Сольватация оценка по экспериментальным

Имеются также другие, не менее существенные поправки, обусловленные взаимодействием между молекулами растворенного вещества и молекулами растворителя (например, комплексообразованием или сольватацией). Поэтому природа растворителя и концентрация играют важную роль при оценке экспериментальных значений химических сдвигов. [c.63]

Для решения проблемы абсолютного потенциала используют модельные расчеты. Такие расчеты всегда носят приближенный характер при этом степень приближения определяется тем, насколько хорошо принятая модель соответствует рассматриваемому объекту. Для определения гальвани-потенциала А ф удобнее всего использовать уравнение (20.7), в котором величина находится экспериментально, а поверхностные потенциалы и рассчитываются на основе тех или иных модельных допущений. Так, например, поверхностный потенциал раствора уУ можно рассчитать по уравнению (20.1), в котором величина (т. е. реальная энергия сольватации иона ) доступна экспериментальному определению, а химическая энергия сольватации рассчитывается на основе теории сольватации ионов. Возможны и другие модельные методы расчета величины х - Сопоставление различных методов оценки поверхностного потенциала воды показывает, что В. [c.101]

Этот подход позволил развить в количественной форме концепцию специфического взаимодействия ионов в растворах и показать, что некулоновские эффекты при сближении ионов проявляются вследствие десольватации ионов (при перекрытии сфер сольватации) и сольватации ионных пар как целого (Ю. М. Кесслер). Одновременно был дан метод оценки истинной формы кривых потенциала близкодействия из экспериментальных данных. [c.56]

Первое слагаемое характеризует вклад в образование донорно-акцепторной связи электростатических взаимодействий, второе - ковалентных. Уравнение (1.5) содержит четыре неизвестных параметра. Для их оценки в качестве стандартного акцептора выбрали молекулу иода. Для нее приняли равной = Сд = 1. Вычисление других параметров проводится, исходя из допущения, что д = а Хд Сд = йЛд, где Хд-дипольный момент донора, Лд- рефракция донора, а иЬ- коэффициенты. В результате подстановки доступных экспериментальных значений получают уравнение с двумя неизвестными. Рассматривая ряд комплексов, получают систему уравнений. Решение каждой пары уравнений дает значения а и й, которые затем усредняются. Исходя из этих средних величин рассчитывают параметры доноров д и Сд. Значения параметров модели Драго для ряда растворителей представлены в табл. 1.6. Для близких по строению комплексов можно, используя величины и С, рассчитать теплоты образования. Расхождения расчетных и экспериментальных величин связывают со стери-ческими эффектами, влиянием я-взаимодействий, перестройкой компонентов при комплексообразовании. Необходимо отметить, что в рассмотренном подходе не учитывается сольватационная составляющая, а все умозаключения проводятся без учета влияния растворителя, как, если бы реакция протекала в газовой фазе. Поэтому дальнейшая модификация уравнения привела к включению в состав рассматриваемых также и параметров неспецифической сольватации [18] [c.16]

Для объективной оценки реакционной способности порфиринов и металлопорфиринов по отношению к различным по природе молекулам большое значение имеет наличие достоверных термодинамических характеристик процессов молекулярного комплексообразования. Информацию о термодинамике процессов специфических взаимодействий в растворах порфиринов в основном получают при помощи спектроскопических методов (ЯМР, ПМР, ЭСП) [4]. Однако обобщение термодинамических результатов, полученных различными спектроскопическими методами, приведенное авторами в обзоре [4], свидетельствует о трудностях, с которыми зачастую сталкивается исследователь при попытке выяснения четкой взаимосвязи структуры и биохимической активности металлопорфиринов. Решение данных вопросов осложнено рядом причин, обусловленных методологическими особенностями. Например, необходимостью проведения исследований на фоне "инертных" растворителей, влияние которых на растворенное вещество, как правило, нуждается в уточнении нерешенностью вопросов о стандартизации термодинамических величин из-за отсутствия данных по активностям компонентов раствора недостаточной чувствительностью методов к сольватным структурам при достижимых концентрациях порфиринов в растворах. Следствием этого являются существенные расхождения в термодинамических характеристиках, полученных разными авторами с использованием спектроскопических методов для одинаковых систем [4]. Необходимо отметить, что в большинстве случаев анализ экспериментальных данных по процессам аксиальной координации в трехкомпонентных системах металлопорфирин-молеку-лярный лиганд-растворитель невозможен без привлечения сведений об особенностях сольватации реагентов данным растворителем, которые, как правило, в научной литературе отсутствуют. [c.299]

Одной из проблем термодинамики растворов электролитов является проблема разделения теплот сольватации солей на ионные составляющие. Величины энергии сольватации ионов особенно важно знать для уяснения роли сольватации в химических реакциях этих ионов. В настоящее время только начинают проводиться работы по прямому экспериментальному определению теплот сольватации индивидуальных ионов теоретические расчеты (см. гл. III, 2) еще очень неточны. Вместе с тем практическая необходимость в оценке энергии сольватации отдельных ионов уже давно заставила прибегнуть к условным методам разделения теплот сольватации электролитов на ионные составляющие и к некоторым полуэмпирическим соотношениям, широкое распространение которых заставляет нас несколько подробнее на них остановиться. [c.90]

Обзор литературных данных по числам гидратации показывает, что в зависимости от выбора экспериментального метода можно получить любую величину от -2 до + 20. Такое большое расхождение обусловлено двумя причинами весьма упрощенным характером теории, на которой основаны оценки, а также тем, что в существующих методах измерения по-разному отражаются взаимодействия различного типа, к тому же и в различной временной шкале. Исследования сольватации, в которых физическое состояние молекул растворителя и время их жизни в этом состоянии точно определены, представляют собой довольно редкие исключения, свободные от критических замечаний, высказанных выше, К таким исследованиям относятся работы, выполненные методом радиоактивных индикаторов (Таубе [60]), ме-тодом ЯМР (Свифт и Конник [61]), а также кинетические исследования Эйгена [62]. [c.30]

Эти экспериментальные данные вместе с некоторыми теоретическими значениями приведены в табл. 2. Ошибки в экспериментальных данных в настоящее время не поддаются определению. Они возникают из-за неточностей в вычислении энергии сольватации ароматического иона и абсолютного потенциала электрода, а также из-за разницы между наблюдаемым потенциалом полуволны и обратимым потенциалом присоединения электрона к молекулам. Результаты отклоняются на несколько десятых вольта от ожидаемых значений, если величины 1а и Аа даны как симметричные относительно удвоенной работы выхода для графита [52, 94]. Это может служить какой-то оценкой величины ошибки в ходе эксперимента. [c.675]

К экспериментально определяемым величинам, характеризующим ионы одного вида, относятся реальные термодинамические характеристики сольватации [25, 26]. Используя метод вольтовых разностей потенциалов, можно непосредственно из экспериментальных данных определить термодинамическую величину - реальный потенциал отдельного иона. Прямой метод определения свободной энергии гидратации иона, осуществленный Рэндлсом [27] для К+, основан на экспериментальном определении вольта-потенциалов. Хотя он является наиболее надежным методом определения стандартной энергии Гиббса гидратации ионов, полученные таким способом величины имеют некоторую неопределенность, связанную с переносом иона через границу раздела фаз - растворитель 1 I газ I растворитель 2, так как оценки этого вклада у различных авторов расходятся [17], а строгое термодинамическое определение отсутствует. [c.190]

Из данных табл. 11-4 очевидно, что реакция ионизации более выгодна в воде, чем в газовой фазе, причем различие составляет приблизительно (227—63) = 164 ккал. Это обусловлено значительным выигрышем энергии за счет сольватации ионов. Тем не менее ионизация настолько эндотермична, что в воде при обычных температурах она является практически невероятной (по крайней мере в случае хлористого метила). К сожалению, большая часть термохимических данных того типа, которые были использованы в приведенном выше расчете, с трудом поддаются экспериментальному определению или хотя бы оценке поэтому вычисленные значения ДЯ ионных реакций в растворах, в которых участвуют органические молекулы, не всегда доступны, а также и не всегда надежны. Вследствие этого гораздо труднее оценить термодинамическую вероятность отдельных стадий полярных реакций, протекающих в растворе, чем в случае свободнорадикальных процессов, проходящих в газовой фазе. [c.262]

Таким образом, по крайней мере чисто формально, энергию взаимодействия растворенной молекулы с растворителем можно оценить, используя минимум информации, получаемой из квантовохимических расчетов. Для этого необходимо знать дипольный момент или заряды на атомах, остальные же параметры, необходимые для расчетов Ез, являются величинами чисто экспериментальными. Однако недостаток перечисленных выще моделей в том, что они не рассматривают изменений электронной волновой функции и связанных с ней свойств, обусловленных взаимодействием с растворителем. Очевидно, что это изменение полностью определяется электростатическими взаимодействиями в растворах. Применить теорию возмущений для оценки происходящих изменений в общем случае невозможно, поскольку энергия сольватации может быть очень большой. Поэтому необходимо решение полной многоэлектронной задачи [c.83]

В пользу этой гипотезы говорят оценки изменения теплоемкости в процессе активации без учета сольватации [311], статистический анализ температурной зависимости АС многих реакций гидролиза [315], который, в частности, показал, что зависимость (Г) значительно сильнее при низких Т < 298 К) температурах, а также то обстоятельство, что соединения более гидрофильного характера характеризуются менее отрицательными ДС гидролиза [306]. Однако данный подход не в состоянии объяснить многих экспериментальных фактов, а это значит, что [c.174]

Любые оценки индивидуальной энергии сольватации должны,, конечно, основываться на некотором нетермодинамическом принципе разделения наблюдаемой термодинамической функции пары ионов. Основания для разделения суммарной энергии сольватации на индивидуальные энергии сольватации ионов подробно обсуждались в предыдущем томе этой серии [53]. Обычно для разделения экспериментальной величины термодинамической энергии на ионные компоненты используется теоретический подход, в котором рассматривается зависимость величины энергии сольватации от обратной величины ионного радиуса. Наиболее подробная сводка так называемых условных теплот гидратации АЯ ионов i, произвольно отнесенных к АЯн+ = О, была дана Бенджамином и Голдом [72]. Если бы можно было рассчитать АЯн+ (или АЯ для любого другого иона), то в принципе можно было бы получить теплоты гидратации всех других ионов. [c.73]

Законченная строгая теория взаимодействия многих частиц в конденсированных средах (обобщенная теория сольватации) переплетается корнями с теорией жидкого состояния вещества и будет создана не раньше ее. Сейчас успешно развиваются квантовохимические расчеты, а также статистическая термодинамика растворов, в сочетании дающие неплохие результаты, см. раздел 1У.8. Все эти теории и расчеты разработаны только для бесконечно разбавленных растворов в областях средних и высоких концентраций применяются пока только качественные оценки и представления. Накопление экспериментальных данных о концентрированных растворах обещает скорый прогресс в этой области. [c.53]

Часто на основании лишь экспериментальных данных о различных проявлениях сольватации ионов нельзя однозначно определить тип сольватации и рассчитать энергетику образования сольватных комплексов. В этих случаях существенную информацию можно получить из сравнения теоретических термодинамических расчетов на основе той или иной физико-химической модели с экспериментальными данными по теплотам растворения. Современное состояние теории ионной сольватации и гидратации во многих случаях позволяет сделать вполне корректные выводы о природе явления и произвести количественную оценку вкладов различных эффектов в общий эффект среды. [c.89]

Было предпринято несколько попыток улучшить уравнения Борна и получить формулу, позволяющую более надежно рассчитывать значения свободной энергии переноса. Эти попытки привели лишь к отдельным успехам. Одной из первых была попытка Латимера и сотр. [47], предложивших изменить значения кристаллографических радиусов катионов и анионов таким образом, чтобы полученное уравнение соответствовало экспериментальным значениям свободных энергий переноса простых электролитов. Другой подход предложен Ритсоном и Хастедом [48] и недавно усовершенствован Хеплером [49]. Он состоит в изменении самого уравнения Борна, позволяющем учитывать изменение диэлектрической постоянной раствора вблизи поверхности иона. Предполагается, что вблизи поверхности иона малого радиуса на расстоянии 1,5 А от его центра диэлектрическая постоянная растворителя достигает предельного значения. Для расстояний от центра иона, больших 4,5 А, используется обычное (объемное) для данного растворителя значение диэлектрической постоянной считается, что в области от 1,5 до 4,5 А диэлектрическая постоянная изменяется линейно с расстоянием от центра сферического иона. Все эти подходы оставляют желать лучшего. Тем не менее они часто полезны для качественных оценок разностей свободных энергий переноса различных заряженных частиц в условиях, когда имеет место однотипная сольватация. [c.333]

Оценка термодинамических характеристик сольватации активированного комплекса по экспериментальным данным [c.155]

НОЙ массы и строения с н-октаном, не нуждается в экспериментальном определении и может быть с достаточной точностью рассчитана по (4). Экспериментально получаемые величины энергий Гиббса распределения, а также растворимостей ароматических углеводородов открывают возможность быстрой и корректной оценки их энергий Гиббса сольватации различными растворителями (табл. 2,3). Возможен также расчет энергий Гиббса переноса ПАУ из октана в различные растворители. Для этого можно использовать следующее уравнение [c.54]

Значение ДЯ(решетки) можно определить из различных экспериментальных данных. Величину ДЯ(растворения) измеряют экспериментально. Успешные оценки энергии сольватации отдельньк ионов были сделаны с привлечением различных теоретических соображений. Таких подходов существует достаточно много и большин- [c.228]

Оценка имеющегося экспериментального материала показывает, что координационные свойства растворителя можно количественно описать и предсказать с определенной степенью точности на основе донорных и акцепторных чисел. Это касается прежде всего ряда свойств, связанных с сольватацией растворенных частиц. Если доминируют нуклеофильные свойства растворителя (большое )лг, малое Лдг), то достаточно учитывать донорные числа. Так, при полярографическом осаждении катионов из таких растворителей установлена связь между потенциалом полуволны окислительно-восстановительной системы, например Ма++е Ка, и донорным числом ДПЭ-растворителя, что позволяет заранее оценить неизвестное значение потенциала полуволны при заданном донорнрм числе. Потенциал полуволны оказывается тем более отрицательным, чем прочнее сольватная оболочка, т. е. чем больше донорное число Оц. В то же время в случае преобладания электрофильных свойств. растворителя можно ограничиться рассмотрением акцепторных чисел. Они особенно удобны для выявления различий сольвати-рующей способности растворителей при взаимодействии с анионами. Если же одновременно проявляются ДПЭ- и АПЭ-свой- ства растворителя, то необходимо привлекать оба числа — дозорное и акцепторное, так как наиболее полная характеристика координационной способности растворителя становится возможной лишь в рамках модели двух параметров. [c.448]

Этими же авторами [39, 40] оценено изменение изобарного потенциала АС в процессе (КНз)4-) nNHз->J H для разных ,. Пока это только приблизительные оценки, но они важны тем, что открывают одну из перспектив экспериментального определения ионных теплот сольватации. В будущем не исключены, конечно, и другие пути прямого определения АЯ . [c.68]

Данные Гутовского и Сайки [106], а также Худа, Редлиха и Рейли [107], свидетельствуют, в частности, что в растворах НС1, HNO3 и H IO4 при больших концентрациях имеется большое число недиссоциированных молекул кислот. Однако достоверность их экспериментов настолько низка, что нуждается в серьезной проверке. Это побудило Шулери и Алдера [108] к систематическому исследованию растворов. Хотя и их результаты небезупречны в экспериментальном отношении (отсутствует оценка чувствительности метода), можно считать установленным, что результирующий химический сдвиг растворов зависит от концентрации линейно, вплоть до концентраций, близких к границе полной сольватации, и описывается уравнением [c.105]

Вопросу исследования комплексообразования электролитов с помощью рефрактометрии посвящено довольно много статей, но почти все они относятся к трем сериям работ, выполненных в Румынии [13], Белоруссии [14—18] и Индии [19—22]. В первой из этих серий работ была сделана попытка учесть эффект сольватации путем изучения зависимости показателя преломления (или молекулярной рефракции) от концентрации каждого из компонентов и вычисления на основе этих данных аддитивных величин п или г, которые, по мнению авторов [13], должны были свидетельствовать о комплексообразовании компонентов. Однако отклонения от аддитивности (в понимании цитированных авторов) имели место и в таких смесях электролитов, как, например, смеси хлоридов или нитратов калия и натрия, где не было никаких оснований допускать образование комплексов. В качестве признака, позволяющего различать системы с комплексообразо-ванием и смеси невзаимодействующих электролитов, выдвигалось наличие у последних сингулярных точек (изломов) на кривых отклонений от аддитивности п или г. Между тем, утверждение о наличии сингулярных точек на диаграммах свойств систем из невзаимодействующих веществ находится в противоречии с учением о сингулярных точках, развитым акад. И. С. Кур-наковым и его щколой [1, 2]. Неудивительно, что экспериментальная проверка [23] не подтвердила существования сингулярной точки в системе Na l—K l—Н2О. Рассматриваемые работы неоднократно критиковались и в других аспектах. Было указано [25], что применявщийся в этих работах способ расчета не решает вопроса об учете сольватации. Отмечались ошибки в расчете состава комплексов [15], недостаточная точность экспериментальных данных и игнорирование оценки погрешностей эксперимента [26]. Проверка [24, 26] не подтвердила также данных [13] о комплексообразовании в некоторых других системах. [c.62]

Энергия сольватации электрона в аммиаке подсчитана по тенлотам растворения щелочных металлов в этом растворителе [20 а—г]. Чтобы по этим данным определить теплоту растворителя электрона, надо вычислить теплоты растворения катионов. Теплоты растворения отдельных катионов могут быть найдены с помощью данных о теплотах растворения солей в жидком аммиаке, которые были табулированы Джолли [21]. Были проведены вычисления по методу Вервея [22]. Вычисленные значения полных теплот растворения получены использованием значения Hsfl+ = 286 ккал/моль для теплоты растворения протона. Анализ экспериментальных данных [13] показывает, что теплота растворения электрона, равная 1,7 эв, не зависит от характера катиона. При этом абсолютное значение Bse должно быть принято с определенными оговорками ввиду известных трудностей оценки теплот растворения отдельных ионов. В связи с этим абсолютное значение по-видимому, надежно только с точностью 0,7 эв. Полученные из экспериментов результаты приведены в табл. 9 одно- [c.155]

АН реакции сольватации, она не учитывает а) вклад в величину АС энтропийного члена б) стерические факторы, имеющие особое значение при взаимодействиях больших молекул растворителя и малых ионов металла в) неэквивалентность молекул растворителя, связанных с разной прочностью в координационной сфере (это может быть вызвано, например, эффектом Яна — Теллера). Однако, несмотря на эти ограничения, во многих случаях величины донорной способности хорошо согласуются с наблюдаемым на практике поведением растворов. Удивительно, например, что когда теоретические оценки указывают на доминирующую роль электростатических взаимодействий растворитель — растворенное соединение, то экспериментальные данные, отражающие эти взаимодействия, коррелируют не с диэлектри- [c.39]

В табл. 4.9 приведены гутмановские акцепторные числа (AiV) наряду с величинами 2 Косовера и Ет Димрота — Рейхардта, характеризующими акцепторные свойства растворителей. Интересно отметить по данным этой таблицы, что в ряду растворителей с низкими значениями AN акцепторная способность сравнительно полярного диэтилового эфира ниже, чем неполярных растворителей, таких, как бензол и тетрахлорид углерода. Полярные растворители, содержащие кислотную С—Н-связь, такие, как дихлорметан, хлороформ и формамид, имеют среднюю акцепторную способность растворителями с высокими АИ являются спирты, вода и кислоты. Данные табл. 4.9 показывают, что числа АН следуют в такой же последовательности, как и величины Ет и 2. Кроме того, между величинами АИ и теплотами сольватации некоторых анионов, например хлорид-иона и Ре(СК)5 , имеется почти линейная корреляция. Из приведенных данных также видно, что акцепторные свойства типичных донорньк растворителей могут различаться. Экспериментально определяемые величины донорной способности таких растворителей устанавливаются по теплотам сольватации хлорида сурьмы(У) однако (особенно в случае растворителей с низкой донорной, но высокой акцепторной способностью) это может приводить к неправильной оценке донорной способности. Значение величин АИ позволяет в этом случае провести оценку донорной способности более точно. [c.59]

Результатом экспериментальных определений, а также критического анализа необходимых для расчета литературных данных явились найденные нами и приведенные в табл. 1 величины энтальпий образований 15 катионов и 30 анионов в бесконечно разбавленных водных растворах. Обратим внимание, что погрешность полученных величин энтальпий образования ионов, которая определяет погрешность величин энтальпий образования соединений, а также в значительной степени энтальпий кристаллических решеток и энтальпий сольватации веществ, составляет, как правило, всего несколько сотых или несколько десятых ктл1моль. И лишь в отдельных случаях погрешность по нашей оценке превышает 1 ккал]моль (экспериментальные определения в нашей лаборатории для этих ионов не про- [c.179]

Ввиду необходимости даже в простых электростатических оценках энергетики сольватации учитывать, что диэлектрическая проницаемость вблизи иона существенно отличается от таковой в массе раствора, следует вернуться к приведенному нами на стр. 95 экспериментальным данным о теплотах сольватации ионов в воде и неводных растворителях. Практическое равенство значений АОсольв ионов в различных растворителях в общем можно объяснить, не прибегая к представлениям о донорно-акцепторной природе сольватации. Достаточно предположить примерное равенство значений Впред вблизи иона в воде, спиртах и аммиаке. [c.103]

Из приведенных примеров видно, что хотя определение ЭР из констант равновесия строится на экспериментальной основе, оно не свободно от упрощений, несущих в себе элемент неопределенности. Главными из них являются предположения об адекватности выбранной модели гипотетической молекуле исследуемого соединения с локализованными связями и об одинаковости изменений энергий а-связей и энергий сольватации для ароматического соединения и неароматической модели в изучаемой реакции. Кроме того, метод требует оценки энергии л-соиряжения в модельном соединении независимым путем. [c.24]

Экспериментальные данные показывают, что значения Ка для алканолов лежат в области 10" —10" , т. е. фенол — значительно более кислый, чем любой алканол. Это означает, что в водном растворе фенолят-ион может существовать в значительно более высокой концентрации, чем алкоголят-ион иными словами, если сформулировать это более строго, в сравнимых физических условиях изменение энтальпии — энтропии нри ионизации фенола в большей степени благоприятствует образованию фенолят-иона, чем алкоголят-иона. Поскольку отсутствуют детальные данные относительно изменения энтропии при ионизации фенолов и алканолов, интерпретация наблюдаемого большого различия в величинах Ка дается на основании измерения энергетических характеристик, и для качественной оценки их необходимо сравнивать относительную легкость удаления протона от фенола и алканола и относительную устойчивость образующихся анионов по отношению к воде. Что касается первого из этих пунктов, являющегося менее существенным, то очевидно, что ионизация алканола протекает, как удаление протона от атома кислорода, который с самого начала являлся сильно электроотрицательным, а в конце процесса приобретает полный отрицательный заряд (если не учитывать неизбежного рассеяния заряда за счет сольватации). С другой стороны, ионизация фенола протекает, как отщепление протона от кислородного атома, который уже является электронодефицитным за счет -1-М-эффекта более того, этот атом кислорода связан с тригонально гибридизованным атомом углерода, электроотрицательность которого заметно выше электроотрицательности тетраэдрически гибридизованпого углерода. В соответствии с этим основание (вода) будет легче отрывать протон от фенольной ОН-группы, чем от ОН-группы алкано 1а, поскольку в первом случае атом водорода с самого начала будет нести больший частичный положительный заряд. Что же касается относительной устойчивости образующихся анионов по отношению к воде, то очевидно, что насыщенный углеводородный остаток не может обеспечить стабилизации алкоголят-иона за счет эффективного рассеяния избыточного заряда, в то время как ароматическое кольцо способно стабилизировать анион таким путем. На этом основании также можно ожидать, что фенол будет иметь большее значение величины Ка, чем алканол. [c.348]

До недавнего времени считалось, что прямое определение термодинамических характеристик сольватации индивидуальных ионов невозможно. Однако бурное развитие экспериментальной техники, создание новых и совершенствование старых методов эксперимента открывает большие перспективы в этом направлении. Так, большой интерес представляет масс-спектрометрические исследования Ке-барле с сотрудниками [258—261]. Они получили масс-спектры ионов в парах аммиака и воды с добавками благородного газа при давлениях, близких к атмосферному, и определили на их основе константы равновесия для нескольких процессов последовательного присоединения указанных молекул к ионам. Это позволило рассчитать изменения энтальпии, энтропии и изобарно-изотермического потенциала, связанные с увеличением числа сольватирующихся молекул растворителя на отдельных ступенях указанного процесса. Хотя полученные данные относятся к газовой фазе и являются пока приблизительными оценками, в будущем они открывают одну из возможностей экспериментального определения термодинамических характеристик сольватации индивидуальных ионов. [c.119]