Коэффициент активности 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]

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]

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

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]

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]

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]

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]

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]

Таблица 4.2. Коэффициенты активности индивидуальных ионов

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]

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

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]

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]

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

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]

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]

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

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]

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