Калия хлорид коэффициент активности

Для незаряженных элементарных объектов растворенных веществ (для молекул) коэффициенты активности мало отличаются от единицы. Так, например, коэффициент активности молекул уксусной кислоты в одномолярном растворе хлорида калия равен 1,1, а в одномолярном растворе ацетата натрия 0,98. Поэтому для молекул растворенных веществ обычно принимают т. е. а=с. [c.34]

Ниже будет приведен обзор всех известных экспериментальных данных, касающихся растворов 1,1-электролитов. Далее будут изложены термохимические данные с точки зрения их связи с коэффициентами активности. В первую очередь мы остановимся на свойствах растворов хлоридов натрия и калия, поскольку они были исследованы особенно подробно как при 25°, так и при других температурах. Коэффициенты активности этих электролитов можно затем использовать в качестве стандартных для определения [c.339]

В табл. 87 показано влияние давлений в 1, 100 и 1000 атм на коэффициенты активности хлористоводородной кислоты для четырех концентраций.кислоты, а также влияние этих же давлений на коэффициенты активности хлоридов натрия и калия и гидроокиси натрия при концентрации, равной единице. При 100 атм влияние члена, в который давление входит во второй степени, незначительно, но при 1000 атил его следует учитывать. [c.357]

Средние коэффициенты активности хлорида лантана, ферроцианида калия, сульфатов алюминия и индия при 25 [c.402]

ЧТО также подтверждает это правило. Взаимодействие ионов в растворах, содержащих гидроокиси и кислоты, представляет значительный интерес, и к этому вопросу мы еще вернемся в дальнейшем. Не так давно были вычислены коэффициенты активности соляной и бромистоводородной кислот в растворах, содержащих соответственно хлориды лития, натрия, калия и бария, а также бромиды лития, натрия и калия для широкого интервала температур (О—50°). Точность этих вычислений составляла 0,001. Как будет показано в дальнейшем, эти результаты имеют существенное значение для определения диссоциации воды и слабых электролитов в растворах солей (гл. XV, 2 и 8). Поэтому эти данные приведены вместе с библиографией в табл. 161. [c.426]

Значения ран растворов битартрата калия при О--95°С были получены из измерений э.д.с. в водных смесях тартрата и хлорида натрия методом, описанным в предыдущих главах [45, 47]. На рис. IVЛ значения ран при 25° С нанесены как функция моляльности битартрата калия. Коэффициент активности С1 , с применением которого были получены три кривые, определен уравнением (1.27" )- Если ионный коэффициент активности уа заменен [c.84]

В случае сорбции хлорида калия на катионите и хлорида магния на анионите обнаружены небольшие систематические изменения расчетного коэффициента активности с концентрацией, причем направления этих изменений различны. [c.63]

Известно, что многие теории вполне удовлетворительно описывают опытные данные по химическим потенциалам электролитов в растворе, однако они оказываются непригодными для описания теплот разбавления и других производных от термодинамического потенциала свойств в том смысле, что даже в области малых концентраций требуют введения физически нереальных значений параметров, например, большого изменения г о с температурой. С этой точки зрения Ю. М. Кесслеру и сотрудникам удалось построить логически замкнутую теорию, свободную от упомянутого недостатка. Полученное ими уравнение для теплот разбавления [233], работоспособно до 0,5 моль/л при использовании тех же параметров, которые применяют для описания коэффициентов активности. Это позволило авторам обнаружить влияние структуры смешанного растворителя вода—формамид на теплоты разбавления хлорида калия [234]. [c.106]

ТАБЛИЦА 3.9. Химические коэффициенты активности ионов в водных растворах хлорида калия [101] [c.72]

Наиболее подробные сведения о найденных разными методами значениях у,- относятся к растворам хлоридов щелочных металлов. Их сопоставление начнем с данных для хлорида калия. Числа переноса ионов К+ и С1 близки и мало зависят от концентрации раствора КС1 так, при 25°С и концентрации 0,1 моль/л число переноса катиона равно 0,4898, а при концентрации 1,0 моль/л — 0,4883 [65, с. 82]. Можно поэтому ожидать, что пренебрежение диффузионным потенциалом в методах II и IV или его неполный учет в методе III не будут существенно сказываться на конечных значениях ионных коэффициентов активности. Такое предположение подтверждается расчетом по уравнению Гендерсона идеальной части диффузионного потенциала д по данным Дика [93] на границе КС (т)/КС1 (4 моль/кг) значения д для концентраций т, рав- [c.98]

ТАБЛИЦА 3.18. Химические коэффициенты активности ионов и СГ в водных растворах хлорида калия при 25 °С [c.99]

Использованный в работе [12] метод IVa основан, как указывалось выше, на допущении о малой величине неидеальной части диффузионного потенциала на границе раздела исследуемого раствора и концентрированного раствора хлорида калия. В случае растворов KF это допущение представляется вполне убедительным вследствие практически полного совпадения значений коэффициентов активности катиона и аниона. Отсюда следует, что в рассматриваемой системе определение у, по измерениям э.д.с. соответствующих цепей с переносом с поправкой только на идеальную часть диффузионного потенциала также должно привести к заключению о близости значений у + и ур-. Нам не удалось найти в литературе работ, в кото- [c.116]

Классическим примером в этом направлении является гипотеза Мак-Иннеса [139], согласно которой в водных растворах хлорида калия коэффициент активности иона калия равен коэффициенту активности иона хлора. Гипотеза Мак-Иннеса основана на правиле ионной силы (см. также [140]), поэтому ее применение ограничено разбавленными растворами (<0,1 моль1л). Альтернативой гипотезы Мак-Иннеса является гипотеза Гуггенгейма [141, 142], который совершенно формально принял, что в бинарных смесях электролит — вода индивидуальные коэффициенты активности ионов равны среднегеометрическому коэффициенту активности электролита. Для многокомпонентных растворов 1,1-электролитов Гуг-генгейм получил следующие уравнения [c.29]

Пример 1. Вычислить коэффициент активности хлорида калия в водном растворе для 0,05 м раствора, если ДГзам = 0,175°, значение 0,05 [c.210]

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]

Эти значения были предоставлены авторам Р. А. Робинзоном. Они были согласованы с наилучшими результатами определения коэффициентов активности хлоридов и бромидов натрия и калия с помощью метода электродвижущих сил и по давлению пара (десять независимых измерений), а также с результатами последних определений изопиестических отношений. Значения осмотических коэффициентов даны с точностью до четвертого знака после запятой, чтобы можно было с их помощью провести плавную кривую. Последняя значащая цифра не имеет физическог значения. [c.276]

На рис. 96 представлен наиболее яркий пример обратной последовательности для катионов, наблюдающейся в случае гидроокисей, когда кривые для разных катионов сильно отличаются друг от друга. Наибольшим коэффициентом активности обладает гидроокись цезия, наименьшим — гидроокись. пития. Эта последовательность прямо противоположна той, которая наблюдается для хлоридов, бромидов и иодидов. Такой эффект можно частично объяснить взаимодействием ионов и образованием ионных пар. Согласно теории ассоциации ионов Бьеррума (гл. П1, 7), 1,1-элек-тро.яиты считаются сильными, если расстояние сближения ионов больше или равно 3,5 А. Приведенные на рис. 96 значения согласуются со средними расстояниями сближения ионов 3 3,5 4 и 4,2 А соответственно для гидроокисей лития, натрия, калия и цезия. Согласно теории Бьеррума, все указанные гидроокиси являются сильными электролитами, хотя в случае гидроокиси лития может происходитх некоторая ассоциация ионов. Эти результаты согласуются с выводами, сделанными на основании измерений электропроводности. Примерно такие же результаты наблюдаются и в случае ацетатов, хотя для ацетатов расхождение кривых не столь велико. [c.363]

Систематические данные для этих электролитов несимметричного типа отсутствуют. Только в одном случае (хлористый лантан) имеются данные для достаточно разбавленных растворов, которые могут быть использованы для экстраполяции [41]. На основании результатов измерения температур замерзания были вычислены коэффициенты активности нитрата лантана [42], феррицианида калия [43], кобальтицианида калия [44] и сульфата лантана [45]. Кроме того, были сделаны изопиестические измерения упругости пара растворов хлорида лантана [46 — 48], ферроцианида калия [46], сульфата алюминия [46] и некоторых 3,1-хлоридов редкоземельных металлов [48]. Хаттокс и Де-Фриз [49] исследовали водные растворы сернокислого индия при температурах 0 — 35° при помощи элемента. . [c.401]

Что касается пересчета условных констант в истинные концентрационные константы, то автор предположил, что коэффициент активности водородного иона в растворах данной ионной силы представляет собой такую же величину, как и в растворах соляной кислоты, хлорида натрия и хлорида калия. Основываясь на этом, автор использовал измерения Н. Бьеррума и Унмака [30]. Для пересчета концентрационных констант от ионной силы 0,021 (Км- = 0,145) к ионной силе 0,17(1/д = 0,41) в случае первой константы кислотной диссоциации применяли формулу Бренстеда и Фолькварца [31] [c.290]

Так, для насыщенного раствора хлорида серебра в 0,01 /VI растворе хлорида калия концентрация хлорида серебра составляет всего 10 М и не оказывает какого-либо заметного влияния на общую ионную силу. Тем не менее коэффициент активности иона серебра равен коэффициентам активности ионов калия и хлорида (0,89 согласно ПЗДГ). [c.23]

При изучении сложных равновесий желательно поэтому попытаться контролировать коэффициенты активности путем использования буфер--ного электролита, строго идентифицировать комплексы и определять стехиометрические константы устойчивости, относящиеся к конкретным солевым средам. Использование солевых сред для контроля коэффициентов активности было описано в обзоре Бидерманна и Силлена [28], но этот метод часто понимается неправильно. Коэффициенты активности считаются зависящими только от ионной силы (Л в очень разбавленных растворах (<0,1-моляльных), так что очень прочные комплексы можно исследовать в растворах, сильно отличающихся по составу, если ионная сила невелика и постоянна. Так, аминополикарбоксилатные равновесия можно изучать в средах, доведенных до ==0,1-моляльной добавлением хлорида или нитрата калия. Однако исследования более слабых комплексов требуют гораздо больших концентраций свободного лиганда и поэтому для заряженных лигандов — большей ионной силы. Коэффициенты активности не одинаковы, в двух растворах, один из которых состоит в основном из [c.17]

Это уравнение можно использовать для оценки коэффициента активности ионов одного вида, такого как На+ или С1 , но его- нельзя экспериментально проверить, так как невозможно приготовить раствор, содержащий ионы только одного вида. Например, чтобы приготовить раствор ионов Na+, можно взять сульфат натрия, а для приготовления раствора хлоряд-ионов — кристаллы хлорида калия. Естественно, что взаимодействия сульфат-иона с Ыа+ и К+ с хлорид-ионом будут влиять на поведение Ка+ или С1 соответственно. Иными словами, любой метод, используемый для измерения коэффициентов активности в этих системах, реально даст коэффициент активности Ыа+ в присутствии сульфат-ионов, которых в два раза меньше, или коэффициент активности С1 в присутствии равной концентрации К+. К счастью, новый параметр, называемый средним коэффициентом активности / - мы можем оценить как экспериментально, так и теоретически. Для бинар- [c.64]

Нейтральные соединения. Растворение многочисленных неорганических солей в воде не влияет на кислотные или щелочные свойства этого растворителя (за исключением влияния на коэффициенты активности ионов водорода и гидроксид-ионов). К этим соединениям относятся хлориды, бромиды, иодиды, нитраты, сульфаты и перхлораты лития, натрия и калия, которые являются солями сильных минеральных кислот и очень сильных оснований. Водные растворы, не содержащие иных растворенных веществ кроме указанных соединений, имеют при комнатной температуре значение pH равное 7. Добавление таких солей к раствору, содержащему кислоту или основание, не оказывает влияния на кислые-или основные свойства раствора. Более того, если добавить такую нейтральную соль к слабой кислоте (NH4 I) или к слабому основанию (ЫаСНзСОО), ни катион, ни анион соли не окажут влияния на значение pH раствора. [c.108]

Пример 1. Вычислить растворимость хлорида серебра Ag l в чистой воде и в 0,01 н. растворе хлорида калия КС1 без учета и с учетом коэффициентов активности. [c.109]

Вычислим растворимость Ag l в 0,01 M. растворе K l без учета коэффициентов активности. Примем концентрацию ионов серебра, получающихся при растворении Ag l, равной х. Тогда концентрация ионов СГ будет равна 0,01 г-ион/л за счет диссоциации хлорида калия КС1 и л г-ион л за счет растворимости хлорида серебра Ag l, а всего (0,01 + х) г-ион/л. Следовательно, [c.110]

Сопоставляя молярную растворимость хлорида серебра в воде и в 0,01 М растворе хлорида калия K I, мы видим, что растворимость Ag I в 0,01 М растворе КС1, вычисленная без учета коэффициентов активности Д-, приблизительно в 750 раз [c.110]

В основу своего метода авторы [152] положили результаты [154, 155], согласно которым гидратное чйсло иона СГ в растворах мало (по данным [155] 0,166), и приняли, что для этого иона Лс1- = 0 и что в растворах хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов отсутствует ассоциация. Интересно отметить, что, по данным [152], равенство коэффициентов активности катиона и аниона наблюдается не в растворах хлорида калия (ср. с работами [139, 151], а также [156, 157] а в растворах хлорида цезия. Следует подчеркнуть, однако, что согласно [99] ионы галогенидов являются более гидратированными (Л = 1,0 0,5), чем ионы ОН-, КОГ (/г = 0,5 + 0,5) и СЮГ (Л = 0,0 0,5). [c.32]

Возможность определения коэффициентов активности ионов одного вида на основе измерения потенциалов электрокапиллярного максимума ртути обсуждалась также Счастны и Стра-фельда [74] и Трассати с сотрудниками [75, 76] статья [68] авторам этих публикаций была, по-видимому, неизвестна. В работе [74] сделана попытка определить коэффициенты активности хлорид-ионов в водных растворах хлорида калия, причем авторы не делают различия между реальной и химической активностью. Цепи, изучавшиеся авторами, содержали жидкостные границы, и в экспериментально найденные потенциалы нулевого заряда ртути вводились поправки на диффузионный потенциал, которые рассчитывали по уравнению Гендерсона. Это делает затруднительным сравнение результатов Счастны и Страфельда с данными, полученными на основе измерения ТАБЛИЦА 2.5. Значения y ввод- компенсирующих напряжений [c.48]

Для стандартизации измерений активности фторид-ионов Робинсон, Дьюэр и Бейтс [84] предложили использовать водные растворы фторида калия. Как показано выше (разд. 3.2), для нахождения значений Ур- этих растворах авторы воспользовались теорией гидратации ионов Стокса — Робинсона, а также дополнительными предположениями об аддитивности параметров а и Л по отдельным ионам, о равенстве числа гидратации хлорид-иона нулю и об идентичности величины ad-кристаллографическому радиусу этого иона. На этой основе авторы пришли к выводу о практическом совпадении как значений и ap-, так и величин и hp-. Отсюда в соответствии с уравнениями (3.34) и (3.35) следовало, что коэффициенты активности ионов К+ и р- должны быть одинаковы и равны среднему ионному коэффициенту активности KF [уравнение (3.36)]. Отметим, что с чисто электростатических позиций, а именно на таких позициях построена теория Дебая — Хюккеля, лежащая в основе метода Бейтса — Робинсона, вывод о равенстве величин и Yf- следует уже из того, что [c.115]

Как уже упоминалось, нитрат-ион сильнее разрушает структуру воды, чем хлорид-ион. Поэтому в соответствии с правилом Герни и с моделью Самойлова следовало ожидать, что замена иона С1- ионом NO3 приведет к всаливанию структуроразрушающего иона К+ и к высаливанию структуроупрочняющего иона Li+. Как показывает, однако, рис. 4.18, оба катиона вса-ливаются нитрат-ионом. Этот результат свидетельствует об известных ограничениях в применимости правила Герни и аналогичных выводов теории Самойлова. К такому же заключению приводит рассмотренное выше несоответствие между следствиями обсуждаемых моделей и наблюдаемыми изменениями коэффициентов активности при переходе от хлоридов к нитратам калия и аммония. [c.148]