Коэффициент активности ионов электролитов

Поскольку мы не можем определить активности отдельных ионов, то в общем случае не можем точно рассчитать Лфд. Однако для бесконечно разбавленных растворов, в которых коэффициенты активности ионов электролита равны единице, такой расчет возможен [c.517]

Имеются три особых случая, когда может быть просто связана с концентрацией. Если ПАВ — неионное соединение в разбавленном растворе, то с - (где — объемная концентрация). Когда ПАВ является электролитом, молекулы которого диссоциируют на два иона, а примеси других электролитов содержатся в незначительном количестве , (1п а,) = 2с1 (1п y ), где — коэффициент активности иона электролита ири высокой концентрации. [c.85]

Аналогичным образом коэффициент активности выражают как средний коэффициент активности ионов электролита [c.194]

Увеличение же коэффициента активности ионов электролита в концентрированных растворах обусловливается понижением активности растворителя и дегидратацией ионов. Если допустить, что ионы электролита САз имеют координационные числа n = 6 и / = 4, то уже при моляльности, близкой к 4, вся вода окажется координационно связанной ионами. Дальнейшее увеличение концентрации электролита может вызвать только перераспределение молекул воды, ранее координированных ионами САг (в действительности частичная дегидратация ионов наступает уже в полу-моляльных растворах). Это приводит к повышению изобарных потенциалов ионов, AZ — AZ О, и увеличению их коэффициентов активности, т 1 В этом случае функция, устанавливающая зависимость логарифма коэффициента активности от концентрации, имеет положительное значение и может быть представлена в виде [c.92]

TOB иначе, чем в случае электропроводности. В равновесном растворе ионы находятся в состоянии беспорядочного движения, при котором центральный ион и ионы, входящие в состав его ионной атмосферы, могут перемещаться как в одном и том же, так и в противоположных направлениях. Если рассматривать диффузию как процесс, связанный с незначительными отклонениями от равновесного состояния, то одной из ее движущих сил следует считать, в отличие от теории Нернста, не перепад осмотического давления, а разность реальных химических потенциалов. Другую силу следует отождествить, как и в теории Нернста, с электрическим полем, создаваемым в процессе движения противоположно заряженных ионов, перемещающихся с различными первоначальными скоростями. Необходимость использования реальных химических потенциалов заставляет ввести в уравнения диффузии коэффициенты активности ионов электролита. Коэффициент диффузии в реальном растворе А связан с коэффициентом диффузии Нернста А° соотношением [c.134]

Если средний коэффициент активности ионов электролита МХ для одного из растворов известен (например ), то можно определить коэффициент активности в другом растворе, измерив э. д. с. элемента (14) [c.8]

Уравнение (23) позволяет определить эффективный диаметр а по двум измерениям э. д. с., и Ед, в очень разбавленных растворах. Зная й, можно по уравнениям (19) и (20) вычислить коэффициент активности ионов электролита в любом исследуемом растворе [c.9]

Поскольку мы не умеем определять активностей отдельных ионов, то мы не можем по уравнению (1,60а) точно рассчитать Рд. Диффузионный потенциал можно определить только для бесконечно разбавленных растворов, в которых коэффициенты активности ионов электролита равны единице. Для бесконечно разбавленных растворов имеем [c.19]

Соответствующие соотношения связывают и коэффициенты активности ионов, электролита. [c.533]

Коэффициент активности ионов электролита является функцией ионной силы раствора, а следовательно, функцией С и 2 [c.27]

Исследуя зависимости коэффициентов активности электролитов от их концентраций в растворе в присутствии посторонних электролитов, Льюис обнаружил, что в разбавленных растворах средний коэффициент активности данного электролита и ионов (или приблизительно одинаков во всех растворах с одинаковой ионной силой независимо от того, обусловлена ли ионная сила присутствием данного электролита или других солей. Это правило получило название эмпирического закона ионной силы. Оно подчеркивает, что средний коэффициент активности ионов электролита не зависит от его химической природы, а определяется лишь концентрацией и зарядом находящихся в растворе ионов, т.е. интенсивностью электрического поля в растворе. Правило ионной силы применимо для [c.27]

Аналогично для среднего мольного коэффициента активности ионов электролита [c.29]

Экспериментально определить коэффициенты активности отдельных ионов невозможно, так как нельзя получить раствор, содержащий ионы только одного сорта. Опытным пугем можно измерить лишь средний коэффициент активности ионов электролита А В , который связан с коэффициентами активности составляюпцк его ионов А" и В " следующим образом [c.102]

Расчет на основе гидратной теории растворов электролитов. Бьеррум вывел формулу, связывающую коэффициент активности ионов электролита типа I—I в водном растворе с моляль-ностью. т [c.152]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология