. . . . . . . . . . . . . . . . . . "L'\u00E9quation de Davies est une extension empirique de l'\u00C9quation de Debye\u2013H\u00FCckel qui peut \u00EAtre utilis\u00E9e pour calculer le coefficient d'activit\u00E9 d'une solution \u00E9lectrolyte de concentration relativement \u00E9lev\u00E9e. L'\u00E9quation, publi\u00E9e en 1938, a \u00E9t\u00E9 raffin\u00E9e pour correspondre aux donn\u00E9es exp\u00E9rimentales. La forme finale de l'\u00E9quation donne le coefficient d'activit\u00E9, , d'un \u00E9lectrolyte qui dissocie ses ions en charges z1 et z2 suivant une fonction de force ionique, I. Le second terme, 0.30 I, tend vers z\u00E9ro avec la force ionique, l'\u00E9quation se r\u00E9duisant \u00E0 une \u00E9quation de Debye\u2013H\u00FCckel \u00E0 faible concentration. Cependant, avec l'augmentation de la concentration, le second terme devient \u00E9galement important, ainsi l'\u00E9quation de Davies peut \u00EAtre utilis\u00E9e pour des solutions trop concentr\u00E9es pour permettre l'utilisation d'\u00E9quations de Debye\u2013H\u00FCckel. Pour des \u00E9lectrolytes 1-1, la diff\u00E9rence entre les valeurs mesur\u00E9es et calcul\u00E9es avec cette \u00E9quation est d'environ 2 % de la valeur de solutions de 0.1 M. Les calculs deviennent moins pr\u00E9cis pour les \u00E9lectrolytes dissociant des ions \u00E0 charges plus \u00E9lev\u00E9es. De plus gros \u00E9carts appara\u00EEtront en cas d'association entre ions, avec la formation de paires d'ions, telles que Mg2+SO42\u2212."@fr . . . . "Die Davies-Gleichung ist eine Gleichung zur Absch\u00E4tzung von Aktivit\u00E4tskoeffizienten und damit von Aktivit\u00E4ten in w\u00E4ssrigen L\u00F6sungen von Salzen (Elektrolyt). Die Gleichung wurde erstmals 1938 von Cecil Whitfield Davies vorgeschlagen und sp\u00E4ter durch weitere Arbeiten von ihm untermauert und ist deswegen nach ihm benannt. Sie baut auf den Ergebnissen der Debye-H\u00FCckel-Theorie auf, die f\u00FCr verd\u00FCnnte L\u00F6sungen g\u00FCltig ist. Sie erweitert deren Gleichung f\u00FCr die Aktivit\u00E4tskoeffizienten so, dass sie auch f\u00FCr konzentriertere L\u00F6sungen brauchbar ist; die Erweiterung wurde rein empirisch gefunden. Die Gleichung wird h\u00E4ufig zur Berechnung von chemischen Gleichgewichten verwendet und ist in vielen entsprechenden Programmen implementiert. Die Daviesgleichung gibt den Zusammenhang zwischen der Ionenst\u00E4rke I einer L\u00F6sung und dem Mittelwert der ionischen Aktivit\u00E4tskoeffizienten f (bzw. dessen dekadischem Logarithmus). Bei Temperaturen um 25 \u00B0C lautet die Gleichung: mit \n* I: Zahlenwert der Ionenst\u00E4rke ohne die Einheit Mol/Liter \n* zi: Ladungszahl der Ionen Die Daviesgleichung ist f\u00FCr Ionenst\u00E4rken von 0 bis etwa 0,5 mol/l eine gute N\u00E4herung; das ist ein deutlich gr\u00F6\u00DFerer Bereich als der des erweiterten Debye-H\u00FCckel-Grenzgesetzes, das bis etwa 10\u22122 mol/l gilt. F\u00FCr konzentriertere L\u00F6sungen mit I > 0,5 mol/l ist die Daviesgleichung kaum geeignet. In diesem Fall sollten andere Beziehungen, z. B. die nach Pitzer, angewandt werden. Im Vergleich zum entsprechenden Ergebnis der Debye-H\u00FCckel-Theorie wurde ein weiterer einfacher Term angef\u00FCgt, in den die Ionenst\u00E4rke linear eingeht. Der Koeffizient im linearen Term wurde dabei von Davies urspr\u00FCnglich als 0,2 angegeben und sp\u00E4ter auf 0,3 ge\u00E4ndert. Die Davies-Gleichung gibt f\u00FCr alle Ionen mit derselben Ladung denselben Aktivit\u00E4tskoeffizienten; die Gr\u00F6\u00DFe der Ionen geht nicht in sie ein. Sie ist in der Regel ungenauer als spezifischere Gleichungen mit mehreren Parametern."@de . . "The Davies equation is an empirical extension of Debye\u2013H\u00FCckel theory which can be used to calculate activity coefficients of electrolyte solutions at relatively high concentrations at 25 \u00B0C. The equation, originally published in 1938, was refined by fitting to experimental data. The final form of the equation gives the mean molal activity coefficient f\u00B1 of an electrolyte that dissociates into ions having charges z1 and z2 as a function of ionic strength I:"@en . "The Davies equation is an empirical extension of Debye\u2013H\u00FCckel theory which can be used to calculate activity coefficients of electrolyte solutions at relatively high concentrations at 25 \u00B0C. The equation, originally published in 1938, was refined by fitting to experimental data. The final form of the equation gives the mean molal activity coefficient f\u00B1 of an electrolyte that dissociates into ions having charges z1 and z2 as a function of ionic strength I: The second term, 0.30 I, goes to zero as the ionic strength goes to zero, so the equation reduces to the Debye\u2013H\u00FCckel equation at low concentration. However, as concentration increases, the second term becomes increasingly important, so the Davies equation can be used for solutions too concentrated to allow the use of the Debye\u2013H\u00FCckel equation. For 1:1 electrolytes the difference between measured values and those calculated with this equation is about 2% of the value for 0.1 M solutions. The calculations become less precise for electrolytes that dissociate into ions with higher charges. Further discrepancies will arise if there is association between the ions, with the formation of ion pairs, such as Mg2+SO2\u22124."@en . . "1099042662"^^ . . "\u00C9quation de Davies"@fr . "Die Davies-Gleichung ist eine Gleichung zur Absch\u00E4tzung von Aktivit\u00E4tskoeffizienten und damit von Aktivit\u00E4ten in w\u00E4ssrigen L\u00F6sungen von Salzen (Elektrolyt). Die Gleichung wurde erstmals 1938 von Cecil Whitfield Davies vorgeschlagen und sp\u00E4ter durch weitere Arbeiten von ihm untermauert und ist deswegen nach ihm benannt. Sie baut auf den Ergebnissen der Debye-H\u00FCckel-Theorie auf, die f\u00FCr verd\u00FCnnte L\u00F6sungen g\u00FCltig ist. Sie erweitert deren Gleichung f\u00FCr die Aktivit\u00E4tskoeffizienten so, dass sie auch f\u00FCr konzentriertere L\u00F6sungen brauchbar ist; die Erweiterung wurde rein empirisch gefunden. Die Gleichung wird h\u00E4ufig zur Berechnung von chemischen Gleichgewichten verwendet und ist in vielen entsprechenden Programmen implementiert."@de . . . . . . . . . . . . "Davies equation"@en . . "2212"^^ . . "22476314"^^ . . . . . "Davies-Gleichung"@de . . "L'\u00E9quation de Davies est une extension empirique de l'\u00C9quation de Debye\u2013H\u00FCckel qui peut \u00EAtre utilis\u00E9e pour calculer le coefficient d'activit\u00E9 d'une solution \u00E9lectrolyte de concentration relativement \u00E9lev\u00E9e. L'\u00E9quation, publi\u00E9e en 1938, a \u00E9t\u00E9 raffin\u00E9e pour correspondre aux donn\u00E9es exp\u00E9rimentales. La forme finale de l'\u00E9quation donne le coefficient d'activit\u00E9, , d'un \u00E9lectrolyte qui dissocie ses ions en charges z1 et z2 suivant une fonction de force ionique, I."@fr . . . . .