Моляльность стехиометрическая

В зависимости от способа выражения концентрации численное значение коэффициента активности различно. Обычно используют коэффициент активности V — рациональный (прн выражении концентрации в мол. долях) и стехиометрические Ус — молярный (если концентрация молярно-объемная — сг) Ут —моляльный (если концентрация молярно-массовая — тО. [c.66]

Средний стехиометрический моляльный коэффициент активности ионов у наиболее часто применяется на практике и обычно называется практическим коэффициентом активности. Средний стехиометрический молярный коэффициент активности ионов г/ не нашел столь широкого применения, чтобы получить особое сокращенное наименование. В последующих главах все три коэффициента будут именоваться просто коэффициентами активности . [c.27]

В уравнении (7) фигурируют стехиометрический коэффициент активности и моляльность. Величину Е можно выразить также с помощью уравнения [c.394]

В этом выражении представляет собой средний коэффициент активности электролита, тп — его стехиометрическую моляльность, — коэффициент активности гидратированных ионов, тп — их моляльность. Если допустить, что электролит полностью диссоциирован при всех концентрациях, т можно выразить следующим уравнением [c.573]

Величина у называется средним стехиометрическим моляльным коэффициентом активности ионов или практическим коэффициентом активности. [c.359]

Если стехиометрическая моляльная концентрация HgA в данном растворе равна Мг, а стехиометрическая моляльная [c.429]

Для V рекомендовано определение стехиометрический средний, коэффициент моляльной (или другой тип концентрационной переменной) активности (практический коэффициент активности) электролита В обозначение у .— Прим. перев. [c.20]

Таким образом, в общем случае энтропия и теплоемкость стехиометрической смеси ионов в растворе является кажущейся парциальной моляльной энтропией и теплоемкостью стехиометрической смеси цх в растворе. Энтропия и теплоемкость индивидуальных ионов в растворе — условные величины. [c.105]

В зависимости от способа выражения концентрации коэффициент активности меняет свое численное значение. Обычно различают коэффициент активности, рациональный (при выражении концентрации в молярных долях) и стехиометрический молярный (если концентрация молярно-объемная — с,) или моляльный (если концентрация молярно-весовая — тг), [c.43]

При изучении сложных равновесий желательно поэтому попытаться контролировать коэффициенты активности путем использования буфер--ного электролита, строго идентифицировать комплексы и определять стехиометрические константы устойчивости, относящиеся к конкретным солевым средам. Использование солевых сред для контроля коэффициентов активности было описано в обзоре Бидерманна и Силлена [28], но этот метод часто понимается неправильно. Коэффициенты активности считаются зависящими только от ионной силы (Л в очень разбавленных растворах (<0,1-моляльных), так что очень прочные комплексы можно исследовать в растворах, сильно отличающихся по составу, если ионная сила невелика и постоянна. Так, аминополикарбоксилатные равновесия можно изучать в средах, доведенных до ==0,1-моляльной добавлением хлорида или нитрата калия. Однако исследования более слабых комплексов требуют гораздо больших концентраций свободного лиганда и поэтому для заряженных лигандов — большей ионной силы. Коэффициенты активности не одинаковы, в двух растворах, один из которых состоит в основном из [c.17]

Способность водных растворов кислот протонировать основания, как это выражается функцией Но, увеличивается намного быстрее, чем стехио-метрическая концентрация минеральной кислоты. Кроме того, если концентрацию выразить в единицах моляльности минеральной кислоты, то Яо для раствора с заданным содержанием воды почти не зависит от природы аниона кислоты. Эти факты подтверждают, что кислотность Яо тесно связана с природой протона в сильнокислых растворах и, естественно, с активностью воды, которая должна обеспечивать сольватацию протона. С помощью простой зависимости, включающей в себя стехиометрическую кислотность, активность воды и число гидратации четыре для протона, Белл и и Баскомб и одновременно Виатт рассчитали функцию Но для водных растворов кислот [29]. Можно предположить, что эта зависимость нару-щается в концентрированных кислотах, где количество воды уже недостаточно для существования тетрагидрата протона. Протон ассоциируется со все меньшим числом молекул воды, в результате чего такие протонсодержащие соединения становятся все более сильными кислотами. [c.209]

Коэффициент активности fx иногда называют рациональным коэффициентом активности, так как он наиболее непосредственно отражает степень отклонения от идеального поведения, соответствующего закону Рауля. Однако этим коэффициентом редко пользуются при изучении растворов электролитов в этом случае обычно применяют коэффициенты /с и /т, которые называются практическими, коэффициентами активности. Коэффициент/с который пишут без индекса, обычно используют при исследовании равновесий в электролитах для выражения активности отдельных ионов. Таким образом, активность отдельных ионов г-го рода равна СгД где г — ис/гаиккая концентрация ионов, причем в случае, если диссоциация неполная, то это следует соответствующим образом учесть. С другой стороны, коэффициент /от, который обозначают буквой у, почти всегда применяется при изучении термодинамики гальванических элементов. Активность опрёделенного иона выраж через /гауг, где т — общая моляльность ионного компонента электролита без поправки на неполную диссоциацию. В связи с этим у иногда называют стехиометрическим коэффициентом активности. [c.197]

Из уравнений (III.75) и (III.77) следует, что при 2 = 2 и Рсольв]к И [(Ср)сольв1а МОЖНО рассматривать как парциальные моляльные теплоемкости ионов в растворе, при 2 ф т они таковыми не являются. В последнем случае их можно считать кажущимися парциальными моляльными теплоемкостями ионов в растворе. Более точно относить эту расшифровку физического смысла к стехиометрической смеси ионов в растворе. [c.105]