Зависимость активности и коэффициентов активности от концентрации

Вычислите парциальную молярную теплоту разбавления НС1 АНна от концентрации mi = 0,1 до концентрации в предельно разбавленном растворе т . Для расчета используйте данные зависимости среднеионного коэффициента, активности соляной кислоты от температуры. [c.325]

Зависимость активности (коэффициента активности у ) от концентрации С1 для многокомпонентных растворов не является однозначной. Для раствора энергию Гиббса на 1 кмоль любого вещества АОс в растворе можно представить через его активность щ [c.40]

При термодинамической обработке данных о фазовом равновесии расхождение опытных и расчетных значений концентраций может быть обусловлено не только погрешностью эксперимента, но и неидеальностью паровой фазы. Последнее особенно суш ественно при высоких давлениях. Неидеальность паровой фазы чаще всего учитывается путем введения поправки к коэффициенту активности в предположении, что пар подчиняется законам идеальных газов. Если для описания зависимости объема газовой смеси от температуры, давления и состава воспользоваться уравнением состояния со вторым вириальным коэффициентом, то для расчета коэффициента активности компонента в бинарной смеси можно получить формулу [8] [c.75]

Таким образом, имея данные о равновесии для трех бинарных систем, образованных компонентами тройной системы, можно определить положение линий, выражающих зависимость отношения коэффициентов активности любых двух компонентов от состава при концентрациях л з=0 и хз—. [c.192]

Предлагается по нескольку растворов различных электролитов (с указанием растворителя и его диэлектрической постоянной О), для которых при заданной температуре Т известны величины концентраций с и средних активностей а . На основании зависимости среднего коэффициента активности от концентрации (/ / . от ]/ с необходимо выбрать тот электролит, в котором межионное взаимодействие определяется силами притяжения. Из остальных электролитов следует выбрать такой, где силы отталкивания начинают проявляться при наиболее низкой концентрации. Для обоих выбранных электролитов рассчитать радиусы ионной атмосферы 1/Х при заданных концентрациях с, и [c.27]

На рис. 7 сопоставлена характерная зависимость логарифма коэффициента активности неэлектролита (тростникового та (ЫС1) от /т. Коэффициент активности неэлектролита растет с ростом концентрации. Для электролитов наблюдается вначале падение у с ростом т, которое лишь при высоких концентрациях сменяется ростом коэффициента активности. Термодинамический метод, указывая на специфику в поведении растворов электролитов, тем не менее, не может объяснить этих особенностей. Таким образом, возникает необходимость рассмотреть ион — ионное взаимодействие с точки зрения модельных представлений. [c.33]

Как указывалось, в бесконечно разбавленных растворах неэлектролитов коэффициент активности равен единице. Опыт показывает, что по мере увеличения концентрации электролита величины / уменьшаются, проходят через минимум, а затем снова увеличиваются и становятся существенно большими единицы в крепких растворах. Такой ход зависимости f от концентрации определяется двумя физическими явлениями. [c.168]

Рис. 79. Зависимость логарифма коэффициента активности растворенного вещества от концентрации в водном растворе

Зависимость средних коэффициентов активности от концентрации для галогенидов щелочных металлов представлена на рис. 11. [c.80]

Экспериментальные зависимости средних коэффициентов активности ут от Jm для электролитов разного типа, приведенные на рис. VII. 13, позволяют заключить следующее. В очень разбавленных растворах у т всегда уменьшается с увеличением Угловой коэффициент (тангенс угла наклона) линейных участков зависит от заряда ионов электролита. Увеличение концентрации электролита приводит к искривлению кривой. Для некоторых электролитов она проходит через минимум. Средний коэффициент активности иногда может достигать высоких значений. Например, для перхлората уранила = 1460 при концентрации соли 5,5 т. Для некоторых электролитов т только убывает. [c.429]

Рис. 4.1. Зависимость логарифма коэффициента активности от концентрации для разных типов взаимодействий

Рис. 88. Зависимость среднего коэффициента активности хлористого натрия от температуры для растворов с концентрациями 0,1 0,2 0,5 и 1 М.

Рис. 89. Зависимость среднего коэффициента активности хлористого натрия от температуры при концентрациях растворов 1,5—4 М.

Как отмечалось в 4 (рис. 132), Харнед и Харрис показали, что для смесей некоторых оснований с хлоридами не имеет места линейная зависимость логарифма коэффициента активности основания от концентрации этого основания при постоянной общей моляльности. Измеряя электродвижущие силы элементов [c.442]

Зависимость функции коэффициента активности Ig от /[л для раствора хлористого натрия при 25° представлена графически на рис. 161, причем значения этой функции изображены в виде кружков, радиус которых соответствует точности порядка 0,1% от величины у . Этот рисунок иллюстрирует два интересных обстоятельства. Общее изменение у с концентрацией соли очень мало и составляет менее 2%. Это почти идеальное поведение реакции гидролиза сохраняется и при, температурах 30 и 40°, но не наблюдается при более низких температу- рах. Второе любопытное обстоятельство касается той формы, которую кривая приобретает п области разбавленных растворов. Так как, согласно уравнению (99), у равно [c.489]

Если экспериментальная равновесная зависимость близка к линейной, что бывает в области очень низких концентраций, то можно пренебречь зависимостью отношения коэффициентов активности от состава и определять соотношение равновесных концентраций к Ср. через коэффициент распределения постоянный в рабочем диапазоне изменения концентраций [c.303]

Рис. 2. Зависимость средних коэффициентов активности электролитов от их концентрации в растворе

На основании всего изложенного выше можно записать в общем виде зависимость логарифма коэффициента активности электролита от его концентрации в растворе [c.92]

На рис. 61 представлены опытные данные для системы этиловый спирт — вода при давлении 760 мм рт. ст. В этой системе имеется значительная асимметрия в ходе зависимости логарифмов коэффициентов активности компонентов от состава раствора. Как видно из рис. 61, величина Р, (7), определяемая формулой (1У-264), изменяется с изменением концентрации меньше, чем величина Р определяемая формулой (1У-265). Следовательно, для описания условий фазового равновесия в рассматриваемой системе лучше подходят уравнения Ван-Лаара, чем уравнения Маргулеса. [c.205]

В водно-спиртовых смесях изломы на некоторых свойствах при мольной доле спирта около 0,1 наблюдались и ранее. Так, Мартин и Браун [13] нашли при этой концентрации спирта излом на графике зависимости логарифма коэффициента активности воды от величины [c.296]

Изучение зависимости величин коэффициентов активности, а также активностей от состава раствора привели Льюиса и его сотрудников к установлению ряда важных эмпирических закономерностей и правил. В частности, они нашли, что в области низких концентраций средние коэффициенты активности электролита определяются лишь валентностью образующихся ионов и не зависят от других свойств. Так, например, в этих условиях средние коэффициенты активности бромида калия, нитрата натрия или соляной кислоты одинаковы. Далее было найдено, что средние коэффициенты активности для очень разбавленных растворов зави- [c.40]

Рис. 3. Зависимость среднего коэффициента активности 1-1 валентного электролита от концентрации. Пунктирная линия построена по уравнению (124)

Рис. 4. Зависимость среднего коэффициента активности 1-2 и 2-2 валентных электролитов от концентрации. Пунктирные линии построены по уравнению (124)

Рис. 3.1. Зависимость среднего коэффициента активности от концентрации для 1 — 1-зарядного элекгролита (а) и для 1—2- и 2—2-зарядиых электролитов (б) [пунктирные линии построены по уравнению (3.55) I

Изучение зависимости величин коэффициентов активности, а также активностей от состава раствора, привело Льюиса и его сотрудников к установлению ряда важных эмпирических закономерностей и правил. В частности, они нашли, что в области низких концентраций средние коэффициенты активности электролита определяются валентностью образующихся ионов и не зависят от других свойств. Так, например, в этих условиях сред-ние коэффициенты активности бромида калия, нитрата натрия или соляной кислоты одинаковы. Далее было найдено, что средние коэффициенты активности для очень разбавленных растворов зависят от общей концентрации всех присутствующих электролитов и их валентностей, но не от химической природы электролитов. В связи с этим Льюис и Рендалл ввели понятие ионной силы растворов J, которая определяется как полусумма произведений концентрации ионов на квадраты их валентностей [c.39]

Рис. 12-1. Зависимость моляльных коэффициентов активности НС1 в различных смесях воды и диоксана от концентрации и от содержания диоксана в смеси [31 ]. [Числа на кривых — содержание диоксана в смеси в % (масс.),]

Выражение (17) симметрично относительно замены растворителя и растворенного вещества в области разбавленных растворов. Зависимость логарифма коэффициента активности от концентрации может быть представлена для случая растворов неэлектролитов симметричными кривыми второго порядка. [c.372]

На рис. 27 изображена зависимость логарифма коэффициента активности, определенного экспериментально, от ионной силы раствора для одно-одновалентных электролитов. Пунктирная линия отвечает величине lg7 , полученной расчетом по уравнению (П1, 106). Как видно, при достаточно малых концентрациях экспериментальные кривые почти сливаются с теоретической прямой. Но при более высоких концентрациях предельный закон уже требует поправок [уравнения (П1,108) и (П1,109)]. [c.170]

И действительно, еще до работ Дебая и Гюккеля было показано (Н. Бьеррум— 1908 г., А. Нойес, К. Фальк—1910 г.), что экспериментальные зависимости логарифма коэффициента активности от концентрации в области низких концентраций наряду с формулой Брёнстеда неплохо описываются зависимостями типа [c.209]

Зависимость средних коэффициентов активности от концентрации для галогепидов щелочных металлов представлена па рис. 8. [c.54]

Уравнение (11,39) удовлетворительно согласуется с экспериментальными значениями только для довольно ограниченной области концентраций. При возрастании концентрации, как правило, в водных растворах наблюдается возрастаппе коэффициентов активности (см. рис. 17, кривая 2). В ря/ е случаев идет непрерывное падение коэффициентов активности, но никогда выведенное уравнение не передает точно экспериментально наблюдаемую зависимость. Если простейшее уравнение приложимо для водных растворов с концентрацией ие выше 0,01—0,03 п., то более полное уравнение Дебая пригодно для водных растворов с концентрацией не выше 0,05 н. [c.82]

Особенность растворенных электролитов состоит в том, что для них невозможно определить в рамках термодинамики величины а или у к т.п. отдельных ионов. В соответствии с определением G (1.1) концентрации отдельных ионов — зависимые переменные, поскольку введение в раствор, например, одного моля ионов Na+ обязательно должно сопровождаться введением эквивалентного количества какого-нибудь аниона (или анионов). Следовательно, можно измерить G только для электронейтрального растворенного вещества, например для Na l. Коэффициенты активности для растворенных веществ типа С+А имеют специальное обозначение у+ = у +. у рассматривается как среднее геометрическое из соответствующих значений для катиона и аниона. Если парциальные свободные энергии катиона и аниона аддитивны, то для электролита состава 1 1 (однозарядные катион и анион) [c.25]

Это уравнение получили путем простого вычитания друг из друга соотношений для рКа каждого из индикаторов, не делая каких-либо предположений о коэффициентах активности. Входящие в уравнение (4.6) концентрации можно измерить, а значение рКа индикатора, являющегося более сильным основанием, известно о величине же коэффициентов активности ничего сказать нельзя. Однако можно оценить величину отношения коэффициентов активности, стоящего в правой части уравнения (4.6). Дело в том, что, хотя отношения Ym/ YHin+ и 71п77н1п + меняются в зависимости от природы среды, характер этого изменения для двух индикаторов практически совпадает. Это означает, что величина (7т/7н1п+)Х X (7нш +/71п ) близка к 1, а ее логарифм, следовательно, практически равен нулю. Было показано, что для данной пары индикаторов концентрационный член не зависит от природы кислоты. Таким образом, можно легко определить величину Р а, которая для рассмотренного случая равна 1,11. Разумеется, можно взять третий индикатор, являющийся еще более слабым основанием, и определить его рКа относительно второго по основности индикатора In. Таким образом, пользуясь различными индикаторами, можно построить шкалу кислотности. Возвратимся к уравнению (4.3), записав его в виде [c.59]

Хотя зависимость уравнений (57 — 59) от (54) не представляет сколько-нибудь существенного интереса при исследованиях, относящихся только к изучению зависимости различных коэффициентов активности от концентрации, она приобретает большое значение при изучении влияния изменений состава растворителя на термодинамическое поведение растворенного вещества. При такого рода исследованиях стали широко применяться смешанные растворители, так как их свойства можно изменять непрерывно и в желаемом направлении. Если Mj и il/у —молекулярные веса компонентов бинарной смеси растворителей, а Z и У отражают ее состав в весовых процентах, то в предыдущие уравнения вместо Мi следует подставить среднш молекулярный вес смешанного растворителя [c.28]

Таким образом, химическая термодинамика в равновесных условиях определяет для бинарной двухфазной смеси интегральную аналитическую зависимость между коэффициентами активности и летучести, равновесными концентрациями и сгандартными энергиями Гиббса. Более простое выполнение этой задачи, но теряющее общность вывода, осуществимо путем оовмеотного решеная двух уравнений [c.95]

Хотя в органической фазе коэффициенты активности трудно контролировать, иногда можно выяснить условия, при которых они сохраняются постоянными. Например, Кинг и Рис [44] нашли, что коэффициент активности ТТА в бензоле постоянен для растворов, в которых концентрация 31 для ТТА в органической фазе меньше, чем 10 М, и заметно уменьшается с увеличением концентрации в области 21 >10" М. Аналогичные зависимости коэффициента активности в бензоле от концентрации ТТА обнаружил Рис [58] для следовых концентраций незаряженного комплекса урана (IV) с ТТА. Кроме того, Хафман и Иддингс [36] нашли, что растворимость (а следовательно, коэффициент активности) соответствующего комплекса циркония в бензоле не зависит от концентрации ТТА при условии, что 21 <8- 10-2М. Поэтому кажется вполне удовлетворительным предположение, что коэффициенты активности ТТА и его комплексов с четырех-валеитными металлами в бензоле остаются постоянными в растворах, если 21 < 10 2 М. Коэффициенты активности в бензоле можно также считать постоянными во всей серии измерений, если концентрация ТТА в органической фазе заметно не изменяется. Хотя выполнено мало работ по коэффициентам активности других органических экстрагентов, часто оказывалось, что отношение общих концентраций центральной группы в каждой из фаз зависит только от концентрации свободного лиганда [c.249]

Рис. 12-2. Зависимость моляльноге коэффициента активности от концентрации НС1 и от диэлектриче ской проницаемости растворителя (числа на кривых).

Справочник химика 21

Химия и химическая технология