Уравнение Дэвис

Уравнение (156.20) применимо примерно до ионной силы 0,05. В области более высоких концентраций пригодно уравнение Дэвис [c.443]

Она зависит от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя и некоторых других его свойств. Для водных растворов и 25°С /4 = 0,509. При средних концентрациях раствора (/ = 0,5...0,8) коэффициент активности иона может быть рассчитан по уравнению Дэвис, также основанному на теории Дебая —Хюккеля [c.25]

При постоянной ионной силе, созданной фоновым электролитом, произведение коэффициентов активности (157.10) остается постоянным, и в этих условиях концентрационная константа устойчивости (157.9) также сохраняет постоянство при изменении концентрации реагентов. Применимость концентрационных констант, естественно, ограничена той ионной силой и средой, в которой было проведено их определение. Для получения термодинамической константы равновесия Р° произведение коэффициентов активности в (157.10) выражают с помощью уравнений теории Дебая — Хюккеля. Часто для этой цели используется, например, уравнение Дэвис (156.12) в форме [c.445]

Как видно из расчетов, наиболее точное значение /sa получено по уравнению Дэвиса, fer — по расширенному уравнению Дебая — Хюккеля и по уравнению Киланда, /нзо+ — по уравнению Киланда. [c.40]

Для упрощения нахождения величины растворимости парафина по этому уравнению Дэвис [37] составил номограмму (рис. 12). [c.83]

С чем связано такое стремление Во-первых, с желанием уйти из той области концентраций, для которых не существует достаточно удачных и общепризнанных методов математического описания коэффициентов активности реагирующих частиц. Потому столь притягательными для экспериментатора оказываются дебаевская область концентраций при исследовании растворов электролитов или близкие к ней области, где для описания коэффициентов активности часто считают допустимыми использование уравнений Дэвиса, Васильева и других модификаций уравнения Дебая — Хюккеля. Правда, большинство исследований комплексообразования в растворах электролитов в настоящее время осуществляют в концентрированных растворах. Но эти растворы концентрированы не по самим реагентам, а по вспомогательной соли, химическими реакциями с ионами которой на практике считают возможным пренебречь. Стремление работать на таких инертных солевых фонах основывают на допущении, что на коэффициенты активности реагентов существенное влияние оказывает лишь солевой фон , и при изменении концентраций самих реагентов в изучаемой области состава систем изменения коэффициентов активности можно считать пренебрежимо малыми. Но пределы допустимости такого приближения требуют экспериментального выяснения. По крайней мере общепризнанным является стремление поддерживать концентрации реагентов на уровне, значительно более низком, чем концентрация солевого фона , хотя насколько более низком — вопрос часто остается открытым. [c.165]

Определить непосредственно константы устойчивости, которые относятся к гипотетическому стандартному состоянию с концентрацией, равной единице, в чистой воде, нельзя. Должны быть определены стехиометрические константы устойчивости в реальной среде, и они должны быть превращены в отношения активностей с помощью уравнений (5) и (6). Но лишь в редких случаях имеются экспериментальные значения соответствующих коэффициентов активности для подстановки в эти уравнения. По ряду значений стехиометрических констант устойчивости, относящихся к средам с разной ионной силой, должна быть проведена экстраполяция к нулевой ионной силе либо на глаз [53], либо методом наименьших квадратов с использованием соотношения типа уравнения Дебая — Хюккеля [202, 210, 243]. Можно поступить и иначе, вычислив предварительные значения отношений активностей с помощью приближенных коэффициентов активности и затем экстраполировать их к нулевой ионной силе для получения более надежных значений [45, 134]. Иногда используются и другие приемы, при которых искомые константы определяются из пересечения линейных графиков [167, 214, 295]. Исследователи, считающие экстраполяционные методы ненадежными, пытаются оценивать коэффициенты активности с помощью уравнения Дебая — Хюккеля или других сходных соотношений [248]. При применении какого-либо конкретного уравнения, например уравнения Дэвиса [73], произвольно определяется наименьшее расстояние, на которое приближаются свободные ионы. Другие авторы явно выбирают параметр, связанный с раз- [c.17]

По этому уравнению получают меньшие значения для эффекта взаимного влияния волокон, чем рассчитанные из уравнения Дэвиса (Vn.80). Но оно основано на экспериментальных данных, поэтому уравнение (VH.Bl) следует применять для расчета волокнистых фильтров с низкой плотностью набивки. [c.331]

Привести уравнение- предельного закона Дебая для коэффициента активности и уравнение Дэвиса. [c.55]

Находим константу диссоциации НР при этом значении ионной силы по уравнению Дэвиса [c.56]

Для оценки средних коэффициентов активности широко пользуются уравнением Дэвиса [c.439]

Истинную константу протолитической диссоциации можно получить также при условии, что значения коэффициентов активности могут быть рассчитаны или найдены экспериментально. В первом случае определяют значение кажущейся константы диссоциации в растворе такого разбавления, что коэффициенты активности могут быть вычислены, например, с помощью полу-эмпирического уравнения Дэвиса-. [c.657]

Широкую известность получило уравнение Дэвис, применимое к растворам с ионной силой до 0,5 или несколько выше [c.164]

Специальный интерес представляет применение теории Дебая — Хюккеля для расчета стандартных термодинамических характеристик реакций в растворе — констант равновесия, тепловых эффектов и т. д. при нулевой ионной силе по экспериментальным данным, относящимся к растворам с конечной ионной силой. При проведении такого рода расчетов получаются уравнения, в которые входит произведение или отношение коэффициентов активности отдельных ионов. Среди различных уравнений, используемых для оценки отношения коэффициентов активности, чаще всего применяются уравнение Дэвис (Vni.103) и уравнение с одним параметром типа (Vni.104). В таких случаях они обычно записываются как [c.164]

Коэффициенты активности при небольщих значениях ионной силы подчиняются уравнению Дэвис. С учетом этого уравнения имеем [c.261]

Если в уравнении Дэвиса (8.11) сомножитель, заключенный в скобки, обозначить 6, то [c.192]

Коэффициенты активности ионов Ва и SO4, рассчитанные по уравнению Дэвиса (8.11), составляют / 2+ [c.211]

При более высоких ионных силах коэффициенты активности начинают зависеть от природы ионов, а затем и от общего состава раствора. В этих случаях для нахождения коэффициентов активности следует пользоваться конкретными справочными данными. В очень концентрированных растворах (/>1 М) коэффициенты активности ионов могут быть больше единицы. Одна из причин этого явления состоит в связывании значительного количества растворителя в результате сольватации ионов н, таким образом, в увеличении кажущейся концентрации ионов. При / = 0,1 — 0,5 М во многих случаях хорошие результаты дают расчеты по уравнению Дэвиса [c.101]

В этом разделе рассмотрено использование уравнения Дэвиса и Тэйлора (2.6) применительно к движению крупных капель жидкости в среде другой жидкости. Допустим, что меж-фазным поверхностным натяжением можно пренебречь и что жидкость внутри капли неподвижна, так что давление в ней изменяется линейно с глубиной в отличие от газового пузыря, внутри которого давление было принято постоянным. Тогда, применяя уравнение Бернулли для сечений О и РР (см. рис. 8) к жидкостному потоку вне капли (на ее границе), получим [c.43]

Уравнение Дэвиса и Тэйлора содержит величину объема пузыря в степени /е и потому малочувствительно к изменению этого объема. Если к тому же учесть, что ошибка эксперимента при измерении скорости подъема пузыря может быть около 10%, то трудно строго обосновать применимость этого уравнения для псевдоожиженных систем, как, впрочем, и для движения пузырей в обычных капельных жидкостях. Правомерность применения уравнения Дэвиса и Тэйлора к псевдоожиженному слою с газом в качестве ожижающего агента является очевидным следствием аналогии псевдоожиженных систем и капельных жидкостей. Заметим, что указанная аналогия является не единственным доказательством такой правомерности, как это видно будет в главе третьей. [c.53]

Значения у) для водных растворов, ионные силы которых лежат в пределах 0,01—0,5, приведены в табл. VI. 5 они были вычислены с помощью уравнения Дэвиса . [c.135]

Значения 1д вычисленные по уравнению Дэвиса 23 для водных растворов (25°С) [c.135]

Вычислите средние коэффициенты активности для 0,200 F раствора хлорида кальция, используя а) упрощенный закон Дебая—Хюккеля б) усовершенствованное уравнение Дебая—Хюккеля и в) уравнение Дэвиса. Сравните эти результаты с экспериментально полученным значением, равным 0,472. [c.97]

Как правило, для оценки у принимают а В = 1,00, Ь = 0,1] (уравнение Дэвиса) [95, 288]. Если сохранить в уравнении Пуассона - Больцмана высшие члены, то можно получить более сложные выражения [150]. Численные значения получаемых таким путем дополнительных членов собраны в таблицы [10]. Специальный учет двух типов ближних взаимодействий, а именно сольватации ионов, которая оказывает влияние на активность и моляльность растворителя (разд. 1), а также взаимного влияния молекул растворителя и сольватированных ионов при смешении, которое характеризуется отклонением от идеальности энтропии смешения, дает уравнение [c.68]

Ассоциация ионов в водных растворах. В водных растворах к уравнению (1.62) приходится прибегать только для электролитов с многозарядными ионами (гл. 3, разд. 3. А). Коэффициент активности у+, полученный по уравнению (1.62) для ассоциированных электролитов состава 2 2, 3 1 и 3 2 в водных растворах, подчиняется уравнению (1.59) с параметрами, соответствующими уравнению Дэвиса, вплоть до ионной силы / = 0,3 [80]. [c.71]

Были предложены различные модиф икации основных уравнений Дебая — Хюккеля. Однако обычно эти изменения выражались во внесении эмпирических поправочных члшов, которьге прибавлялись или вычитались из усовершенствованного уравнения Дебая — Хюккеля для того, чтобы улучшить соответствие между экспериментальными и вычисленными коэффициентами активности. Одним из таких модифицированных. выражений является уравнение Дэвиса [c.70]

По уравнению Дэвис (8-11) коэффициенты активности равны 1 при ионной силе, равной нулю и 1,02- Поэтому преобладающе больщинство ра.счетов, если условия особо не оговариваются, производится в предположении, что ионная сила раствора равна 1. В этом случае также можно в выражение константы задисать равновесные концентрации. [c.170]

Для количественного описания влияния ионной силы элюента иа удерживание заряженных соединений можно исполт/зовать уравнение Дэвиса [55] [c.421]

Выберем в качестве объектов ряды комплексных соединений М А1, МгЛа, МгЛд, т. е. будем рассматривать ступенчатые константы нестойкости, не ограничиваясь при этом только двумя рядами [62], а распространяя (Х,21) на большее число рядов. Для достижения наиболее точных результатов в соответствии с идеей первого метода сравнительного расчета все сопоставления будем осуществлять в одинаковых условиях, тем более, что, согласно опытным данным, изменение концентрации электролита может вызвать изменение константы равновесия (в растворе электролитов) даже на несколько порядков. Поэтому литературные значения рК, найденные при различных значениях ионной силы раствора х, следует пересчитать на одинаковое значение Оптимальной будет экстраполяция рК аа. нулевую ионную силу. Для этого воспользуемся уравнением Дэвиса [63]. Хотя оно было рекомендовано автором для [х< 0,1, однако К. Б. Яцимирский показал, что оно применимо до [Л = 0,7—0,8 [64], а в ряде последующих работ им пользовались для пересчета значений рК на нулевую ионную силу даже с ц = 3 [65, 66]. Так как в рассматриваемых случаях в большинстве своем [г 1, то экстраполяция по уравнению Дэвиса к (х = О, вероятно, не приведет к большой погрешности. [c.323]

Некоторые методы определения констант устойчивости комплексных соединений были разработаны Яцимирскнм [7]. Им рассмотрен также вопрос о получении термодинамических характеристик комплексообразования в растворе. Часто необходимо знать зависимость констант устойчивости от ионной силы раствора. В работе [8] на примерах галогенидных и псевдога-логенидных комплексов показана применимость уравнения Дэвиса для оценки изменения констант устойчивости при изменении ионной силы раствора вплоть до ионной силы р,=0,8М. Васильев [9] нашел, что зависимость константы устойчивости от ионной силы монороданидного комплекса железа (П1) в широком интервале величин ионной силы и=0,3 — 5,0 М удовлетворительно описывается уравнением типа Дебая — Хюккеля [c.490]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология