Эверетта константа

Все эти уравнения в свое время применялись для обработки опытных данных. Систематические вычисления термодинамических величин по константам диссоциации, приведенным в табл. 164 —166, были произведены Харнедом и Оуэном [1] с помощью уравнения (67), а также Эвереттом и Вин-Дн он-сом [53] с помощью уравнения (22). [c.475]

Константы А, С, В, А, С и В уравнений (70) и (74) приведены в табл. 167. В этой таблице содержатся, кроме того, значения температур Т , соответствующих максимуму констант диссоциации, а также значения (—lgZ g). В табл. 112 приведены значения АРЧ, ДЯ , ДС ,. и Дб при 25°, вычисленные с помощью уравнений (70) —(74). Эти результаты хорошо совпадают с данными, полученными Эвереттом и Вин-Джонсом, которые применяли уравнения (20) —(22). Наиболее значительное расхождение с данными этих авторов имеет место в случае определения ДС . для воды, когда Эверетт и Вин-Джонс получили значение — 51 кал в таблице значения —46,5 кал. [c.476]

Эверетт полагает, что энергия взаимодействия адсорбированной молекулы с молекулами жидкой фазы равна энергии взаимодействия такой же молекулы с молекулами жидкости на поверхности раздела жидкость — пар, а энергия взаимодействия молекулы с атомами твердого тела поверхности равна энергии взаимодействия такой же молекулы, адсорбированной из пара. На этом основании Эверетт получил выражение для константы равновесия адсорбции из раствора на твердой поверхности, в которую входят величины поверхностного натяжения чистых жидких компонентов на границе раздела жидкость — насыщенный пар [c.101]

Таким образом, Эверетт получил выражение термодинамической константы адсорбционного равновесия, используя ту же модель совершенного адсорбционного монослоя, с помощью которой [c.101]

Константа Эверетта, представляющая собой модифицированную теплоту парообразования, вычисляется так [c.98]

Сэмс, Констабарис и Холси [14], а также независимо от них Баркер и Эверетт [15] предложили определять из и К2- Константа К2 в уравнении (1) учитывает парные взаимодействия между адсорбированными молекулами. [c.113]

Согласно Эверетту, между энтропией и энтальпией адсорбции существует линейное соотношение ДЯads = a + iгASads, где а и Ь — константы. Качественное следствие этого соотношения заключается в том, что более прочной адсорбции соответствует большая потеря энтропии, чем более слабой связи адсорбат — адсорбент. [c.30]

Эта формула справедлива при 30°. В случае малой ионной силы она хорошо согласуется с недавними измерениями Эверетта и Уинн-Джонса [24], а для крепких растворов аммонийной соли с измерениями автора (см. стр. 123). Наконец, константу кислотной диссоциации розео-иона вычисляли по формуле (13), используя значения р/гкн,, полученные по уравнению (14). [c.287]

Согласие вычисленных величин —Фо с экспериментальными значениями Q для неспецифической адсорбции на достаточно однородных поверхностях показывает, что потенциальные функции с параметрами, кор-регированными по немногим опорным экспериментальным данным, можно использовать в дальнейшем молекулярно-статистическом расчете не только теплот адсорбции, но свободных энергий, констант равновесия, энтропий и теплоемкостей [4]. В последнее время эти вопросы интенсивно разрабатываются в работах А. Д. Кроуэла, Г. Д. Хелси, У. Стила, Д. Эверетта, [c.80]

Следует указать на несвязанный с выбором со абсолютный молекулярно-статистический метод Баркера и Эверетта [2]. Он основан на молекулярной теории адсорбции при высоких Т и небольших 0 и позволяет определить 5 из второго вириального коэффициента адсорбата. Вольф и Самс [1] рассчитали на ЭВМ соответствующие конфигурационные интегралы и из сопоставления с опытными изотермами определили 5 графитированной термической сажи. Из второго вириального коэффициента они получили следующие значения 5 (в м 1г) Аг — 8,54, Хе — 8,68, Кг — 8,2, СН4 — 8,8 и СВ — 7,3 (последнее значение определено неточно). Вольф и Самс указывают, что определение 5 через второй вириальный коэффициент, параметры которого находятся из свойств реальных газов, предпочтительнее определения через константу Генри. Однако и в последнем случае при определении параметров потенциальной функции с помощью формулы Кирквуда — Мюллера авторы получили величины 5 (Аг — 9,33, Хе — 9,48 м 1г), практически не зависящие от размеров молекул и температуры и близкие к определенным из второго вириального коэффициента. Это указывает на правильный выбор потенциальной функции. [c.319]

Эверетт и Уайн-Джоунс , применявшие уравнение (3-80) для определения различных термодинамических констант, показали, что оно справедливо для большого числа кислот. В табл. 5 приведены некоторые данные, полученные этими авторами. [c.60]

Значения Ki и Кь при 25 °С и ионной силе 1 моль/л известны из работы Поулсена и Бьеррума [4] и экстраполяционных данных Эверетта и Пинсента [5]. Из этих данных выбраны значения констант, равные 1,514-10 ° и 3,089-10 соответственно. Общие аналитические концентрации катионов меди(II), оксалата калия и этилендиамина равны 0,0100 0,1000 и 0,1000 моль/л соответственно. Для измерения выбраны длины волн, при которых наблюдались максимальные различия в светопоглощении, и две длины волны, соответствующие изобестическим точкам, для упрощения манипуляции с графическими данными. Эти длины волн равны 480, 600, 640, 646, 700 и 800 нм. Они не очень подходят для численной обработки данных, так как не все измерения светопоглощения удовлетворительны, а значения светопоглощения в изобестических точках плохо определяют систему. Однако в данном примере используется графический метод. Исходные данные приведены в табл. 12.2. [c.213]

Ият рес о, что уравнение (111.69), как отмечал сам Эверетт, идентично уравнению, предложенному Кистяковским [109], за исключением того, что в выражении Кистяковского константа равняется 8,75, а не 8. Уравнение (III. 69) использовалось Грисволдом и Мэем [110], а также Чу с сотрудниками [13] для вычисления Д5о органических соединений. Чэпмен [111] применял это уравнение для определения Д5 простых веществ, кипящих при температуре от 5 до 7000° К, и органических веществ различных классов. [c.175]

Кривая изменения фактора разделения в случае адсорбции на образце монтмориллонита, откачанного при 20°, такая же, как и в случае силикагеля ШСК. Увеличение температуры откачки монтмориллонита привело к изменению формы кривой разделения и уменьшению величин разделяющего фактора. Для выяснения влияния ноля поверхностного раствора по лгетоду Эверетта [14] были рассчитаны коэффициенты активности компонентов в поверхностном растворе. Значения их говорят о том, что в средней области концентраций поверхностный раствор силикагеля ШСК и монтмориллонита, откачанного при 20°, близок к идеальности. Учет отклонений от идеальности объемного и поверхностного растворов позволил рассчитать константу равновесия [c.155]

Все эти уравиения в свое время применялись для обработки опытных данных. Систематические вычисления термодинамических величин ио константам диссоциации, приведеиным в табл. 164 — 166, были произведены Харнедом и Оуэиом [1] с иомон ью уравнения (67), а также Эвереттом и Вин-Джон-сом [53] с помон ,ью ураипеиия (22). [c.475]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология