Активность зависимость от ионной силы

Рис. 158. Зависимость коэффициентов активности от ионной силы, найденная по растворимости солей различных типов в растворах разных электролитов. Проверка уравнения (XII, 28).

Что такое первичный солевой эффект Самые общие представления о нем позволяют более глубоко понять сущность элементарных процессов химических реакций, протекающих в растворах. Рассмотрим один из аспектов Т гории сильных электролитов Дебая — Хюккеля (разд. 31.4), а именно зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора. [Теория влияния нейтральных солей на скорость химических реакций в растворах была развита Бренстедом и Бьеррумом.] [c.184]

Рис. 10. Зависимость среднего коэффициента активности от ионной силы в водном растворе ЫаС1

Между коэффициентом активности и ионной силой раствора в первом приближении существует следующая зависимость (разд. 31.4) [c.185]

Привести уравнения, выражающие зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора. [c.316]

Эта зависимость между коэффициентом активности и ионной силой водных растворов хорошо сохраняется примерно до р,=0,02. [c.51]

ОТ присутствия посторонних сильных электролитов), а такл к бесконечно разбавленным растворам сильных электролите Зависимость коэффициента активности от ионной силы показан на рис. 3. [c.56]

Зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора передается уравнением (2.8). При логарифмировании (4.4) и сочетании с (2.8.) получаем [c.71]

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]

Для очень разбавленных растворов (0,01—0,05 М) зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора выражается формулой Дебая и Хюккеля [c.168]

Логарифм среднего коэффициента активности как функция от корня квадратного из концентрации для разбавленных растворов электролитов приближается к прямой линии. Зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора хорошо описывается вышеприведенной формулой до значений ионной силы 0,1, когда расстояния между ионами порядка 20 А. [c.37]

В разбавленных растворах зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора для иона, несущего г единиц заряда, описывается предельным законом Дебая—Гюккеля (1.5), выведенным в приближении точечных зарядов. Согласно этому уравнению единственным свойством нона, определяющим значение его коэффициента активности в заданных условиях (растворитель, ионная сила раствора, температура), является его заряд. Для наиболее типичных условий проведения ионных реакций — в водном растворе при температуре, близкой к комнатной, — это уравнение с хорошей степенью точности можно записать в виде [c.163]

При выводе уравнений авторы [65—67] сделали ряд допущений, часть из которых нельзя считать оправданной. Так, например, предполагается одинаковая (независимо от типа и заряда иона) зависимость среднего коэффициента активности от ионной силы раствора. Неправильно и предположение о постоянстве коэффициента Генри для физической растворимости СОа и НзЗ в растворах ЭА [c.139]

В случае слабых электролитов скорость реакции может изменяться вследствие изменения концентрации одного из реагентов в присутствии посторонних электролитов, влияющих на ионную силу раствора и степень диссоциации электролита. Это явление называют вторичным солевым эффектом. Для разбавленных растворов зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора описывается предельным законом Дебая - Хюккеля [c.145]

Для какого из сильных электролитов LiF или sl, коэффициент b в уравнении зависимости коэффициента активности от ионной силы для больших ионных сил будет большим [c.151]

Найдем зависимость фактора кинетической активности от ионной силы раствора д.. По теории Дебая — Гюккеля, коэффициент активности иона в растворе связан с валентностью иона и ионной силой раствора соотношением [c.101]

Из опытных данных по зависимости коэффициентов активности от ионной силы следует, что в области значений ионных сил не более чем 0,1— >,5 последнее слагаемое в правой части уравнения (49) очень мало, и для таких концентраций солей уравнение Дебая—Гюккеля может быть записано в форме [c.101]

Уравнение (10.12) справедливо в той области значений ионной силы, где справедлив предельный закон Дебая — Гюккеля, т. е. при малых величинах ц. При больших значениях ионной силы зависимость коэффициента активности от ионной силы выражается уравнением Бренстеда [c.296]

Зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора выражается соотношением [c.55]

Зависимость величины коэфициентов активности от ионной силы раствора. С увеличением ионной силы раствора усиливается тормозящее действие, оказываемое присутствующими в растворе ионами на скорость движения каждого иона в результате этого активность иона уменьшается, а так как активность равна произведению концентрацип на коэфициент активности, то величина коэфициента активности падает. Однако, достигнув определенного минимума, коэфициент активности при дальнейшем увеличении ионной силы начинает возрастать, что вызывается несколькими причинами изменением диэлектрической постоянной растворителя вблизи иона, изменением степени гидратации ионов, отталкивающим действием гидратированных ионов и т. д. [c.41]

Типичные кривые зависимости коэффициента активности от ионной силы приведены на рис. 5-3. [c.127]

Для разбавленных водных растворов, ионная сила которых ие превышает 0,01, зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора выражается при 25° С формулой [c.140]

Вычисления коэффициентов активности довольно сложны, поэтому теоретические обоснования различных методов их определения освещаются только в специальных разделах курса физической химии. Для разбавленных растворов, ионная сила которых не превышает 0,01, соответствующая формула зависимости коэффициента активности от ионной силы раствора имеет достаточно [c.74]

Изучение зависимости коэффициентов активности, а также ак-т1шностей от состава раствора привело Льюиса к установлению ряда важных эмпирических закономерностей и правил. В частности, было найдено, что в области низких концентраций средние коэффициенты активности электролита определяются зарядами образующихся ионов и не зависят от других их свойств. Так, наиример, в этих условиях средние коэффициенты активности бромида к лия, нитрата натрия и соляной кислоты одинаковы. Далее было-установлено, что средние коэффициен"Ы активности для очень разбавленных растворов зависят от общей концентрации всех присутствующих электролитов и зарядов их ионов, но не от химической природы электролитов. В связи с этим Льюис и Рендалл ввели понятие ионной силы растворов /, которая определяется как полусумма произведений концентраций понов на квадраты их зарядов [c.81]

Для разбавленных растворов зависимость коэффициента активности от ионной силы дается в теории Дебая — Хюккеля (стр. 420). Для водных растворов при 25° [c.687]

Для многозарядных ионов дополнительные трудности возникают из-за того, что специфическое взаимодействие ионов, предложенное Бренстедом, оказывает гораздо более сильное влияние на скорость реакции, чем изменение коэффициентов активности. Поэтому корреляция между ]g k/k° и концентрацией многозарядного иона, противоположного по знаку иону, участвующему в реакции, соблюдается лучше, чем между ]g(A /A o) иионной силой раствора. Это было проиллюстрировано на примере зависимости константы скорости реакции Hg -l-GO(NHз)5Br (см. рис. XV.5) от концентрации (С1О4) одновременно замечено, что константа не зависит от концентрации катиона [45]. Те же авторы показали, что в реакции ВгСНаСО + ЗгОз - - (ЗгОзСНгСОг) Н- Вг" константа скорости зависит от (К ), а не от концентрации отрицательного иона (в качестве отрицательных ионов использовались N03, 30 и o( N)5". В большинстве опытов ионная сила раствора менялась в интервале от 0,001 до 0,04 М). В обоих случаях при постоянной концентрации иона противоположного заряда, но более чем двукратном изменении ионной силы раствора константа скорости реакции изменялась менее чем на 2%. Это совершенно очевидно противоречит уравнению Бренстеда. [c.450]

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]

Зависимость коэффициента активности от ионной силы очень разбавленных растворов выражается формулой Дебая и Гюккеля lg/ = —0,52 > 1. [c.211]

Из этого уравнения следует, что с уменьшением среднего коэффициента активности растворимость хлорида серебра повышается, и наоборот. Исследуя зависимость коэффициентов активности от ионной силы (см. рис, 3-2, 3-3 и 3-4), можно прийти к выводу, что с увеличением ионной силы растворимость сначала возрастает, а затем уменьшается. Следует напомнить (см. табл. 3-2), что коэффициенты активности м-ногозарядных ионов в большей степени зависят от изменений ионной силы, чем коэффициенты активности однозарядных ионов. Соответственно, растворимость осадков, содержащих многозарядные [c.219]

Закон о зависимости коэффициента активности от ионной силы был эмпириче- ски найден в 1921 г. Льюисом и Ренделлом. Позднее на основании теории Дебая были получены подтверждения этого закона. [c.95]

РИС. 2-3. Зависимость коэффициентов активности от ионной силы, рассчитанных из уравнения ПЗДХ (пунктирные линии) и наблюдаемых в экспериментах. [c.24]

Как полагает Хомутов [156], одной из причин изменения коэффициентов активности является изменение свободной энтальпии сольватации ионов с изменением концентрации электролита. Путем комбинирования теории Дебая — Хюккеля с электростатической теорией сольватации ионов выведена формула, выражающая зависимость ионных коэффициентов активности от ионной силы, диэлектрической проницаемости и радиусов ионов в растворах. При выводе формулы сделано допущение, что ионы в растворах находятся в виде самостоятельных кинетических единиц, т. е. предположено отсутствие ассоциации. При использовании формулы для расчета стехиометрических. коэффициентов активности НС1, Li l, K l др. в области m от 0,1 до 2—4 оказалось, что расчетные у согласуются с экспериментальными только в том случае, если используется параметр а (среднее расстояние наибольшего сближения ионов), зависящий от концентрации. Поскольку в соответствии с формулой отношение коэффициентов активности [c.35]

Подобные изменения рН-зависимости ферментативной активности часто наблюдаются в реальных системах. Они целиком обусловлены присутствием на полиэлектролитиом носителе заряженных групп. Добавление в систему с.иммобилизованным ферментом высококонцентрированных растворов солей или буферных систем вызывает экранирование зарядов групп носителя и, следовательно, уменьшение сдвигов рН-оптимумов активности. Иными словами, сдвиг рН-зависимостей активности иммобилизованных ферментов, обусловленный распределением протонов, наблюдается только в разбавленных буферных растворах с низкой ионной силой. С другой стороны, зависимость сдвига рН-оптимума активности от ионной силы служит серьезным указанием на то, что распределение протонов между раствором и носителем играет [c.109]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология