-го иона в растворе,

f i – коэффициент активности.

Тогда энергия взаимодействия иона с окружающими его ионами в расчете на 1 моль ионов равна

f i →1 при с→0

Таким образом, величина коэффициента активности, главным образом зависящая от силы электростатического взаимодействия ионов, а также ряда других эффектов, характеризует степень отклонения свойств реальных растворов электролитов от идеальных растворов. По смыслу f i это работа по переносу иона из идеального раствора в реальный.

Различают активность электролита и активность ионов. Для любого электролита процесс диссоциации можно записать следующим образом:

где  + и  – - количество ионов А с зарядом z + и ионов B c зарядом z –, на которые распадается исходная частица.

Для раствора электролита в целом можно записать:

 соли =  0 соли + RT·ln a соли, (9)

С другой стороны химический потенциал электролита складывается из химических потенциалов ионов, так как электролит распадается на ионы:

 соли =     +     , (10)

 + и   относятся к одному молю ионов,  соли – к одному моль электролита. Подставим выражение (10) в (9):

    +     =  0 соли + RT ln a соли (11)

Для каждого типа ионов можем записать уравнение типа (9):

  =  0  + RT·ln a 

  =  0  + RT·ln a  (12)

Подставим уравнение (12) в левую часть уравнения (11) и поменяем местами правую и левую части.

 0 с +RT·lna с =   0  + + RT·lna  + –  0 – +  RT·lna  (13)

Объединим все слагаемые с  0 в левой части

( 0 с -   0  -   0 ) =  RT·lna  +  RT·lna  RT·lna соли (14)

Если учесть, что по аналогии с формулой (10)

 0 С =   0  +   0  (15)

то  0 С -   0  -   0  = 0 (16)

Уравнение (15) аналогично уравнению (10), но оно относится к стандартному состоянию, когда (а С =а + =а - = 1). В уравнении (14) правая часть равна нулю, и оно перепишется следующим образом:

RT·ln a с =   RT·ln a  +   RT·ln a 

ln a с = ln a   + ln a  

, (17)

Это связь активности электролита в растворе с активностями ионов

где а С - активность электролита, а + и а – - активности положительных и отрицательных ионов. Например, для бинарных электролитов АВ справедливо:

, следовательно

Нельзя принципиально найти экспериментально активности отдельных ионов, т.к. нужно было бы иметь дело с раствором из одного вида ионов. Это невозможно. Поэтому было введено понятие средней ионной активности (), представляющей собой среднее геометрическое из активности отдельных ионов:

, где
. (18)

или подставив выражение (17) имеем:

,
(19)

Криоскопический метод и метод, основанный на определении давления пара, позволяют определить активность электролита в целом (а С) и по уравнению (19) найти среднюю ионную активность.

Во всех случаях, когда возникает необходимость подстановки величины а + илиа – в какое-то уравнение, эти величины заменяют средней активностью данного электролитаа  , например,

а   а +  а –

Как известно, активность связана с концентрацией соотношением a =f∙m. Средний ионный коэффициент активности () определяется выражением, аналогичным выражению для средней ионной активности

. (20)

Существуют табличные значения для различных способов выражения концентраций (моляльность, молярность, мольные доли). Для них имеет численно разные значения. Экспериментально значения определяют криоскопическим методом, методом измерения давления пара, методом измерения ЭДС гальванических элементов и др.

Аналогично средний ионный стехиометрический коэффициент   определяется из выражения

(21)

Средняя ионная моляльность (
) определяется как

. (22)

Если концентрацию раствора выражать через моляльность, то

и, подставив выражения

m + =ν + m, m - =ν - m,

где m ‑ моляльность раствора, будем иметь

. (23)

Пример 7.1 . Найти связь между активностью электролита, его моляльной концентрацией и средним ионным коэффициентом активности для растворов NaCl и Na 2 CO 3 моляльности m .

а) Концентрации ионов, образующихся при полной диссоциации NaCl , равны m :

.

Так как  + =  – = 1, то

.

Для равновалентных электролитов средняя моляльность будет равна общей моляльности электролита:

,

б) Концентрации ионов, образующихся при полной диссоциации Na 2 CO 3 , равны

.

Так как  + = 2,  – = 1, то
.

Ионная сила-полусумма произведений ионных конц-й в р-ре на квадрат их валентности.

I=1/2∑zi^2*mi,где zi – заряд иона, mi – моляльность иона. Согласно первому приближению Д-Х(предельный закон): lgγ±=−A∣z + z - ∣√I , где I – ионная сила раствора,

z + z - заряды ионов; A=(1,825∗10^6)/(ε T)^3 /2 , где ε - диэлектрическая проницаемость, T – температура. Для воды при 25 градусах A = 0,509.

