Активность вычисление

Аналогичным способом приготовьте 0,01 М раствор НС1 с ионной силой 0,01. Измерьте pH этого раствора и рассчитайте значение pH, исходя из активности ионов водорода, определенной на основе коэффициента активности, вычисленного по различным приближенным формулам. [c.235]

Коэффициенты активности, вычисленные по формулам (3.36), [c.36]

Можно, однако, с помощью коэффициента I для одного (или нескольких) из исследуемых растворов пересчитать данные по давлению пара из симметричной сис-. темы стандартных состояний в несимметричную систему, рассчитать по (VI.79) средний ионный коэффициент активности и сравнить полученные результаты по коэффициентам активности непосредственно с результатами потенциометрических измерений. Хотя оба пути представляют собой по сути дела одно и то же, непосредственное сравнение данных по коэффициентам активности является более наглядным. В табл. 10 даны результаты пересчета данных по давлению пара в несимметричную систему стандартных состояний с использованием численной величины =1,45-10 и средние ионные коэффициенты активности, вычисленные по (VI.79). Совпадение с данными потенциометрических измерений, как можно видеть, вполне удовлетворительное. [c.119]

Найденные ими параметры растворимости даны в табл. 6.2. Бартон и др. [177] исследовали парожидкостное равновесие углеводородов Сз — С , используя параметры растворимости этих соединений стремясь повысить точность расчетов, эти авторы также применили кажущиеся параметры растворимости. На рис. 4.19 сравниваются коэффициенты активности, вычисленные по уравнению Вильсона, которые можно рассматривать в качестве наиболее точных в данном случае, с коэффициентами активности, рассчитанными по уравнениям Скэтчарда — Гильдебранда и Скэтчарда — Гильдебранда — Флори — Хаггинса. Во всех случаях величины, вычисленные-по последнему уравнению, более точно согласуются с полученными по уравнению Вильсона, хотя степень соответствия довольно низка (исключение составляет лишь система бензол — гептан). [c.222]

Отсюда ио уравнению (Ь) можно вычислить К, если 1 звестен коэффициент активности. В связи с этим следует отметить, что стехиометрические коэффициенты активности, вычисленные из понижений. температуры замерзания и из других коллигативных свойств, фактически равны произведению / а, которое встречается, наиример, в уравнении (6). Коэффициент активности недиссоциированного азотнокислого калия принимается равным единице. [c.147]

Сравнение наблюдаемых коэффициентов активности хлористого натрия с коэффициентами активности, вычисленными по уравнению (20а) [c.357]

Решение. Для расчета воспользуемся коэффициентами активности, вычисленными в примере на стр. 15, при помощи которых определим коицентрацию в жидкой (х) и паровой (у) фазах для смесей с различной температурой кипения. [c.23]

Пример 1II-5. Азеотропная смесь этилацетата (А) и этанола (3) при 760 мм рт. ст. содержит 30,98 вес.% этанола. Температура кипения смеси 71,8 С. Рассчитать константы уравнения Ван-Лаара и коэффициенты активности. Сравнить их с коэффициентами активности, вычисленными из равновесных данных при I ат. [c.91]

На рис. 53 сравниваются коэффициенты активности, рассчитанные по этим уравнениям, с коэффициентами активности вычисленными из данных [c.91]

Уравнение (VI. 1) формально находится в соответствии с простой теорией Оствальда, хотя в действительности общая константа диссоциации является функцией отдельных равновесных процессов, включая диссоциацию и таутомеризацию [9, глава 5]. Несомненно следует принимать во внимание возможные резонансные структуры после того, как структура молекулы меняется вследствие потери протона. Чтобы учесть эффекты — солевой и среды, необходимо знать электрические заряды частиц Hin и In, что позволяет оценить коэффициенты активности. Вычисления такого рода являются явно неудовлетворительными в случае больщих и сложных молекул и ионов. Кроме того, неясно, как проводить эти расчеты для амфиона. Указанные неопределенности составляют основное препятствие для очень точных определений pH с помощью индикаторов. [c.128]

Вычисление степени диссоциации из криометрических измерений. Коэфициент Вант Гоффа (г). Кажущаяся степень диссоциации в случае сильных электролитов. Современные взгляды на состояние сильных электролитов в растворе. Понятие об активности. Вычисление активности растворителя из понижения упругости пара и смещения точек перехода. Вычисление активности растворенного вещества из активности растворителя. [c.31]

Если экспериментальные данные неточны, расчетные значения уР и 10 7 не совпадут с логарифмами соответствующих коэффициентов активности, вычисленных из экспериментальных данных по формуле (1У-94) [c.176]

Описанные методы основаны на допущении, что к паровой фазе применимы законы идеальных газов. Если возникает необходимость учета неидеальности паровой фазы, то это можно сделать путем введения поправок к значениям коэффициентов активности, вычисление которых было рассмотрено выше. В этом случае связь коэффициентов активности с составами равновесных фаз, давлениями паров и поправкой z [c.229]

Отклонения от идеальности в подвижной фазе приводят к тому, что коэффициенты активности, вычисленные по упругости пара, более чувствительны к температуре, чем вычисленные по фугитивности, [c.389]

Двуокись титана. А. М. Рубинштейн и С. Г. Куликов [19] исследовали влияние температуры прокаливания ТЮа на ее активность в отношении разложения этилового спирта. В табл. 1 представлены величины удельной активности, вычисленные нами по результатам работы [19]. [c.86]

Активность и коэффициент активности являются реальными физическими величинами, и будучи определены различными методами, дают хорошо совпадающие друг с другом результаты. В табл. 7.4 показано сравнение полученных разными методами коэффициентов активности КС1 в водных растворах, где 7р, 7ат, 1е — соответственно, коэффициенты активности, вычисленные из данных по упругости пара раствора, из криоскопии и из измерения электродвижущей силы гальванического элемента. [c.152]

Значение коэффициентов активности, вычисленное по уравнению (5.1.47), может дать лучшее согласие с экспериментом, если численное значение а принимать не постоянным, а несколько изменяющимся для различных диапазонов концентраций. Некоторое непостоянство а обусловлено не только тем (как считали ранее), что степень гидратации также может изменяться при изменении концентрации, но также и тем, что гидратированные ионы не являются в действительности жесткими шарами и могут быть деформированы или проникать друг в друга в зависимости от условий столкновения, изменяющего минимальное расстояние между ионами. Однако в добавление к этому действительному изменению диаметра учет концентрационной зависимости а в вычислениях облегчает согласование Теории с экспериментальными [c.482]

Yp — коэффициент активности, вычисленный по упругости пара. [c.386]

В табл. 3 приведены данные по биологической активности, вычисленные ио формуле, представленной на стр. 158. [c.161]

В табл. 1-3 приведены значения коэффициентов активности, вычисленные по уравнениям (5), (6) и (7). Эти данные ясно показывают, в каком интервале ионной силы и для какого иона можно применять данную формулу в зависимости от требуемой точности результатов. [c.18]

Огношення Оз/Яг и 72/72 равны рг/А - 0,518 и не зависят от концентрации. Таким образом, для перехода от активности брома, растворенного в СС14, вычисленной по первому способу, к активности, вычисленной по второму способу, надо первую величину умножить на постоянный множитель (в рассмотренном примере— на 0,518). Этот множитель зависит, конечно, от температуры. [c.214]

Вариант решения с учетом ионной силы раствора. Активность сульфат-иона н 0,01 М растворе КгЗО, (р = 0,03) составляет 0,01 0,51 моль/л, где 0,51 — коэффициент активности, вычисленный по формуле Дебая и Гюккеля (с. 107). Растворимость ЗгЗО, а воде равна V3,2 10 = 5,6- 10 моль/л. После прибав-- ения КгЗО, растворимость ЗгЗО, понизится и примет значение 5 моль/л. Тогда активность ионов 5г + составит 0,51 5 моль/л, а ионов 505 — (5-ь0,01 0,51) моль/л. Вели на ПР остается постоянной, следовательно, [c.121]

В главе V коэффициент активности был определен как у = == а/х (а — активность, х — молярная доля). В теории растворов его обычно определяют как у = а/с (с — объемно-массовая концентрация) однако это не вносит никаких ослонснений, так как в разбавленных растворах х и с пропорциональны друг другу, и поэтому логарифмы коэффициентов активности, вычисленные через с или через х, различаются постоянным слагаемым, которое может быть введено в стандартную часть химического потенциала. [c.166]

Идея проверки состоит в том, что если экспериментальные данные содержат ошибку, то расчетные значения lg7ip и lg72p не совпадут с логарифмами соответствуюш,их коэффициентов активности, вычисленных непосредственно из экспериментальных данных для раствора определенного состава (Xi) по формуле [c.134]

Рис. 4.12. Зависимость коэффициентов активности, вычисленных по формулам Скэтчарда — Хамера [уравнения (4.87) и (4.88)], от доли молярного объема. 1 = У Х /(У Х + УгХг). А = 3, В = I. При К2/К1 = 1 эти уравнения становятся тождественными уравнениям Маргулеса.

Точность подхода, основанного на использовании параметра растворимости, часто довольно низка. Например, сравнение (табл. 4.14) коэффициентов активности при бесконечном разбавлении, рассчитанных по параметрам уравнения Вильсона [354] и коэффициентов активности, вычисленных исходя из трех различных групп параметров растворимости, взятых из литературы, показывает довольно плохое их соответствие даже для пар углеводородов. Было предпринято несколько попыток исправить положение. Чао и Сидер [218] (см. также гл. 6) сохранили форму уравнения (4.195), но произвольно видоизменили некоторые параметры растворимости, с тем чтобы обеспечить более точное соответствие уравнения экспериментальным данным о равновесии. Маффиоло и др. [455] использовали некоторые аспекты метода Чао — Сидера и применили уравнение Скэтчарда — Гильдебранда — Флори — Хаггинса. В результате обстоятельных исследовании, выполненных Даубертом и др. [31], выяснилось, что такой подход дает лучшие результаты, чем исходное уравнение, при исследовании смесей нафтенов и ароматических углеводородов, а также тяжелых углеводородов при низких давлениях. [c.222]

Подтверждением правильности этих результатов может служить их сопоставление с величинами коэффициентов активности при температурах замерзания растворов вычисленными Рендаллом и Юнгом из данных по определению температур замерзанхш Рендалла и Ванзелова [30]. Как видно из табл. 71, значения коэффициентов активности, вычисленные с помощью данных по электродвижущим силам элементов и по температурам замерзания, хорошо совпадают друг с другом. Это совпадение подтверждает правильность нашего предположения о природе реакции, протекающей в элементе. [c.322]

Во всех этих таблицах для указанных равновесных составов жидкости и пара и соответствующего давления приводятся следующие величины 1п у и 1п — логарифмы коэффициентов активности, вычисленные в предположении идеального поведения паровой фазы Д1п7 и Д1п у — поправочные слагаемые, значения которых определяются только вириальными коэффициентами чистых компонентов Д1п у -> и Д 1п у — слагаемые, зависящие и от вириальных коэффициентов смесей B J. [c.152]

Более конкретное представление о величине поправок можно составить на основании результатов расчета для различных двойных систем. Мы выбрали несколько систем, для которых в литературе имеются необходимые для расчета данные о равновесии жидкость—пар и о вириальных коэффициентах и которые различны по химической природе составляющих систему компонентов. В табл. 4—7 помещены результаты расчетов для систем бензол—циклогексан, метиловый спирт—четыреххлористый углерод, ацетон— -гептан и ацетон—хлороформ. Во всех таблицах указана температура составы раствора л < ) и равновесного пара (если расчет приведен для одного состава раствора, то значение х( ) вынесено в заголовок таблицы) значение равновесного давления Р величины 1пу и 1п7г — логарифмы коэффициентов активности, вычисленные в предположении идеального поведения паровой фазы величины и Д1п1 — поправочные слагаемые, значения которых определяются только вириальными коэффициентами чистых компонентой и величины Д1п к - и Д1п7 2- — слагаемые, зависящие и от вириальных коэффициентов смесей 5,у. [c.130]

Маклеод и Ветмор [144] исследовали понижение точки плавления AgNOs при добавлении нитратов щелочноземельных металлов. Больщие добавки приводили к отрицательным отклонениям по сравнению с коэффициентами активности, вычисленными по модели Темкина. Калориметрические измерения показали, что отрицательные отклонения от идеальности не могут быть приписаны целиком теплоте смешения. Энтропия смешения также должна отличаться от значений, вычисляемых по уравнению Темкина. [c.261]

В работе Харнеда и Шропшира [101] найдено хорошее соответствие теоретически и экспериментально установлен-ных коэффициентов диффузии в 0,25 и 0,75 м растворах сахарозы для диффузии КС в области концентраций 0,004— 0,025 моль-л-. Исследуя диффузию КС1 в 10, 20 к 38,6 вес. %-ных водных растворах метанола в работе [102] нашли, что коэффициенты активности, вычисленные из значений коэффициентов диффузии, удовлетворительно соответствуют коэффициентам активности, найденным другими методами, если систему считать нсевдобинарной. В этом случае смесь растворителей можно считать одним компонентом. Однако такие исследования (в силу их особенностей) учитывают только концентрационные изменения диффузии электролита и неявно предполагают постоянство относительной концентрации неэлектролита. Такой подход справедлив, если учитывается только соотношение между вязкостью и коэффициентом диффузии. Однако при детальном изучении явления следует учесть влияние диффузии электролита на распределение растворенного неэлектролита в растворе. [c.254]

Значение ионного диаметра а в соотношениях, приведенных выше, в действительности получено эмпирически таким образом, чтобы значение среднего коэффициента активности, вычисленное по уравнению (5.1.47), наилучшим образом согласовывалось бы с экспериментом. В соответствии с опытными данными значения а, равные примерно (3—6) 10 см, являются наиболее подходящими. Так, в растворах Na l теоретически вычисленные коэффициенты активности сравнительно хорошо согласуются с экспериментальными данными, если принять для а значение 4,0—4,8 А, хотя сумма кристаллографических радиусов равна 0,95+1,8=2,8 А. Для растворов СаС1г следует взять для а значение 5 А вместо кристаллографической суммы радиусов 2,8 А, а для La ls 6—7 А вместо кристаллографического значения 3,0 А. Эта разница связана, возможно, с тем обстоятельством, что ионы в растворе гидратированы, хотя а не обязательно равно сумме радиусов двух гидратных оболочек, так как гидратные оболочки могут быть деформированы при столкновениях между ионами. Тем не менее разница в значениях ионного диаметра а и суммы кристаллографических радиусов может дать некоторую информацию о гидратации. [c.482]

Помимо других явлений, теория сильных электролитов Дебая—Хюккеля также указывает на то, что ионы обычно находятся в гидратированном состоянии, т. е. движутся с некоторым числом тесно связанных с ними молекул воды. Из второго приближения теории следует, что ионный диаметр значительно больше, чем измеренный в ионных кристаллах тех же электролитов (см. разд. 5.1.3.1). Следовательно, коэффициент активности, вычисленный на основе теории Дебая— Хюккеля, соответствует не голым ионам, а гидратированным. Однако коэффициент активности и концентрацию, связанную с ним, обычно относят к негидратированйому веществу, так как для характеристики состава растворов в экспериментальных результатах для расчетов используют число молей безводного растворенного вещества, содержащееся в данном количестве раство1рителя (моляльность т), данном объеме раствора (молярность с), или число молей, отнесенное к сумме молей растворителя и растворенного вещества (мольная доля х). Эти различные концентрационные характеристики изменяются в результате гидратации неодинаково. Молярность [c.487]

Использовать результаты, приведенные в задаче 7 гл. III, а также коэффициенты активности, вычисленные по предельному уравнению Дебая — Гюккеля для определения константы диссоциации а-кротоновой кислоты. [c.253]

Кроме перечисленных выше причин — чистоты и неустойчивости растворителя — различные значения электродного потенциала для стандартного состояния могут быть обусловлены различными способами экстраполяции. В гл. 8 был использован строго эмпирический метод экстраполяции. Хотя этот метод и пригоден для иллюстративных целей, все же в иастояш,ее время при точных определениях его не применяют даже для водных систем. Для определения стандартных электродных потенциалов сейчас используют значения коэффициентов активности, вычисленные по теории Дебая—Хюккеля, которая, как предполагают, справедлива в области низких концентраций. Полученные таким образом коэффициенты активности подставляют затем в уравнение Нернста, которое записывают в следующем виде [c.539]

На рис. XII. 3 коэффициенты активности, вычисленные по уравнению Гюнтельберга (7) и уравнению Дэвиса (9), сравниваются с экспериментальными данными для НС1, HNO3, Na 104 и КС1. Значения, предсказанные уравнением Гюнтельберга, слишком низки, но значения по уравнению Дэвиса разумно оценивают коэффициенты активности. При ионной силе 0,1 М ошибка меньше 3%, а при ионной силе 0,5 Л1 — меньше 8%. [c.373]

Коэффициенты активности, вычисленные из результатов опытов газовой хроматографии, вполне достоверны, так как они не зависят от специфических параметров (длина, диаметр, зернение), определяющих эффективность колонки. Однако постоянство величины коэффициентов в случае системы этилацетат — этриол обеспечивается содержанием этриола в количестве 20% от веса насадки. [c.239]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология