Коэффициент активности в разбавленных растворах

Метод вычисления коэффициента активности в разбавленных растворах, основанный на теории свободного объема , описан в работе /39]. Для случая, когда один из компонентов неполярен, а индукционное взаимодействие разнородных молекул мало, в результате некоторых упрощений получено следующее выражение [c.30]

Б. Соотношения между коэффициентами активности в разбавленных растворах [c.98]

Как показали Г. Льюис и М. Рендалл (1921), коэффициент активности в разбавленных растворах сильных электролитов имеет одну и ту же величину, если эти растворы имеют одинаковую ионную силу. Коэффициент активности данного электролита в раство- [c.139]

Это уравнение очень удобно для вычисления коэффициентов активности в разбавленных растворах благодаря его простоте. Поскольку при данной температуре первый член справа имеет постоянное значение для всех 1,1-электролитов, то его достаточно вычислить один раз для каждой концентрации, и, таким образом, вычисление сводится к определению линейного члена Хс. В табл. 147 приведены определенные Гуггенгеймом значения X для большого числа электролитов и / (Х = 0) для стандартного электролита для ряда концентраций. С помощью этой таблицы можно вычислять/ вплоть до концентрации 0,1 М с точностью порядка 0,5%, чего вполне достаточно для большинства практических целей. [c.366]

Строго говоря, концентрация в уравнении (3—2) должна быть заменена активностью ионов, представляющей собой своего рода исправленную концентрацию, учитывающую взаимодействие ионов друг с другом и с молекулами растворителя. Активность а равна произведению концентрации С на величину у, называемую коэффициентом активности. В разбавленных растворах (менее 0,001 М) коэффициент активности по существу становится равным единице, а активность и концентрация равными друг другу. В этой книге мы будем часто иметь дело с разбавленными растворами, поэтому активность можно заменять молярностью. Те случаи, где подобного рода замена недопустима, будут указаны. , [c.35]

В гл. 4 после обсуждения поведения коэффициентов активностей в разбавленных растворах мы вновь рассмотрим метод применения вторичного стандартного состояния к приведенным выше ячейкам. Цель состоит в том, чтобы проводить экстраполяцию к бесконечному разбавлению таким способом, который обеспечивает наибольшую точность. [c.68]

Имеются два эффекта разбавления, которые целесообразно рассматривать отдельно. Первый — это влияние разбавления на равновесие воды, которая является одновременно и слабой кислотой и слабым основанием. Он вызывает сдвиг в нейтральную область. Второй — это влияние разбавления на коэффициент активности. В разбавленных растворах, где применимо уравнение (V. 27), значение dlgyldl всегда отрицательно. Изменения в меж-ионном взаимодействии при разбавлении раствора имеют тенденцию увеличивать коэффициенты активности и повышать величину pH растворов сильных оснований, слабокислых буферных растворов [значение 2z+l) отрицательно] и кислых солей [сравнить уравнения (V. 19), (V. 27) и (V. 29)]. Значение pH растворов сильных кислот [уравнение (V. 19)] и буферных растворов, состоящих из слабых оснований и их солей [уравнение (V. 27), где (224-1) положительно] имеет тенденцию уменьшаться. Суммарный результат этих двух эффектов состоит в том, что pH слабокислотных буферных систем, имеющих pH больше 7, проходит через максимум при низкой концентрации. Таким же образом pH растворов, состоящих из слабого основания и его соли, может пройти через минимум, если основание настолько слабое, что pH раствора меньше 7. [c.105]

В 1922 г. Я. Бренстед установил эмпирическую зависи.мость для коэффициентов активности в разбавленных растворах электролита [c.188]

На стр. 189 было отмечено, что хотя коэффициенты активности в разбавленных растворах, как правило, уменьшаются с возрастанием концентрации в соответствии с уравнением (58), однако при более высоких концентрациях их значения часто проходят через минимум. Интересно выяснить, в какой мере можно объяснить это явление, хотя бы качественно, с по- [c.212]

Величины Ус V называют моляльным, молярным и рациональным коэффициентами активности. В разбавленных растворах (при выборе упомянутого выше стандартного состояния) коэффициенты активности в разных шкалах численно весьма близки, по мере увеличения концентрации различие между ними возрастает. В растворах неэлектролитов обычно используются рациональные коэффициенты активности. Индекс I относят к компонентам системы, которые могут присутствовать в молекулярной или иной форме. [c.101]

Повышение растворимости в воде малорастворимого электролита при добавлении солей, не содержащих общих с ними ионов, может быть объяснено понижением коэффициента активности в разбавленных растворах по мере роста ионной силы. Пусть по предыдущему [К ]/к--[А ]/а = ПР, или ПР [c.24]

Как показал Льюис и Рендалл (1921 г.), коэффициент активности в разбавленных растворах сильных электролитов имеет одну и ту же величину, если эти растворы имеют одинаковую ионную силу. Ионная сила раствора J) равна половине суммы ионных концентраций, каждая из которых умножена на квадрат валентности иона [c.146]

При описании ионных реакций очень ван но учитывать коэффициент активности. В разбавленных растворах для оценки величин у может быть использована предельная форма закона Дебая — Хюккеля. Определяя значения А + и АЯ+ для набора реагентов или изменений растворителей, можно получить много дополнительных данных по этому вопросу имеется ряд превосходных обзоров [97, 98]. [c.505]

Предпринимались попытки установить связь между ионообменным сродством и размерами ионов. В результате экспериментов с неорганическими ионитами Вигнер [103] показал, что в пределах одной группы периодической системы ионы удерживаются ионитом тем сильнее, чем больше их радиус (в негидратированном состоянии). Как можно видеть из ириведенных выше рядов сродства, это правило остается в силе и для ионитов. Отсюда, ио-видимому, следует, что различия в сродстве связаны с коэффициентами активности в фазе ионита, так как между ионными радиусами и коэффициентами активности в обычных растворах электролитов существует хорошо известная зависимость. В этой связи уместно отметить, что Бойд, Шуберт и Адамсон [23] нашли простое соотношение между коэффициентом избирательности и одним из параметров (так называемым расстоянием наибольшего сближения) теории Дебая— Хюккеля для коэффициентов активности в разбавленных растворах (см. также [73]). Связь между радиусами гидратированных ионов и ионообменным сродством подробно рассмотрена Грегором [48]. Кроме ионных радиусов, на селективность влияют и другие факторы. Наиболее важными из пих являются образование ионных пар [48] и ван-дер-ваальсовы силы взаимодействия ионов между собой и с матрицей ионита [48, 73]. Ван-дер-ваальсовы силы особенно важны в системах, содержащих органические катионы. [c.68]

Если значения /7 и уис выбраны для частного термодинамического состояния системы, то значение уис в других состояниях можно определить путем измерений потенциала и применения уравнения (20-2). Значения потенциалов ячеек можно воспроизвести по табулированным значениям 7ысь Использованное при этом стандартное состояние определяется соотношением (14-5), хотя это стандартное состояние и трудно осупхествить экспериментально. Эти трудности связаны с возрастающим относительным влиянием примесей в разбавленных растворах, неточностями при определении концентрации хлорида лития, быстрым изменением коэффициента активности в разбавленных растворах и влиянием растворимости хлорида таллия, которое может стать значительным в разбавленных растворах. Тем не менее это стандартное состояние используется ввиду отсутствия иной логической возможности. Его преимущество состоит в том, что для всех растворенных компонентов стандартное состояние по существу одно и то же, и поэтому выражения для коэффициентов активности в случае многокомпонентных растворов упрощаются. [c.67]

Согласно этой формуле, получившей экспериментальное подтверждение, логарифм коэффициента активности пророрциона-лен квадратному корню из ионной силы. Это более сильная концентрационная зависимость, чем в случае растворов неэлектролитов. Параметр а в предельный закон не входит. Все величины, входяш.ие в а и а, можно измерить независимо. Неэлектрический вклад в логарифм коэффициента активности в разбавленных растворах должен быть пропорционален концентрации или ионной силе в первой степени. Таким образом, предельный закон Дебая—Хюккеля имеет место по той причине, что влияние дальнодействуюш.их электрических сил намного превышает другие эффекты. Впрочем, другие эффекты в теории Дебая— Хюккеля не рассматриваются, так что ее применимость ограничена разбавленными растворами. [c.102]

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]

Первым применением элементов без жидкостных соединений для изучения диссоциацни воды было онределение ионного произведения тиШоц н определение функции коэффициента активности Уц /он/ Иоо растворах соле1[ при 25° [6]. Было показано, что последняя величина стремится к значению, соответствующему предельному закону для коэффициентов активности в разбавленных растворах солей [7]. Для расчетов было использовано значенио константы диссоциации, полученное из других данных. Ири последующих исследованиях составлялись различные комбинации из элементов без и идкостных соединений [c.450]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология