WikiDer > Уравнение Бромли

Bromley equation

В Уравнение Бромли был разработан в 1973 году Лероем А. Бромли[1] с целью расчета коэффициенты активности для водных электролит растворов, концентрации которых превышают допустимые пределы Уравнение Дебая – Хюккеля. Это уравнение вместе с Теория специфического ионного взаимодействия (SIT) и Уравнения Питцера[2] важен для понимания поведения ионов, растворенных в природных водах, таких как реки, озера и морская вода.[3][4][5]

Описание

Гуггенхайм предложил расширение уравнения Дебая-Хюккеля, которое является основой теории SIT.[6] Уравнение может быть записано в простейшей форме для электролита 1: 1, MX, как

это среднее молярный коэффициент активности. Первый член в правой части - член Дебая – Хюккеля с константой А, а ионная сила я. β - коэффициент взаимодействия, а б то моляльность электролита. По мере того, как концентрация уменьшается, второй член становится менее важным, пока при очень низких концентрациях уравнение Дебая-Хюккеля не дает удовлетворительного расчета коэффициента активности.

Лерой А. Бромли заметил, что экспериментальные значения часто были приблизительно пропорциональны ионной силе. Соответственно, он разработал уравнение для соли общей формулы

При 25 ° C Аγ равно 0,511, а ρ равно единице. Табличные значения коэффициента взаимодействия по Бромли B. Он отметил, что уравнение дает удовлетворительное согласие с экспериментальными данными вплоть до ионной силы 6 моль, хотя и с меньшей точностью при экстраполяции к очень высокой ионной силе. Как и в случае с другими уравнениями, это неудовлетворительно, когда ионная ассоциация как, например, с двухвалентный металл сульфаты. Бромли также обнаружил, что B можно выразить через одноионные величины как

где нижний индекс + относится к катиону, а нижний индекс минус относится к аниону. Уравнение Бромли легко преобразовать для вычисления осмотические коэффициенты, и Бромли также предложил расширения для многокомпонентных растворов и для эффекта изменения температуры.[1]

Модифицированная версия уравнения Бромли широко использовалась Мадариага[ВОЗ?] и коллеги.[7] При сравнении моделей Bromley, SIT и Pitzer было обнаружено небольшое различие в качестве посадки.[8] Уравнение Бромли по сути является эмпирическим уравнением. В B параметры относительно легко определить. Однако теория SIT, расширенная Скэтчардом.[9][10] и Чаватта[11] гораздо более широко используется.

Напротив, уравнение Питцера основано на строгом термодинамика.[2] Определение параметров Питцера более трудоемко. В то время как подходы Бромли и SIT основаны на парных взаимодействиях между противоположно заряженными ионами, подход Питцера также допускает взаимодействия между тремя ионами. Эти уравнения важны для понимания поведения ионов в природных водах, таких как реки, озера и морская вода.

Для некоторых сложных электролитов Ge et al.[12] получил новый набор параметров Бромли, используя обновленные измеренные или критически проанализированные данные осмотического коэффициента или коэффициента активности.

Смотрите также

Рекомендации

  1. ^ а б Бромли, Л.А. (1973). «Термодинамические свойства сильных электролитов в водных растворах». Журнал Айше. 19 (2): 313–320. Дои:10.1002 / aic.690190216.
  2. ^ а б Питцер, К.С. (редактор) (1991). Коэффициенты активности в растворах электролитов (2-е изд.). C.R, C. Нажмите. ISBN 978-0-8493-5415-1.CS1 maint: дополнительный текст: список авторов (связь)Глава 3. Питцер К.С. Подход ионного взаимодействия: теория и корреляция данных, pp75-153.
  3. ^ Штумм, В .; Морган, Дж. Дж. (1996). Химия воды. Нью-Йорк: Вили. ISBN 978-0-471-05196-1.
  4. ^ Сноэинк, В.Л .; Дженкинс, Д. (1980). Химия воды: химическое равновесие и скорость в природных водах. Нью-Йорк: Вили. ISBN 978-0-471-51185-4.
  5. ^ Миллеро, Ф.Дж. (2006). Химическая океанография (3-е изд.). Лондон: Тейлор и Фрэнсис. ISBN 978-0-8493-2280-8.
  6. ^ Guggenheim, E.A .; Turgeon, J.C. (1955). «Специфическое взаимодействие ионов». Пер. Фарадей Соц. 51: 747–761. Дои:10.1039 / TF9555100747.
  7. ^ Raposo, J.C .; Zuloaga, O .; Olazabel, M.-A .; Мадариага, Дж. М. (2003). «Разработка модифицированной методологии Бромли для оценки влияния ионной среды на равновесие растворов: Часть 6. Химическая модель фосфорной кислоты в водном растворе при 25 ° C и сравнение с мышьяковой кислотой». Равновесия жидкой фазы. 207 (1–2): 69–80. Дои:10.1016 / S0378-3812 (02) 00332-1.
  8. ^ Фоти, С .; Gianguzza, A .; Саммартано, С. (1997). «Сравнение уравнений для подбора констант протонирования карбоновых кислот в водном растворе хлорида тетраметиламмония при различных ионных силах». J. Solution Chem. 26 (6): 631–648. Дои:10.1007 / BF02767633.
  9. ^ Скэтчард, Г. (1933). «Наступающий век теории межионного притяжения». Chem. Rev. 13 (1): 7–27. Дои:10.1021 / cr60044a002.
  10. ^ Скэтчард, Г. (1936). «Концентрированные растворы сильных электролитов». Chem. Ред. 19 (3): 309–327. Дои:10.1021 / cr60064a008.
  11. ^ Чаватта, Л. (1980). «Специфическая теория взаимодействия в оценке ионных равновесий». Анна. Чим. (Рим). 70: 551–562.
  12. ^ X. Ge, M. Zhang, M. Guo, X. Wang. Корреляция и прогноз термодинамических свойств некоторых сложных водных электролитов с помощью модифицированной трехпараметрической корреляционной модели. J. Chem. Англ. Данные. 53 (2008) 950-958.http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/je7006499