Ионная активная

Так как нет методов экспериментального определения значения а+ и а- в отдельности, то вводят среднюю ионную активность а , определяемую соотношением [c.398]

Таким образом, мы имеем две величины, характеризующие активность растворенной соли. Первая из них — эго мольная активность, т. е. активность соли, определяемая независимо от диссоциации, которая находится теми же экспериментальными методами и по тем же формулам, что и активность компонентов в неэлектролитах. Второй величиной является средняя ионная активность а . Обе величины однозначно связаны уравнением (XVI, 15). [c.398]

В дальнейшем мы будем пользоваться в основном средней ионной активностью а . Криоскопия и метод, основанный на определении давления пара, позволяют получить значение Дг, а значение а находят по уравнению (XVI,15). [c.398]

Во всех химических процессах, протекающих в элементах, принимают участие ионы обоих знаков, поэтому по измерениям э. д. с. невозможно определить активность ионов одного знака а+ или а в результате получают среднюю ионную активность а (при известных условиях). Только для химического процесса в элементе в целом можно выяснить все изменения, которые испытали растворенные соли, т. е. одновременно катионы и анионы, и сопоставить измеренные величины Е с изменениями химических потенциалов (1, , активностей а и моляльностей т растворенных солей. Несколько позднее мы рассмотрим некоторые примеры, пока же будем считать, что для простых электролитов (растворена одна соль) коэффициент активности катиона условно равен среднему коэффициенту активности соли. [c.546]

Заменяя ионные активности на среднюю активность н выражая ее как а, - уус, получаем [c.310]

Термодинамические расчеты свойств растворов сильных электролитов строятся в настоящее время на использовании введенной Льюисом величины активности электролита или активности его ионов. Активность определяется как величина, подстановка которой вместо концентрации в термодинамические уравнения, действительные для простейших систем., делает их применимыми к рассматриваемым растворам ( 117). В растворах сильных электролитов в качестве стандартного принимают не чистое состояние данного вещества, а состояние раствора при полной диссоциации электролита и при отсутствии осложняющего взаимодействия между ионами его. [c.394]

По данным о моляльности т и среднем ионном коэффициент<2 активности электролита А вычислите среднюю ионную концентрацию т , среднюю ионную активность а и активность а. [c.294]

Для расчета свойств таких растворов вводят среднегеометрическое значение от активности ионов, так как активности каждого иона определить невозможно. Средняя ионная активность связана с активностью ионов следующим выражением [c.244]

Таким образом, растворенный электролит наряду с активностью а, коэффициентом активности 7 и моляльностью т можно характеризовать средней ионной активностью а , средним ионным коэффициентом активности у и средней ионной моляльностью т . [c.435]

Для концентрационных цепей Е° = 0. Заменив активности ионов на средние ионные активности НС1 а+а = а , получим [c.491]

Учитывая, что средняя ионная активность для H l (см. 153) равна = = получаем [c.495]

Средняя ионная активность будет [c.293]

Общая активность электролита со средней ионной активностью связана соотношением [c.293]

Средние ионные активности находим из произведения активностей [c.322]

Органические ионы — активные заряженные частицы, время жизни которых незначительно. Однако роль их в органической химии очень большая, так как многие реакции протекают с их участием. [c.28]

В отсутствие специфической адсорбции двойной слой можно уподобить плоскому конденсатору, одной обкладкой которого служит заряженная поверхность металла М, а другой -- эффективная граничная поверхность при Я. Между металлом и раствором создается скачок потенциала. Электрод обменивается катионами с раствором при любом установившемся скачке потенциала. Ток ионов из металла в раствор равен их току из раствора в металл и равнозначен токам электронов из раствора в металл и из металла в раствор. Силу этого тока, отнесенную к единица поверхности электрода, называют током обмена. Ток обмена считают стандартным /о при средней ионной активности раствора, равной единице (стр. 36). В различных системах /о = 10 —10 А/м . [c.129]

Воспользовавшись вместо концентраций средними ионными активностями (стр. 36), придадим этому уравнению вид [c.136]

Все активности ионов являются средними ионными активностями а . Для их вычисления средние ионные коэффициенты активности у , взятые иэ Приложения УП, подставляют в следующие формулы [c.139]

По определению показатель pH характеризуется активностью ионов Н+, т. е. ионов только одного вида. Но посредством опыта можно найти только среднюю ионную активность (для 1 — 1-валентного электролита а — а+а , стр. 36). Ввиду этого понятие активности ионов водорода является условным, и шкалу значений pH приводят в соответствие с такими величинами (например, константами диссоциации), значения которых могут быть определены точно. Измерения pH потенциометрическим методом дают согласованные с условной шкалой данные. [c.155]

Средние ионные активности и коэффициенты активности определяют посредством измерений э. д. с. химических элементов без переноса, например [c.171]

Определите, пользуясь данными справочника, во сколько раз изменится средняя ионная активность а КС1 в воде при 298 К, если моляльная концентрация возрастет от 0,01 до 1,0. [c.60]

Заменяя ионные активности на среднюю активность и выражая ее как а,=у с, получаем [c.310]

Обменная емкость ионитов обычно выражается числом грамм-эквивалентов, извлекаемых с помощью 1 г сухого ионита. Обменная емкость зависит от характера содержащихся в ионите активных групп, от структуры ионита, а также от природы обменивающихся ионов, концентрации раствора и его pH. С увеличением pH емкость катионитов увеличивается, а анионитов падает. С уменьшением pH происходит обратное явление. Обменная емкость современных ионитов составляет 3—10 мг-экв/г. После насыщения ионита обычно его регенерируют. Для этого катиониты обрабатывают кислотой, а аниониты — растворами щелочей. После промывки регенерированного ионита он снова становится пригодным для использования. [c.480]

Эти средние значения ( Jl )з для каждого /-го электролита можно вводить в общее условие химического равновесия (XIV. 104) независимо от степени и характера диссоциации. Следовательно, если в термодинамическом равновесии участвует частично или полностью диссоциированный электролит, то, очевидно, нет необходимости принимать во внимание эту диссоциацию, если мы в уравнение равновесия вместо концентрации этого электролита введем его среднюю ионную активность. Активности катионов и анионов также можно выразить через произведение их моляльных концентраций на соответствующие коэффициенты активности [c.385]

Рис. 38. Влняние смолистых веществ на стабильность и ] орро. )ионную активность топлива Т-1.

Величины активности отдельных видов ионов невозможно определить термодинамическими методами (см. гл. XVI, 4, стр. 398). Это же следует сказать о скачке потенциала на отдельном электроде. Фактически измерения э.д.с. проводятся для сочетания по меньшей мере двух электродов, обратимых относительного того или другого иона, условием для стандартных состояний которых считается а+=1 или а =1. Поэтому действительное стандартное состояние для э.д.с. элементов определяется равенством единице средней ионной активности того или иного диссоциирующего соединения. [c.542]

Однако следует помнить, что при работе в неполярных средах даже с самыми липофильными катионами их растворимость и способность к экстракции являются только предварительно необходимым условием успешного проведения химической реакции. Как было показано в гл. 1, при сравнении различных катализаторов видно, что прямая связь между их растворимостью, экстрактивными свойствами и анионной активностью или скоростью реакции отсутствует. Следует учитывать наряду с равновесиями, предшествующими реакции, также и другие факторы. Особенно важными среди них являются взаимодействие аниона и катиона в ионной паре и количество гидратной воды, переносимое в органический слой. Поэтому неудивительно, что в гомологическом ряду, например для симметричных тетраалкиламмо-нийных солей, при переходе от очень гидрофильных к липофиль-ны-м ионам активность возрастает чрезвычайно резко, а затем, когда начинают сказываться эти другие факторы , она медленно уменьшается. [c.68]

Среднюю ионную активность вычисляем по уравнению (XVIII.18) [c.296]

R l), которая проходит с образованием промежуточного этилениммониевого катиона. Последний, собственно, и алкилирует ацетат-ион. Активный промежуточный катион R+ может наряду с взаимодействием с ацетатом гидролизоваться водой с образованием соответствующего спирта. Реакция, таким образом, протекает по схеме [c.235]

Коэффициент активности находится в сложной зависимости от природы всех компонентов системы, их относительного содержания, температуры и т. д. Обычно его определяют экспериментально, сравнивая значения аналитических концентраций j с теми значениями, которые следует подставить в уравнение для растворов с целью получения полного соответствия с данными опыта. Определить активность отдельного сорта ионов, следовательно, и его коэффициент активности из опытных данных невозможно. Поэтому ввели понятня средних ионной активности и коэффициента активности. [c.206]

Напишите уравнение, связывающее среднюю ионную активность а электролита СиВгг с активностью этого электролита а. [c.58]

Поэтому дальнейшее развитие теории растворов пошло по другому пути. Форма уравнений, описывающих свойства идеальных растворов, была сохранена неизменной, но применимость этих уравнений к реальным системам достигалась тем, что в них вместо обычных величин, характеризующих системы (давления, концентрации), стали использовать величины, заимствованные из опыта. В настояш,ее время все термодинамические расчеты свойств растворов сильных электролитов строятся на использовании введенной Льюисом величины активности электролита, или активности его ионов. Активность определяется как величина, подстановка которой вместо концентрации в термодинамические уравнения, действительные для простейших (идеальных) систем, делает их применимыми к рассматриваемьш растворам. [c.116]

При добавлении к воде даже в небольши.х концентрациях силь-лых кислот или сильных оснований происходит резкое изменение pH раствора. Например, если к 1 л воды добавить 0,01 г-экв НС1, го концентрация водородных ионов (активная кислотность) в растворе будет равна ЫО- г-ион/л, а pH 2. Следовательно, pH раствора уменьшится с 7 до 2. [c.54]

Окислительно-восстановительную характеристику системы в данных условиях можно получить по соотношению молярных или ионных активностей окисной и закисной форм любого вещества, содержащегося в среде, так как при установлении подвижного физико-химического равновесия в данной системе имеет место следующее соотношение [c.111]

Тогда в соответствии с (Х1У.120) и (Х1У.121) среднюю ионную активность электролита АтВп можно представить в виде произведений активностей анионов и катионов следующим образом [c.385]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология