Коэфициент активности и ионная сила

По ионной силе вычисляют коэфициент активности. Ионная сила раствора [c.189]

Дебаем и Гюккелем была дана формула, выражающая зависимость среднего коэфициента активности иона от ионной силы раствора [c.41]

Следует отметить однако, что коэфициенты активности ионов Н+ (точнее Н3О+) ц N0,3" заметно отклоняются от средних значений, которые даны в таблице. Возрастание активности с увеличением ионной силы, которое после перехода за минимум наблюдается у всех ионов, наступает для ионов водорода раньше, чем для других ионов. Нитрат-ионы, наоборот, имеют активности меньшие, чем данные в таблице. [c.42]

Для потенциометрического титрования важна не самая величина потенциала, а его изменение в течение титрования. Поскольку ионная сила раствора во время титрования остается практически постоянной, мы можем принять, что и коэфициент активности ионов металла в растворе также не изменяется. По этой причине мы и не вводили коэфициенты активности в приведенные выше уравнения. [c.288]

Зная ионную силу раствора, коэфициенты активности ионов можно найти по таблице. В данном случае для ц = 2,7 10 0,03 они соответствуют величинам около 0,85 (между 0,87 и 08,1). [c.71]

Так как коэфициент активности ионов убывает с увеличением ионной силы от О до 0,1, то ясно, что К с увели-чится. Изменение коэфициента активности вместе с из [c.24]

Опыт показывает, что коэфициент активности иона одинаков для всех растворов с одинаковой ионной силой (если концентрация раствора не больше 0,2 н). [c.75]

Ионная сила. Результаты экспериментального изучения разбавленных растворов показывают что коэфициент активности иона зависит от общей концентрации иона в растворе, но он имеет одно и то же числовое значение для всех растворов с одинаковой ионной силой. Этот новый тер- [c.64]

Так, при ионной силе (1 = 0,1 коэфициенты активности водных растворов равны /, = 0,7 Д = 0,4 Д = 0,1 (индекс [c.195]

В пояснениях к табл. 8 и 29 приведен ряд примеров применения констант ионизации слабых электролитов и произведений растворимости в различных расчетах, производимых в аналитической химии. При этом мы исходили из современной теории Диссоциации электролитов Дебая-Гюккеля. Хотя эта теория и является в настоящее время общепринятой, все же в учебниках аналитической химии обычно все расчеты, связанные с К ионизации слабых кислот и оснований и с 8р, даются без учета ионных сил различных растворов (а следо вательно, и влияния посторонних солей), а коэфициенты активностей разных ионов или заменены я кажущимися степенями ионизации (что не всегда можно делать) или же совсем игнорируются (принимаются равными единице). [c.7]

Так как в( католите, кроме едкого натра, присутствует хлористый натрий, то последний будет оказывать влияние на коэфициент активности /". Это влияние может быть точно учтено только на основании экспериментальных данных. Приблизительную же оценку можно сделать, исходя из определения ионной силы католита и правила (вполне справедливого лишь для слабых растворов смесей электролитов) Коэфициент активности данного иона одинаков для всех растворов с одинаковой ионной силой. [c.268]

Непоследовательность при введении в учебники новых понятий, связанных с теорией Дебая — Гюккеля, приводит к тому, что руководства часто пишутся смешанным языком, который затрудняет учащихся. Так, например, во многих курсах четко говорится, что сильные электролиты в водных растворах ионизированы полностью. Это положение будет правильно понято только в том случае, если учащимся будет сейчас же разъяснено действие междуионных сил в растворе, дано понятие об ионной силе, изменении диэлектрической постоянной вблизи ионов и т. п. Этот второй шаг в большинстве случаев не делается и учащимся предлагается или а) принимая коэфициенты активности равными единице, неверно, с ошибками, рассчитывать произведения растворимости по растворимостям солей и т. п., или же б) вновь возвращаться к старой теории, вводя представление о кажущейся степени ионизации . [c.40]

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]

Здесь 2 — валентность иона С — величина, суммирующая действие упомянутых выше факторов, повышающих коэфициент активности при высоких концентрациях величина С значительно варьирует для разных электролитов но если ионная сила раствора не превышает 0,2, величиной С можио пренебречь а — диаметр иона, — величина, изменяющаяся в пределах от 1 до 5 А (10-8 см). [c.41]

Задача 1. Определить pH 0,002 н. раствора едкого натра. Ионная сила раствора — 7г(0,002 + 0,002) = 0,002. При = 0,002 (см. табл. 2, стр. 42) коэфициент активности одновалентных ионов 1 = 0,95. [c.47]

Ошибки, происходящие от замены (в вычислениях, основанных на законе действующих масс) активностей ионов их концентрациями бывают особенно значительными в расчетах,, связанных с произведениями растворимости малорастворимых осадков, так как 1) малорастворимыми часто считаются осадки с достаточно заметной растворимостью 2) присутствие посторонних солей нередко создает значительную ионную силу раствора 3) малорастворимые соли часто образуются многовалентными ионами, коэфициенты активности которых в несколько раз меньше единицы. Доп. ред. [c.62]

Зависимость между коэфициентом активности /, валентностью иона Z и ионной силой и выражается следующим уравнением (вода при 18°) [c.266]

Величина коэфициента активности зависит от концентрации всех ионов (а не только одноименных) находящихся в растворе и от их зарядов (валентности) или, как говорят, от ионной силы раствора. [c.97]

По ионной силе вычисляют коэфициенты активности. [c.187]

Значения коэфициентов активности отдельных ионов приведены в таблице 11. Они изменяются в зависимости от ионной силы раствора — л. Согласно определению Льюиса [c.188]

В гл. 1, II, 2, мы видели, что коэфициент активности какого-нибудь иона падает с увеличением ионной силы раствора, между тем как коэфициент активности недиссо-циированных молекул, как правило, увеличивается. Последним эффектом, однако, мы пока будем пренебрегать. [c.69]

Проверка формулы Дебая и Гюккеля. Формула Дебая и Гюккеля (255) дает исчерпывающие данные для вычисления коэфициентов активностей в очень разбавленных растворах Ч Она учитывает влияние концентрации, растворителя, температуры и посторонних электролитов. Из нее также непосредственно вытекает рассмотренный выше закон ионной силы. [c.324]

Если величина а определена измерениями равновесия, то по уравнению (5.51) можно вычислить по уравнению (5.52) и данным химического анализа — среднюю молярность и по уравнению (5.53). Приводимые в литературе таблицы коэфициентов активности электролитов содержат именно эти значения с. При отсутствии данных о зависимости коэфициента активности от температуры в первом приближении можно считать, что он не зависит от температуры, если температурный интервал не слишком велик наоборот, он очень заметно изменяется с концентрацией электролитов в растворе, но сохраняет приблизительно одно и то же значение для всех растворов с одинаковой ионной силой. [c.72]

Чисто формально и независимо от какого-либо специального представления можно поступить, как это сделал Бьеррум (loe. it.), вводя различные коэфициенты активности, осмотические, электропроводности и каталитические такой коэфициент представляет собой отношение между действительно наблюдаемой величиной эффекта (например осмотического давления, проводимости, электродвижущей силы, скорости при катализе) и той, которую показал бы этот эффект без осложнения, вносимого электрическими силами. Обозначим, например, в растворе некоторого сильного электролита, распадающегося на k ионов, через kP осмотическое давление в отсутствии электрических еил, которое может быть определено с помощью измерений в очень разбавленных растворах, а через Р — действительно измеренное давление тогда, согласно определению, осмотический коэфициент будет [c.137]

Если растворы имеют разную ионную силу, будет различна и величина Д (и в очень малой степени /о, чем можно пренебречь). С увеличением ионной силы раствора коэфициент активности ионов уменк-шаетея, следовательно, уменьшается Д. При неизменной окраске [c.289]

В пояснениях к таблице 8, стр. 270, показано, как рассчитывается ионная сида растворов, и дана таблица коэфициентов активности ионрв разной валентности при разной ионной силе раствора. Применяя, например, данные этой таблицы к кислоте с ионной силон 0,1, имеем [c.292]

Для чистых растворов едкого натра с ионной силой 5,75 коэфициент активности ионрв ОН равен 0,73. [c.268]

Для разбавленных растворов электролитов этот коэфициент активности может быть вычислен по упрощенному уравнению Дебая—Гюккеля в концентрированных же растворах начинакл-проявляться индивидуальные свойства ионов, и такие расчеты становятся невозможными. Вообще же коэфициенты активности / I ионов электролита уменьщаются с увеличением концентрацип I раствора (его ионной силы), проходят через минимум и затем снова возрастают. I [c.10]

Ионная сила. По теории Льюиса — Рендэла во всех разбавленных растворах с одинаковой ионной силой коэфициент активности любого данного иона один и тот же . Ионная сила f является мерой напряжения электрического поля, существующего в растворе. Она определяется как полусумма произведений (молярностей (т. е. концентраций, выраженных в граммионах) всех рюнов на квадрат их валентностей. Так, например, в растворе [c.41]

Коэфициент актив.юсти /на нейтральной молекулы кислоты может быть принят равным единице, пока иолная сила не превышает 0,1. Коэфициент активности какого-либо иона [/л- в уравнении (44)] повышается с понижением ионной силы. Следовательно, если мы разбавим буферный раствор незаряженной кислоты и ее соли, ан+ будет понижаться. То же верно для смеси какой-либо анионной кислоты и двувалентного аниона, так как коэфициент активности /л= двувалентного иона [уравнение (45)] увеличивается сильнее с разбавлением, чем у одновалентного аниона /на- Изменения вследствие разбавления хотя незначительны, но при точных работах должны быть учтены. [c.32]

А котором /4 и /д представляют собой коэфициенты актив-иости четырехвалентного и трехвалентного ионов церия. С увеличением -ионной силы активность четырехвалентных ионов падает значительно больше, чем активность трехва лентных ионов, и, следовательно, окислительный потенциал системы четырехвалентный церий — трехвалентчый церий уменьшается с повышением ионной силы. Легко доказать, что для окислительного потенциала системы ферри — ферро-цианиды правильно обратное положение. Понятно, что в таком случае величины П° имеют практически, ограниченное значение, так как окислительный потенциал системы, в ко-то мЯЬ> отношение окислителя к восстановителю остается постоянным, может значительно меняться с изменением.ионной силы. Окисления или восстановления обычно проводят в растворах с большими сравнительно ионными силами, в которых коэфициенты активности не могут быть вычислены с достаточной степенью точности. В этих случаях лучше иметь в своем распоряжении величины окислительных потенциалов в средах - разных электролитов с различной ионной силой. . , [c.94]

Важно отметить, что коэфициент активности может быть найден двояким путем. Во-первых, его величина может быть найдена из сравнения опытных данных с теми, которые вытекают из термодинамических формул. Этот эмпирический путь свободен от всяких гипотез и базируется лишь на достаточно достоверной правильности термодинамики. Несколько наиболее важных путей в применении к электролитам описаны в 182, Во-вторых, коэфициент активности может быть вычислен на основании вышеприведенных соображений, если построить правильную теорию действия тех сил, которые ответственны за нарушение законов идеальных газов. Правильность этой теории может быть проверена по совпадению коэфициентов активности, вычисленных этим путем, с теми, которые получены эмпирически первым способом. До сих пор удалось количественно учесть лишь те междуиональные силы, которые отклоняют растворы свободных ионов от идеального состояния (излагаемая ниже теория электролитов Дебая и Гюккеля). Результаты сравнения коэфициентов активности, найденных обоими путями для таких систем, ниже излагаются. [c.316]

Закон ионной силы. Одно из требований, предъявляемая к новой теории электролитов, состоит в объяснении влияния посторонних солей на растворимость данного электролита (это влияние получило в науке неудачное наименование действия нейтральных солей ). Для коэфициента активности некоторого электролита в присутствии других электролитов, — безразлично, имеют ли они общие ионы с данным или нет, — имеет место следующий закон ионной силы, эмпирически найденный Льюисом и Рендалем (1921), teopeTH4e Koe обоснование которого следует ниже [c.318]

В табл. 111 дано подтверждение этого закона для водных растворов Т1С1 при 25°. В первом столбце даны ионные силы насыщенного раствора Т1С1 с соответствующей прибавкой постороннего электролита, а в следующих — отвечающие этому раствору коэфициенты активности, полученные из растворимостей. Величина, вытекающая из теории (см. ниже), дана в последнем столбце. До с <0,02 величины / прекрасно согласуются с вычисленными и в полной мере подтверждают закон ионной силы. В более концентрированных растворах наступают заметные расхождения, наблюдающиеся во всех случаях. [c.318]

Кшстанта k зависит как от природы ионов, так и от природы неэлектролита, находящихся в растворе поэтому она должна определяться экспериментально. Наиболее интересно в этом уравнении то, что коэфициент активности неэлектролита, а следовательно, и era теяденция к превращению должны возрастать с возрастанием, ионной силы, или, иными словами, присутствие ионов должно понижать растворимость неэлектролита. [c.73]

Некоторую помощь при изучении таких электролитов (называемых сильными электролитами) оказало эмпйри-ческое наблюдение Льюиса и Рендалла, что эффект ионов в разбавленных растворах пропорционален не их молярной концентрации, а их ионной силе. Они вывели следующее важное правило в разбавленных растворах коэфициент активности данного сильного электролита имее.т одну и ту же величину во всех растворах одинаковой ионной силы . Они определили ионную силу как величину, равную сумме ионных концентраций, каждая из которых умножается на квадрат валентности иона, и общая сумма делится на 2 (концентрация выражается в грамм-ионах на 1000 г растворителя) [c.97]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология