Komplexná analýza pomerne početných metód na výpočet aktivity je jednou z hlavných častí modernej termodynamickej teórie riešení. Potrebné informácie nájdete vo vyhradených návodoch. Nižšie sú stručne popísané iba niektoré z najjednoduchších metód na určenie aktivity:
Výpočet aktivity rozpúšťadiel z tlaku ich nasýtených pár. Ak je prchavosť čistej fázy rozpúšťadla a jej pokles spôsobený prítomnosťou rozpustených látok dostatočne preštudovaný, potom sa aktivita rozpúšťadla vypočíta priamo zo vzťahu (10.44). Tlak nasýtených pár rozpúšťadla sa často výrazne líši od prchavosti, ale skúsenosti a teoretické úvahy ukazujú, že odchýlka tlaku pár od prchavosti (ak hovoríme o pomere zostáva približne rovnaká pre roztoky s nie príliš vysokou koncentráciou. Preto , približne
kde je tlak nasýtených pár nad čistým rozpúšťadlom, zatiaľ čo je tlak nasýtených pár rozpúšťadla nad roztokom. Pretože pokles tlaku nasýtených pár v roztokoch bol dobre študovaný pre mnohé rozpúšťadlá, ukázalo sa, že tento vzťah je prakticky jedným z najpohodlnejších na výpočet aktivity rozpúšťadiel.
Výpočet aktivity rozpustenej látky z rovnováhy v dvoch rozpúšťadlách. Nechajte látku B rozpustiť v dvoch rozpúšťadlách, ktoré sú navzájom nemiešateľné. A predpokladajme, že aktivita (ako funkcia koncentrácie B) bola študovaná; označme.Potom nie je ťažké vypočítať aktivitu tej istej látky B v inom rozpúšťadle A pre všetky rovnovážne koncentrácie. Je jasné, že v tomto prípade treba vychádzať z rovnosti chemických potenciálov látky B v rovnovážnych fázach. Rovnosť potenciálov však neznamená, že aktivity sú rovnaké. V skutočnosti štandardné stavy B v riešeniach nie sú rovnaké; líšia sa rôznymi energiami interakcie častíc látky B s rozpúšťadlami a tieto štandardné stavy vo všeobecnosti nie sú navzájom v rovnováhe. Preto volatility B v týchto štandardných stavoch nie sú rovnaké. Ale pre rovnovážne koncentrácie a A, ktoré uvažujeme, sú volatility B v týchto fázach identické. Preto pre všetky rovnovážne koncentrácie je pomer aktivít nepriamo úmerný k pomeru volatility B v štandardných stavoch
Tento jednoduchý a pohodlný spôsob výpočtu aktivity látky v jednom rozpúšťadle z aktivity tej istej látky v inom rozpúšťadle sa stáva nepresným, ak je jedno z týchto rozpúšťadiel zreteľne miešateľné s druhým.
Stanovenie aktivity kovu meraním elektromotorickej sily galvanického článku. Podľa Lewisa [A - 16] si to vysvetlíme na príklade tuhých roztokov medi a striebra. Nech je jedna z elektród, galvanický článok, vyrobená z úplne čistej medi a druhá
elektróda je vyrobená z tuhého roztoku medi a striebra s koncentráciou medi, ktorá nás zaujíma. V dôsledku nerovnakých hodnôt chemického potenciálu medi v týchto elektródach vzniká elektromotorická sila, ktorá s valenciou prúdových nosičov elektrolytických roztokov oxidu medi pre železnú meď súvisí s rozdielom v chemických potenciáloch. medi vzťahom
kde je Faradayovo číslo; aktivita čistej medenej fázy S prihliadnutím na číselné hodnoty (10,51) možno prepísať takto:
Výpočet aktivity rozpúšťadla z aktivity rozpustenej látky. Pre binárne riešenie (látka B v rozpúšťadle A) podľa Gibbsovej-Duhemovej rovnice (7.81) s a so zohľadnením (10.45)
Keďže v r v tomto prípade preto
Pridaním tohto vzťahu k (10.52) dostaneme
Tento výraz integrujeme od čistej fázy rozpúšťadla až po koncentráciu rozpustenej látky. Berúc do úvahy, že pre štandardný stav rozpúšťadla nájdeme
Ak je teda známa závislosť aktivity rozpustenej látky B od jej molárneho zlomku, potom je možné aktivitu rozpúšťadla vypočítať grafickou integráciou (10.52).
Výpočet aktivity rozpustenej látky z aktivity rozpúšťadla. Je ľahké vidieť, že na výpočet aktivity rozpustenej látky sa získa nasledujúci vzorec:
symetrický (10,52). V tomto prípade sa však ukazuje, že grafickú integráciu je ťažké vykonať s uspokojivou presnosťou.
Lewis našiel východisko z tohto problému [A - 16]. Ukázal túto substitúciu jednoduchej funkcie
prináša vzorec (10.53) do formy vhodnej pre grafickú integráciu:
Tu je počet mólov látky B v rozpúšťadle A. Ak molekulová hmotnosť rozpúšťadla, tak
Výpočet aktivity rozpúšťadla na základe bodov tuhnutia roztoku. Vyššie bola uvažovaná závislosť aktivity od zloženia roztokov a predpokladalo sa, že teplota a tlak sú konštantné. Práve pre analýzu izotermických zmien v zložení roztokov je najužitočnejšia myšlienka aktivity. V niektorých prípadoch je však dôležité vedieť, ako sa aktivita mení s teplotou. Jedna z najdôležitejších metód určovania aktivít je založená na využití teplotných zmien aktivity - podľa teplôt tuhnutia roztokov. V diferenciálnej forme nie je ťažké získať závislosť aktivity od teploty. Na to stačí porovnať prácu pri zmene zloženia roztoku pri zo štandardného stavu na koncentráciu s prácou toho istého procesu pri alebo jednoducho zopakovať úvahy, ktoré vedú k vzorcu (10.12) pre prchavosť.
Chemický potenciál roztokov sa určuje analyticky prostredníctvom aktivity presne rovnakým spôsobom ako pre čisté fázy prostredníctvom prchavosti. Preto sa pre aktivity získa rovnaký vzorec (10.12), v ktorom je miesto obsadené rozdielom parciálnych entalpií zložky v uvažovanom stave a v jej štandardnom stave:
Tu sa derivácia teploty odoberá pri konštantnom zložení roztoku a konštantnom vonkajšom tlaku. Ak sú známe parciálne tepelné kapacity, potom zo vzťahu môžeme predpokladať, že po dosadení do (10.54) a integrácii vedie k vzorcu
Lewis na príkladoch [A - 16] ukázal, že pre kovové roztoky je vhodná približná rovnica (10,55) s presnosťou niekoľkých percent v teplotnom rozsahu 300-600 °K.
Aplikujme vzorec (10.54) na rozpúšťadlo A binárneho roztoku v blízkosti bodu tuhnutia roztoku, t.j. za predpokladu, že vyššia
teplotu topenia čistej pevnej fázy rozpúšťadla označíme a zníženie teploty tuhnutia roztoku označíme
Ak za štandardný stav berieme čistú pevnú fázu, potom hodnota bude znamenať prírastok parciálnej entalpie jedného mólu rozpúšťadla pri tavení, t.j.
topenie Teda podľa (10.54)
Ak to prijmeme
kde je molárne teplo topenia čistého rozpúšťadla s tepelnou kapacitou látky A v kvapalnom a pevnom skupenstve a ak pri integrácii (10.56) použijeme sériovú expanziu integrandu, dostaneme
Pre vodu ako rozpúšťadlo je koeficient at v prvom člene na pravej strane rovný
Výpočet aktivity rozpustenej látky na základe bodov tuhnutia roztoku. Rovnako ako pri odvodení vzorca (10.52), použijeme Gibbs-Duhemovu rovnicu; Aplikujme to na binárne riešenie, ale na rozdiel od odvodenia vzorca (10.52) neprejdeme od počtu mólov k mólovým zlomkom. Potom dostaneme
Ak to skombinujeme s (10,56), zistíme
Ďalej budeme mať na mysli roztok obsahujúci uvedené počty mólov rozpúšťadla s molekulovou hmotnosťou. V tomto prípade si všimnite, že pre roztoky vo vode je koeficient v (10,58) rovnaký. Pre integráciu ( 10.58), po Lewisovi, zavádzame pomocnú veličinu
(Pre roztoky nie vo vode, ale v inom rozpúšťadle namiesto 1,86 dosaďte zodpovedajúcu hodnotu kryoskopickej konštanty.) Výsledok je [A - 16]
Problém 529.
Vypočítajte približnú hodnotu aktivity K iónov+ a SO 4 2- v 0,01 M roztoku K 2SO4.
Riešenie:
Disociačná rovnica K 2 SO 4 má tvar:
K2SO4⇔ 2K++ SO42-.
Aktivita iónu (mol/l) súvisí s jeho molekulovou koncentráciou v roztoku v pomere: = fCM.
Tu f je koeficient aktivity iónov (bezrozmerná veličina), С М je koncentrácia iónov. Koeficient aktivity závisí od náboja iónu a iónovej sily roztoku, ktorá sa rovná polovici súčtu súčinov koncentrácie každého iónu a druhej mocniny náboja iónu:
Iónová sila roztoku je:
I = 0,5 = 0,5 (0,02 . 1 2) + (0,01 . 2 2) = 0,03.
Nájdeme koeficient aktivity iónov K + a SO 4 2- pomocou vzorca, dostaneme:
Teraz vypočítajme aktivitu iónov K + a SO 4 2- zo vzťahu = fCM dostaneme:
(K+) = 0,02 . 0,82 = 0,0164 mol/l; (S042-) = 0,01 . 0,45 = 0,0045 mol/l.
odpoveď:(K+) = 0,0164 mol/l; (S042-) = 0,0045 mol/l.
Problém 530.
Vypočítajte približnú hodnotu aktivity iónov Ba 2+ a Cl - v 0,002 n. roztoku BaCl2.
Riešenie:
M(BaCl2) = CE (BaCl2)
SM = SH = 2 .
0,002 = 0,004 mol/l.
Disociačná rovnica pre chlorid bárnatý je:
BaCl2⇔ Ba2+ + 2Cl-.
Aktivita iónu (mol/l) súvisí s jeho molekulovou koncentráciou v roztoku vzťahom: = fC M .
Tu f je koeficient aktivity iónov (bezrozmerná veličina), С М je koncentrácia iónov. Koeficient aktivity závisí od náboja iónu a iónovej sily roztoku, ktorá sa rovná polovici súčtu súčinov koncentrácie každého iónu a druhej mocniny náboja iónu:
Iónová sila roztoku je:
I = 0,5 = 0,5 (0,004 . 2 2) + (0,008 . 1 2) = 0,024.
Zistíme koeficient aktivity iónov Ba2+ a Cl- pomocou vzorca, dostaneme:
Teraz vypočítame aktivitu iónov Ba 2+ a Cl - zo vzťahu = fC M dostaneme:
(Ba2+) = 0,004 . 0,49 = 0,0196 mol/l; (Cl-) = 0,008 . 0,84 = 0,00672 mol/l.
odpoveď:(Ba2+) = 0,0196 mol/l; (Cl-) = 0,00672 mol/l.
Problém 531.
Nájdite približnú hodnotu koeficientu aktivity vodíkového iónu v 0,0005 M roztoku H 2 SO 4, ktorý obsahuje aj 0,0005 mol/l HCl. Myslite na to kyselina sírováúplne disociuje v oboch krokoch.
Riešenie:
Celková koncentrácia vodíkových iónov je súčtom koncentrácie H 2 SO 4 a koncentrácie HCl. Kyseliny disociujú podľa nasledujúcej schémy:
H2S04-2H++S042-;
HCl ⇔ H + + Cl -
Z rovníc vyplýva, že koncentrácia vodíkových iónov v kyseline sírovej je 2-krát vyššia ako v kyseline a bude: 2 . 0,0005 = 0,001 mol/l. Celková koncentrácia vodíkových iónov v roztoku bude:
0,001 + 0,0005 = 0,0015 mol/l.
Koeficient iónovej aktivity sa vypočíta podľa vzorca:
kde f je koeficient aktivity iónu (bezrozmerná hodnota), I je iónová sila roztoku, Z je náboj iónu. Iónová sila roztoku sa vypočíta pomocou rovnice:
Tu získame koncentráciu iónu v roztoku:
I = 0,5 = 0,002.
Vypočítajme koeficient aktivity vodíkového iónu.
Elektrochémia
Aktivita iónov. Iónová sila roztoku. Závislosť koeficientu aktivity iónov od iónovej sily roztoku. Debye-Hückelova teória.
Aktivita (ióny) - efektívna koncentrácia zohľadňujúca elektrostatickú interakciu medzi iónmi v roztoku. Aktivita sa líši od koncentrácie určitým množstvom. Pomer aktivity (a) ku koncentrácii látky v roztoku (c, v g-ión/l) sa nazýva koeficient aktivity: γ = a/c.
Iónová sila roztoku - miera intenzity elektrického poľa vytvoreného iónmi v roztoku. Polovičný súčet súčinov koncentrácie všetkých iónov v roztoku a štvorca ich náboja. Vzorec prvýkrát odvodil Lewis:
kde cB sú molárne koncentrácie jednotlivých iónov (mol/l), zB sú náboje iónov
Sumácia sa vykonáva pre všetky typy iónov prítomných v roztoku. Ak sú v roztoku prítomné dva alebo viac elektrolytov, vypočíta sa celková iónová sila roztoku. Pre elektrolyty, ktoré obsahujú viacnásobne nabité ióny, iónová sila zvyčajne prevyšuje molaritu roztoku.
Iónová sila roztoku je veľký význam v Debye-Hückelovej teórii silných elektrolytov. Základná rovnica tejto teórie (Debye-Hückel limitný zákon) ukazuje vzťah medzi koeficientom aktivity iónu ze a iónovou silou roztoku I v tvare: kde γ je koeficient aktivity, A je konštanta nezávislá od náboj iónu a iónová sila roztoku, ale v závislosti od dielektrickej konštanty rozpúšťadla a teploty.
Pomer aktivity (a) k celkovej koncentrácii látky v roztoku (c, v mol/l), teda aktivita iónov pri koncentrácii 1 mol/l, sa nazýva koeficient aktivity :
V nekonečne zriedených vodných roztokoch neelektrolytov sa koeficient aktivity rovná jednotke. Skúsenosti ukazujú, že so zvyšujúcou sa koncentráciou elektrolytu hodnoty f klesajú, prechádzajú minimom a potom sa opäť zvyšujú a v silných roztokoch sú výrazne väčšie ako jednota. Toto správanie závislosti f od koncentrácie je určené dvoma fyzikálnymi javmi.
Prvý je obzvlášť silný pri nízkych koncentráciách a je spôsobený elektrostatickou príťažlivosťou medzi opačne nabitými iónmi. Príťažlivé sily medzi iónmi prevládajú nad odpudivými silami, t.j. V roztoku sa vytvorí poradie krátkeho dosahu, v ktorom je každý ión obklopený iónmi opačného znamienka. Dôsledkom toho je zvýšená súvislosť s riešením, čo sa prejavuje znížením koeficientu aktivity. Prirodzene, interakcia medzi iónmi sa zvyšuje so zvyšujúcim sa nábojom.
So zvyšujúcou sa koncentráciou je aktivita elektrolytov stále viac ovplyvňovaná druhým javom, ktorý je spôsobený interakciou medzi iónmi a molekulami vody (hydratácia). V tomto prípade sa v relatívne koncentrovaných roztokoch množstvo vody stáva nedostatočným pre všetky ióny a začína postupná dehydratácia, t.j. spojenie iónov s roztokom klesá, preto sa zvyšujú koeficienty aktivity.
Existuje niekoľko známych vzorov týkajúcich sa koeficientov aktivity. Pre zriedené roztoky (približne do m = 0,05) teda platí vzťah 1 - f = k√m. V mierne zriedenejších roztokoch (m ≈ 0,01) hodnoty f nezávisia od povahy iónov. Je to spôsobené tým, že ióny sú od seba v takej vzdialenosti, že interakciu určujú iba ich náboje.
Pri vyšších koncentráciách začína spolu s nábojom ovplyvňovať hodnotu aktivity aj polomer iónov.
Na posúdenie závislosti koeficientov aktivity od koncentrácie v roztokoch, kde je prítomných viacero elektrolytov, zaviedli G. Lewis a M. Randall koncept iónovej sily I, ktorý charakterizuje intenzitu elektrického poľa pôsobiaceho na ióny v roztoku. Iónová sila je definovaná ako polovičný súčet členov získaných vynásobením molalít každého iónu mi druhou mocninou jeho valencie Zi:
I = 1/2 miZi. (IX.18)
DEBYE - HUCKELOVÁ TEÓRIA , štatistické teória zriedených roztokov silných elektrolytov, umožňujúca vypočítať koeficient. aktivita iónov. Je založená na predpoklade úplnej disociácie elektrolytu na ióny, ktoré sú distribuované v rozpúšťadle, ktoré sa považuje za spojité médium. Každý ión pôsobením svojho elektrického náboj polarizuje prostredie a vytvára okolo seba určitú prevahu iónov opačného znamienka – tzv. iónová atmosféra. Pri absencii externého elektrický polia je iónová atmosféra sférická. symetria a jej náboj má rovnakú veľkosť a opačné znamienko ako náboj, ktorý vytvára jej stred. a ona. Potenciál j celkovej el poliach vytvorených centrom. ión a jeho iónová atmosféra v bode nachádzajúcom sa vo vzdialenosti r od stredu. ión, možno vypočítané, ak je iónová atmosféra opísaná spojitým rozložením hustoty náboja r okolo stredu. a ona. Na výpočet použite Poissonovu rovnicu (v sústave SI):
n2j = -r/ee0,
kde n2 je Laplaceov operátor, e je dielektrikum. priepustnosť rozpúšťadiel, e0 - el. konštanta (dielektrická konštanta vákua). Pre každý i-tý typ iónov je r opísané Boltzmannovou distribučnou funkciou; potom v aproximácii, ktorá považuje ióny za bodové náboje (prvá aproximácia D.-H.T.), má riešenie Poissonovej rovnice tvar: 
kde z je centrum čísla poplatkov. ión, rd - tzv. Debyeov polomer clonenia (polomer iónovej atmosféry). Vo vzdialenostiach r > rd sa potenciál j stáva zanedbateľne malým, t.j. iónová atmosféra cloní elektrinu. poľné centrum a ona.
V neprítomnosti vonkajšieho elektrického poľa má iónová atmosféra sférickú symetriu a jej náboj má rovnakú veľkosť a opačné znamienko ako náboj centrálneho iónu, ktorý ju vytvára. V tejto teórii sa takmer žiadna pozornosť nevenuje tvorbe párov opačne nabitých iónov prostredníctvom priamej interakcie medzi nimi.
Napriek tomu, že termodynamika neberie do úvahy procesy vyskytujúce sa v reálnych roztokoch, napríklad priťahovanie a odpudzovanie iónov, termodynamické zákony odvodené pre ideálne roztoky možno aplikovať na reálne roztoky, ak koncentrácie nahradíme aktivitami.
Aktivita ( a) - je koncentrácia látky v roztoku, pri ktorej možno vlastnosti tohto roztoku opísať rovnakými rovnicami ako vlastnosti ideálneho roztoku.
Aktivita môže byť menšia alebo väčšia ako nominálna koncentrácia látky v roztoku. Aktivita čistého rozpúšťadla, ako aj rozpúšťadla v nie príliš koncentrovaných roztokoch sa rovná 1. Za 1 sa považuje aj aktivita tuhej látky v zrazenine alebo kvapaline, ktorá je s daným roztokom nemiešateľná. V nekonečne zriedenom roztoku sa aktivita rozpustenej látky zhoduje s jej koncentráciou.
Pomer aktivity látky v danom roztoku k jej koncentrácii sa nazýva koeficient aktivity.
Koeficient aktivity je akýmsi korekčným faktorom, ktorý ukazuje, ako veľmi sa realita líši od ideálu.
Odchýlky od ideality v roztokoch silných elektrolytov
Obzvlášť nápadná odchýlka od ideálu sa vyskytuje v roztokoch silných elektrolytov. To sa prejavuje napríklad v ich bodoch varu a topenia, tlaku pár nad roztokom a čo je obzvlášť dôležité pre analytická chémia o hodnotách konštánt rôznych rovnováh vyskytujúcich sa v takýchto riešeniach.
Na charakterizáciu aktivity elektrolytov použite:
Pre elektrolyt A m B n:
Hodnota, ktorá zohľadňuje vplyv koncentrácie (C) a náboja ( z ) všetkých iónov prítomných v roztoku na aktivitu rozpustenej látky sa nazýva iónová sila ( ja ).
Príklad 3.1. V 1,00 l vodný roztok obsahuje 10,3 g NaBr, 14,2 g Na2S04 a 1,7 g NH3. Aká je iónová sila takéhoto roztoku?
0,100 mol/l
0,100 mol/l
C(Na+) = 0,300 mol/l, C(Br -) = 0,100 mol/l, C(S042-) = 0,100 mol/l
I = 0,5 x = 0,400 mol/l
Ryža. 3.1. Vplyv iónovej sily na priemerný koeficient iónovej aktivity HCl
Na obr. Obrázok 3.1 ukazuje príklad vplyvu iónovej sily na aktivitu elektrolytu (HCl). Podobná závislosť koeficientu aktivity od iónovej sily je pozorovaná aj pri HClO 4, LiCl, AlCl 3 a mnohých ďalších zlúčeninách. Pre niektoré elektrolyty (NH 4 NO 3, AgNO 3) je závislosť koeficientu aktivity od iónovej sily monotónne klesajúca.
Neexistuje žiadna univerzálna rovnica, ktorá by sa dala použiť na výpočet koeficientu aktivity akéhokoľvek elektrolytu pri akejkoľvek iónovej sile. Popísať závislosť koeficientu aktivity od iónovej sily vo veľmi zriedených roztokoch (do I< 0,01) можно использовать Debye-Hückel limitný zákon
kde A je koeficient závislý od teploty a dielektrickej konštanty média; pre vodný roztok (298K) A » 0,511.
Túto rovnicu získali holandský fyzik P. Debye a jeho študent E. Hückel na základe nasledujúcich predpokladov. Každý ión bol reprezentovaný ako bodový náboj (t. j. veľkosť iónu sa nebrala do úvahy) obklopený v roztoku iónová atmosféra- oblasť priestoru guľovitého tvaru a určitej veľkosti, v ktorej je obsah iónov opačného znamienka vo vzťahu k danému iónu väčší ako mimo neho. Náboj iónovej atmosféry má rovnakú veľkosť a opačné znamienko ako náboj centrálneho iónu, ktorý ju vytvoril. Medzi centrálnym iónom a okolitou iónovou atmosférou existuje elektrostatická príťažlivosť, ktorá má tendenciu stabilizovať ión. Stabilizácia vedie k zníženiu voľnej energie iónu a zníženiu koeficientu jeho aktivity. V limitujúcej Debye-Hückelovej rovnici sa neberie do úvahy povaha iónov. Predpokladá sa, že pri nízkych hodnotách iónovej sily koeficient aktivity iónu nezávisí od jeho povahy.
Keď sa iónová sila zvyšuje na 0,01 alebo viac, obmedzujúci zákon začína produkovať väčšie a väčšie chyby. Stáva sa to preto, že skutočné ióny majú určitú veľkosť, takže nemôžu byť zbalené tak tesne ako bodové náboje. So zvyšujúcou sa koncentráciou iónov sa veľkosť iónovej atmosféry zmenšuje. Keďže iónová atmosféra stabilizuje ión a znižuje jeho aktivitu, zníženie jeho veľkosti vedie k menej výraznému poklesu koeficientu aktivity.
Na výpočet koeficientov aktivity pri iónových silách rádovo 0,01 - 0,1 môžete použiť rozšírená Debye-Hückelova rovnica:
kde B » 0,328 (T = 298 K, a vyjadrené v ), a- empirická konštanta charakterizujúca veľkosť iónovej atmosféry.
Pri vyšších hodnotách iónovej sily (až ~1) možno koeficient aktivity kvantifikovať pomocou Davisova rovnica.
Aktivita zložiek roztoku je koncentrácia zložiek vypočítaná s prihliadnutím na ich interakciu v roztoku. Pojem „činnosť“ navrhol v roku 1907 americký vedec Lewis ako veličinu, ktorej použitie pomôže relatívne jednoduchým spôsobom opísať vlastnosti reálnych riešení.
Inštrukcie
Na stanovenie aktivity zložiek roztoku existujú rôzne experimentálne metódy. Napríklad zvýšením teploty varu skúmaného roztoku. Ak je táto teplota (označená symbolom T) vyššia ako teplota varu čistého rozpúšťadla (To), potom sa prirodzený logaritmus aktivity rozpúšťadla vypočíta pomocou nasledujúceho vzorca: lnA = (-?H/RT0T) x?T. Kde, AH je teplo vyparovania rozpúšťadla v teplotnom rozsahu medzi To a T.
Aktivitu zložiek roztoku môžete určiť znížením bodu tuhnutia skúmaného roztoku. V tomto prípade sa prirodzený logaritmus aktivity rozpúšťadla vypočíta pomocou nasledujúceho vzorca: lnA = (-?H/RT0T) x?T, kde ?H je teplo tuhnutia roztoku v intervale medzi teplotou tuhnutia roztoku (T) a teplota tuhnutia čistého rozpúšťadla (To ).
Vypočítajte aktivitu pomocou metódy štúdia rovnováhy chemickej reakcie s plynnou fázou. Povedzme, že prejdete chemická reakcia medzi roztaveným oxidom nejakého kovu (označte ho všeobecným vzorcom MeO) a plynom. Napríklad: MeO + H2 = Me + H2O - to znamená, že oxid kovu sa redukuje na čistý kov, pričom sa tvorí voda vo forme vodnej pary.
V tomto prípade sa rovnovážna konštanta reakcie vypočíta takto: Kp = (pH2O x Ameo) / (pH2 x Ameo), kde p je parciálny tlak vodíka a vodnej pary, A je aktivita čistého kovu a jeho oxidu.
Vypočítajte aktivitu výpočtom elektromotorickej sily galvanického článku tvoreného roztokom alebo taveninou elektrolytu. Táto metóda sa považuje za jednu z najpresnejších a najspoľahlivejších na určenie aktivity.
Kapitálový obrat je rýchlosť, ktorou peniaze prechádzajú rôznymi fázami výroby a obehu. Čím vyššia je miera obehu kapitálu, tým väčší zisk organizácia získa, čo naznačuje zvýšenie jej obchodnej činnosti.
Inštrukcie
Vypočítajte obrat aktív tak, že výšku výnosu vydelíte priemernou ročnou hodnotou aktív.
kde A je priemerná ročná hodnota aktív (celkový kapitál) -
B – výnos za analyzované obdobie (rok).
Nájdený ukazovateľ bude ukazovať, koľko obratov dosiahli prostriedky investované do majetku organizácie počas analyzovaného obdobia. S rastúcou hodnotou tohto ukazovateľa sa zvyšuje obchodná aktivita podniku.
Vydeľte trvanie analyzovaného obdobia obratom majetku, čím zistíte trvanie jedného obratu. Pri analýze je potrebné vziať do úvahy, že čím nižšia hodnota tohto ukazovateľa, tým lepšie pre organizáciu.
Pre prehľadnosť použite tabuľky.
Vypočítajte koeficient fixácie obežných aktív, ktorý sa rovná priemernej výške obežných aktív za analyzované obdobie, vydelený príjmami organizácie.
Tento koeficient udáva, koľko pracovného kapitálu sa minie na 1 rubeľ predaných produktov.
Teraz vypočítajte trvanie prevádzkového cyklu, ktoré sa rovná trvaniu obratu surovín a materiálov plus trvanie obratu hotových výrobkov plus trvanie obratu nedokončenej výroby, ako aj trvanie obratu pohľadávok.
Tento ukazovateľ sa musí vypočítať za niekoľko období. Ak je zaznamenaný trend jej rastu, znamená to zhoršenie stavu obchodnej činnosti spoločnosti, pretože Zároveň sa spomaľuje kapitálový obrat. Preto potreby spoločnosti hotovosť a začína mať finančné ťažkosti.
Pamätajte, že trvanie finančného cyklu je trvanie prevádzkového cyklu mínus trvanie obratu záväzkov.
Čím nižšia je hodnota tohto ukazovateľa, tým vyššia je podnikateľská aktivita.
Koeficient udržateľnosti ekonomického rastu ovplyvňuje aj obrat kapitálu. Tento ukazovateľ sa vypočíta podľa vzorca:
(Chpr-D)/Sk
kde Npr je čistý zisk spoločnosti;
D – dividendy;
Sk - vlastný kapitál.
Tento ukazovateľ charakterizuje priemerné tempo rastu rozvoja organizácie. Čím vyššia je jeho hodnota, tým lepšie, pretože to naznačuje rozvoj podniku, expanziu a rast príležitostí na zvýšenie jeho obchodnej činnosti v nasledujúcich obdobiach.
Užitočné rady
Pojem „činnosť“ úzko súvisí s pojmom „koncentrácia“. Ich vzťah je opísaný vzorcom: B = A/C, kde A je aktivita, C je koncentrácia, B je „koeficient aktivity“.
