Примеры вычисления ионной силы раствора

Примеры вычисления ионной силы раствора [c.72]

Пример 1. Вычисление ионной силы раствора сильного электролита. [c.94]

Приведем несколько примеров вычисления ионной силы раствора. [c.73]

Если растворимость электролита не настолько мала, чтобы можно было не считаться с действием междуионных сил, при вычислении ПР необходимо рассчитать ионную силу раствора и по ней определить величины коэффициентов активности ионов. Ход вычисления в этом случае рассмотрен в примере 1 на стр. 91—92 (п. б ). [c.87]

Изучить возможность образования растворов сильных электролитов. Рассчитать активность и ионную силу растворов с использованием примеров вычисления. [c.79]

Приведем пример вычисления ионной силы раствора для 0,4 М раствора ЫагЗО . Для решения используем формулу (IV, 11) [c.118]

Как видно из примеров 1 и 2, величина pH буферных смесей, казалось бы, не должна изменяться при разбавлении раствора. В действительности она, однако, несколько меняется, что зависит от изменения коэффициентов активности ионов в связи с уменьшением ионной силы раствора при разбавлении. Проводя вычисления с учетом коэффициентов активности, нетрудно подсчитать величину изменения pH при разбавлении. Так, в примере 2 pH возрастает приблизительно на 0,07 единицы. [c.107]

Этот метод вычисления можно проиллюстрировать на примере хлористого таллия, растворимость которого была измерена в присутствии различных количеств других электролитов, причем одни из них имели общий ион с солью, образующей насыщенный раствор, другие же не имели общего иона. Путем графического изображения величин с для ионов таллия и хлора как функции от ионной силы и экстраполяции на значение ионной силы, равное нулю, было найдено, что которое в этом случае равняется составляет 0,01428 при 25° (рис. 58). Таким образом, согласно уравнению (123), средний коэффициент активности хлористого таллия в любом насыщенном растворе равняется [c.245]

Подобные расчеты в будущем, по нашему мнению, могли бы быть весьма продуктивными, хотя можно было бы перечислить еще целый ряд несовершенств чисто электростатических вычислений. Тем не менее следует признать, что трудности, стоящие на квантовостатистическом пути, в настоящее время егце так велики, что о получении результатов, удовлетворительно согласующихся с опытом п. следовательно, позволяющих предсказывать недостающие опытные значения, говорить еще рано. Ценными для физико-химика, занимающегося экспериментальным изучением электролитных растворов и вынужденного оперировать электростатическими представлениями при обработке данных, пока являются лишь отдельные качественные выводы. Например, Ю. А. Кругляк [24] показал, что ошибка при электростатическом расчете энергии сольватации иона, связанная с неучетом ковалентности связи А" —Ме, уменьшается в ряду Н+ > > > Ка+ > > КЬ+ >> Сз+ ив аналогичном ряду для ионов щелочноземельных металлов, причем размеры этих ошибок для ионов со структурой инертных газов невелики. Н. А. Измайловым и Ю. А. Кругляком установлена закономерная связь между термодинамическими функциями сольватации ионов и главными квантовыми числами акцепторных орбиталей этих ионов, дано качественное обоснование малых различий энергий сольватации ионов в различных растворителях и т. д. Можно было бы привести еще ряд подобных примеров. Такие выводы безусловно ценны для контроля достоверности результатов электростатических вычислений, но сами не приводят к получению сравнимых с опытом величин. Для такого сопоставления и сейчас пригодны только расчеты, основанные на электростатике с попытками частичного отражения добавочных эффектов, например действия дисперсионных сил (см. гл. IV). [c.14]

Рассмотрим несколько примеров растворимости ацетатов серебра в растворах, содержащих различные количества сильной кислоты. Строгое рассмотрение требует учета эффекта ионной силы, концентраций комплексов ацетата и гидроокиси серебра, а также возможности осаждения окиси. Ради простоты, однако, все перечисленные факторы не будут учтены и вычисленная растворимость окажется заниженной по сравнению с истинной. [c.169]

Для того чтобы избавить исследователей от достаточно кропотливого вычисления состава буфера, во многих публикациях приводятся таблицы состава типовых буферных растворов. В качестве примера в табл. 3-3 указано несколько таких составов. Г тем смешения двух компонентов в соответствующих пропорциях мы получаем буферные растворы с рИ, приведенными в последней графе. Конечно, такие растворы нельзя применять в областях, достаточно далеких от значения pH = если требуется большая буферная емкость. Значения pH, приведенные в этой таблице, рассчитывались с учетом ионной силы,. поэтому они соответствуют активностям ионов водорода. [c.117]

Приводим несколько примеров вычисления растворимости не->торых солей как приближенно, так и точно, с учетом ионной 1ЛЫ. При вычислении с учетом ионной силы раствора полу-аются более точные данные, причем растворимость (в г/л) полу-ается больше, в особенности в присутствии посторонних ионов. [c.69]

В приведенных на стр. 96 и 97 примерах вычисления концентрации ионов водорода были проведены без учета ионной силы. Расчет показывает, что активность ионов водорода в буферных растворах [c.98]

Вычисления, основанные на нормальных окислительных потенциалах, могут быть точными только для строго обратимых реакций и при условии, что в формулах концентрации ионов заменены их активностями. Особенно это относится к ионам высокой валентности, например в системах Се +/Се= + Т +/Т = + [Ре(СМ)в1 /[РеСМ)бИ . В этих примерах окислительной потенциал сильно зависит от ионной силы раствора. [c.388]

Рассмотрим способы вычисления концентрации ионов металла и построения кривой титрования. Для упрощения расчетов примем, что ионная сила раствора в процессе титрования не изменяется, а значение pH поддерживается постоянным посредством введения буферного раствора. В качестве примера ниже приведены расчеты титрования соли иагния раство ром ЭДТА (Н4 ). [c.274]

При вычислении по приближенно.му уравнению (2) получили бы pH 4,43. В данном примере ионная сила раствора еще больше, так как концентрация Hз OONa равна 0,1 моль в 1 л. [c.111]

Изложенный в книге теоретический материал (математические зависимости, уравнения, формулы, номограммы) подкреплен большим числом конкретных расчетных примеров в конце каждой главы приведены некоторые упражнения и типовые задачи с ответами. Численные значения констант равновесий, использованных в расчетах, взяты в основном из справочника Силлена и Марчелла [18]. Для получения однозначных результатов ответы к большинству задач, помещенных в конце каждой главы, получены с использованием констант равновесий, приведенных в справочнике Ю. Ю. Лурье [19]. Оттуда же взяты значения коэффициентов активности ионов при ионной силе раствора / 0,1, Вычисления коэффициентов активности ионов и концентрационных констант равновесий при />0,1 во всех случаях выполнены с использованием уравйения Дэвиса. [c.4]

Пример 3. Вычисление среднего коэффициента активности сильного электролита по ионной силе раствора. Определите средний коэффициент активности ионов нитрата серебра в водном растворе, в котором в 1000 г воды растворено 0,01 моля AgNOj. [c.95]

Поскольку, однако, aKTHBtto Tb каждого данного иона зависит не только от концентрации электролита, но и от концентраций и величин зарядов всех других присутствующих в растворе ионов, в большинстве встречающихся на практике случаев пользоваться величинами активностей при вычислении оказывается затруднительным. Поэтому их обычно заменяют концентрациями, пренебрегая проистекающей отсюда погрешностью. В растворах слабых электролитов концентрации ионов незначительны, ионы находятся далеко друг от друга и междуионные силы роли не играют. Поэтому активности в этом случае практически равны концентрациям и указанная погрешность весьма невелика Если, однако, в растворе присутствуют также какие-либо сильные электро литы, междуионные силы возрастают. Вследствие этого активности ионов долж ны значительно отличаться от их концентраций и прнто.м тем больше, чем боль ше концентрации и заряды всех присутствующих в растворе ионов. Поэтому вы числения, подобные приведенному в расс.мотренном выше при.мере 3, не могу давать точных результатов. Однако качественно они обычно хорошо оправды ваются на опыте, а во многих случаях только качественная сторона дела на и интересует. Так, например, несмотря на указанную выше неточность вычис ления в примере 3, это вычисление все же приводит нас к совершенно правиль ному выводу о том, что концентрация ионов ОН" должна сильно понижаться при прибавлении к раствору аммиака соли аммония. [c.52]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология