валентных электролитов

Среднеионный коэффициент активности для 1 — 1 валентного электролита может быть рассчитан по предельному закону Дебая и Гюккеля [c.74]

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]

Предельный закон Дебая справедлив для узкой области концентраций (сильно разбавленные растворы) в связи с приближениями физической модели раствора (точечные заряды и т. п.) и математическими допущениями при выводе. Предельный закон в водных растворах соблюдается лишь в растворах с ионной силой порядка 10" и меньше, т. е. в 0,01 М и более разбавленных растворах 1,1-валентных электролитов (рис. 164). Еще ниже опускается концентрационная граница применимости предельного закона для неводных растворов с низкой диэлектрической проницаемостью. Однако этот закон имеет [c.441]

Неприменимость закона действия масс к сильным электролитам. В соответствии с законом действия масс константа диссоциации 1—1 валентного электролита, определяемая уравнением (Х1У.13), для данной температуры должна быть постоянной. Проверку этой закономерности на сильном электролите можно произвести на основании опытных значений степени диссоциации а. В табл. 5 содержатся значения а и для раствора хлорида калия в воде при IS . [c.380]

Рис. XVI, 2. Средние коэффициенты 1-2- и 2—1-валентных электролитов

Выведем выражение для осмотического коэффициента. Связь осмотического коэффициента и коэффициента активности описывается уравнением (132.19). Для 1,1-валентных электролитов величина ионной силы совпадает с моляльностью / = т и, если для коэффициента активности ограничиться предельным законом Дебая, то [c.444]

Зависимость эквивалентной электрической проводимости от концентрации для 1,1-валентного электролита выражается уравнением Онзагера [c.462]

При диссоциации бинарного слабого 1 — 1-валентного электролита АВ А+ 4- В константа равновесия будет [c.292]

Тип валентности электролита Электролит Активность электролита Средняя активность и иона а = д [c.293]

С ростом концентрации эквивалентная электропроводность раствора уменьшается, для сильного 1—1 валентного электролита она может быть рассчитана по уравнению [c.104]

Средний коэффициент активности бинарного г+, г валентного электролита можно рассчитать, учитывая уравнения (VII, 49) и (VII, 40) [c.253]

Принимая во внимание неполную диссоциацию электролита в растворе, для I—1-валентного электролита имеем с+ = с = = ас, где а — степень диссоциации электролита (кажущаяся — в случае сильного электролита). [c.264]

Наиболее дальнодействующими могут быть электростатические силы. Их радиус действия имеет порядок дебаевской длины 1/х, равной, например, 0,3—1 мкм для разбавленных растворов 1—1-электролита (10 —10 моль/л). Поэтому толстые пленки воды и водных растворов электролитов (/1>500 А) устойчивы главным образом за счет П -составляющей расклинивающего давления. Это подтверждается сильной чувствительностью данного участка изотермы к концентрации и валентности электролита, от которых зависят значения х. Влияние П -составляющей существенно зависит от заряда поверхности подложки и пленки. В меньшей степени на величину П -составляющей влияет изменение температуры, что связано с обычно большой по сравнению с кТ величиной потенциалов адсорбции ионов. [c.286]

Рассчитать по теории Дебая — Хюккеля значения De нескольких 1—1-валентных электролитов для нескольких концентраций до с = 0.3 М. [c.217]

Сравнить среднее межионное расстояние в растворах 1—1-валентных электролитов разной концентрации с параметром а. [c.217]

Большинство солей является сильными электролитами, т. е. в водном растворе они практически полностью диссоциируют. Так, для солей типа 1 — 1-валентных электролитов можно написать [c.295]

Величина коэффициента проводимости зависит от концентрации электролита и его валентного типа. Так, в 0,1 н. растворе 1—1-валентного электролита — для 1—2-валентного электролита /г. = 0,75 для 1—3-валентного электролита той же концентрации / . = 0,4 и т. д. По мере же дальнейшего разбавления эти различия постепенно исчезают. [c.133]

Степень диссоциации электролита K l по данным измерения электрической проводимости (ai) и осмотического давления ( 2) при с=5-10 г-экв/л соответственно равна 0,956 и 0,963. При увеличении концентрации 1 — 1 валентного электролита разница между величинами o i и аа растет. Для водных растворов типа Ьа(НОз)з разность между значениями ai и И2 достигает величины, превышающей ощибки опыта. Другой пример. Степень диссоциации 16 и. раствора НС1 по данным измерений э.д.с. (аз) равна 13,2, что противоречит физическому смыслу величины аз, приписываемому ей теорией Аррениуса. [c.366]

Если концентрация электролита очень мала, то заметная часть электричества переносится ионами, образующимися при диссоциации воды и следов примесей, например углекислоты. Для раствора 1 — 1 валентного электролита АР с концентрацией Са, находящегося в трубке с поперечным сечением 5, истинное число переноса [c.369]

Вычислить при 25° С потенциал цинкового электрода в 0,0126 т 2пС12. Среднюю моляльность раствора 2пС12 вычислить по формуле, приведенной в табл. 59 Краткого справочника с учетом типа валентности электролита (2—1). [c.153]

Расчет по (158.3) показал, что для водных растворов 1,1-валентных электролитов при 25 С q =3,57 lO i м (3,57 А). Таким образом, если противоположно заряженные ионы находятся на расстоянии г < 3,57 Zi Zjl 10 , то в водном растворе они образуют ассоциат или ионную пару. Если же / > 3,57 г, Ю , ассоциация не происходит. Для константы ассоциации (Л = Кд, сс) Бьеррум получил [c.446]

Для любого значения г, по Больцману, для положительно заряженной поверхности, рассматриваемой в теории Гуи, и I—I валентного электролита [c.31]

Следовательно, толщина двойного слоя обратно пропорциональна корню квадратному из концентрации электролита в растворе. Можно привести данные расчета, проведенного по этой формуле для I—I валентного электролита, приняв 0=80 для водных растворов, / = 8,32 - 10 , 7 = 291, /= = 2,9-10 4 э. е. при различных концентрациях электролита. [c.33]

В данном уравнении необходимо определить величины б и п. Толщина двойного слоя была вычислена А. В. Марковичем по уравнению Гуи (16). Для I—I валентного электролита (КС ) при концентрации 0,01н. толщина двойного слоя равна 3 ммк. Для получения значения числа переноса аниона в двойном электрическом слое Маркович воспользовался теми значениями, которые были нами получены экспериментально, причем за основу для расчета была принята величина, соответствующая [c.147]

Так как при 18°С величина / T/f 0,025 В, то при изменении концентрации 1,1-валентного электролита в 10 раз сдвиг ветви электрокапиллярной кривой должен составить приблизительно 0,058 В. Этот вывод [c.40]

Основное уравнение электрокапиллярности позволяет рассчитать адсорбцию отдельных ионов [см. уравнения (9.15) и (9.16)). При небольщих концентрациях растворов 1,1-валентного электролита аналогичный расчет можно провести также по уравнениям (10.1) и (10.2), поскольку уравнение (10.1) дает сумму адсорбций катиона и аниона [c.41]

При диссоциации молекулы, например, 1,1-валентного электролита (Na l, KNO3 и т. п.) образуется один катион (vk = 1) и один анион (>А = 1), общее число ионов v = 2. Для этого электролита i = V IK Та <3 = 1 поэтому = тма2= а [c.435]

Зависимость X от С была рассмотрена теоретически Онзагером. Для 1,1-валентного электролита (т 5 0,02 моль/л) получетшое уравнение имеет вид [c.99]

Электропроводность растворов можно измерять с высокой точностью только в разбавленных растворах. В этом случае выполняются требования теории межионного взаимодействия Дебая — Гюккеля— Онзагера и зависимость X—Ус линейна для 1—1-валентного электролита (в то время как зависимость 7—с —не линегаа — см. рис. 2.1). Отклонение от линейной зависимости к—Ус свидетельствует об образовании ассоциатов, ионных пар. На практике линейная зависимость реализуется только для растворов электролитов в отсутствие примесей ионного характера. В силу этих причин, как указывалось ранее, следует отдавать предпочтение методу кондуктометрического титрования, а не прямой кондуктометрии. [c.104]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология