Коэффициент активности рациональный, уравнение

Гуггенгейм [49] объединил теорию Дебая и Гюккеля с упрощенной теорией специфического взаимодействия для объяснения свойств 1,1-электролитов в интервале концентраций 0 — 0,1 М. Он выбрал стандартный электролит, обладающий свойствами идеального электролита Дебая и Гюккеля , т, е. такой электролит, рациональный коэффициент активности которого определяется уравнением (34) гл. III [c.365]

Прежде чем закончить этот параграф, необходимо представить предельный закон в нескольких различных формах, которые будут использованы в дальнейшем. Во многих случаях более удобно использовать у, т. е. коэффициент активности, соответствующий моляльной концентрации (число молей на килограмм растворителя), чем рациональный коэффициент активности /. Из уравнений (57) гл. I и (18) получаем [c.50]

Следовательно, концентрация насыщающей раствор соли Лр Bql может изменяться при постоянстве значения рационального коэффициента активности по уравнению (И) [c.97]

Рассчитанные по уравнению (III.54) значения lg/ можно сопоставить с экспериментальными данными. При этом следует учитывать, что теория дает средний рациональный коэффициент активности / > а экспериментальные данные для растворов электролитов обычно приводятся в шкале моляльностей (y ) и их поэтому необходимо пересчитывать по формуле (П1.20). Согласно формуле (П1.20) в разбавленных растворах (m 0,01)f но при больших концентрациях различие в величинах и v [c.45]

Мы вывели уравнение для величины рационального коэффициента активности у у = Во многих случаях необходимо пользоваться прак- [c.79]

Уравнения (VII. 69) и (VII. 70) называют уравнениями Дебая— Хюккеля I- и 2-го приближений для среднего коэффициента активности электролита. Рассчитанные по этим уравнениям значения lgv можно сравнить с экспериментальными значениями и тем самым установить концентрационные области применения уравнений 1-го и 2-го приближений. Следует иметь в виду, что эти уравнения дают значения рациональных средних коэффициентов активности, когда концентрации выражены в мол. долях. [c.438]

Соотношение между коэффициентами активности, выраженными в разных концентрационных шкалах, можно получить на основании следующих соображений. Уравнение связи между практическим (моляльным) ут и рациональным ух коэффициентами активности непосредственно следует из уравнения ( 1.14) [c.103]

Рациональный коэффициент активности растворителя определяется уравнением [c.29]

Коэффициенты активности находятся в зависимости от диэлектрической проницаемости среды. Чем ниже диэлектрическая проницаемость, тем ниже коэффициент активности при одной и той же концентрации. Мы вывели уравнение для величины рационального коэффициента [c.106]

Уравнение (163) отличается от соответствующего уравнения второго приближения теории Дебая и Гюккеля поправками на сольватацию ионов. Если не учитывать процесса сольватации, то число гидратации п будет равно нулю, второе слагаемое в правой части уравнения (163) также обратится в нуль, а третье слагаемое упростится до Ig (1 + 0,001 Mvm), что отвечает коэффициенту перехода от рациональных коэффициентов активности к коэффициентам активности mf- [c.85]

Следует принять во внимание то обстоятельство, что полученные по методу Дебая — Гюккеля коэффициенты активности представляют собой так называемые рациональные коэффициенты (стр. 185). Для перехода к практическим коэффициентам активности надо воспользоваться уравнением (19). Если растворителем служит вода, так что Mi = 18, получается соотношение [c.208]

Из уравнения ( .48) для шкалы молярных долей получаем следующее уравнение для отношения рациональных коэффициентов активности резинатов при различных йз [c.146]

Для расчета величины по уравнению (VI. 10) надо знать величину п, которая должна быть определена независимым путем (раздел VI.3, стр. 174). Рациональный коэффициент активности растворителя в фазе ионита определяется формулой [c.169]

Из уравнения (7) вытекает, что для сохранения постоянного значения рационального коэффициента активности насыщающей раствор соли в системе Лр В,—НаО, изменение количества растворенной соли должно сопровождаться изменением количества растворителя. По-видимому, этот результат самоочевиден и не требует других доказательств. [c.96]

До СИХ пор мы говорили о молярных активностях и соответствующим им молярных коэффициентах активности [уравнение (1.45)]. Существуют еще две формы выражения активности и соответственно коэффициентов активности моляльная активность йт и рациональная активность а [c.16]

На основании (1.54) или (1.55) приходим к тому же уравнению Нернста (1.44), но выраженному через моляльные или рациональные активности, либо моляльные концентрации или мольные доли и соответствующие моляльные и рациональные-коэффициенты активности. При этом значение стандартного ОВ потенциала изменяется на постоянное слагаемое, содержащее плотность чистого растворителя [переход к ( °Ox/Red)m] либо плотность и молярную массу растворителя [переход к ( °ох/кеа) я]. Для водных растворов, поскольку для воды ро 1, активности йс йт и, следовательно, стандартные потенциалы ( °0х/Ееа)с и (Е°ох/пед)т практически одинаковы. Поэтому, хотя экспериментально чаще определяют с помощью уравнений, содержащих моляльные активности, второй потенциал, мы будем , пользоваться последним (без индексов т или с ) и для уравнений типа (1.44), содержащих молярные активности. При этом нужно помнить, что речь идет только о водных растворах. Переход же к ( °ox/Red)з и для водных, и других растворов, требует внесения определенной поправки. Проиллюстрируем это, используя практически важное соотнощение для ОВ потенциа- ч ла амальгамы металла, хотя в нем и не все активности выраже- ны через [c.17]

Из этого уравнения также следует, что при ш ->-0 / ->7 , т. е. в очень разбавленных растворах разница между рациональным и практическим коэффициентами активности исчезает. Аналогично получается связь между коэффициентами активности, если концентрацию выражать в киломолях на кубический метр. [c.40]

Отличие среднего ионного коэффициента активности электролита от единицы может служить мерой отклонения раствора от идеальности. Следует, однако, оговориться, что для раствора любой концентрации это справедливо только в том случае, если концентрация выражается в мольных долях (М). т. е. используется рациональный коэффициент активности Д, определяемый уравнением [c.22]

Уравнение (111.54) можно сопоставить с экспериментальными данными. При этом следует учитывать, что теория дает средний рациональный коэффициент активности а экспериментальные данные для растворов электролитов обычно приводятся в гикале моляльностей (Yj ) и их поэтому необходимо пересчитывать по формуле (111.20). Согласно формуле (III.20) в разбавленных растворах (/п 0,01) но при больших концентрациях различие в величинах и становится существенным. Так, например, для водных растворов Na l при т=0, lgv =-0,1088, lgf<" =-0,1072, апри т= Ig у =-0,1825, Ig / =-0,1671. [c.38]

Здесь X - молярная доля растворителя, /] - коэффициент активности растворителя в шкале молярных долей (рациональный коэффициент активности). Если выразить концентрацию растворителя через мо-ляльность, то уравнение (2.2) запишется через осмотический коэффициент Ф в виде [c.49]

В гл. III было показано, что предельное выражение для среднего рационального коэффициента активности сильного электролита, диссоциирующего на р видов ионов, имеет вид [уравнение (18) гл. III] [c.121]

Уравнение (40) представляет собой обобщенное уравнение теории Дебая и Гюккеля. Первый член в правой части — обычное выражение для перехода от рационального коэффициента активности к стехиометрическому коэффициенту Первые два члена в скобках совпадают по существу с соответствующими членами уравнения Дебая и Гюккеля, выражающими взаимодействие зарядов, за исключением того, что / определяется не для неизменного значения диэлектрической постоянной а ДЛя ее переменного значения В. В то время как Гюккель принимал, что диэлектрическая постоянная линейно зависит от молярности электролита, Скэтчард воспользовался соотношением /> = Х>оУоЛ о/У> полученным Вайменом [52] для растворов неэлектролитов. Влияние этого различия на величину / оказывается незначительным оно пропорционально числу ионов в единице объема растворителя. Третий член в скобках отражает высаливающее действие, т. е. взаимодействие ионов с молекулами, и соответствует выражению Дебая [c.368]

В выражении (162) средний коэффициент активности является рациональным коэффициентом, а средний коэффициент активности дан по шкале моляльностей т — моляльность растворенного вещества, М — молекулярный вес растворителя, а as — его активность. Подставляя в уравнение (162) значение Ig дт/ из (161) и решая полученное уравнение относительно lgmf , получим [c.84]

В случае сравнительно концентрированных растворов следует пользоваться полным уравнением (63). Было показано, что> путем подбора соответствующих значений двух параметров а и С можно правильно представить зависимость коэффициента активности от концентрации для ряда электролитов с моляль-ностями от 0,001 до 1, а иногда и до 3. Значения С для водных растворов лежат, повидимому, приблизительно между 0,05 и 0,15. При более высоких концентрациях нужно учитывать различие между рациональным и стехиометрическим коэффициентами активности. Опытным путем определяется стехиометрический коэффициент активности, который можно представить в форме видоизмененного уравнения (63). Таким образом (ср. стр. 184), [c.218]

При выборе чистых моноформ ионита, находящихся в равновесии с растворителем в качестве отсчетного состояния, коэффициенты /в к и /д д в уравнении (V. 35) равны единице. Точно так же необходим и осуществляемый по формулам типа (1.34) пересчет коэффициентов активности по Гейнсу и Томасу к рациональным коэффициентам активности . [c.140]

Из уравнения (2) следует, что в равновесных системах, когда активность компонента (а,- ) постсянна, молярная доля (Ы / ) и коэффициент активносп (f,.) могут изменяться в широких пределах как обратно пропорциональные величины. В этом случае постоянство коэффициента активности I ) требует и постоянства молярной доли (Ny), т. е. концентрации раствора. Однако концентрация насыщающего раствор компонента (1).выраженная его молярной долей (М, ), в многокомпонентной системе может оставаться постоянной при заметных изменениях состава раствора. В таких случаях некоторое изменение состава раствора без изменения значения молярной доли насыщающего раствор компонента не должно вызывать изменения рационального коэффициента активности. [c.95]

Как следует из уравнения (11), растворимость насыщающей раствор соли Ар,Вд, в присутствии в растворе посторонней соли p2Dq,,, не имеющей с нею общих ионов, даже при постоянстве рационального коэффициента активности [c.97]

Последнее выражение описывает индивидуальный ионный коэффициент активности. Уравнение среднего рационального коэффициента активности электролита, диссоциирующего на VI катионов заряда Х1 и V2 анионов заряда гг, согласно уравнению (П.52), имеет вид [c.42]

В право11 части (6.5) три слагаемых. Первое (индекс г относится к неэлектролитам) реализуется в том случае, если в растворе, иомимо э,1ек1р0ЛП10в, присутств ют также вещества, не диссоциирующие на ионы. Второе слагаемое относится к веществам, диссоциирующим на ионы (но не к ионам ). Видно, что при использовании среднего рационального коэффициента активности в каждом члене появляется дополнительный множитель у.,.. Особенно интересно третье слагаемое — оно появляется только в то.м случае, если хотя бы два электролита, находящиеся в растворе, имеют общие ионы (или ион). Это видно из того, что под знаком суммы по / стоит произведение у.-Л , при к ф 5 (индексы 5 и / относятся к диссоциирующим веществам и пробегают те же значения, что п индекс к). Таким образом, сам вид преобразованного уравнения адсорбции зависит от наличия или отсутствия общих ионов в используемых веществах. Если общих ионов нет, то уравнение (6.5) принимает более простую форму [c.33]

Уравнение изотермы реакции имеет фундаментальное значение в химии. На основании знака ДС можно судить о возможности или невозможности протекания данной реакции. Если А0<0, т. е. работоспособность системы в результате реакции уменьшается, реакция принципиально возможна если же Д0>0, то реакция не можетЪротекать самопроизвольно (возможна обратная реакция). Уравнения (У.8) и (У.9) показывают, что независимо от того, в каких единицах выражены активности, т. е. какова величина выражения под знаком логарифма, сумма двух членов в (У.В) должна равняться работе реакции. Это значит, что разности химических потенциалов не зависят от выбора единиц концентраций участников реакции. Изменения члена ЯТ па компенсируются соответствующими изменениями цо- Активность можно выразить через мольные доли х посредством коэффициента у (рациональный коэффициент) йх=ух, или через мольно-объемные концентрации с а =1с, или через моляльности т ат=у пг. [c.138]

Накопленный опыт позволил составить унифицированную методику расчета физико-химических свойств со всевозможными сочетаниями независимых переменных — температуры, давления и концентрации компонентов. В данном разделе рассмотрены наиболее рациональные методы расчета физико-химических свойств многокомпонентных водных растворов электролитов. Приведены уточненные по экспериментальным данным методами регрессионного анализа коэффициенты эмпирических формул Эзрохи для активности воды, плотности и вязкости, уравнений Риделя для теплопроводности, Ранкина для давления паров воды над раствором, а также коэффициенты формул для расчета теплоемкости, температур кипения и замерзания по Здановскому и поверхностного натяжения на границе между жидкостью и газом. [c.40]