Równanie Daviesa

Równanie Daviesa jest empirycznym rozszerzeniem teorii Debye'a-Hückela , którego można użyć do obliczenia współczynników aktywności roztworów elektrolitów przy stosunkowo wysokich stężeniach w temperaturze 25 ° C. Równanie, pierwotnie opublikowane w 1938 roku, zostało udoskonalone poprzez dopasowanie do danych eksperymentalnych. Ostateczna postać równania daje średni współczynnik aktywności molowej f _± elektrolitu, który dysocjuje na jony o ładunkach z ₁ i z ₂ w funkcji siły jonowej I :

Wykres półlogarytmiczny współczynników aktywności obliczonych przy użyciu równania Daviesa

Wykres współczynników aktywności obliczonych za pomocą równania Daviesa

${\ Displaystyle - \ log f _ {\ pm} = 0,5 z_ {1} z_ {2} \ lewo ({\ Frac {\ sqrt {I}} {1 + {\ sqrt {I}}}} -0,30I \ Prawidłowy).}$

Drugi człon, 0,30 I , dąży do zera, gdy siła jonowa spada do zera, więc równanie sprowadza się do równania Debye'a-Hückela przy niskim stężeniu. Jednak wraz ze wzrostem stężenia drugi człon staje się coraz ważniejszy, więc równanie Daviesa można zastosować do roztworów zbyt stężonych, aby umożliwić użycie równania Debye -Hückela . Dla elektrolitów 1:1 różnica między wartościami zmierzonymi a obliczonymi z tego równania wynosi około 2% wartości dla roztworów 0,1 M. Obliczenia stają się mniej dokładne dla elektrolitów, które dysocjują na jony o wyższych ładunkach. Dalsze rozbieżności pojawią się, jeśli pomiędzy jonami wystąpi związek z tworzeniem się par jonowych , takich jak Mg ²⁺
SO
²⁻ ₄ .

Zobacz też

• Współczynnik osmotyczny
• Równania Pitzera