Пр-ло Льюиса-Рендала:

Средний ионный коэф.активностизависит только от ионной силы р-ра и не зависит от других ионов,нах-ся в р-ре. Область применения: 0,01-0,02 моль/кг

(При добавлении в р-р сильного эл-та, не имеющего общих ионов с нашей малораств.солью ПР не изм-ся,т.к.зависит только от Т и р.Раств-ть уменьшится, т.к. увеличится I.)

Возникновение скачка потенциала на границе раздела проводников I и II рода. Обратимые электроды и обратимые гальванические элементы. Условная запись правильно разомкнутого гальванического элемента. Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента.

Потенциал µ(cu2+пластина) > µ(cu2+р-ра)=>пласт.в р-р до выравнивания потенциала=>возн.эл.слой на границе раздела ж-тв=>возникает скачок потенциала от Ме и ж-ти.Явление возник-я скачка потенциала на границе раздела фаз лежит в основе работы гальв.эл-тов.

Электроды могут быть обратимыми по катиону или по аниону. По катиону обратимы электроды 1 рода с металлической пластинкой и газовые электроды, которые в растворе дают катион. По аниону - 1 рода с неметаллической пластинкой, газовые, которые в растворе дают анион, и электроды II рода. Гальванический элемент называется обратимым, если при пропускании через него тока в обратном направлении в нем происходят обратные химические реакции. Такой гальванический элемент составлен из двух обратимых электродов. Условная запись: слева записывается электрод, имеющий более отрицательный стандартный электродный потенциал; границы фаз обозначаются сплошной вертикальной чертой, граница растворов обозначается одинарной вертикальной пунктирной прямой, если есть диффузионный потенциал, либо двойной вертикальной пунктирной прямой, если он отсутствует. Исключение составляет водородный электрод, который всегда располагается слева. Пример правильно разомкнутого гальванического элемента: Pt, H2 | HCl || CuSO4 | Cu | Pt ЭДС гальванического элемента равна разности электродных потенциалов составляющих его электродов. Согласно принятой форме записи гальванического элемента, его ЭДС равна разности электродных потенциалов правого и левого электродов: E = Eпр - Eлев > 0

40.Приведите пример химического гальванического элемента, составленного из газового электрода и электрода второго рода, электрохимическая цепь без жидкостных соединений - «без переноса». Запишите уравнения электродных полуреакций и уравнение химической реакции, за счет энергии которой вырабатывается электрическая энергия данным элементом.

Примером такой цепи является водород-хлорсеребряный элемент

Pt | (H 2) | HCl | AgCl | Ag, (I)

кот состоит из водородного и хлорсеребряного эл-дов, погруженных в р-р хлороводорода. При работе в таком элементе протекают эл-дные реакции: 1/2H 2 (газ)®H + (р-р) + e; AgCl (тв) + e ®Ag (тв) + Cl – (р-р)

Т о, суммарный процесс представляет собой химическую реакцию: 1/2H 2 (газ) + AgCl (тв)®Ag (тв) + Н + (р-р) + Cl – (p-p);

ЭДС такой цепи равна разности потенциалов хлорсеребряного и водородного электродов. Учитывая ур-ия получим

Разность стандартных потенциалов хлорсеребряного и водородного эл-дов дают стандрт ЭДС цепи Е о, но т к стандартный потенциал водородного эл-да принят равным нулю, то Е о равна стандартному потенциалу хлорсеребряного электрода. Если давление водорода =1, то

.

Если хлороводород полностью диссоциирован в р-ре, то произведение активностей ионов водорода и хлора можно заменить средней ионной активностью , тогда

Газовые электроды, водородный электрод. Вывод и анализ уравнения, выражающего зависимость потенциала водородного электрода от активности водородных ионов и давления молекулярного водорода. Область применения водородного электрода.

Газовые электроды - пластинка инертного металла, омываемая газом, опущенная в раствор, содержащий ионы этого газа. Пример электрода: Pt, H2 | H+ Уравнение полуреакции: H + + e → ½ H2 Уравнение Нернста:

<= ½ H2 Уравнение Нернста:

Водородный электрод. Условная шкала потенциалов. Уравнение Нернста для потенциала водородного электрода. Зависимость потенциала электрода от рН раствора и давления молекулярного водорода. Область применения водородного электрода.

Водород.эл-д-пластинка или проволока из Ме,хорошо поглощ.газообр.водород,насыщ.водородом(при атм.давл) и погруженный в вод.р-р,содерж.ионы водорода.

Pt, H2 | H+ Уравнение полуреакции: H+ + e →<= ½ H2 Уравнение Нернста:

Применение вод.эл-да в произ-ве очень неудобно,потому что связано с подачей газообр.Н2.Преимущество:широкая область применимости.М.использовать в большом диапазоне темп,давл, и рН, а также во многих неводных или частично водных р-рах.

Усл.вод.шкала при к-ой при всех темп.за 0 выбран потенциал станд.вод.эл-да.Она отлич-ся от шкалы Нернста тем, что в ней вместо единичных конц-ий и давл.выбраны единичная активность и летучесть.

рН=-lg=>E=-0.059pH

Стандартный водородный электрод. Условный электродный потенциал (потенциал электрода в водородной шкале). Связь ЭДС гальванического элемента с условными электродными потенциалами. Правило знаков ЭДС и электродных потенциалов.

Станд.вод.эл-д – вод.эл-д. давление подаваемого водорода к-го составляет 1атм, а активность ионов Н2 в р-ре=1при Т=298К

Усл.эл-ый потенциал(или эл-ный потенциал по водород.шкале)Е=ЭДС элемента,состав-го из данноого эл-да и станд.вод.эл-да, т.е. Е = ЭДС эл-та.

Связь ЭДС: а)находим разница усл.эл.потенц: Е2-Е1=L2Y M 2 -L1Y M 1 +(m2Y pt -m1Y pt)= L2Y M 2 -L1Y M 1 +m2 Y M 1

б)сопостав-е с ур.для ЭДС дан.эл-та Е=Е2-Е1

Правило знаков: 1. Основополагающее правило – ЭДС положительна, если внутри гальванического элемента положительное электри-чество (катионы) перемещается слева направо (Стокгольм, международная конференция 1953г.)

2. Выводы . При разряде ионов на правом электроде - процесс восстановления (электрод заряжается положительно), а сам электрод – положительный полюс г.э. (катод); на левом электроде – процесс окисления (отрицательный полюс, анод).

3. Соответствие знака ЭДС системе знаков теории хим. сродства а)

б) и , самопроизвольный процесс

Активность и коэффициент активности электролитов. Средняя ионная активность и средний ионный коэффициент активности

В связи с электростатическим взаимодействием в растворе даже для разбавленных растворов сильных электролитов концентрации в уравнениях термодинамики должны быть заменены активностями. К примеру, в случае если для иона как и для компонента в растворе справедливо выражение:

где с i – концентрация i -го иона в идеальном растворе, то для реального раствора будем иметь:

где a i = c i ·f i - активность i-го иона в растворе,

f i – коэффициент активности.

Тогда энергия взаимодействия иона с окружающими его ионами в расчете на 1 моль ионов равна

f i →1 при с→0

Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, величина коэффициента активности, главным образом зависящая от силы электростатического взаимодействия ионов, а также ряда других эффектов, характеризует степень отклонения свойств реальных растворов электролитов от идеальных растворов. По смыслу f i это работа по переносу иона из идеального раствора в реальный.

Различают активность электролита и активность ионов. Для любого электролита процесс диссоциации можно записать следующим образом:

где n + и n – - количество ионов А с зарядом z + и ионов B c зарядом z –, на которые распадается исходная частица.

Для раствора электролита в целом можно записать:

m соли = m 0 соли + RT·ln a соли, (9)

С другой стороны химический потенциал электролита складывается из химических потенциалов ионов, так как электролит распадается на ионы:

m соли = n + m + + n - m - , (10)

m + и m - относятся к одному молю ионов, m соли – к одному моль электролита. Подставим выражение (10) в (9):

n + m + + n - m - = m 0 соли + RT ln a соли (11)

Для каждого типа ионов можем записать уравнение типа (9):

m + = m 0 + + RT·ln a +

m - = m 0 - + RT·ln a - (12)

Подставим уравнение (12) в левую часть уравнения (11) и поменяем местами правую и левую части.

m 0 с + RT·ln a с = n + m 0 + + n + RT·ln a + + n – m 0 – + n - RT·ln a - (13)

Объединим всœе слагаемые с m 0 в левой части

(m 0 с - n + m 0 + - n - m 0 -) = n + RT·ln a + + n - RT·ln a - - RT·ln a соли (14)

В случае если учесть, что по аналогии с формулой (10)

m 0 С = n + m 0 + + n - m 0 - (15)

то m 0 С - n + m 0 + - n - m 0 - = 0 (16)

Уравнение (15) аналогично уравнению (10), но оно относится к стандартному состоянию, когда (а С = а + = а - = 1). В уравнении (14) правая часть равна нулю, и оно перепишется следующим образом:

RT·ln a с = n + RT·ln a + + n - RT·ln a -

ln a с = ln a + n + + ln a + n -

Это связь активности электролита в растворе с активностями ионов

где а С - активность электролита͵ а + и а – - активности положительных и отрицательных ионов. К примеру, для бинарных электролитов АВ справедливо:

Следовательно

Нельзя принципиально найти экспериментально активности отдельных ионов, т.к. нужно было бы иметь дело с раствором из одного вида ионов. Это невозможно. По этой причине было введено понятие средней ионной активности (), представляющей собой среднее геометрическое из активности отдельных ионов:

или подставив выражение (17) имеем:

Криоскопический метод и метод, основанный на определœении давления пара, позволяют определить активность электролита в целом (а С) и по уравнению (19) найти среднюю ионную активность.

Во всœех случаях, когда возникает крайне важно сть подстановки величины а + или а – в какое-то уравнение, эти величины заменяют средней активностью данного электролита а ± , к примеру,

а ± ʼʼ а + ʼʼ а –

Как известно, активность связана с концентрацией соотношением a =f∙m. Средний ионный коэффициент активности () определяется выражением, аналогичным выражению для средней ионной активности

Существуют табличные значения для различных способов выражения концентраций (моляльность, молярность, мольные доли). Стоит сказать, что для них имеет численно разные значения. Экспериментально значения определяют криоскопическим методом, методом измерения давления пара, методом измерения ЭДС гальванических элементов и др.

Аналогично средний ионный стехиометрический коэффициент n ± определяется из выражения:

б) Концентрации ионов, образующихся при полной диссоциации Na 2 CO 3 , равны

Так как n + = 2, n – = 1, то .

Активность и коэффициент активности электролитов. Средняя ионная активность и средний ионный коэффициент активности - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Активность и коэффициент активности электролитов. Средняя ионная активность и средний ионный коэффициент активности" 2017, 2018.

Средняя ионная активность, коэффициент активности, концентрация.

Общая концентрация ионов в растворе - молярная концентрация растворенного электролита с учетом его степени диссоциации на ионы и числа ионов, на которые диссоциирует молекула электроплита в растворе.

Для сильных электролитов α = 1, поэтому общая концентрация ионов определяется молярной концентрацией электролита и числом ионов, на которые распадается молекула сильного электролита в растворе.

Так, в случае диссоциации сильного электролита - хлорида натрия в водном растворе

NaCl → Na + + Cl -

при исходной концентрации электролита с (NaCl) = 0,1 моль/л концентрации ионов оказываются равными той же величине: с(Na +) = 0,1 моль/л и с(Cl -) = 0,1 моль/л.

Для сильного электролита более сложного состава, например, сульфата алюминия Al 2 (SO 4) 3 , концентрации катиона и аниона также рассчитываются легко, учитывая стехиометрию процесса диссоциации:

Al 2 (SO 4) 3 → 2 Al 3+ + 3 SO 4 2-

Если исходная концентрация сульфата алюминия с исх = 0,1 моль/л, то с(А1 3+) = 2 · 0,1 = 0,2 моль/л и с( SO 4 2-) = 3 · 0,1 = =0,3 моль/л.

Активность а связана с общей концентрацией с формальным соотношением

где f˗ коэффициент активности.

При с → 0 величина а → с , так что f →1, т. е. для предельно разбаленных растворов активность по числовой величине совпадает с концентрацией, а коэффициент активности равен единице.

Льюисом и Рэндаллом были введены некоторые математические поправки в соотношения, предложенные Аррениусом.

Г. Льюис и М. Рендалл предложили метод использования активностей вместо концентраций, что позволило формально учесть все многообразие взаимодействий в растворах без учета их физической природы.

В растворах электролитов одновременно присутствуют и катионы, и анионы растворенного вещества. Вводить в раствор ионы только одного сорта физически невозможно. Даже если бы такой процесс и был выполним, то он вызвал бы значительный рост энергии раствора за счет введенного электрического заряда.

Связь активностей отдельных ионов с активностью электролита в целом устанавливается, исходя из условия электронейтральности. Для этого вводятся понятия средней ионной активности и среднего ионного коэффициента активности.

Если молекула электролита диссоциирует на n + катионов и n - анионов, то средняя ионная активность электролита a ± равна:

,

где и - активность катионов и анионов соответственно, n- общее число ионов (n=n + + n -).

Аналогично записывается средний ионный коэффициент активности электролита :, характеризующий отклонения реального раствора от идеального

.

Активность можно представить как произведение концентрации на коэффициент активности. Существуют три шкалы выражения активностей и концентраций: моляльность (моляльная, или практическая шкала), молярностьс (молярная шкала) и мольная доля х (рациональная шкала).

В термодинамике растворов электролитов обычно используется моляльная шкала концентраций.