Коэффициент истинной в растворах электролитов

Как и в спокойном электролите, плотность тока при наличии потока растет с повышением температуры раствора (рис. 4). При этом оказывается, что при установленном потенциале поляризаций эффективная энергия активации, рассчитанная методом политерм, не остается постоянной с изменением скорости потока (рис. 5). Эффективная энергия активации вначале резко падает, затем плавно возрастает. Резкое падение значения эффективной энергии активации в начале кривой можно объяснить изменением характера транспорта вещества. В спокойном электролите повышение температуры вызывает не только повышение подвижности ионов и коэффициента диффузии электролита, но и ускорение процессов свободной конвекции. Это приводит к несколько преувеличенным значениям энергии активации. При наложении вынужденной конвекции, т. е. при создании потока электролита, процесс свободной конвекции постепенно теряет значение. Можно думать, что при этом достигаются истинные значения эффективной энергии активации концентрационной поляризации. [c.44]

Наконец, попытка введения коэффициентов активности ионов в фазе обменника оказалась очень успешной. Совпадение ре зультатов измерений ионной активности солей в водных растворах вплоть до очень высоких концентраций и осмотических коэффициентов тех же ионов в ионообменниках различного типа (Брегман, Бойд, Глюкауф, Китченер) убедительно подтвердило мнение о том, что ионообменник можно рассматривать как концентрированный электролит. Особенно убедительными являются данные, полученные для концентрированных водных растворов солей толуолсульфокислоты и уксусной кислоты, которые можно рассматривать как элементарные звенья известных типов ионообменников. Обращает на себя внимание практически полная аналогия кривых, характеризующих истинные электролиты, с кривыми, полученными для слабосшитых ионообменников соответствующего заряда (см. рис. 34, 35), [c.159]

Число иоиов в электролите можно определить из аналитической коицентрацни электролита, так как ои считается полностью диссоциировапным (а=1). Теорию Д< бая и Гюккеля поэтому иногда называют теорией полной диссоциации. Однако ее можно применять и в тех случаях, когда а . Действительно, определив нз гштенсивностн светопоглощения степень дпссоцпац[1н раствора слабого электролита, можно найти истинную коицеитрацию его ионов, а затем по уравнению (3.57) н сред игй коэффициент активности. [c.89]

Здесь Сд(каж.) - кажущийся стандартный химический потенциал вещества А в растворителе S при условии отсутствия сольватации, т.е. обычный стандартный химический потенциал GA. Уравнение (1.20) показывает, что сольватация всегда приводит к снижению С,(ка ж.) относительно истинного стандартного химического потенциала Сд(ист.) для растворенного, но несольватированного вещества А. Уравнение (1.21а) связывает у (каж.) с уА и уд. > пРичем а рассматривается как постоянная, входящая в константу К. В разбавленных растворах уд. g > уА(каж.) > уА. Зависимость og и mg от концентрации электролит учитывается уравнением (1.216) с помощью осмотического коэффициента [19, стр. 239]. ФА = -(1000/vMsmA) In a [c.29]

Как это ни странно, данные, необходимые для опровержения этого взгляда, имелись уже в течение многих лет. Мур и Уинмил [7] измеряли электропроводность растворов аммониевых оснований, а также определяли коэффициенты распределения этих веществ между водой и несмешивающимся с ней растворителем при ряде температур. Из этих данных им удалось вычислить истинные константы диссоциации аммониевых оснований. Их работа показала, что все они действительно являются слабыми основаниями, за исключением четвертичного основания, которое представляет собою настоящий сильный электролит. Сиджвик [8] указал, что эта работа опровергает изложенный выше взгляд. В поисках нового объяснения он говорит Если мы встанем на точку зрения, что слабый электролит существует в растворе преимущественно в ковалентной форме, то у таких аммониевых оснований, как (ННзН) ОН, должна иметься возможность переходить в указанную форму, и в этом превращении должен участвовать водород, связанный с азотом, так как основание остается слабым до тех пор, пока имеется хоть один такой атом водорода, и становится сильным (т. е. ковалентная форл а исчезает), как только замещается последний водород. Это может означать только то, что гидроксил образует ковалентную (координационную) связь с этим водородом . [c.53]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология