Ионная. сила единицы

Произведение растворимости в действительности равно произведению активных концентраций ионов. Поэтому сравнивать с ним нужно не произведение действительных концентраций ионов, 3 величину, предварительно умноженную на коэффициенты активностей соответствующих ионов. Так как коэффициенты активности ионов всегда меньше единицы, то произведение активных концентраций ионов не превысит величины 5 10 5, т. е. и в случае учета ионной силы приходим к тому же ответу осадок не выпадает. [c.63]

Величина коэффициента активности зависит от интенсивности ионной атмосферы, или от так называемой ионной силы раствора. Активность является обычно величиной меньшей, чем концентрация, и поэтому величина коэффициента активности, как правило, меньше единицы. В очень разбавленных растворах, т. е. при очень малой ионной силе раствора,коэффициент активности / = 1 в этом случае численное значение активности равно значению концентрации, т. е. а=С. [c.50]

Константы нестойкости, в выражения которых вхо-дят концентрации ионов и молекул, называются концентрационными. Более строгими и не зависящими от состава и ионной силы раствора являются константы нестойкости, содержащие вместо концентраций активности ионов и молекул. Ниже, при решении задач мы будем считать растворы достаточно разбавленными, чтобы полагать коэффициенты активности компонентов системы равными единице и пользоваться для расчетов концентрационными константами. [c.201]

Строго говоря, константа К диссоциации при конечном зна-, чении ионной силы является эффективной величиной. Истинная константа Л" =/С Уд-ДнА Уцд коэффициенты активности соответствующих частиц). Однако поскольку отношение коэффициентов активности обычно близко к единице, можно с хорошим приближением принять, что К. — К, т. е., что эффективная константа достаточно хорошо описывает поведение низкомолекулярного электролита в водном растворе. Для низкомолекулярных электролитов константа диссоциации является характеристической величиной. Она не зависит от концентрации, степени диссоциации электролита и связана с изменением стандартной энергии Гиббса ионизации молекул уравнением [c.116]

При такой ионной силе коэффициенты активности ионов можно считать равными единице, поэтому истинная концентрация ионов Ва2+ и 8О4- в таком растворе определяется по уравнению [c.64]

Из уравнения (12.45) следует, что при небольшой ионной силе степень диссоциации слабого электролита возрастает с ростом ионной силы, так как коэффициенты активности ионов у и у+ меньше единицы. [c.241]

Вариант решения (без учета ионной силы раствора), В очень разбавленном растворе сильного электролита, особенно если он состоит из одновалентных ионов, можно принять, что их средний коэффициент активности / близок к единице. В этом случае активность ионов практически совпадает с их аналитической концентрацией, т. е. [c.31]

Для расчетов, не требующих большой точности, и особенно в тех случаях, когда ионная сила насыщенных растворов малорастворимых электролитов i велика (р 0,001), можно принять, что коэффициенты активностей ионов близки к единице, а сами активности ионов можно считать равными их аналитическим концентрациям. [c.76]

Для определения термодинамической константы диссоциации (см. 8.6) готовят растворы в широком интервале концентраций (0,001- 0,05 моль/л) и экстраполируют полученные для каждого раствора значения рКс= — gK на бесконечное разбавление (ионная сила / = 0). Типичная зависимость рКс = 1) представлена на рис. 10.7. Она значительно отличается от зависимости а = /(с), представленной на рис. 10.8. При уменьшении концентрации электролита Кс стремится к предельному значению Ка, а степень диссоциации — к единице. [c.152]

Из таблицы видно, что, если заряд центрального иона равен единице, то силы притяжения преобладают над силами отталкивания даже в случае присоединения к центральному атому четырех аддендов. Для координационного числа 2 адденды и центральный ион располагаются по одной прямой. В случае координационного числа равного 3 возможно только расположение трех ионов в вершинах равностороннего треугольника, в центре которого находится центральный ион. Если к однозарядному положительному иону присоединяется 4 адденда, то образующийся [c.235]

Несколько более сложным является определение коэффициентов активности соли, растворимость которой не настолько мала, чтобы можно было принять = 1- в этих случаях для нахождения величины s строят график зависимости величины 1/s o-iYI По мере того как ]// будет стремиться к нулю, будет стремиться к единице, а 1/s будет стремиться к 1/s. Зависимость 1/s 01 iI имеет вид кривой, которая при малых ионных силах переходит в прямую. Отрезок на оси ординат будет равен 1/s (рис. 12). Определив величину S, находят коэффициент активности, как указывалось ранее. [c.60]

Из приведенных в табл. 39 данных следует, что различия в РдН, полученных указанными способами, при ионных силах буферных растворов до 0,04 не превышают 0,01 единицы pH, т. е. практически не зависят от метода расчета. При ионных силах порядка 0,4 они достигают 0,05 единицы pH. [c.406]

Поскольку отклонение от законов идеальных растворов происходит в рассматриваемом случае в результате взаимодействия с ионной атмосферой, тО масштаб отклонения должен определяться плотностью заряда а ионной атмосфере. Эта плотность заряда зависит от того, сколько ионов находится в единице объема раствора, т. е. от их концентрации, и от того, какой заряд несут эти ионы. Оба эти фактора учитываются величиной, называемой ионной силой раствора [c.205]

Если частицы А и В заряжены, то нетрудно показать, что Кс будет зависеть от ионной силы раствора. Найдем эту зависимость в приближении предельного закона Дебая — Гюккеля, позволяющего выразить коэффициент активности иона через его заряд и ионную силу раствора. Обозначим число единиц заряда А и В соответственно 2д и 2в. Тогда заряд АВ равен 2д + 2в. Согласно (13.20) коэффициенты активности при ионной силе раствора / будут равны [c.230]

Десятикратное разбавление раствора НС1 приведет к 0,001 М раствору с pH 3, т, е. pH изменится па единицу. Десятикратное разбавление раствора уксусной кислоты приведет к раствору со степенью диссоциации примерно равной а= 1,75-10 - /0,001 =0,132, т. е. концентрацией ионов водорода 1,32-10 и pH 3,88. В то же время, согласно (15.15), pH буферного раствора вообще не должен измениться, а согласно более строгому уравнению (15.16) pH несколько изменится из-за уменьшения ионной силы раствора (нетрудно подсчитать, что произойдет увеличение pH на несколько сотых долей). [c.280]

Как ВИДНО ИЗ табл. 16, коэффициенты активности меняются в очень широких пределах в области разбавленных растворов они стремятся к единице, в то время как в области высококонцентрированных растворов они могут достигать единиц, десятков и даже сотен. В области разбавленных растворов (ниже 0,1 моль/л) коэффициенты активности зависят главным образом от концентрации и заряда ионов, присутствующих в растворе, и мало зависят от природы растворенных веществ, а закономерность известна в теории растворов под названием правила ионной силы . Согласно этому правилу ионы одинаковой зарядности независимо от их природы в разбавленных растворах с одинаковой ионной силой имеют равные коэффициенты активности. Ионной силой раствора называется полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их заряда [c.158]

Потенциал полуволны зависит от концентрации и состава фона, так как коэффициент активности / является функцией ионной силы раствора и уменьшается с увеличением концентрации фона, а потенциал полуволны сдвигается к более отрицательным значениям. Величины /а и отношение К Ка не оказывают влияния на ср / , так как их значения близки к единице. [c.180]

Если ионная сила раствора достаточно мала, то коэффициент активности недиссоциированной уксусной кислоты / снсоон близок к единице и уравнение (ХУИ1, И) примет вид [c.464]

Если ионная сила раствора достаточно низка и коэффициенты активности можно принять равными единице, что приблизительно верно для слабых кислот, то последний сомножитель в уравнении (XVIII, 86) можно отбросить и уравнение примет вид [c.504]

Как правило, ионная сила растворов невелика, и все коэффициенты активности близки единице, поэтому подобное упрощение не дает большой ошибки. Величина pH, входящая в уравнения (XVIII, 94) и (XVIII, 95), измеряется методом э.д.с. Для определения концентраций, входящих в уравнение (XVIII. 94), надо знать общую концентрацию а аминокислоты и концентрацию с добавленной сильной кислоты. Тогда [c.510]

Вычнелить ионную силу и активность ионов в 0,1 %-ном (по массе) растворе ВаСЬ. Плотность раствора принять равной единице. [c.134]

Если электролит очень мало растворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициенты активности ионов мало отличаются от единицы. В подобных случаях ироизведенне активностей ионов в выражении для ПР можно заменить произведением их концентраций. Так, ионная сила насыщенного раствора Ва504 имеет порядок 10- и [c.140]

При увеличении ионной силы раствора коэффициент активности сначала уменьшается, а затем увеличивается. Таким образом, если константу какого-нибудь равновесия выражать в виде отношения концентраций (а не активностей), то при некоторых средних значениях ионной силы получаются отклонения от зкснериментальных данных. При более высоких концентрациях электролитов коэффициент активности снова приближается к единице, а величины концентраций — к величинам активностей. Если неизвестны экспериментальные данные для зависимости коэффициента активности от ионной силы, можно пользоваться данными табл. 1, в которой [c.51]

Величину ионной силы обычно выражают через молярные коние гграиии. Аналогичным образом выражают и активность раствора электролита. В практических работах очень часто в качестве единиц концентрации используется моляльность. Это связано с тем, что взвешивание можно производить более точно, чем измерение объема, с одной стороны, а с другой — моляльность не зависит от температуры [c.233]

Из (12.22) следует, что величина у меньше единицы. Это неудивительно, так как при заряжении центрального лона в присутствии ионной атмосферы приходится затрачивать меньшую работу, чем при его заряжении в бесконечно разбавленном растворе. Зависимость 1пу от подтверждается на эксперименте, но область применимости уравнения типа (12.18) для водных растворов офа-ничена ионной силой 0,03 моль/л. Зависимости, предсказанные теорией и реально наблюдаемые, приведены на рис. 12.1. Видно, что при высоких значениях ионной силы теория и эксперимент сильно расходятся. [c.236]

Если мы опустим в эту воду два электрода площадью 1 м , то при расстоянии между электродами 10 м и разности потенциалов 1 сила тока будет равна 5 10- А (при 291 К). Элек-прическая проводимость растворов электролитов зависит от общего числа их ионов в единице объема раствора. Вследствие этого удельная электрическая проводимость электролитов зависит от концентрации раствора по мере увеличения концентрации сначала растет, а затем уменьшается, так как вместе с ростом числа ионов уменьшается скорость их перемещения, а также степень диссоциации вещества. Первый фактор действует в растворах сильных электролитов, второй — в растворах слабых электролитов. При достижении определенной концентрации раствора влияние перечисленных факторов становится настолько значительным, что дальнейшее увеличение концентрации приводит к уменьшению электрической проводимости (рис. 32). [c.122]

Одним из недостатков уравнения (2.8) является то, что в соответствии с этим уравнением коэффициент активности неэлектролита оказывается равным единице при всех значениях ионной силы (если г = О, то lgv = 0 иу= ), а. это противоречит известным эффектам всаливания — высаливания, т. е. изменению растворимости электронейтральнь1х веществ под действием электролитов. Однако для большинства химико-аналитических расчетов это не имеет существенного значения и коэффициенты активности неэлектролитов обычно принимаются равными единице. Для разбавленных растворов это соблюдается вполне строго. [c.25]

Однако в 11асыщенных растворах малорастворимых электролитов ко1щент(1П-ция И0И01) так мала и силы взаимодействия между ионами выражены так слабо, что при расчетах растворимости веществ по произведению растворимости принимают коэффициенты активностей ионов равными единице (f=l) Наиример, [c.42]

Из табл. 1 определяем коэффициенты активностей одно- и двухвалентных ионов, взяв среднее арифметическое из значений, приведенных для ионной силы 0,05 и 0,1, т. е. 0,785 для Ag+ и 0,385 для SO . Так как коэффициенты активности значительно отличаются от единицы, то вычисление произведения растворимости AgjSO) по формуле ПР = 4S приведет к весьма большой погрешности. При расчете следует учесть активности ионов и SOj [c.78]

Значительно сложнее определять константы диссоциации для электролитов средней силы в водных, и особенно, в неводных растворах. В этих случаях свойства электролитов зависят как от неполной диссоциации, так и от значительного отличия коэффициентов активности ионов от единицы. Для электролитов средней силы нельзя пренебречь коэффициентом актив-1Г0СТИ, и описанный выше прием экстраполяции на нулевую ионную силу уже невозможен. Тем не менее и для них можно определить константу диссоциации. Трудность заключается в том, что для правильной оценки а ъ у при определении константы диссоциации нужно знать концентрацию ионов. Если пользоваться только данными по электропроводности, то для определения величины а нужно знать также значение константы диссоциации. Получается замкнутый круг Действительно [c.126]

Следовательно, 2 С сол зависит от различия в радиусах ионов в растворе и от расстояния наибольшего сближения их в ионите и, наконец, от различия в числах сольватации. С падением диэлектрической проницаемости С/сол будет возрастать. Если соотношбния в числах сольватации и в радиусах в среде и в ионите не изменяются, константа не будет зависеть от энергии ион-дипольного взаимодействия. Кроме того, АС/сол зависит от величины дипольного момента молекул растворителя. Чем дипольный момент молекул растворителя больше, а диэлектрическая проницаемость меньше, тем больше изменение константы. Следует ожидать большего влияния растворителей, дифференцирующих силу солей, на увеличениё селективности ионного обмена. Так как концентрация ионов в единице объема в ионите больше, чем в растворе, влияние растворителя на состояние ионов в ионите будет больше, чем в растворе. [c.366]

Если учесть коэффициенты активности в приближении Дебая — Гюккеля, то необходимо ввести коэффициент активности аниона СНзСОО", а коэффициент активности СН дСООН, как незаряженной частицы, принять равным единице. Ионная сила рассматриваемого раствора, как и раствора всякой соли, состоящей из однозарядных ионов, равна концентрации соли, т. е. в нашем случае 0,005 М. Подставляя Зто значение в (13.21), находим е сн.соо- Уо,005 = — 0,036. Следовательно, более точное значение pH данного раствора равно 4,41. [c.242]

Х-2-17. Хинин ( 20H24N2O2) — основание (Q), которое может принимать два протона. Первая и вторая константы диссоциации равны A i = 2,0-10 и /(2=1,35-10- °. Раствор приготовлен добавлением 0,10 моля хинина и 0,10 моля НС к 1,00 кг воды при 25° С. а) Определите ионную силу раствора. Использовав полученный результат и уравнение Дебая — Хюккеля, найдите приближенно коэффициент активности каждого иона Б этом растворе, б) Напишите уравнения, решения которых дадут моляльность каждой химической частицы в растворе, за исключением воды. Примите, что активность воды равна единице, в) Сделайте необходимые упрощения для определения моляльности ОН и хинина в растворе. [c.118]

Данные эти относятся к растворам с ионной силой, равной единице. Сопоставление их с последовательными константами диссоциации фосфорной кислоты показывает, что последние отличаются друг от друга несравненно более резко. Таким образом, ступенчатость диссоциации РеС1з выражена гораздо менее отчетливо, чем в случае Н3РО4. [c.182]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология