Уравнение Дэвиса

Уравнение Дэвиса является эмпирическим расширение теории Дебая – Хюккеля, которая может быть использована для расчета коэффициентов активности растворов электролитов при относительно высоких концентрациях при 25 ° C. Уравнение, первоначально опубликованное в 1938 году, было уточнено путем подгонки к экспериментальным данным. Окончательная форма уравнения дает средний молярный коэффициент активности $f\; \pm \; \{\backslash \; displaystyle\; f\; \_\; \{\backslash \; pm\}\}$электролита, который диссоциирует на ионы с зарядом z 1 и z 2 в зависимости от ионной силы I:

полулогарифмический график коэффициентов активности, рассчитанных с использованием уравнения Дэвиса График коэффициентов активности рассчитывается по уравнению Дэвиса

$-\; log\; \; f\; \pm \; =\; 0,5\; z\; 1\; z\; 2\; (I\; 1\; +\; I\; -\; 0,30\; I).\; \{\backslash \; displaystyle\; -\; \backslash \; log\; f\; \_\; \{\backslash \; pm\}\; =\; 0,5z\_\; \{1\}\; z\_\; \{2\}\; \backslash \; left\; (\{\backslash \; frac\; \{\backslash \; sqrt\; \{I\}\}\; \{1\; +\; \{\backslash \; sqrt\; \{I\}\}\}\}\; -\; 0,30I\; \backslash \; справа).\}$

Второй член, 0,30 I, стремится к нулю, когда ионная сила стремится к нулю, поэтому уравнение сводится к уравнению Дебая – Хюккеля при низкой концентрации. Однако по мере увеличения концентрации второй член становится все более важным, поэтому уравнение Дэвиса можно использовать для растворов, слишком концентрированных, чтобы можно было использовать уравнение Дебая – Хюккеля. Для электролитов 1: 1 разница между измеренными значениями и рассчитанными по этому уравнению составляет около 2% от значения для 0,1 М растворов. Расчеты становятся менее точными для электролитов, которые диссоциируют на ионы с более высоким зарядом. Дальнейшие расхождения возникнут, если между ионами существует связь с образованием ионных пар, таких как MgSO 4.

• Осмотический коэффициент
• Уравнения Питцера