Arrheniov vzťah

Arrheniov vzťah pre slabé elektrolyty opisuje, ako elektrolytická disociácia slabých elektrolytov ovplyvňuje ich molárnu vodivosť a rovnovážne vlastnosti. Tento vzťah vychádza z predpokladu, že slabé elektrolyty v roztoku disociujú len čiastočne ($\alpha <1$):

$\mathrm{\Lambda }=\alpha {\mathrm{\Lambda }}^o$

kde $\alpha$ je disociačný stupeň, $\mathrm{\Lambda }$ je molárna vodivosť elektrolytu a ${\mathrm{\Lambda }}^o$ je medzná molárna vodivosť elektrolytu.

Podľa vzťahu pre disociačný stupeň $\alpha$, čo je pomer objemovej koncentrácie disociovaného elektrolytu $c_{dis}$ ku celkovej (analytickej) koncentrácie v roztoku $c_{celk}$:

$\alpha =1-\frac{c_{nedis}}{c_{celk}}=\frac{c_{celk}}{c_{celk}}-\frac{c_{nedis}}{c_{celk}}=\frac{c_{celk}-c_{nedis}}{c_{celk}}=\frac{c_{dis}}{c_{celk}}$

$\mathrm{\Lambda }=\frac{c_{dis}}{c_{celk}}{\mathrm{\Lambda }}^o$

pričom pre slabý elektrolyt platí: $c_{dis}\ll c_{celk}$. Z tohto vzťahu je jasné, že molárna vodivosť elektrolytu $\mathrm{\Lambda }$ závisí od koncentrácie disociovaného elektrolytu $c_{dis}$.

Pri vysokých koncentráciách elektrolytu $c_{celk}$ , je stupeň disociácie $\alpha$ malý - elektrolyt je málo disociovaný. Vodivosť v koncentrovaných roztokoch slabých elektrolytov je veľmi malá, pretože sa tu nachádza málo iónov, ktoré by viedli elektrický prúd. Výhodou slabých elektrolytov (oproti silným elektrolytom je, že v koncentrovaných roztokoch slabých elektrolytov sa veľmi málo uplatňujú medziiónové interakcie katión-anión, keďže nedisociované slabé elektrolyty nie sú elektricky nabité a teda nemôžu takto interagovať.

Pri nízkych koncentráciách slabého elektrolytu, t.j. pri vysokom (nekonečnom) zriedení slabého elektrolytu, dochádza ku úplnej disociácii slabého elektrolytu, v roztoku sa nachádza veľa uónov, ktoré môžu viezť elektrický prúd a preto molárna vodivosť slabého elektrolytu $\mathrm{\Lambda }$ limití ku medznej molárnej vodivosti ${\mathrm{\Lambda }}^o$.

Tento vzťah sformuloval švédsky fyzik a chemik Svante Arrhenius.

Pozri aj

• elektrolyt
• elektrolytická disociácia
• Kohlrauschov zákon
• medzná molárna vodivosť
• molárna vodivosť elektrolytu
• stupeň disociácie
• Hittorfova metóda
• špecifická vodivosť
• individuálna vodivosť