Таблицы комплексных ионов

Таблица 2.12. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов в водном растворе при 25

Таблица 3. Общие константы нестойкости некоторых комплексных ионов

ТАБЛИЦА 16.1. Константы образования комплексных ионов некоторых металлов [c.131]

Какая из комплексных солей кобальта более устойчива [ o(NH3)j] I2 или (Со(ЫНз)в]С1з Ответ мотивировать и проверять по таблице (см. Приложение, табл. 12) совпадает ли он с соотношением констант нестойкости соответствующих комплексных ионов. [c.207]

Таблица 12. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов

Как видно из таблицы, в общем случае величина молекулярной электропроводности электролитов определенного типа, диссоциирующих на некоторое число ионов, мало зависит от состава комплексного иона, его строения, от природы внешнесферного однозарядного иона (табл. 76). [c.270]

Величину Од можно определить из диаграммы Оргела, если правильно был установлен переход для VI и вычислена Vз из VI (также из диаграммы Оргела), которая должна для рассматриваемого комплексного иона ванадия быть равна примерно 37 ООО слг . Насколько хороша теория, можно видеть из того, как хорошо она предсказывает другие переходы при правильно сделанном отнесении одной полосы Б спектре. В табл. 7-17 приведены некоторые значения, позволяющие сравнивать теоретические и экспериментальные результаты. Из данных таблицы видно, что эти результаты вполне приемлемо согласуются друг с другом. [c.297]

Таблица 1.1.Скорость обмена лиганда у некоторых комплексных ионов в водных растворах при 20—30°С

Таблица 91. Условия осаждення некоторых комплексных ионов

Приступая к составлению ионообменных реакций, следует пользоваться таблицей растворимости солей и оснований в воде (см. приложение 111), значениями растворимости и произведений растворимости (см. приложение IV), а также значениями констант ионизации слабых электролитов и нестойкости (устойчивости) комплексных ионов. [c.46]

Таблица 35 Условия осаждения некоторых комплексных ионов

Таблица 16.4 Константы нестойкости комплексных ионов

Таблица 17. Устойчивость некоторых комплексных ионов в водных растворах при комнатной температуре

Потенциалы полуволн комплексных ионов металла отличаются от потенциалов полуволн простых (гидратированных) ионов металла. Потенциалы полуволн определены экспериментально почти для всех элементов, и их можно найти в специальных справочных таблицах. При качественном анализе раствора неизвестного состава экспериментально определяют по кривым потенциалы полуволн ионов металлов и сопоставляют их с табличными данными (нли с данными, найденными при предварительной калибровке по известным растворам). Для количественного анализа существенно, что при некотором значении приложенного напряжения ток становится постоянным и не возрастает больше при дальнейшем повышении напряжения (см. рис. 25.1). Рассмотрим причины этого явления. [c.485]

Таблица 24.3. Номенклатура наиболее распространенных комплексных ионов

Примечание. В этой и последующей таблицах констант числа первой колонки обозначают константы ступенчатой диссоциации комплексных ионов с отщеплением одного адденда, а числа последующей колонки — общие константы диссоциации комплексов. [c.20]

Потенциалы полуволн комплексных ионов металлов- обычно отличаются от потенциалов полуволн простых ионов. Потенциалы полуволн определены экспериментально почти для всех элементов и их можно найти в специальных таблицах. При качественном анализе раствора неизвестного состава экспериментально определяют по кривым величины потенциалов полуволн отдельных металлов и сопоставляют их с табличными данными (или с данными, найденными при предварительной калибровке по известным растворам). Таблица потенциалов полуволн приведена на стр. 220. [c.212]

Превосходный обзор различных методов определения констант устойчивости комплексных ионов в растворе приведен в таблицах констант устойчивости Бьеррума, Шварценбаха и Силлена [3]. Дальнейшее изложение методов исследования было дано недавно Россотти [7] см. также [4], [6] и [8]. [c.10]

Таблица 39. Константы устойчивости комплексных ионов

Таблица 7.11. Бимолекулярные константы скорости замещения различных анионов на 0Н в некоторых октаэдрических комплексных ионах в водных растворах

Таблица 7.13. Кажущиеся энергии активации реакций o(NHз)5X]2++OH- [Со(КНз)50Н]2++Х-и максимумы поглощения комплексных ионов [48, 84, 153]

Какая из комплексных солей кобальта более устойчива [Со(КНз)б]С12 или [ o(NHз)6] lз Ответ мотивировать и проверить по таблице, совпадает ли он с соотношением констант нестойкости указанных комплексных ионов. [c.252]

Таблица 8 Значение общих констант нестойкости комплексных ионов в водных растворах

Таблица 38. Константы нестойкости комплексных ионов А. Комплексы с неорганическими лигандами.. ...

Чем больше величина константы, тем менее устойчив комплексный ион (таблицу нестойкости комплексных ионов смотри в приложении, стр. 253). Во многих случаях, диссоциация комплексного иона может быть доказана с помощью соответствующего реактива. Прочность комплексных ионов зависит от концентрации раствора. Высокая концентрация способствует комплексообразованию, разбавление же раствора часто вызывает разложение комплексных ионов. [c.164]

Написать выражения для констант нестойкости следующих комплексных ионов и найти эти константы в таблице (сто 253) [Ag(NH3)A [Fe( N) ]-3, [ u(NHa)4] . [c.173]

В каждой таблице элементы расположены в алфавитном порядке их названий. Эти элементы в большинстве таблиц представляют собой радиоактивные индикаторы, в некоторых же таблицах — элементы или металлы, входящие в состав исследуемых соединений. Характер построения таблицы объясняется в введении к каждой таблице. В некоторых таблицах оказалось удобнее редкоземельные элементы и иттрий объединить в группу Редкие земли и иттрий . Продукты деления также объединены в группу Продукты деления . В тех случаях, когда для одного элемента имеется большое число данных, их располагают в определенном порядке, о чем даются специальные указания в введении к каждой таблице. Когда рассматриваются различные соединения одного и того же элемента, то их располагают следующим образом Неорганические вещества элементы, простые ионы и галогеноводородные кислоты окислы, гидроокиси, кислородсодержащие кислоты и ионы соли и комплексные ионы и молекулы. Органические вещества. [c.261]

В водных растворах ионы металлов являются льюисовскими кислотами, а такие комплексные ионы, как Fe(N0)2 Сг(Н20)Г и А1К ", можно рассматривать как комплексы кислота — основание. Благодаря большой валентной оболочке атомов неметаллов, находящихся ниже второго ряда периодической таблицы элементов (3, Р, С1, Вг, I и т. д.), они могут проявлять свойства как кислот, так и оснований Льюиса. Ион 1 в реакции с ионами металлов (кислота Льюиса) может действовать как основание, давая весьма стабильные комплексы, такие, как ]ig(I) . С другой стороны, 1а может действовать как кислота в реакциях с донорами электронов, приводя к образованию комплексов с различной стабильностью. Равновесие к реакции I" - - 1а 1 в 0,1 М водном растворе сильно сдвинуто вправо (А рави = 140 л1молъ), АН° = — 4,0 ккал. [c.499]

Составьте выражения констант нестойкости для следующих комплексных ионов [Hg U] [Zn (NHa)4] [Ag( N)2] . Найдите их значения в таблице 3 (см. приложение). Какой из представленных ионов наиболее устойчив [c.92]

Таблица 9. Общие константы нестойкости Кнест и устойчивости Рп комплексных ионов в водных растворах при в 20-30 °С [c.310]

Молекулы аммиака в комплексах прочно связаны с атомами платины и кобальта. На это указывает тот факт, что рассматриваемые комплексные соединения не способны нейтрализовать сильные кислоты, а сильные щелочи из водных растворов этих соединений не выделяют аммиака. Во всех приведенных в таблице соединениях сохраняется главная валентность 4 для платины (IV) и 3 для кобальта (III) побочная валентность для обоих металлов равна 6. Этим способом было изучено много других комплексных ионов. Вернером и его сотрудниками для подтверждения двух видов валентности был накоплен большой экспериментальный материал. Однако Вернер не дал теоретического обоснования существованию двух типов валентности, и его теория не получила широкого признания до тех пор, пока электронная теория валентности не оказалась в состоянии дать вполне удовлетворительное объясне иие обоих типов валентности. [c.234]

Приближенное постоянство ПР позволяет на практике управлять равновесием растворения, добиваясь полноты осаждения или, наоборот, полного перевода электролита в р-р. Полнота осаждения электролита достигается путем добавления в р-р др. электролита, имеющего общий ион с первым электролитом (см. Высаливание). Для растворения электролита один из его ионов в р-ре связывают в малодис-социиров. комплексный ион. Имеющиеся таблицы П. р. [c.479]

Таблица 23.7. Теоретические значения магнитных моментов высокоспиновых и низкоспиновых октаэдрических комплексных ионов переходных металлов, пред-сказывае.чые в рамках. модели чисто спинового нара.чагиетизма

И. Корыта теоретически разобрал различные случаи разряда комплексных ионов [233] обратимого и необратимого, ограниченного диффузией или скоростью диссоциации, и привел таблицу уравнений волн, зависимости от периода капания и концентрации комплексообразователя для рассмотренных случаев. Корыта рассмотрел также обпщй вопрос о влиянии комплексообразования на полярографические волны [234] и привел методы определения констант нестойкости комплексов и констант скорости их диссоциации из полярографических данных. [c.45]

Из данных таблицы 86 следует, что наибольшее изменение потенциала с изменение.м среды наблюдается у водородного электрода. Его потенциал изменяется при переходе от аммиака к муравьиной кислоте на 1,52 в, в то время как изменение потенциало в других электродов значительно меньше и в обш,ем не превышает 0,5 в. Только у металлов, образуюш,их с данным растворителем прочные комплексные ионы, наблюдаются большие изменения. Это относится к цинковому, кадмиевому и серебряному электродам в аммиаке. Обращает также на себя внимание практическое постоянство разности потенциалов между наиболее благородным электродом С1 СЬ и наименее благородным Ь -, Ы. Эта разность составляет для аммиака — 4,27 в, для воды — 4,29 в, для метанола — 4,22 в, для этанола — 4,096 в, для муравьиной кислоты (если принять данные Древ-ского) — 4,30 в. [c.735]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология