Теория - дебая-хюккель
Cтраница 1
Теория Дебая-Хюккеля [126, 127, 128, 247, 427] определяет теоретически соотношение между величинами коэфициентов активности и концентрацией в случае электролитов и позволяет вести вычисление активностей как функций плотности, знака заряда и валентности компонентов, присутствующих в реакционной жидкости. Характер растворителя отражается в формуле, он выражается диэлектрической постоянной и поведением отдельного иена, в ферме радиуса его электростатического действия. Таким образом обеспечивается возможность вычисления для данного примера катализа с помощью кислоты или основания всех изменений скорости, вызываемых изменениями в ионной среде и добавлением посторонних солей, или также благодаря изменению концентрации катализатора, являющегося кислотой или основанием. [1]
Теория Дебая-Хюккеля позволяет учитывать конечные размеры ионов. Ранее ионы предполагались точечными. [2]
Теорию Дебая-Хюккеля обычно применяют к растворам ионизированных солей, в которых центральный ион является одним из многих подобных ему ионов ( например, Na) и входит также в разряд подвижных ионов; центральный ион отличается от других, ему подобных, только тем, что он помещен в начало системы координат. В таком случае очевидно, что Wel для 1 моль таких ионов равна результату, даваемому уравнением ( 26 - 30), умноженному на NA. Это выражение, по определению, представляет собой электростатический вклад в химический потенциал ионов данного определенного вида. [3]
В теории Дебая-Хюккеля поляризация ионов и влияние короткодействующих сил не учитываются. Закон Кулона экстра-лолируется на область малых расстояний между ионами. Если концентрация электролита невелика, то ошибка, вызываемая такой Экстраполяцией, несущественна. Но при переходе от разведенных растворов к концентрированным экстраполяция закона Кулона на область малых значений г становится незаконной. Возникает необходимость замены кулоновского потенциала более сложной формой потенциала, учитывающей не только кулоновские, но и короткодействующие силы. [4]
В дальнейшем теория Дебая-Хюккеля была объединена с термодинамической теорией взаимодействия ионов с молекулами растворителя. На этой основе получено уравнение, учитывающее ближайшее окружение иона. [5]
 |
Зависимость lg - [ от У. в растворах. [6] |
Ограниченная применимость теории Дебая-Хюккеля являлась и является в настоящее время предметом многочисленных экспериментальных и теоретических исследований, в которых делаются попытки найти более точную функциональную зависимость Igv от / 7 более концентрированных растворов. [7]
Строгое статистическое обоснование теории Дебая-Хюккеля было дано в работах [10, 36] путем разложения бинарной функции распределения на основе цепочки уравнений ББГКИ. [8]
Эта ограниченная применимость теории Дебая-Хюккеля являлась и является в настоящее время предметом многочисленных экспериментальных и теоретических исследований, в которых делаются попытки найти более точную функциональную зависимость Igf от с для более концентрированных растворов. [9]
Зще до появления теории Дебая-Хюккеля было известно правило: коэффициент активности электролита в смеси зависит от общей концентрации ионов, а не от их природы, если вместо концентрации использовать переменную J C Z. Для измерений средней точности в разбавленных растворах это правило с успехом применяется и в настоящее время. [10]
Отметим, что в теории Дебая-Хюккеля и Бьеррума фигурировала диэлектрическая постоянная ер чистого растворителя, что имеет смысл для разбавленных растворов. [11]
На основе этого положения возникла теория Дебая-Хюккеля, о которой дальше мы будем говорить подробнее. Дебай объясняет различие между идеальными и реальными растворами, основываясь на электростатическом взаимодействии между ионами. В дальнейшем оказалось, что совпадение между экспериментальными данными и теорией Дебая имеет место только для очень разбавленных растворов. Для концентрированных растворов теория Дебая-Хюккеля не дает результатов, совпадающих с экспериментом. Границей применения этой теории к водным растворам является 0 05 - 0 1 М раствор, а для неводных растворов эта граница понижается до одной сотой и даже до одной тысячной молярности. [12]
Классические первое и второе приближения теории Дебая-Хюккеля [18] лежат в основе большинства методов расчета коэффициентов активности. [13]
 |
Постоянные в уравнении Дебая и Хюккеля для водных растворов. [14] |
Подсчеты коэффициентов активности по уравнениям теории Дебая-Хюккеля сложны. [15]
Страницы: 1 2 3 4