Активность индивидуальных ионов

Таблица 3.1. Уравнения для расчета коэффициентов активности индивидуальных ионов в растворах с различной ионной силой

Коэффициенты активности индивидуальных ионов можно оценить по приближенным формулам Дебая— Хюккеля [c.100]

Если исходить из предположения, что в растворах с одинаковой ионной силой коэффициент активности индивидуального иона остается [c.111]

В 1923 г. Дебай и Гюккель внесли большой вклад в теорию растворов. Они вывели теоретическое выражение для коэффициентов активности индивидуальных ионов и средних коэффициентов активности сильных электролитов. [c.20]

Как в кристаллическом, так и в растворенном состоянии гидроокиси щелочных металлов полностью ионизированы. Растворы гидроокисей щелочных металлов по сравнению с гидроокисями всех остальных металлов одинаковой молярной концентрации имеют наиболее высокое содержание ионов гидроксила, благодаря чему они являются самыми сильными из известных оснований. Коэффициенты электропроводности (указывающие на соотношение активных индивидуальных ионов, см. стр. 211) растворов КОН различных концентраций имеют следующие значения [c.609]

Различают коэффициенты активности индивидуальных ионов/,-и средние коэффициенты активности / (Д можно рассчитать лишь теоретически, поскольку нельзя приготовить раствор, содержащий только ионы одного знака, а можно и рассчитать и определить экспериментально. Формулы для расчета индивидуальных коэффициентов активности приведены в табл. 3.1 (напомним, что /= = /22с,2,2). 1 35 видно из табл. 3.1, чем больше ионная сила раствора, тем больше коэффициент активности отличается от единицы. Поэтому при всех точных расчетах необходимо учитывать ионную силу среды. Значения /, можно также брать из справочной литературы (см., например. Справочник, табл. 10). [c.39]

Средние коэффициенты активности связаны с коэффициентами активности индивидуальных ионов соотношением [c.39]

Уравнения (3.4), (3.5) и (3.6) справедливы для расчета не только коэффициентов активности индивидуальных ионов, но и среднеионных коэффициентов активности, поэтому их можно проверить сравнением с экспериментальными данными. [c.63]

К сожалению, поскольку коэффициенты активности индивидуальных ионов нельзя определить без дополнительных термодинамических допущений, определяемая таким образом величина раН не может быть строго сопоставлена с экспериментальными величинами. Э.д,с ячейки (3-6) определяется уравнением [c.38]

Во-вторых, активности индивидуальных ионов имеют смысл только при произвольно выбранном значении этой величины для какого-либо одного иоиа (разд. 2.18). При измерении pH в водных растворах принято считать, что коэффициент активности иона хлора равен [c.341]

Поскольку электродный потенциал (потенциал отдельного электрода) зависит от активности индивидуального иона, он не имеет определенного термодинамического значения. Тем не менее пользоваться такими потенциалами очень удобно, а для устранения неопределенности потенциал какого-либо электрода приравнивают нулю и относят к нему значения потенциалов всех других электродов. Обычно за нуль принимают потенциал стандартного водородного электрода (см.). Потенциал электрода определяется как потенциал элемента (в котором пренебрегают диффузионным потенциалом) [c.229]

Если активности индивидуальных ионов заменить их аналитическими концентрациями, то кажущаяся константа диссоциации будет равна [c.93]

Средний коэффициент активности можно измерить несколькими способами, но экспериментально найденное значение нельзя отнести к коэффициенту активности. индивидуального иона /д или /в. Например, для осадка АтВ можно записать [c.130]

ПОЗВОЛЯЮТ оценить индивидуальный вклад каждого сорта ионов коэффициенты активности индивидуальных ионов определить невозможно, и это вызывает трудности, например при формулировании понятия pH и т. п. [c.216]

Возможность экспериментального определения коэффициентов активности индивидуальных ионов в водных растворах [c.37]

Возможность экспериментального определения коэффициентов активности индивидуальных ионов в водных растворах электролитов на основе правдоподобных допущений теоретически обоснована в 1960 г. [183]. [c.55]

Предпринималось много разных попыток преобразовать соотношения (10) и (11) таким образом, чтобы получить коэффициенты активности индивидуальных ионов. Такая процедура, однако, обязательно связана с использованием некоторых нетермодинамических соотношений. Поскольку все используемые экспериментальные данные или вычисляемые величины содержат коэффициенты активности в термодинамически приемлемых комбинациях, кажется, что коэффициенты активности индивидуальных ионов должны быть существенно произвольными, хотя иногда они и удобны. [c.88]

Существует несколько методов расчета химических нулевых коэффициентов активности индивидуальных ионов. Метод расчета, который применен нами, основан на использовании значений реальных нулевых коэффициентов активности и величины изменения поверхностного потенциала на границе раздела фаз Д . Известно, что реальные нулевые коэффициенты активности ионов связаны с химическими соотношениями [c.202]

Таблица 4.2. Коэффициенты активности индивидуальных ионов

Хорошо согласуются с экспериментальными данными значения средних коэффициентов активности, рассчитанные по уравнению Робинсона и Стокса [38]. На основе этого уравнения Корыта [39] предложил формулы для расчета коэффициентов активности индивидуальных ионов сильных электролитов в водном растворе в интервале концентраций от 0,1 до 4,0 моль/кг. [c.11]

Коэффициенты активности индивидуальных ионов рассчитаны по уравнению Дэвиса, к иону кальция в присутствии ионов и [c.126]

Как уже отмечалось, потенциал ИСЭ непосредственно зависит от активности определяемого иона и только опосредованно от концентрации. При одной и той же концентрации активность индивидуального иона может сильно различаться вследствие ее зависимости от состава анализируемого раствора. [c.93]

Активности и коэффициенты активности веществ в растворах определяют, измеряя коллигативные свойства растворов (понижение упругости насыщенного пара над раствором по сравнению с упругостью насыщенного пара чистого растворителя, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем, осмотическое давление раствора), а также электродвижущую силу и электродные потенциалы обратимо работающих гальванических элементов. Можно, например, определить активность хлорида калия в растворе, поскольку можно приготовить такой раствор и измерить его коллигативные свойства. Однако в настоящее время неизвестны методы, с помощью которых можно было бы приготовить заряженные растворы, т. е. содержащие только катионы или только анионы, и измерить их коллигативные свойства, поскольку растворы электронейтральны и содержат эквивалентные количества как катионов, так и анионов. Следовательно, невозможно экспериментально определить активности и коэффициенты активности индивидуальных ионов (катионов или аниогюв) в растворе. [c.59]

Вместо активности и коэффициента активности индивидуальных ионов определяют среднеионную (средгаою ионную) активность а и среднеионный (средний ионный) коэффициент активности/ [c.60]

Величина pH была введена Серенсеноы. Однако предложенная им методика определения pH позволяет находить не показатель концентрации водородных ионов, а показатель активной концентрации водородных ионов. Поэтому правильнее вместо pH писать р Я. Тогда имеем РдН==рсгн+ — g йн+ =—1ё/н + [Н + 1. Однако коэффициенты активности индивидуальных ионов нельзя определить без дополнительных допущений величина р Н не может быть точно сопоставлена с опытными данными. [c.57]

Указанные трудности были разрешены после принятия определения ИЮПАК, основанного на рекомевдациях Роджера Г. Бейтса. Согласно этим рекомендациям, pH определяют относительно стандартного буфера, для которого pH рассчитьтают как для бесконечно разбавленного на основе измерений в ячейке с жидкостным соединением (стеклянный электрод в паре с каломельным). Измеренное значение pH не стрсго вдентично ран, поскольку потенциал жидкостного соединения и активность индивидуального иона нельзя оценить, не прибегая к нестрогим допущениям. [c.150]

Определение активности иона с использованием градуировочного графика Стандартные растворы готовят последовательным разбавлением исходного раствора (например, 0,1 М), приготовленного по точной навеске соли определяемого йота. Соответствующие значения активности вычисляют, используя коэффициенты активности индивидуальных ионов, определенные независимьсм [c.409]

Давно установлено, что термодинамические. методы позволяют изучать свойства лишь комбинаций ионов, особенно нейтральных комбинаций, но не могут дать точной инфор.мации относительно активности индивидуальных ионов. Тем не менее удобно н полезно pa ютpeть стеклянный водородный электрод и более новые ионоселективные электроды, электрохимически реагирующие на свойства отдельных видов ионов. Можно показать, что таким свойством иона, на изменение которого реагирует потенциал ионоселективного электрода, является активность. Ранее было сформулировано [1], 12] практическое условие для определения активности ионов водорода, а стандарты pH, основанные на этом условии, рекомендованы для международного использования. [c.463]

В 1923 г. Дебай и Хюккель [4] вывели теоретическое выражение для коэффициентов активности индивидуальных ионов и средних коэффициентов активности сильных электролитов, тем самым внеся большой вклад в теорию растворов. Вывод указанного выражения основан на применении двух законов, характеризующих взаимодействие ионов электролита. Это закон Кулона (сила притяжения разноименно заряженных частиц и отталкивания однои-л енно заряженных частиц обратно пропорциональна квадрату расстояния между ними) и закон распределения Больцмана, которым выражается противодействие теплового движения электрическому притяжению и отталкиванию заряженных частиц. В простейшей форме теории Дебая — Хюккеля ионы рассматриваются как точечные заряды (их конечными размерами пренебрегают). Вначале мы рассмотрим эту простейшую трактовку ( предельный закон Дебая— Хюккеля , или ПЗДХ), а затем — более точное выражение, учитывающее размеры ионов и их гидратацию. [c.21]

К сожалению, проверить полученные значения yi прямым экспериментом не представляется возможным, так как в основном все экспериментальные методы дают скорее значения средних коэффициентов активности у , а не значения коэффициентов активности индивидуальных ионов [5]. На основе уравнения (2-16) можно из экспериментально полученного значения у найти значения 7а и ув- Этот прием теоретически оправдан только для очень разбавленных растворов, когда приложимость ПЗДХ экспериментально [c.25]

Если с обеих сторон мембраны (см. рис. 61) помещены электроды, обратимые по отношению к одному из ионов, находящихся в растворе (например, X ), то в присутствии макроиона в камере П до тех пор, пока система находится в равновесии, наблюдаемая разность потенциалов будет равна нулю. Если, однако, мембрану убрать и заменить ее мостом из насыщенного раствора КС1 (причем теперь оба раствора находятся при атмосферном давлении), то система оставаться в равновесии уже не будет. Так как активности индивидуальных ионов в камерах 1 и II не равнь . [c.276]

Экспериментальная проверка значений коэффициентов активности индивидуальных ионов, приведенных в табл. 5-4, к сожале- [c.129]

Современная термодинамика не дает возможности вычислять химические потенциалы, свободные энергии, активности и т. д. ионов того или иного вида. В результате этого в литературе, в том числе и в учебных руководствах по физической химии, часто указывают, что понятия об активности, коэффициенте активности индивидуального иона лишены реального смысла. В этой связи Харнед и Оуэн (см. [19], стр. 24) отмечают, что удобно использовать во многих термодинамических выводах гипотетические активности ионов, всегда имея при этом в виду, что только некоторые произведения или отношения активностей ионов имеют реальное физическое значение . Однако редактор русского перевода книги [19] Капус-тинский подчеркивает Называя активности ионов гипотетическими, авторы допускают ошибку. Отсутствие в настоящее [c.28]

Современная термодинамика не дает возмол<ности вычислять химические потенциалы, свободные энергии, активности и т. д. ионов того или иного вида. В результате этого в литературе, в том числе и в учебных руководствах по физической химии, часто указывают, что понятия об активности, коэффициенте активности индивидуального иона лишены реального смысла, В этой связи интересно привести цитату из книги Харнеда и Оуэна и примечание к ней (см. [71], стр. 24). Они отмечают, что удобно использовать во многих термодинамических выводах гипотетические активности ионов, всегда имея при этом в Виду, что только некоторые произведения или отношения активностей ионов имеют реальное физическое значение . Однако редактор русского перевода книги А. Ф. Каиустинский подчеркивает Называя активности ионов гипотетическими, авторы допускают ошибку. Отсутствие в настояш,ее время путей для вычисления активностей отдельных ионов не лишает эти величины реального физического смысла . Следует напомнить, что основные уравнения физической химии водных растворов электролитов получены сначала применительно к отдельным ионам с иомошью теории меж- [c.55]

Таблица 4.1. Коэффициенты активности индивидуальных ионов (в шкале моляльности) для хлороводородной кислоты и хлоридов щелочных металлов при 25°С (рассчитаны на основании гидратной теории Бейтса, Степлса и Робинсона [11])

Справочник химика 21

Химия и химическая технология