Хлорид калия коэффициент активности растворов

ЧТО также подтверждает это правило. Взаимодействие ионов в растворах, содержащих гидроокиси и кислоты, представляет значительный интерес, и к этому вопросу мы еще вернемся в дальнейшем. Не так давно были вычислены коэффициенты активности соляной и бромистоводородной кислот в растворах, содержащих соответственно хлориды лития, натрия, калия и бария, а также бромиды лития, натрия и калия для широкого интервала температур (О—50°). Точность этих вычислений составляла 0,001. Как будет показано в дальнейшем, эти результаты имеют существенное значение для определения диссоциации воды и слабых электролитов в растворах солей (гл. XV, 2 и 8). Поэтому эти данные приведены вместе с библиографией в табл. 161. [c.426]

Для незаряженных элементарных объектов растворенных веществ (для молекул) коэффициенты активности мало отличаются от единицы. Так, например, коэффициент активности молекул уксусной кислоты в одномолярном растворе хлорида калия равен 1,1, а в одномолярном растворе ацетата натрия 0,98. Поэтому для молекул растворенных веществ обычно принимают т. е. а=с. [c.34]

ТАБЛИЦА 3.18. Химические коэффициенты активности ионов и СГ в водных растворах хлорида калия при 25 °С [c.99]

Активности и коэффициенты активности веществ в растворах определяют, измеряя коллигативные свойства растворов (понижение упругости насыщенного пара над раствором по сравнению с упругостью насыщенного пара чистого растворителя, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем, осмотическое давление раствора), а также электродвижущую силу и электродные потенциалы обратимо работающих гальванических элементов. Можно, например, определить активность хлорида калия в растворе, поскольку можно приготовить такой раствор и измерить его коллигативные свойства. Однако в настоящее время неизвестны методы, с помощью которых можно было бы приготовить заряженные растворы, т. е. содержащие только катионы или только анионы, и измерить их коллигативные свойства, поскольку растворы электронейтральны и содержат эквивалентные количества как катионов, так и анионов. Следовательно, невозможно экспериментально определить активности и коэффициенты активности индивидуальных ионов (катионов или аниогюв) в растворе. [c.59]

Использованный в работе [12] метод IVa основан, как указывалось выше, на допущении о малой величине неидеальной части диффузионного потенциала на границе раздела исследуемого раствора и концентрированного раствора хлорида калия. В случае растворов KF это допущение представляется вполне убедительным вследствие практически полного совпадения значений коэффициентов активности катиона и аниона. Отсюда следует, что в рассматриваемой системе определение у, по измерениям э.д.с. соответствующих цепей с переносом с поправкой только на идеальную часть диффузионного потенциала также должно привести к заключению о близости значений у + и ур-. Нам не удалось найти в литературе работ, в кото- [c.116]

Так, для насыщенного раствора хлорида серебра в 0,01 /VI растворе хлорида калия концентрация хлорида серебра составляет всего 10 М и не оказывает какого-либо заметного влияния на общую ионную силу. Тем не менее коэффициент активности иона серебра равен коэффициентам активности ионов калия и хлорида (0,89 согласно ПЗДГ). [c.23]

Значения ран растворов битартрата калия при О--95°С были получены из измерений э.д.с. в водных смесях тартрата и хлорида натрия методом, описанным в предыдущих главах [45, 47]. На рис. IVЛ значения ран при 25° С нанесены как функция моляльности битартрата калия. Коэффициент активности С1 , с применением которого были получены три кривые, определен уравнением (1.27" )- Если ионный коэффициент активности уа заменен [c.84]

Ниже будет приведен обзор всех известных экспериментальных данных, касающихся растворов 1,1-электролитов. Далее будут изложены термохимические данные с точки зрения их связи с коэффициентами активности. В первую очередь мы остановимся на свойствах растворов хлоридов натрия и калия, поскольку они были исследованы особенно подробно как при 25°, так и при других температурах. Коэффициенты активности этих электролитов можно затем использовать в качестве стандартных для определения [c.339]

Для предотвращения изменения реакционной среды в серии экспериментов, желательно проводить реакции при постоянной ионной силе и постоянном составе растворителя. Прежде чем начинать большую серию измерений, необходимо выбрать стандартные экспериментальные условия. В случае использования высоких концентраций реагирующего вещества или буфера само вещество может изменить природу растворителя, причем часто бывает трудно сделать правильные поправки. Различные теоретические уравнения, описывающие влияние солей или растворителей на скорости реакций, практически имеют так много исключений, что являются почти бесполезными для введения поправок в наблюдаемые скорости реакций в отсутствие непосредственных экспериментальных данных, демонстрирующих их справделивость для исследуемой реакции. Поэтому желательно, если это возможно, сделать непосредственную экспериментальную оценку влияния изменений в условиях реакции. Приведение к постоянной ионной силе можно осуществить в соответствии с простым уравнением Дебая — Хюккеля, однако даже в умеренно концентрированных растворах специфическое влияние ионов и растворителя на коэффициенты активности реагентов и переходного состояния (гл. 7 и 8) становится много большим, чем эффект Дебая — Хюккеля, и может приводить к существенному изменению кинетического поведения. Так, общеосновной и общекислотный катализ аминолиза фенилацетата алкиламинами трудно обнаружить, если ионная сила создается хлоридом калия, который в противоположность хлориду тетраметиламмония обнаруживает специфический ускоряющий эффект [12, 18]. Влияние других изменений в природе растворителя, вызванных реагентами или буферными соединениями, можно оценить при исследовании влияния соответствующих модельных соединений. Например, диоксан можно использовать в качестве модели для оценки влияния углево-дород-эфирного кольца морфолина. Тот факт, что такие модельные соединения и соли не могут быть полностью адекватны моделируемым реагентам, означает, что необходимо внимательно относиться к небольшим изменениям в константах скорости (связанным, например, с малыми каталитическими членами), проявляющимся при высоких концентрациях реагентов, особенно если известно, что реакций чувствительна к влиянию солей и растворителя. Большую чувствительность некоторых реакций незаряженных молекул к влиянию растворителей можно проиллюстрировать 50%-ным уменьшением скорости гидролиза ангидрида ацетилсалициловой кислоты в присутствие 10% диоксана [19]. [c.435]

Известно, что многие теории вполне удовлетворительно описывают опытные данные по химическим потенциалам электролитов в растворе, однако они оказываются непригодными для описания теплот разбавления и других производных от термодинамического потенциала свойств в том смысле, что даже в области малых концентраций требуют введения физически нереальных значений параметров, например, большого изменения г о с температурой. С этой точки зрения Ю. М. Кесслеру и сотрудникам удалось построить логически замкнутую теорию, свободную от упомянутого недостатка. Полученное ими уравнение для теплот разбавления [233], работоспособно до 0,5 моль/л при использовании тех же параметров, которые применяют для описания коэффициентов активности. Это позволило авторам обнаружить влияние структуры смешанного растворителя вода—формамид на теплоты разбавления хлорида калия [234]. [c.106]

Нейтральные соединения. Растворение многочисленных неорганических солей в воде не влияет на кислотные или щелочные свойства этого растворителя (за исключением влияния на коэффициенты активности ионов водорода и гидроксид-ионов). К этим соединениям относятся хлориды, бромиды, иодиды, нитраты, сульфаты и перхлораты лития, натрия и калия, которые являются солями сильных минеральных кислот и очень сильных оснований. Водные растворы, не содержащие иных растворенных веществ кроме указанных соединений, имеют при комнатной температуре значение pH равное 7. Добавление таких солей к раствору, содержащему кислоту или основание, не оказывает влияния на кислые-или основные свойства раствора. Более того, если добавить такую нейтральную соль к слабой кислоте (NH4 I) или к слабому основанию (ЫаСНзСОО), ни катион, ни анион соли не окажут влияния на значение pH раствора. [c.108]

ТАБЛИЦА 3.9. Химические коэффициенты активности ионов в водных растворах хлорида калия [101] [c.72]

Наиболее подробные сведения о найденных разными методами значениях у,- относятся к растворам хлоридов щелочных металлов. Их сопоставление начнем с данных для хлорида калия. Числа переноса ионов К+ и С1 близки и мало зависят от концентрации раствора КС1 так, при 25°С и концентрации 0,1 моль/л число переноса катиона равно 0,4898, а при концентрации 1,0 моль/л — 0,4883 [65, с. 82]. Можно поэтому ожидать, что пренебрежение диффузионным потенциалом в методах II и IV или его неполный учет в методе III не будут существенно сказываться на конечных значениях ионных коэффициентов активности. Такое предположение подтверждается расчетом по уравнению Гендерсона идеальной части диффузионного потенциала д по данным Дика [93] на границе КС (т)/КС1 (4 моль/кг) значения д для концентраций т, рав- [c.98]

Классическим примером в этом направлении является гипотеза Мак-Иннеса [139], согласно которой в водных растворах хлорида калия коэффициент активности иона калия равен коэффициенту активности иона хлора. Гипотеза Мак-Иннеса основана на правиле ионной силы (см. также [140]), поэтому ее применение ограничено разбавленными растворами (<0,1 моль1л). Альтернативой гипотезы Мак-Иннеса является гипотеза Гуггенгейма [141, 142], который совершенно формально принял, что в бинарных смесях электролит — вода индивидуальные коэффициенты активности ионов равны среднегеометрическому коэффициенту активности электролита. Для многокомпонентных растворов 1,1-электролитов Гуг-генгейм получил следующие уравнения [c.29]

При изучении сложных равновесий желательно поэтому попытаться контролировать коэффициенты активности путем использования буфер--ного электролита, строго идентифицировать комплексы и определять стехиометрические константы устойчивости, относящиеся к конкретным солевым средам. Использование солевых сред для контроля коэффициентов активности было описано в обзоре Бидерманна и Силлена [28], но этот метод часто понимается неправильно. Коэффициенты активности считаются зависящими только от ионной силы (Л в очень разбавленных растворах (<0,1-моляльных), так что очень прочные комплексы можно исследовать в растворах, сильно отличающихся по составу, если ионная сила невелика и постоянна. Так, аминополикарбоксилатные равновесия можно изучать в средах, доведенных до ==0,1-моляльной добавлением хлорида или нитрата калия. Однако исследования более слабых комплексов требуют гораздо больших концентраций свободного лиганда и поэтому для заряженных лигандов — большей ионной силы. Коэффициенты активности не одинаковы, в двух растворах, один из которых состоит в основном из [c.17]

Х-2-16. Константы диссоциации никотиновой кислоты и хи-нолина (основание) при 25° С равны 1,4-10 и 8,7Х Х10" соответственно. Приготовлен раствор 0,100 моля хлорида хинолина и 0,050 моля никотината калия в 1000 г воды при 25° С. а) Напишите все уравнения, решения которых дадут моляльность каждой химической частицы в этом растворе, за исключением воды. Примите, что активность воды равна единице и коэффициент активности каждого одновалентного иона равен 0,70. б) Введите упрощающие допущения и найдите моляльности НзО и никотиновой кислоты в растворе. [c.118]

Наличие члена Уцк функции коэффициента активности слабых кислот имеет существенное значение для определения последовательности расположения различных солей по вызываемым ими солевым эффектам при высокой ионной силе (рис. 103). Для а-динитрофенола в растворах хлоридов натрия и калия кривые пересекаются при концентрации, равной примерно [c.486]

Систематические данные для этих электролитов несимметричного типа отсутствуют. Только в одном случае (хлористый лантан) имеются данные для достаточно разбавленных растворов, которые могут быть использованы для экстраполяции [41]. На основании результатов измерения температур замерзания были вычислены коэффициенты активности нитрата лантана [42], феррицианида калия [43], кобальтицианида калия [44] и сульфата лантана [45]. Кроме того, были сделаны изопиестические измерения упругости пара растворов хлорида лантана [46 — 48], ферроцианида калия [46], сульфата алюминия [46] и некоторых 3,1-хлоридов редкоземельных металлов [48]. Хаттокс и Де-Фриз [49] исследовали водные растворы сернокислого индия при температурах 0 — 35° при помощи элемента. . [c.401]

Вычислить коэффициенты активности из данных по растворимости йодата одновалентного таллия в его насыщенном растворе в присутствии хлорида калия и тиоцианата калия. [c.218]

Пример 1. Вычислить коэффициент активности хлорида калия в водном растворе для 0,05 м раствора, если ДГзам = 0,175°, значение 0,05 [c.210]

Что касается пересчета условных констант в истинные концентрационные константы, то автор предположил, что коэффициент активности водородного иона в растворах данной ионной силы представляет собой такую же величину, как и в растворах соляной кислоты, хлорида натрия и хлорида калия. Основываясь на этом, автор использовал измерения Н. Бьеррума и Унмака [30]. Для пересчета концентрационных констант от ионной силы 0,021 (Км- = 0,145) к ионной силе 0,17(1/д = 0,41) в случае первой константы кислотной диссоциации применяли формулу Бренстеда и Фолькварца [31] [c.290]

Это уравнение можно использовать для оценки коэффициента активности ионов одного вида, такого как На+ или С1 , но его- нельзя экспериментально проверить, так как невозможно приготовить раствор, содержащий ионы только одного вида. Например, чтобы приготовить раствор ионов Na+, можно взять сульфат натрия, а для приготовления раствора хлоряд-ионов — кристаллы хлорида калия. Естественно, что взаимодействия сульфат-иона с Ыа+ и К+ с хлорид-ионом будут влиять на поведение Ка+ или С1 соответственно. Иными словами, любой метод, используемый для измерения коэффициентов активности в этих системах, реально даст коэффициент активности Ыа+ в присутствии сульфат-ионов, которых в два раза меньше, или коэффициент активности С1 в присутствии равной концентрации К+. К счастью, новый параметр, называемый средним коэффициентом активности / - мы можем оценить как экспериментально, так и теоретически. Для бинар- [c.64]

Жидкая мембрана, образованная растворителем без электродно-активного компонента (фоновая мембрана), часто проявляет в растворах солей некоторую электродную функцию, т. е. реагируют на изменение концентрации электролита в водном растворе. В большинстве случаев угловой коэффициент зависимости = Дlga) для фоновых мембран ниже теоретического, однако есть примеры действия таких мембран как обратимых для определенного иона. Например, мембрана из дифенилового эфира в растворах хлорида калия (10 —10 Л1) не только ведет себя как К+-электрод, но и проявляет в 40 раз большую избирательность к иону К+, чем к иону Ма+ [44]. [c.33]

Пример 1. Вычислить растворимость хлорида серебра Ag l в чистой воде и в 0,01 н. растворе хлорида калия КС1 без учета и с учетом коэффициентов активности. [c.109]

Вычислим растворимость Ag l в 0,01 M. растворе K l без учета коэффициентов активности. Примем концентрацию ионов серебра, получающихся при растворении Ag l, равной х. Тогда концентрация ионов СГ будет равна 0,01 г-ион/л за счет диссоциации хлорида калия КС1 и л г-ион л за счет растворимости хлорида серебра Ag l, а всего (0,01 + х) г-ион/л. Следовательно, [c.110]

Сопоставляя молярную растворимость хлорида серебра в воде и в 0,01 М растворе хлорида калия K I, мы видим, что растворимость Ag I в 0,01 М растворе КС1, вычисленная без учета коэффициентов активности Д-, приблизительно в 750 раз [c.110]

В основу своего метода авторы [152] положили результаты [154, 155], согласно которым гидратное чйсло иона СГ в растворах мало (по данным [155] 0,166), и приняли, что для этого иона Лс1- = 0 и что в растворах хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов отсутствует ассоциация. Интересно отметить, что, по данным [152], равенство коэффициентов активности катиона и аниона наблюдается не в растворах хлорида калия (ср. с работами [139, 151], а также [156, 157] а в растворах хлорида цезия. Следует подчеркнуть, однако, что согласно [99] ионы галогенидов являются более гидратированными (Л = 1,0 0,5), чем ионы ОН-, КОГ (/г = 0,5 + 0,5) и СЮГ (Л = 0,0 0,5). [c.32]

Возможность определения коэффициентов активности ионов одного вида на основе измерения потенциалов электрокапиллярного максимума ртути обсуждалась также Счастны и Стра-фельда [74] и Трассати с сотрудниками [75, 76] статья [68] авторам этих публикаций была, по-видимому, неизвестна. В работе [74] сделана попытка определить коэффициенты активности хлорид-ионов в водных растворах хлорида калия, причем авторы не делают различия между реальной и химической активностью. Цепи, изучавшиеся авторами, содержали жидкостные границы, и в экспериментально найденные потенциалы нулевого заряда ртути вводились поправки на диффузионный потенциал, которые рассчитывали по уравнению Гендерсона. Это делает затруднительным сравнение результатов Счастны и Страфельда с данными, полученными на основе измерения ТАБЛИЦА 2.5. Значения y ввод- компенсирующих напряжений [c.48]

Для стандартизации измерений активности фторид-ионов Робинсон, Дьюэр и Бейтс [84] предложили использовать водные растворы фторида калия. Как показано выше (разд. 3.2), для нахождения значений Ур- этих растворах авторы воспользовались теорией гидратации ионов Стокса — Робинсона, а также дополнительными предположениями об аддитивности параметров а и Л по отдельным ионам, о равенстве числа гидратации хлорид-иона нулю и об идентичности величины ad-кристаллографическому радиусу этого иона. На этой основе авторы пришли к выводу о практическом совпадении как значений и ap-, так и величин и hp-. Отсюда в соответствии с уравнениями (3.34) и (3.35) следовало, что коэффициенты активности ионов К+ и р- должны быть одинаковы и равны среднему ионному коэффициенту активности KF [уравнение (3.36)]. Отметим, что с чисто электростатических позиций, а именно на таких позициях построена теория Дебая — Хюккеля, лежащая в основе метода Бейтса — Робинсона, вывод о равенстве величин и Yf- следует уже из того, что [c.115]