Молярность ионов средняя

Средняя моляльность и средняя молярность ионов определяются таким образом [c.27]

Мы видим теперь, что кислотность может быть вполне логично выражена индивидуальными активностями водородных ионов. К сожалению, это менее удобно, чем применение для этой цели средней ионной активности а dr), однако нельзя не признать, что замена активностей водородных ионов средней ионной активностью была бы не вполне равноценной. Однако в растворах более слабых, чем 0,01 молярного, разница между этими величинами становится совершенно ничтожной [15]. [c.357]

В данном случае и являются разностью потенциалов между концентрированным и разбавленным растворами, разделенными соответственно идеальной катионопроницаемой или анионопроницаемой мембраной, в вольтах а" и а —средняя ионная активность с" я с — молярные концентрации Г и Г — коэффициенты средней молярной ионной активности в концентрированных и разбавленных растворах. [c.135]

Средняя моляльность и средняя молярность ионов определяются таким образом = [( т) > + (у т) -] / = т (у +у -) / > (51) [c.27]

Таким образом, для растворов электролитов в определение стан дартного состояния должна быть внесена поправка в качестве стандартного выбирают состояние гипотетического идеального раствора со средней ионной моляльностью (молярностью, молярной долей) и средним ионным коэффициентом активности, равными единице. Это положение остается в силе при любых температурах и давлении. [c.37]

Под влиянием изменения ионной силы раствора меняется энергетическое состояние поглощающих частиц и, следовательно, их способность к поглощению излучений различных длин волн. При изменении концентрации реагирующих веществ в широких пределах, а также при изменении концентрации посторонних веществ в растворе ( л 0) наблюдаются отклонения от законов поглощения и средний молярный коэффициент погашения не сохраняется постоянным. Иногда значение среднего молярного коэффициента погашения сохраняет постоянство в определенном интервале концентраций, т. е. зависимость А = [ (с) остается прямолинейной, что очень существенно при количественном анализе. При этом постоянство е для растворов с различной концентрацией не говорит о том, что получено истинное значение молярного коэффициента погашения. В данном случае лишь соблюдается соотношение = с /с,, если = пс. , то Лх = пЛа, [c.21]

Так как сильные электролиты полностью диссоциируют в растворах различных концентраций, то, казалось бы, можно ожидать, что для таких растворов должна быть равна молярной электрической проводимости при бесконечном разведении X, ,. Однако по мере увеличения концентрации ионов в растворе сильного электролита, т. е. по мере уменьшения разведения, средние расстояния между ними уменьшаются. Это приводит к усилению взаимодействия между ионами и, как следствие, к уменьшению скорости их движения. При увеличении разведения происходит обратное явление, т. е. вследствие уменьшения взаимодействия между ионами увеличивается скорость их движения, и молярная электрическая проводимость увеличивается, достигая своего предельного значения при бесконечном разведении. [c.224]

Можно было бы также говорить о средней ионной молярной доле растворенного электролита [c.116]

К = d y Kl — a)vu, где С — коиц. электролита, 7 — средний ионный молярный коэф. активности, Уи — коэф. активности недиссоциированных молекул. Замена а в этом ур-нии на X/X , где 1 и X — значения электрич. проводимости р-ра соответственно при данной концентрации электролита и при бесконечном разбавлении, приводит в случае разбавл. р-ров к закону Оствальда К = — X). Согласно этим законам, а и X увели- [c.699]

Здесь Сг —молярная концентрация соответствующего иона суммирование ведется по всем ионам. Коэффициент активности [уравнение (3-32)] является средним коэффициентом активности катиона и аниона. [c.211]

Расчет проводился по значениям оптических плотностей при 257 нм с использованием метода наименьших квадратов. В качестве критерия корректности решений системы вышеприведенных уравнений выбрано условие минимума отклонения расчетных значений при заданных значениях коэффициентов молярного погашения ионов от ее среднего значения. Полученные результаты позволили сделать заключение [c.54]

Это уравнение имеет тот же вид, что и уравнение (33), и вводит понятие средней ионной молярной доли, определяемой фавнением [c.27]

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]

Дополнительные члены Гронволла, Ла-Мера и Сэндведа в это уравнение не включены. В этом уравнении через обозначено число молей электролита, через Л о —число молей. растворителя, через Ух и Уд молярные объемы ионов и через —молярный объем электролита. Параметры и 2 представляют собой эффективные значения радиусов ионов для процесса высаливания . Остальные обозначения определяются следующими уравнениями, 1 де а — сумма эффективных ионных радиусов для процессов столкновений ионов (среднее расстояние сближения нонов), а,а, ащ и й2о —плотности энергии пх взаимного притяжения,У— иолкрныГ объем растворителя [c.368]

Средняя активность ионов, разделенная на стехиометрическую молярность, дает средний коэффициент активности . Он получил название термодинамической степени диссоциации . Брёнстед называет его стехиометрическим коэффициентом активности , чтобы отличать его от ионной активности, разделенной на принятую молярную концентрацию ионов. [c.506]

Вычислите парциальную молярную теплоту разбавления НС1 ДНна >т концентрации щ = 0,1 до концентрации в предельно разбавленном растворе пц. Для расчета используйте данные зависимости -среднего ионного коэффициента активности соляной /кислоты от температуры. [c.308]

Парциальная молярная теплота растворения воды ДЯн,о = 196,6 Дж/иоль. Парциальная молярная теплота разбавления серной ислогы ДЛн,зо/= —2824,5 Дж/моль. Средний ионный коэффициент актив мости HaS04 = 0,138, давление пара воды над раствором iVo == 21 35 мм рт.ст. [c.309]

Решение. Г1осле смешения равных объемов растворов AgN Oз и КМОг общий объем раствора будет в 2 раза больше каждого из исходных, и концентрации А Ь О ) и 1(1 02 соответственно учгш. н.атся по столько же раз, т. е. будут равны 0,01 М. В таком растворе, ионная сила которого ц = 2- Ю , а средний коэффициент активности / = 0,87 (см. табл. 1), активности ионов А и N0 " значительно отличаются от их молярных концентраций и равны [c.77]

Средняя ионная моляльность т+ и средняя ионная молярность с являются средними геометрическими моляльностей и моляр-ностей соответствующих ионов электролита и характеризуют свойства раствора электролита в целом [c.135]

Влияние концентрации. Увеличение концентрации ионов С1-, Вг- и 1 обычно приводит к возрастанию скорости растрескивания. Влияние концентрации на величину Kikp более сложное, поскольку она зависит от сплава и его термообработки. Влияние концентрации С1 на скорость растрескивания показано на рис. 12, а [81] для силава Ti—8 Al—1 Мо—1 V. Заметим также, что из этих данных следует незначительное снижение Д ткр с увеличением концентрации С1 . В высокомолярных растворах скорость КР изменяется [72, 98] по экспоненте (С 1< С ), независимо от типа сплава, термообработки и характера разрушения (рис. 13, а,б) [104, 105]. Масштаб этой зависимости определяется рядом факторов. В растворах с более низкой молярностью зависимость скорости роста трещины от концентрации усложнена. Сильное влияние состава сплава и термообработки сохраняется. На рис. 14, а схематично представлено изменение скорости роста трещины в растворах с более низкой молярностью. Для материала с высокой чувствительностью к КР (кривая А) скорость роста трещины сохраняется неизменной для материала со средней чувствительностью (кривая В) скорость роста трещины снижается при очень иизких концентрациях ионов для материала с низкой чувстви- [c.323]

Наконец, следует упомянуть параметр, описывающий мягкость растворителей. Согласно принципу жестких и мягких кислот и оснований Пирсона, жесткость иона (или молекулы) определяется как мера сопротивления изменению или деформации его электронного облака (см. разд. 3.3.2). Можно предполагать, что жесткость (или мягкость) растворителей играет определенную роль в сольватации жестких и мягких соединений. Для оценки мягкости растворителей Маркус предложил параметр fi (от греческого malakos, что значит мягкий ), определяемый [см. уравнение (7.12г)] как поделенная на 100 разность между средним значением стандартных молярных энергий Гиббса переноса ионов натрия и калия из воды (W) в данный растворитель (S) и соответствующей энергией переноса ионов серебра [285] [c.502]

Три из вышеприведенных уравнений имеют важнейшее значение для дальнейшего изложения теории междуионного притяжения. Соотношение (32) является основным уравнением теории для вывода предельных законов для активности и осмотических коэффициентов, а также для вычисления парциальньгх молярных теплот разбавления и теплоемкостей (гл. 1П, 1—4). Уравнение (29) служит основой для вывода уравнения Дебая — Гюккеля для коэффициента активности, в которое входит ве.личина среднего расстояния сближения ионов (гл. III, 5). Последнее из этих уравнений (33) будет использовано в следующем параграфе для преобразования уравнения (10) с тем, чтобы это уравнение удовлетворяло требованиям теории необратимых процессов в растворах электролитов. [c.42]

Как видно, вычисленные значения а постоянны для всех применявшихея смесей. Максимальная разность между любыми двумя значениями составляет 11%, и среднее значение а (равное 6,4 10- ), повидимому, хорошо согласуется со исеми опытными данными с точностью до общей ошибки вычислений и опытов. Фуосс и Краус указали, что во всех смесях растворителей, включенных в таблицу, молярная концентрация воды всегда значительно больше, чем молярная концентрация растворенного вещества. Поскольку дипольный момент воды (1,85) велик ио сравнению с ди-польным моментом диоксана < 0,4), то можно ожидать, что относительная гидратация ионов растворенного вещества, а следовательно, и их эффективный диаметр а будут практически постоянными. [c.190]

Таким образом, согласно теории, при изменении концентрации кислоты от О до 0,1 н., 7 меняется в 10 раз сильнее в случае смеси с 82% диоксана, чем в случае чистой воды. Если не происходит ассоциации ионов, то получающиеся графики лежат выше прямых с предельными коэффициентами наклона, что согласуется с теорией, учитывающей среднее расстояние сближения ионов. В случае сред, содержащих О, 20 и 45% диоксана, экспериментальные результаты подчиняются этому требованию теории, и кривые для всех концентраций лежат выше прямых с предельным наклоном. По мере уменьшения диэлектрической постоянной среды графики в области разбавленных растворов приближаются к теоретическим прямым, и, наконец, как видно на примере растворов, содержащих 70% диоксана, при концентрациях кислоты ниже 0,002 М экспериментальная кривая совпадает с теоретической. В случае смесей, содержащих 82% диоксана, кривая lgY может лежать даже ниже прямой, отвечающей предельному коэффициенту наклона, о чем свидетельствуют данные для растнорон с концентрациями кислоты 0,001 и 0,0015 М. Это явление аналогично тому, которое наблюдается в случае зависимости электропроводности от ]/с (рис. 74). При всех концентрациях и температурах коэффициенты активности уменьшаются с увеличением температуры и, следовательно, относительное парциальное молярное теплосодержание всегда положительно. [c.327]

Можно ожидать соблюдения закона Бера для излучения определенной длины волны, но поглощение будет изменяться с изменением длины волны. Ширина полосы поглощения может также влиять на значение коэффициента погашения. Следующий пример поможет уяснить сказанное. На рис. 3.7 показан спектр поглощения перманганат-иона в водном растворе. Из табл. 3.1 следует, что вещество, поглощающее на участке приблизительно 480—570 жжк, должцо казаться пур пурно-красным, как это и наблюдается в действительности. Если проводить измерения поглощения этого раствора, используя излучение, проходящее через зеленый стеклянный светофильтр с границами пропускания, приблизительно соответствующими длинами волн, отмеченным точками А ц Е, то на кривой поглощения пики и впадины окажутся выравненными. Значение молярного коэффициента погашения, определенное таким образом, будет составлять 1700—1800. Однако если каким-либо способом сузить границы длин волн пролускаемого света до области, лежащей между линиями Б н Д, то полученный результат для молярного коэффициента погашения будет представлять собой среднее значение величин, лежащих в указанном интервале, равное примерно 2300. Если ширину полосы поглощения сузить еще больше, до области между линиями В и Г, то значение молярного коэффициента погашения будет приближаться к его истинному лри этой длине волны значению, равному 2500. [c.30]