Davies równanie - Davies equation

Równanie Davies empiryczny rozszerzenie teorii Debye'a-Huckela , który może być używany do obliczania współczynników aktywności z elektrolitem roztworów o stosunkowo wysokich stężeniach w temperaturze 25 ° C. Równanie, pierwotnie opublikowany w 1938 roku, została dopracowana przez dopasowanie do danych eksperymentalnych. Końcowa postać równania daje średnią molal współczynnik aktywności z elektrolitem, który dysocjuje w jony posiadające opłat Z ₁ i Z ₂ w zależności od siły jonowej I : ${\ Displaystyle f _ {\ Pm}}$

półlogarytmicznym wykresie współczynników działanie obliczone według równania Davies

Wykres współczynników aktywności oblicza się stosując równanie Davies

${\ Displaystyle - \ log f _ {\ pm 0.5z_} = {1} Z_ {2} \ lewo ({\ Frac {\ sqrt {i}} {1 + {\ sqrt {i}}}} - 0.30I \ dobrze).}$

Drugi składnik, 0,30  mi , dąży do zera, gdy siła jonowa dąży do zera, to równanie redukuje się do równania Debye'a-Huckela w niskim stężeniu. Jednakże, ze wzrostem stężenia, drugi składnik ma coraz większe znaczenie, więc równanie Davies, mogą być stosowane do roztworów stężonych również, aby umożliwić wykorzystanie równania Debye'a-Huckela . Do 1: 1 elektrolitów różnica między zmierzonymi wartościami i obliczone z równania wynosi około 2% do wartości 0,1 M roztworów. Obliczenia stają się mniej precyzyjne elektrolitów, które dysocjują na jony z wyższymi opłatami. Dalsze różnice pojawią się, czy istnieje związek pomiędzy jonami, z utworzeniem pary jonowe , takie jak Mg ^{2 +} SO ₄ ^2- .

Zobacz też

• współczynnik osmotyczne
• równania Pitzer

Referencje

Ta chemia kondensatorem artykuł jest en . Można źródło Wikipedia rozszerza ją . v T mi