. СТАНДАРТИЗАЦИЯ И ОН О МЕТРИЧЕСКИХ ИЗМЕРЕНИЙ И РЕКОМЕНДАЦИИ IUPAC
- in У+ = J/ + — aw + In П - 0,018 (2 - k) m] (V, 1
I + Bal" 2
- lnV+ = Y^^pg-+ A LN A« + 111 П —0,018(2 —A)H»J (V. 12) Вычитая (V. 12) из (V. 11), получаем:
1п(-~^ = --^1паш (V.13)
Первые члены правой части уравнений (V. 11) и (V. 12) —выражения для коэффициента активности по Дебаю — Хюккелю; 1— ионная сила раствора; А, В, а—постоянные; к—число гидратации электроли¬та; Ota — активность воды; т — моляльность раствора.
Рассмотрим допущения и предположения теории Бейтса — Робинсона, лежащие в основе уравнения' (V. 13), для оценки достоверности вычисленных ус¬ловных коэффициентов активности ионов для доста¬точно концентрированных растворов. Прежде всего, в уравнениях (V. 1J) и (V. 12) заложено предположе¬ние о применимости теории сильных электролитов] Дебая — Хюккеля к достаточно концентрированным' растворам. Вторые и третьи члены правой части этих
уравнений учитывают связывание воды в гидратных оболочках ионов, В уравнениях фигурируют два эм-пирических параметра: й — расстояние наибольшего сближения ионов и h — число гидратации. Предпола-гается, что h не изменяется с концентрацией элект¬ролита и что числа гидратации аддитивны, т, е, число гидратации электролита является суммой чисел гид¬ратации аниона и катиона. Для перехода от электро¬лита к отдельному иону делается предположение, что число гидратации иона С1_ равно нулю, т. е. для хло¬ридов Л+ — Л.