Коэффициент активности отдельного иона

Х-2-11. Улучшенный предельный закон Дебая — Хюккеля дает следующее уравнение для коэффициента активности отдельного иона М с зарядом 2м [c.117]

По смыслу уравнения (6.2), величина pH представляет отрицательный логарифм активности ионов водорода, в свою очередь связанную с концентрацией ионов водорода выражением ан+=/н+Сн+, в котором /н+ — коэффициент активности ионов водорода. Если концентрация ионов водорода достаточно мала, можно положить, что коэффициент активности /н+ будет близок к единице, тогда pH = = —1 Сн+- Однако такое приближение утрачивает законность в общем случае. С другой стороны определение коэффициентов активности отдельных ионов является невыполнимой задачей. Существующие методы позволяют найти только средний коэффициент активности электролита в целом. Например, для одноосновной кислоты НА ее средняя активность равна [c.119]

Г. Льюис, учитывая близость свойств ионов и С1 (подвижность, ионный радиус, заряд и др.), принял, что к.+ = /сг-Отсюда следует, что /к+ = /с1- = /кс - Это допущение позволило рассчитать коэффициенты активности отдельных ионов. Например, зная /нсь можно найти коэффициент активности иона водорода по величине /с1- из соотношения /н+ = /нс1//с1--Таким путем были получены величины, приведенные в табл. IX.2. [c.169]

Из уравнения (П1.49), учитывая формулу (111.33) и соотношение k=R/N А, получаем основное уравнение первого приближения теории Дебая — Гюккеля для коэффициента активности отдельного иона [c.37]

Электростатическая теория сильных электролитов позволяет вычислить коэффициент активности отдельного иона и средний коэффициент активности сильного электролита. Выясним физический (термодинамический) смысл коэффициента активности для иона. Работа Л, перенесения 1 г-ион г-го вида из гипотетического идеального раствора в неидеальный раствор той же концентрации может быть рассчитана [c.252]

Поскольку коэффициенты активности отдельных ионов термодинамически неопределимы, то часто вместо них используют средние коэффициенты активности электролита в целом. Например, условно полагают, что [c.570]

Для растворов электролитов справедливы уравнения (II.27) и (11.28), однако, условия электронейтральности не позволяют экспериментально определить активности и коэффициенты активности отдельных ионов. [c.36]

В растворах электролитов невозможно изменять концентрацию только катионов, не меняя при этом концентрацию анионов. Поэтому экспериментальные данные позволяют определить только среднеионный (т.е. усредненный по катионам и анионам) коэффициент активности. В теории дело обстоит иначе она позволяет рассчитывать коэффициенты активности отдельных ионов. [c.234]

Соотношения (111.50) и (III.52) определяют коэффициент активности отдельного иона, который нельзя измерить экспериментально. На основе определения среднего коэффициента активности (см. уравнение (111.13)1 находим [c.38]

Согласно первому и второму приближениям теории Дебая — Гюккеля, логарифм коэффициента активности отдельного иона пропорционален гс, а lg и lgv с теми же коэффициентами пропорциональны г+г . Таким образом, можно записать [c.83]

Предполагается, что величина аддитивно складывается из химических потенциалов катионов и анионов. В то же время всеми известными экспериментальными методами коэффициенты активности отдельных ионов определить не удается. Определяется только активность всего электролита. Поэтому вводится представление о среднегеометрической активности ионов, составляющих данный электролит [c.166]

Этим методом определяют коэффициент активности электролита в целом, а не отдельных его ионов. Метод экспериментального определения коэффициентов активности отдельных ионов еще не разработан. Поэтому измеряют коэффициент активности электролита в целом, рассчитывают его активность и затем путем различных допущений оценивают активности ионов. [c.290]

Нужно отметить, что абсолютные значения pH нельзя определить следствие невозможности нахождения коэффициентов активности отдельных ионов и наличия диффузионных скачков потенциала. В настоящее время разработаны методы определения pH с достаточно высокой точностью, в основе которых лежит использование стандартных растворов с известными значениями pH. [c.130]

Конечно, метод активности имеет и ряд недостатков. Например, невозможно определить коэффициенты активности отдельных ионов. Недостатками метода являются также трудность определения коэффициентов активности для смесей солей, особенно в концентрированных растворах, и трудность пересчета коэффициентов активности, полученных при одной температуре, на другие температуры. [c.20]

В связи с тем, что невозможно дать оценку коэффициентов активности отдельных ионов, вводят так называемые средние величины активности или коэффициентов активности катионов и анионов. Средняя активность таких электролитов, как КС1 или НС1 и других одио-одновалентных электролитов, = Va,a , а средние коэффициенты активности [c.25]

Отметим, что в основе табл. 1Х.2, кроме допущения равенства коэффициентов активности ионов калия и хлора, лежит также предположение о том, что коэффициенты активности зависят только от ионной силы. Приведенные в табл. IX.2 коэффициенты активности отдельных ионов зависят от сделанного предположения. Однако рассчитанные при ее помощи значения / для электролита не зависят от сделанного допущения. [c.169]

Возможность оценки коэффициентов активности отдельных ионов [c.57]

Не следует думать, что вопрос об определении активности отдельных ионов является отвлеченным теоретическим вопросом. Наоборот, в определение активности или коэффициентов активности отдельных ионов упирается ряд практически важных проблем и прежде всего проблема стандартизации pH в водных и неводных растворах. Затруднения в определении pH состоят именно в том, что мы не можем оценить коэффициент активности отдельно ионов водорода, независимо от коэффициента активности сопутствующих анионов. [c.58]

В настоящее время экспериментальное определение активностей отдельных ионов представляет неразрешимую задачу. Поэтому произведение растворимости применяется для малорастворимых электролитов, т. е. таких электролитов, концентрация насыщенных растворов которых незначительна. Для расчета коэффициентов активности отдельных ионов применяют правило ионной силы или с достаточной степенью точности заменяют активности ионов их концентрациями. В табл. 19 приведены произведения растворимости некоторых электролитов. [c.163]

Это и есть выражение для коэффициента активности отдельного иона. В этом выражении величины е и к постоянные. Для данного электролита величина 2 остается неизменной для данного раствора е — также постоянная величина. Переменной будет только величина х, следовательно, 1п 7л, является функцией х. [c.78]

IV, 52), получим выражение для коэффициентов активности отдельного иона [c.185]

Из этого уравнения становится ясным, что э. д. с. зависит от двух алгебраических сумм энергий относящихся к двум металлам, образующим цепь при этом изменение энергии для каждого металла зависит от разности энергий, израсходованной на превращение металла в ион (t/суб + ион) и полученной при сольватации иона металла U - Эти величины имеют большое значение для термодинамики растворов. Данные о них позволяют установить изменение энергии при переходе отдельного иона из металла в раствор и расчленить суммарную энергию переноса ионов на две величины соответственно каждому металлу. Это дает возможность установить термодинамические коэффициенты активности отдельных ионов. [c.390]

Вычисление коэффициентов активности отдельных ионов можно было бы произвести по коэффициенту активности соли, если известен коэффициент активности второго иона. Для расчета обычно принимают, что коэффициенты активности ионов С1- и К+, обладающих примерно одинаковой подвижностью, равны (для т = 0,01 Yк+= Ус1 = 0,922). Тогда, предполагая, что коэффициент активности отдельного иона зависит лишь от ионной силы раствора, можно, переходя от одного электролита к другому (с общим ионом), вычислить коэффициенты активности отдельных ионов. Такой расчет в силу некоторой произвольности исходных [c.375]

Коэффициенты активности отдельных ионов при разной ионной силе раствора [c.257]

Вычислить ионную силу, коэффициенты активности отдельных ионов (см. стр. 257) и средние ионные коэффициенты для растворов смеси электролитов при 298 К, если в растворе содержатся в кмоль на 1 10 кг воды (в моль на 1000 г воды) следующие соли [c.275]

Решение можно уточнить, вычислив ионную силу раствора, приняв, что молярность равняется моляльности для разбавленных растворов, по которой определяются коэффициенты активности отдельных ионов (см. табл. 1, стр. 257) В их активности. [c.283]

Приведенный метод позволяет определить лишь значения средних коэффициентов активности электролита. В настоящее время не существует методов экспериментального определения коэффициентов активности отдельных ионов. При необходимости расчета этих величин обычно принимают, что средний коэффициент активности электролита представляет собой среднее геометрическое коэффициентов активности образующих его ионов. Так, для электролита А В [c.157]

Правило ионной силы позволяет рассчитать коэффициенты активности отдельных ионов в разбавленных растворах. Коэффициенты активности ионов уменьшаются с увеличением ионной силы растворов и заряда ионов (табл. 17). [c.158]

Коэффициенты активностей отдельных ионов меняются в зависимости от ионной силы раствора (/), связанной с величиной заряда ионов и концентрацией электролита. Ионная сила раствора есть полусумма произведений концентраций всех ионов на квадрат заряда каждого из них [c.172]

Коэффициент активности отдельных ионов нельзя определить опытным путем, но можно вычислить при некоторых допущениях на основании теории сильных электролитов. По этой теории коэффициент [c.35]

Специальный интерес представляет применение теории Дебая — Хюккеля для расчета стандартных термодинамических характеристик реакций в растворе — констант равновесия, тепловых эффектов и т. д. при нулевой ионной силе по экспериментальным данным, относящимся к растворам с конечной ионной силой. При проведении такого рода расчетов получаются уравнения, в которые входит произведение или отношение коэффициентов активности отдельных ионов. Среди различных уравнений, используемых для оценки отношения коэффициентов активности, чаще всего применяются уравнение Дэвис (Vni.103) и уравнение с одним параметром типа (Vni.104). В таких случаях они обычно записываются как [c.164]

Значения pH, рассчитанные по уравнению (IX.49), будут содержать некоторую неопределенность, связанную с отсутствием строгих термодинамических методов определения коэффициентов активности отдельных ионов. [c.179]

Из этого выражения следует, что для определения активности любого иона необходимо знать значения его концентрации и коэффициента активности. Так как методы определения коэффициентов активности отдельных ионов отсутствуют, определяют значение среднего коэффициента активности ионов [c.140]

Уравнение (XVIII.22) применимо при значениях / < 0,001. Если ионная сила раствора не превосходит 0,1, то коэффициенты активности отдельных ионов одинакового заряда приблизительно одинаковы (см. табл. 5). [c.294]

Для простых систем, состоящих, как правило, из одного сильного электролита, содержащего изучаемый ион, можно применить метод простого разбавления. При этом считается, что коэффициент активности изучаемого иона или известен, или легко может быть вычислен. Стандартные растворы в этом случае готовят обычным разбавлением исходного дистиллированной водой. Строят график зависимости Е—/(ра,)- Таким образом, использование метода простого разбавления вносит существенные неудобства в определение содержания иопов того или иного элемента ввиду необходимости учета коэффициентов активности, а главное, в силу неопределенности истинных значений коэффициентов активности, так как в справочниках чаще всего приводятся данные о средних коэффициентах активности ионов, а не о коэффициентах активности отдельных ионов. [c.112]

В водных растворах коэффициент активности данного электролита (или данного иона) зависит в основном от концентраций и валентностей всех присутствующих ионов. Коэффициент активности того или иного вещества может быть определен экспериментально различными методами. Необходимо отметить только, что величину коэффициентов активности отдельных ионов 017ытным путем определить нельзя, так как всегда результат получается итоговый для растворенного вещества в целом. [c.117]

Поскольку для симметричного электролита согласно уравнениям (2.29) и (2.30) коэффициенты активности отдельных ионов приближенно можно принять равными средним коэффициентам активнбсти, используя табличные значения последних (см. приложение II), на основе измерений Е при различных /пси + = /лгп + можем рассчитать Е° [c.113]

Коэффициенты активности отдельных ионов определить трудно в связи с тем, что сложно разделить эффекты, вызываемые катионом и анионол . Это относится как к прямым, так и к косвенным методам. [c.57]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология