Уравнение Дэвиса

Уравнение Дэвиса представляет собой эмпирическое расширение теории Дебая-Хюккеля , которое можно использовать для расчета коэффициентов активности при растворов электролитов относительно высоких концентрациях при 25 ° C. Уравнение, первоначально опубликованное в 1938 году, уточнено путем подгонки к экспериментальным данным. Окончательная форма уравнения дает средний молярный коэффициент активности f _± электролита, который диссоциирует на ионы, имеющие заряды z ₁ и z _2, в зависимости от ионной силы I :

Полулогарифмический график коэффициентов активности, рассчитанных с использованием уравнения Дэвиса

График коэффициентов активности, рассчитанных с использованием уравнения Дэвиса

$-\log f_{\pm }=0.5z_{1}z_{2}\left({\frac {\sqrt {I}}{1+{\sqrt {I}}}}-0.30I\right).$

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 значениями, рассчитанными по этому уравнению, составляет около 2% от значения для 0,1 М растворов. Расчеты становятся менее точными для электролитов, диссоциирующих на ионы с более высокими зарядами. Дальнейшие расхождения возникнут, если между ионами произойдет ассоциация с образованием ионных пар , например Mg ²⁺
ТАК ²⁻
₄ .

См. также

• Осмотический коэффициент
• Уравнения Питцера