Коэффициенты активности зависимость от концентрации

Из приведенных данных следует, что эффективные коэффициенты диффузии изменяются с концентрацией, причем эта зависимость проходит обычно через минимум, положение которого зависит от природы электролита. Уравнения (6.12) и (6.36) передают эту зависимость более или менее верно в области весьма разбавленных растворов в более широкой области концентраций она не может быть сведена к изменению коэффициента активности с концентрацией. По-видимому, такой характер зависимости коэффициента диффузии от концентрации обусловлен тем, что из-за специфики диффузионного процесса силы взаимодействия между частицами проявляются в нем по-иному, чем в состоянии равновесия или при прохождении электрического тока. В отличие от равновесного раствора с его хаотическим движением всех частиц, при котором центральный ион и ионная атмосфера могут перемещаться как в одном и том же, так и в противоположных направлепиях, при диффузии наблюдается направленное перемещение нонов, накладывающееся на их тепловое движение. [c.145]

В данной работе следует изучить зависимость коэффициента активности от концентрации соляной кислоты методом измерения э. д. с. [c.309]

По значению величины А, приведенной в таблице, представляется возможным определить степень точности данных о равновесии. Значение А, как это легко видеть, равно средней погрешности в определении величины логарифма отношения коэффициентов активности (или коэффициента относительной летучести). В самом деле, для того чтобы выполнялось условие, выражаемое уравнениями (191) и (115), достаточно кривые зависимости логарифма отношения коэффициентов активности от концентрации переместить вверх или вниз параллельно самим себе на величину А. Из данных, приведенных в табл. 21, видно, что для рассмотренных систем величина А весьма мала и не выходит за пределы точности экспериментальных данных о равновесии. [c.164]

На рис. 72 изображены зависимости логарифма отношения коэффициентов активности от концентрации компонента, стоящего в названии системы первым, для систем ацетон—метанол 1ё(У1/Т2) =ф(- 0, ацетон—вода 1 (у1/ з) =Ф1 (- О и метанол-вода 1д(72/уз)=ф2(- 2). [c.192]

Для адекватного описания равновесия можно применить два подхода. Использование одного из них—функционального— позволяет учесть взаимное влияние компонентов в системе щ -тем введения функций коэффициентов активности от концентраций всех идентифицированных форм в растворе. При этом обычно используют как эмпирические, так и полу эмпирические зависимости. Общая структура фазовых и химических равнове- [c.82]

Предлагается по нескольку растворов различных электролитов (с указанием растворителя и его диэлектрической постоянной О), для которых при заданной температуре Т известны величины концентраций с и средних активностей а . На основании зависимости среднего коэффициента активности от концентрации (/ / . от ]/ с необходимо выбрать тот электролит, в котором межионное взаимодействие определяется силами притяжения. Из остальных электролитов следует выбрать такой, где силы отталкивания начинают проявляться при наиболее низкой концентрации. Для обоих выбранных электролитов рассчитать радиусы ионной атмосферы 1/Х при заданных концентрациях с, и [c.27]

Рассмотрев влияние собственного объема ионов на зависимость коэффициентов активности от концентрации, Н. Е. Хомутов в 1956 г. вывел уравнение, очень близкое к уравнению Робинсона — Стокса. [c.208]

В настоящее время можно считать уже установленным фактом, что на графике зависимости коэффициента активности от концентрации наблюдается минимум, а в концентрированных растворах коэффициент активности зачастую превышает единицу, в то время как, согласно теории межионного взаимодействия, коэффициент активности должен монотонно уменьшаться с увеличением концентрации. Ниже приводится эмпирическое уравнение для зависимости коэффициента активности от концентрации, которое хорошо соответствует экспериментальным данным вплоть до концентрированных растворов [c.333]

Для оценки зависимости коэффициентов активности от концентрации в растворах, где присутствует несколько электролитов, Г. Льюис и М. Рэндалл ввели понятие о ионной силе ], которая характеризует интенсивность электрического поля, действующего на ионы в растворе. Ионная сила определяется как полусумма членов, полученных умножением моляльностей каждого иона / 1 на квадрат его валентности Z [c.169]

Для характеристики зависимости коэффициентов активности от концентрации приводим некоторые экспериментальные данные (см. та1 же Приложения 3 и 4). [c.54]

По характеру зависимости электропроводности и коэффициентов активности от концентрации, а также по величинам констант диссоциации все растворители можно разделить на три группы растворители с высокими диэлектрическими проницаемостями — выше 25, со средними — от 25 до 10 и низкими — ниже 10. [c.124]

Таким образом, неприложимость уравнения Робинсона — Стокса не может быть оправдана тем, что в неводных растворах эффект сольватации меньше, чем в воде. Отсутствие минимума в неводных растворах с низкой диэлектрической проницаемостью объясняется тем, что наряду с эффектом сольватации наблюдается и эффект ассоциации ионов. Следовательно, с одной стороны, связывание части растворителя в сольватную оболочку ионов и их частичная десольватация с ростом концентрации повышают коэффициенты активности, но, с другой стороны, ассоциация понижает их. Чтобы описать зависимость коэффициентов активности от концентрации, в этих случаях недостаточно учитывать только явление сольватации, необходимо учитывать также и изменение ассоциации ионов. [c.209]

Рис. 4.1. Зависимость логарифма коэффициента активности от концентрации для разных типов взаимодействий

Для того чтобы экстраполяция была близка к линейной, используют теорию Дебая—Хюккеля, которая дает явную зависимость коэффициента активности от концентрации. Для среднего ионного коэффициента активности 1,1-валентного электролита в разбавленных водных растворах при 25° С применяют выражение [c.193]

Зависимость средних коэффициентов активности от концентрации для галогенидов щелочных металлов представлена на рис. 11. [c.80]

Предельный закон для зависимости коэффициента активности от концентрации [c.48]

Характер зависимости коэффициента активности от концентрации кислоты, температуры и диэлектрической постоянной (или от состава растворителя) можно хорошо проиллюстрировать на примере обширных исследований смесей диоксан—вода (см. данные табл. 129). На рис. 82 представлена зависимость всех приведенных в этой таблице значений lgY при 25° и некоторых значений при О и 50° от т для смесей, содержащих О, 20, 45, 70 и 82% диоксана. Прямые линии соответствуют предельному закону теории междуионного притяжения при 25°. Значения предельных коэффициентов наклона приведены в табл. 125. [c.327]

Для вычисления констант равновесия реакций в реальных растворах нужно пользоваться уравнением (VIII, 36). Выход же продуктов реакции даже в том случае, когда величина константы равновесия Ка известна, может быть рассчитан только при условии, что известны коэффициенты активности всех компонентов реакции. Для их определения необходимы сложные и кропотливые исследования, включающие по необходимости аналитическое определение состава равновесных растворов, т. е. предела протекания реакции. Таким образом, предсказание равновесных выходов в реальных растворах в общем случае практически невозможно. Оно осуществимо лишь для отдельных классов растворов, где известные закономерности позволяют учесть зависимость коэффициентов активности от концентрации (регулярные растворы, разбавленные электролиты). [c.288]

Коэффициент активности соляной кислоты был определен для некоторых водных смесей метилового, этилового и изопропилового спиртов и глицерина с водой, а также для растворов в чистых метиловом и этиловом спиртах (табл. 130). Характер зависимости коэффициента активности от концентрации для указанных сред не отличается какими-либо особенностями и аналогичен тому, который наблюдается в случае водных растворов. В области концентраций от О до 1 71/ коэффициенты активности можно вычислять по уравнению [c.328]

В этой формуле принимается во внимание зависимость коэффициента активности от концентрации. [c.20]

Определение зависимости коэффициентов активности от концентрации по данным о равновесии пар —жидкость. Имеется большое количество опытных данных о равновесии пар — жидкость, которые приводятся в технической литературе Из этих данных могут быть рассчитаны коэффициенты активности константы, входящие в соответствующее уравнение, можно затем определить, пользуясь, например, методом наименьших квадратов. [c.89]

Определение зависимости коэффициентов активности от концентрации по одной точке равновесия пар — жидкость. При наличии только одной опытной точки по равновесию пар — жидкость (Р, х, у) коэффициенты активности можно рассчитать, пользуясь уравнением (HI, 14) или (П1, 15). Подставляя значения коэффициентов активности и концентраций в соответствующее уравнение с двумя константами, определяют Аав и Aba- После этого можно вычислить значения коэффициентов активности каждого компонента раствора во всем интервале концентраций. Наибольшая точность расчета достигается в том случае, если известная равновесная точка лежит в интервале концентраций приблизительно между х = 0,25 и x = 0,75. В частном случае могут быть [c.89]

Рис. 3.1. Зависимость среднего коэффициента активности от концентрации для 1 — 1-зарядного элекгролита (а) и для 1—2- и 2—2-зарядиых электролитов (б) [пунктирные линии построены по уравнению (3.55) I

Определение зависимости коэффициентов активности от концентрации по температурам кипения растворов или по давлениям паров. Часто бывают известны температуры кипения растворов или общее давление паров в зависимости от концентрации и отсутствуют данные о составе равновесных паров. Тогда, выбрав подходящее уравнение, можно определить коэффициенты активности во всем интервале концентраций по методу, предложенному Карлсоном и Кольборном Из уравнения (111,15) [c.92]

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]

Для характеристики зависимости коэффициентов активности от концентрации в таблицах 7 и 8 приводим некоторые экспериментальные данные. [c.131]

Многочисленные исследования (особенно школы Г. Льюиса) показали, что кривая зависимости среднего ионного коэффициента активности от концентрации раствора (моляльности) имеет минил м. Если изображать зависимость в координатах то для разбавленных растворов зависимость [c.400]

Рис. 72. Зависимость логарифма отношения коэффициентов активности от концентрации в бинарных систеыах, состоящих из ацетона, метанола и воды

На рис. 70 приведена зависимость средни.х коэффициентов активности от концентрации для некоторых сильных электролитов. При концентрациях электролита от 0,0 до 0,2 люль/10СЮ г средний коэф- [c.247]

И действительно, еще до работ Дебая и Гюккеля было показано (Н. Бьеррум— 1908 г., А. Нойес, К. Фальк—1910 г.), что экспериментальные зависимости логарифма коэффициента активности от концентрации в области низких концентраций наряду с формулой Брёнстеда неплохо описываются зависимостями типа [c.209]

Зависимость средних коэффициентов активности от концентрации для галогепидов щелочных металлов представлена па рис. 8. [c.54]

Электростатические представления, которые положены в рснову теории Дебая — Хюккеля, объясняют не только зависимость коэффициентов активности от концентрации, по и зависимость от концентрации любых свойств растворов (осмотического коэффициента, свободной энергии, теплосодержания, электропроводности, вязкости и т. д.). [c.87]

Хотя зависимость уравнений (57 — 59) от (54) не представляет сколько-нибудь существенного интереса при исследованиях, относящихся только к изучению зависимости различных коэффициентов активности от концентрации, она приобретает большое значение при изучении влияния изменений состава растворителя на термодинамическое поведение растворенного вещества. При такого рода исследованиях стали широко применяться смешанные растворители, так как их свойства можно изменять непрерывно и в желаемом направлении. Если Mj и il/у —молекулярные веса компонентов бинарной смеси растворителей, а Z и У отражают ее состав в весовых процентах, то в предыдущие уравнения вместо Мi следует подставить среднш молекулярный вес смешанного растворителя [c.28]

Из уравнения (8) вытекает, что с увеличением коэффициента активности электролита в водной фазе и уменьшением его значения в органической коэффициент распределения электролита увеличивается. Значения коэффициентов активности различных электролитов в концентрированных растворах колеблются в широких пределах, и их зависимость от концентрации электролита имеет различный характер. Для некоторых хлоридов зависимость коэффициента активности от концентрации представлена опытными кривыми на рис. 2. По характеру этих кривых все электролиты могут быть условно разбиты на две группы. К первой относятся электролиты, коэффициенты активности которых значительно увеличиваются с увеличением их концентрации в растворе. К числу таких электролитов относятся НС1, Li l, Mg k, СаСЬ, Sr la и др. Все они экстрагируются и являются хорошими высаливателями. [c.90]

Числа гидратации, полученные принципиально различными методами, значительно отличаются друг от друга. В таблице 29 приведены данные -о сольватаиии ионов, полученные Реми из подвижности ионов, данные Уошборна, Розенфельда и Смита —из коэффициентов диффузии, данные Бринтцин-гера — из скорости диффузии ионов через мембрану и, наконец, данные Робинсона и Стокса, основанные на исследовании зависимости коэффициентов активности от концентрации. При расчетах принято, что гидратация анионов равна нулю. В таблице приведены числа гидратации, полученные при исследовании хлоридов. Числа, полученные при исследовании бромидов и иодидов, несколько больше. [c.283]

Можно ожидать, что эффект сольватации в неводных растворах будет сказываться в большей степени, чем в воде. В 1000 г воды находится 55 молей, а в этиловом спирте, молекулярный вес которого равен 46, в 1000 г находится только 22 моля, и сольватация должна сказываться на изменении концентрации в большей степени, чем в воде. Таким образом, неприложимость уравнения Робинсона—Стокса не может быть оправдана тем, что в неводных растворах эффект сольватации меньше, чем в воде. Отсутств.ие минимума в неводных растворах с низкой диэлектрической проницаемостью объясняется тем, что наряду с эффектом сольватации аблю-цается и эффект ассоциации ионов. Следовательно, с одной стороны, связывание части растворителя в сольватную оболочку ионов и их частичная десольватация с ростом концентрации 1т0вышают коэффициенты активности, ио, с другой стороны, ассоциация понижает нх. Чтобы описать ход зависимости коэффициентов активности от концентрации, в этих случаях недостаточно учитывать только явление сольватации необходимо учитывать и изменение ассоциации ионов. [c.392]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология