Хюккеля растворимость

Растворимость хлорида серебра в воде при 25 С равна 1,3-10 моль/л. Пользуясь предельным законом Дебая-Хюккеля, оцените его растворимость в 0,2Л/ водном растворе сульфата натрия. [c.93]

Таким образом, при использовании теории сольватации ионов, выведены уравнения зависимости Ig 7O и Ig 7ц от свойств среды. С помощью этих выражений для Ig 7о можно в свою очередь вывести теоретически уравнения зависимости любых свойств электролитов от растворителя (растворимость, константа диссоциации, электродвижущая сила и т. д.), подобно тому, как с помощью выражения для записимости коэффициента активности 7 от копцептрации, выведенного па основании теории Дебая — Хюккеля, можно вывести выражения для зависимости любых свойств электролитов от концентрации. [c.187]

Молярные коэффициенты активности / для малых концентраций могут быть вычислены по теории Дебая — Хюккеля, и таким об разом будет получено теоретически более правильное уравнение для вычисления растворимости. [c.362]

Для полного исследования системы растворенное вещество — растворитель необходимо определить ряд электродных потенциалов для стандартных состояний. С практической стороны это представляет интерес для определения различных термодинамических величин, таких, как произведение растворимости, константы ионизации и коэффициенты активности. В теоретическом отношении электродные потенциалы в неводных растворителях имели большое значение в развитии теории Дебая — Хюккеля и других моделей процесса растворения. [c.372]

Растворимость 8 не является термодинамической величиной, однако про-изведение растворимости —термодинамическая характеристика гетерогенного равновесня при условии, что используются надлежащие концепции активности (теория Дебая—Хюккеля, постоянная ионная сила и ъ д.). [c.202]

В соответствии с уравнением Дебая — Хюккеля (см. разд. 2.1), с увеличением ионной силы уменьшаются коэффициенты активности ионов. Рассмотрим осадок типа М, Ап . Поскольку П м.ап, = 7м"+ [М"+] " улп"- [Ап " — величина постоянная, то при уменьшении коэффициентов активности ионов равновесные концентрации ионов [М"+] " и [Ап ]" увеличиваются, растворимость осадков возрастает. [c.144]

Дальнейший анализ основан на модели, близкой теории Дебая— Хюккеля для растворимости белков или для взаимодействия ингибитора с активным центром [23]. Предварительным условием дальнейших рассуждений является требование, что фермент не должен обнаруживать никакого притяжения к поверхности геля. Это, например, не соблюдается для системы лизоцим — сефароза. [c.96]

Дебая и Хюккеля, применимое к самым разбавленным растворам. Следующее уравнение (6), благодаря присутствию величины а — полуэмпирическое. Значение величины а близко, но не совпадает с кристаллографическими размерами ионов. Расстояния между центрами ионов в твердом и растворенном состояниях не равны, кроме того, последнее расстояние неизвестно поэтому исследователи подбирают его, исходя из экспериментальных данных о растворимости [21—30]. Величина а изменяется при изменении концентрации. В некоторых случаях удается рассчитать коэффициент активности по уравнению [c.57]

Модель ионной сферы в растворах сильных электролитов по Дебаю—Хюккелю недостаточно полно отражает реальные условия в растворах, в которых избыток молекул воды невелик по сравнению с числом ионов. Структуру разбавленных растворов в процессе переноса приближенно можно рассматривать как структуру воды, в какой-то степени нарушенную ионами. Подобные представления для концентрированных растворов неверны. Структура насыщенных растворов хорошо растворимых солей соответствует структуре [c.380]

Таким образом, как следует из формулы (7.19), определение ПР сводится к нахождению концентраций соответствующих ионов в растворе и коэффициента термодинамической активности у( ). В случае малорастворимых соединений, нацело диссоциирующих в растворе, величины /П(+) и т( > можно рассчитать из величин растворимости. Для определения коэффициента термодинамической активности у( ) может быть использовано уравнение Дебая-Хюккеля. Если температура раствора 25° С, то это уравнение приводится к виду [c.249]

Полярность растворителя может повышаться не только путем смешения с более полярным растворителем, но и при добавлении растворимых солей, также изменяющих скорость реакции. Причина этого первичного солевого эффекта состоит в том, что коэффициент активности ионов и диполей в общем случае зависит от концентрации ионов. Действительно, согласно теории Дебая — Хюккеля, приближенно можно рассчитать солевой эффект для реакции между ионами в водном растворителе как функцию ионной силы инертной соли. Хотя данная теория не подходит для растворителей с низкой диэлектрической проницаемостью, для большинства реакций органических соединений она находит применение [107]. [c.138]

Ранние теории высаливания объясняли понижение растворимости неэлектролита уменьшением растворяющей способности воды в результате гидратации ионов. То, что эти теории гидратации не могли объяснить зависимость величины kg от размера неэлектролита, и успех теории катионного взаимодействия Дебая — Хюккеля в объяснении большинства свойств разбавленных растворов электролитов побудили некоторых авторов отвергнуть теории гидратации и предпочесть теории электростатического распределения. Лишь недавно было установлено [111, 219], что как гидрофильная гидратация вблизи иона, так и поляризация молекул неэлектролита и воды вносят свой вклад в суммарный эффект высаливания. [c.75]

Вместо отношения молярных растворимостей. мы. можем использовать отношение молярных долей или любых других подобных наиболее подходящих величин. Соотношение (4.61) ясно показывает, что уравнение Дебая — Хюккеля выражает зависимость от ионной силы тех свойств вещества, которые связаны с его растворимостью. Термодинамические параметры растворимости К°, 5° или 0 можно рассматривать как величины, выражающие растворимость вещества в чистом растворителе в отсутствие ионов. [c.258]

Теория сильных электролитов применима и к многокомпонентным растворам ВМС, которые содержатся в живых организмах. Так, предельный закон Дебая — Хюккеля можно использовать непосредственно для определения растворимости белков. [c.94]

Для проверки теории Дебая — Хюккеля Бренстед и Ламер определяли растворимость трех типов комплексных аммиакатов кобальта в растворах солей с различными зарядами ионов. Термодинамические произведения растворимости аммиакатов кобальта были определены экстраполяцией к нулевой концентрации соли. По теории Дебая — Хюккеля, логарифм среднего ионного коэффициента активности для разбавленных растворов солей прямо пропорционален квадратному корню из ионной силы. Таким образом, значение ПР можно получить, построив график зависимости логарифма растворимости от квадратного корня из ионной силы. В том [c.453]

Рассматриваемые составы представляют собой электролиты, состоящие из хорошо растворимых солей, практически полностью диссоциированных. Поэтому скорость химического никелирования будет зависеть от эффективной концентрации реагентов (в данном случае ионов никеля и гипофосфита). Учитывая, что рассматриваемые растворы далеки от большого разбавления, то эффективная концентрация (активность а ) ионов никеля и гипофосфита меньше стехиометрической ( с ), т. е. коэффициент активности 1<1. В настоящее время термодинамика не имеет возможности опытным путем определить [ отдельных ионов, а всегда находится только средний электролита. Тем не менее термодинамика располагает довольно точными уравнениями, с помощью которых возможно вычисление коэффициентов активности, а следовательно и активности. По теории Дебая-Хюккеля [254] для очень разбавленных водных растворов коэффициент активности может быть вычислен по формуле [c.65]

Трикарбоновые кислоты образуют устойчивые растворимые комплексы с ионами кальция. Наиболее устойчив цитратный комплекс с константой устойчивости 7,94 O при ионной силе раствора, равной нулю. Чтобы можно было разделить эффекты, обусловленные комплексообразованием и вызванные адсорбцией трикарбонатных ионов на поверхности кристалла, необходимо рассчитать концентрации каждой ионной частицы в растворе. Эти расчеты проводили, как описано в работе [14], исходя из баланса масс, суммарной электронейтральности частиц, образующихся при протонной диссоциации, и констант ассоциации ионных пар фосфатов и трикарбоксилатов кальция и магния [15] методом последовательных приближений при ионной силе, равной 1. Коэффициенты активности ионов с валентностью г рассчитывали по уравнению Дебая — Хюккеля, записанному Дейвисом в виде [16] [c.21]

Выражение (17) выведено Ланжелье [3], исходя из допущения, что выражения для К и содержат концентрации (в моль/л), а не активности. Если — произведение растворимости, содержащее активности ионов, то где v — среднеионный коэффициент активности СаСОз. Для коэффициента активности Ланжелье с использованием теории Дебая—Хюккеля выведено выражение —Ig у = где ц — ионная сила, а г — валентность. Следова- [c.408]

Это предположение о природе кинетического солевого эффекта было высказано за год до появления теории Дебая — Хюккеля. Оно вышло из лаборатории, где было детально изучено влияние солевых добавок на растворимость кобальтамминов и сделаны следуюш,ие выводы 1) логарифм коэффициента активности, относимый к иону [c.278]

Таким образом, пользуясь теорией сольватации ионов, мы вывели уравнения зависимости величин lgToИ 1 уц от свойств среды. С помощью этих выражений для lg x,, можно, в свою очередь, вывести теоретически уравнения зависимости любых свойств электролитов от растворителя (растворимость, константа диссоциации, электродвижущая сила и т. д.),подобно тому, как с помощью выражения для зависимости коэффициента активности у от концентрации, выведенного на основании теории Дюбая — Хюккеля, мож1но вывести выражения для зависимости любых свойств электролитов от концентрации. [c.356]

При (х>0,01 наблюдаются довольно серьезные отклонения от предсказываемого поведения это связано с тем, что простая теория Дебая — Хюккеля не дает возможности предсказывать коэфф ициенты активности ионов, а большинство комплексных ионов, будучи сильно заряженными, образуют в значительной степени ионные пары или ионные тройки (см., например, работу [211]). Затем каждое ионное образование реагирует с характеристической скоростью реакции [137]. О величине этих эффектов можно судить, если напомнить, что миллимолярный раствор ферроцианида калия содержит 5% ионных пар К - [Fe( N)J и 18% хлорида гексам-минкобальта (III) существует в виде [87] [ o(NH3)e] -Gl . Как правило, ассоциация ионов минимальна в растворах нерхлоратных солей, а поэтому желательно использовать при измерениях скоростей именно такие растворы. Однако ограниченная растворимость препятствует использованию перхлоратов многих комплексных ионов. Известно существование но крайней мере трех определенных ионных пар с перхлоратом в водных растворах (Fe - 10 [249], Се -СЮ [248] и Hg - lO [12]). [c.102]

Активность определяют из растворимости соли в разбавленных растворах, а коэффициент активности рассчитывают по уравнению Дебая и Хюккеля. В этом уравнении величина, характеризующая размеры ионов, принимается возрастающей прямолинейно с концентрацией хорошо растворимой соли. Было показано, что максимум на изотермах растворимости кальцита и гипса в присутствии Na l объясняется минимумом на соответствующих кривых коэффициента активности, который, в свою очередь, связан с возрастанием средних эффективных размеров ионов с концентрацией. Полученные данные имеют значение для [c.83]

Средний коэффициент активности одного электролита может быть найден как функция состава в растворах смеси электролитов путем определения растворимости малорастворимых электролитов или измерения э.д. с. соответствующего гальванического элемента. Можно сделать вывод [6], что в случае смеси электролитов с зарядом одного типа 1 1 средний коэффициент активности одного компонента, например Ag l, точно определяется общей ионной силой, как это следует из теории Дебая — Хюккеля, по крайней мере при значениях ионной силы до 0,1. Для смесей электролитов с зарядами разных типов, например 1 1 и 2 1, положение значительно сложнее [23, 24]. Поддержание постоянной ионной [c.29]

Рассчитайте коэффициент активности ионов Ag+ и I- в 0,1 М растворе MgS04 на основании предельного закона Дебая — Хюккеля. Сравните рассчитанную растворимость иодида серебра в этом растворе с растворимостью в чистой воде воспользуйтесь значением Я пр = =1,0- 10- моль -л-2. [c.425]

Для труднорастворимых солей, растворимость которых лежит в области концентраций до 0,01 моль л , активности доступны теоретическим расчетам по уравнению Дебая - Хюккеля и его модификациям, например, уравнение Гугенгейма [1], Девиса [2]. Из уравнения (7.4) можно рассчитать AsoiG , полагая С, = С ас> Y = Урасч- Для неэлектролитов не существует теории оценки коэффициентов активности, поэтому в области разбавленных растворов, где межмолекулярными взаимодействиями для растворенных веществ можно пренебречь, принимают y = 1. В нашу задачу не входило обобщение методов расчета коэффициентов активности, более подробно обзор по этой теме можно найти в [3]. [c.258]

Произведение растворимости Ks вещества АаВь, диссоциирующего в растворе на частицы А и В, определяется уравнением (ад) (ав) , где а — термодинамические активности А и В в растворе в равновесии с твердым веществом АдВ . Для обсуждения допустим, что коэффициенты активностей равны единице. (Другими словами, пренебрежем влиянием ионной силы. Коэффициенты активности в разбавленных растворах определяются уравнением Дебая — Хюккеля ogf=Az n i / + (x), где А и В — постоянные величины, г — заряд иона и ц — ионная сила раствора.) В таком случае имеем / s=[A] [B] С другой стороны, растворимость АаВь есть максимальная концентрация этого вещества, которую можно получить в данном растворе. Когда в растворителе находится только АаВ , она равна (/С5/а 6 )1/(а+ь) но при увеличении [В] уменьшается Амакс- [c.197]

Ароматические соединения с семичленными циклами. Согласно правилу Хюккеля, цикл, содержащий семь атомов углерода, может приобрести ароматический электронный секстет при потере одного электрона, т.е. в результате его превращения в катион. Еще в 1891 г. (Г. Мерлинг) было замечено, что при обработке циклогептатриена бромом образуется соединение, имеющее характер солп, растворимое в воде и не растворимое в органических растворителях. Эта реакцтгя была правильно истолкована лишь в 1954 г. (В. Е. Дёринг) [c.319]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология