Коэффициент активности слабой средний, уравнение

Молярные объемы жидких веществ, необходимые для расчета поправки Пойнтинга и входящие в некоторые уравнения для коэффициентов активности (например, в уравнение Вильсона), в отличие от р , сравнительно слабо влияют на равновесные характеристики систем и нет нужды добиваться высокой точности их расчета. Погрешность в 1—3 %, которую дает корреляция Йена и Вудса при средних и низких давлениях, вполне приемлема при расчете парожидкостного равновесия. [c.167]

Число ионов в растворе можно определить из аналитической концентрации электролита, так как он считается полностью диссоциированным (а= 1). Теорию Дебая и. Гюккеля поэтому иногда называют теорией полной диссоциации. Однако ее можно применить и в тех случаях, когда аф. Действительно, определив из интенсивности светопоглощения величину степени диссоциации раствора слабого электролита, можно найти истинную концентрацию его ионов, а затем по уравнению (П-60) и средний коэффициент активности. [c.51]

Для вывода уравнений кривых титрования используют общие принципы. Во-первых, составляют уравнения, число которых равно числу неизвестных величин (не считая коэффициентов активности ионов), таких, как электронейтральность раствора, произведения активностей ионов воды и осадков, константы диссоциации слабых электролитов (кислот, оснований, комплексов), уравнения материального баланса взятых и полученных веществ. Затем проводят математические преобразования с целью получения одного линейного уравнения той или иной степени, содержащего, не считая коэффициентов активности ионов, одну неизвестную величину — концентрацию одного из ионов. В некоторых случаях не удается получить линейное уравнение, тогда приходят к системам уравнений, доступных для программирования на ЭВМ. Уравнения решают методом последовательных приближений. Сначала проводят вычисления при /= 1. После решения основного уравнения находят концентрации всех других ионов при помощи уравнений, которые положены в основу расчетов. Затем находят ионную силу раствора и вычисляют средний коэффициент активности ионов. После этого повторяют вычисление с учетом коэффициентов активности ионов. После двух-трех приближений значения коэффициентов активностей и равновесных концентраций ионов становятся практически постоянными. [c.40]

Уравнения кривых титрования. В уравнении электронейтральности раствора концентрации всех ионов (кроме водородных и гидроксильных) заменяют на известные величины — концентрации электролитов или на значения концентраций анионов слабых кислот и катионов слабых оснований, выраженные соответствующими формулами. Кроме того, если титруют электролит или смесь электролитов, проявляющих кислотный характер, концентрацию гидроксильных ионов выражают через концентрацию водородных ионов, исходя из произведения активностей ионов воды. В случае титрования электролитов основного характера, наоборот, концентрацию водородных ионов выражают через концентрацию гидроксильных ионов. После этой замены проводят математическое преобразование и получают линейные уравнения той или иной степени, содержащие две неизвестные величины — концентрацию водородных (или гидроксильных) ионов и средний коэффициент активности одновалентных ионов. Например, уравнение кривой титрования слабых одноосновных кислот растворами сильных оснований представляется в следующем виде [c.74]

Неравновесные реакции (слабая неравновесность). Макроскопическая скорость реакции много меньше макроскопической скорости всех релаксационных процессов. Однако макроскопический коэффициент скорости (см. (2.57)) есть среднее из всех микроскопических коэффициентов скорости молекул, находящихся на разных уровнях, и может случиться так, что микроскопические скорости реакций для некоторых квантовых состояний окажутся больше микроскопических скоростей релаксации. В этом случае Макроскопическое уравнение для скорости реакции, содержащее концентрации, построить все же можно, однако оно не будет иметь обычной Аррениусовой формы (1.77). Объясняется это тем, что макроскопическая скорость определяется лишь скоростью активации, а поскольку вблизи порога активации имеет место обеднение высокоэнергетической части распределения, то средняя энергия активных молекул (т. е. молекул, имеющих запас энергии выше энергии активации Е > Ед и в принципе способных к реакции) меньше средней энергии активных молекул для случая равновесного распределения Е < Е . Это вызывает повышение эффективной энергии активации, причем величина повышения определяется механизмом активации (сильные столкновения либо многоступенчатая активация — дезактивация). [c.97]

Системы с многокомпонентными водными фазами. Водная фаза рассматривавшихся экстракционных систем представляла собой водный раствор одного электролита (неэлектролита в случае Н С12). Большой практический и научный интерес представляет задача количественного описания систем с водной фазой, содержащей несколько электролитов (кислоты, высалива-тели и др.), требующая определения среднего ионного коэффициента активности распределяющегося электролита в водной фазе как функции ее состава, а во многих случаях также количественного учета процессов комплексообразования в водной фазе. Для водных систем со слабым комплексообразованием большие возможности открывает расчет коэффициентов активности с помощью уравнения Мак-Кея и Перринга при использовании правила Здановского (см. [91). Если стехиометрия процессов в органической фазе и константы экстракции известны, возможно также экспериментальное определение коэффициента активности извлекаемой соли в смешанном воднол растворе. [c.70]

Как уже отмечалось, введение нейтральных электролитов в раствор слабой кислоты вызывает солевой эффект, проявляющийся в увеличении концентрационной констацты диссоциации слабой кислоты. У одноосновных кислот в области средних значений ионной силы этот эффект невелик и им часто можно пренебречь. У многоосновных кислот продуктами диссоциации являются двухзарядные или еще более высокого заряда ионы, поэтому эффект ионной силы в соответствии с уравнением (2.11) увеличивается. Это всегда следует иметь в виду, хотя при проведении приближенных расчетов коэффициенты активности часто не учитываются. Учет эффекта ионной силы бывает совершенно необходим при сравнении, например, силы кислот, устойчивости комплексов и т. д. Обязательным условием сравнения является рассмотрение свойств при одинаковой ионной силе, созданной одним и тем же электролитом. [c.61]

Многозарядные ионы образуют слабые перхлоратные комплексы (это было показано на примере равновесия но в концентрированном растворе перхлората нельзя различить с помощью потенциометрических измерений или измерений растворимости перхлоратные лиганды и лиганды воды . Как видно из рис. XII. 3, уравнение Дэвиса хорошо описывает данные о среднем коэффициенте активности перхлората натрия, так что значения коэффициентов активности в растворах Na lOe должны достаточно хорошо оцениваться по уравнению Дэвиса. [c.376]