Свободной энергии изменение при растворении ионо

В этой книге свободная энергия сольватации газообразного иона рассматривается как изменение свободной энергии, которое происходит, когда газообразный нон растворяется в растворителе, давая раствор с нулевой ионной силой. В тех случаях, когда газообразный ион растворяется в фоновом электро.чите значительной ионной силы, изменение свободной энергии рассматривается как свободная энергия растворения газообразного иона. [c.161]

Оставим пока вопрос о взаимодействиях в стороне и остановимся на энергетике процесса гидратации. Если известны как энергия решетки ионного кристалла, так и энтальпия или стандартная свободная энергия растворения кристалла, то нетрудно вычислить изменение энтальпии или свободной энергии, сопровождающее растворение газообразного иона. Мы получаем таким образом термодинамические величины, свободные от каких бы то ни было произвольных допущений. [c.152]

Изменение э. д. с. (АЕ° = ЕЪ — Ен), полученное ранее, связано со свободной энергией переноса растворенного вещества в ионной форме из Н.Ю в ОзО (АОп == АОо — АСн) соотношением [c.298]

Изменения активности и энергии вещества в растворе определяются не только изменением числа частиц, но и изменением энергии отдельных частиц. Это особенно ясно проявляется у сильных электролитов. Изменение энергии растворенного вещества (сильного электролита) в сравнительно разбавленном растворе определяется прежде всего электростатическим взаимодействием между ионами. В этом случае коэффициенты активности отклоняются от единицы не в связи с изменением числа частиц, а в связи с изменением их энергии. В концентрированных растворах увеличение коэффициентов активности происходит из-за изменения свободной энергии в связи с гидратацией ионов. В коэффициентах активности эти причины учитываются не раздельно, а только суммарно. [c.41]

Кроме этого, возможно также возникновение комплексов между молекулами или ионами растворенного вещества и молекулами растворителя за счет образования слабых химических связей донорно-акцепторного типа (водородные связи и т. д.), либо вследствие сильного диполь-дипольного взаимодействия. Свободная энергия образования таких комплексов может рассматриваться в качестве свободной энергии взаимодействия с растворителем и изменение интенсивности этого взаимодействия при переходе от одного растворителя к другому должно 73 [c.73]

Следует подчеркнуть, однако, что приведенные в табл. 4 формальные электродные потенциалы являются мерой свободной энергии растворения газообразных ионов в этих растворителях в присутствии фоновых электролитов. В отличие от стандартных электродных потенциалов они не отражают непосредственно изменений свободных энергий сольватации катионов. Это видно из исследования термодинамического цикла нз рис. 1, [c.165]

При химической реакции, в которой участвуют ионы растворенного сильного электролита, изменение свободной энергии раствора складывается из изменений, соответствующих идеальному раствору, и изменения энергии образования ионных атмосфер [c.122]

АОо—первая работа растворения изменение свободной энергии Гиббса при переносе одного моля электролита из состояния чистое вещество в стандартное состояние в растворе (с=1 моль/л), кДж/моль —свободная энергия сольватации изменение свободной энергии Гиббса при переносе одного моля индивидуальных ионов из состояния идеального газа (Р= 101,325 кПа) в стандартное состояние в растворе (с= [c.5]

Точно так же и теория Микулина, оперирующая с произвольно выбранными гидратными числами и предполагающая к тому же существование в растворах значительных количеств катионов, и анионов, не взаимодействующих с молекулами воды, не дает какой-либо полезной информации о состоянии веществ, растворенных в воде, и о структуре растворов. Теория Микулина страдает тем же недостатком, что и теория Робинсона ц Стокса, а именно все некулоновские эффекты теория относит только за счет гидратации и изменения гидратации с увеличением т. Однако в литературе хорошо известно, что при уточнении классической модели Дебая-Хюккеля необходимо учитывать следующие эффекты собственный объем ионов изменение диэлектрической проницаемости вблизи иона вследствие явлений диэлектрического насыщения растворителя изменение микроскопической диэлектрической проницаемости в объеме раствора в зависимости от. концентрации изменение количества свободного растворителя изменение энергии сольватации ионов с концентрацией учет кратных и других столкновений изменение структуры растворов с концентрацией учет неполной диссоциации учет специфического взаимодействия ионов. Все эти явления существуют в действительности и без. их учета не может быть построена количественная модель бинарных и тем более многокомпонентных растворов электролитов. Поэтому все попытки отождествить некулоновские эффекты только с-гидратацией, причем с гидратацией в ее классической интерпретации, не могут объяснить (хотя в некоторых случаях и способны описать) те сложные физические и химические явления, которые имеют место в растворах. [c.24]

Полезным подходом является рассмотрение термодинамики образования раствора. Можно считать, что в общем случае растворения вещества в воде полное изменение свободной энергии составляют изменения при испарении растворенного вещества (например, свободная энергия решетки твердого вещества) и последующей гидратации растворенного вещества в парообразном состоянии (например, свободная энергия сольватации ионов). Если изменение свободной энергии соответствует стандартным условиям — давлению 1 атм для идеальных газов, идеальным 1 м растворам и 25°, то мы имеем дело со стандартными свободными энергиями Поскольку эффекты, обусловленные изменением энтальпии (ДЯ ) и энтропийным членом (—ГД ), часто компенсируются, целесообразно рассматривать отдельно изменения энтальпии и энтропии на различных стадиях цикла растворения. Такой цикл для частного случая растворения ионного твердого вещества приведен на схеме [c.120]

Если нри реакции образуются сольватированные ионы, то изменение стандартной свободной энергии зависит от плотности зарядов ионов. Ионы, в которых заряд сконцентрирован, сольватируются более прочно, чем ионы с диффузным зарядом поэтому энтальпия сольватации первых будет больше. С другой стороны, ожидаемое увеличение энтропии, обусловленное процессом растворения, будет изменяться за счет эффекта упорядочения, оказываемого ионами сконцентрированным зарядом на молекулы растворителя, особенно ассоциированные за счет водородной связи. Эти факторы имеют очень большое значение в связи с вопросами стабилизации карбоний-ионов (гл. 9, разд. 3) и определения силы органических кислот и оснований (гл. 16, разд. 2, Г (а) и гл. 18, разд. 2). [c.165]

Согласно электростатической теории, эта величина в действительности выражает работу обратимого процесса удаления иона из раствора. Таким образом, эта работа скорее является свободной энергией растворения, чем просто его энергией. Удаление иона из раствора изменяет также состояние молекул растворителя, что может сказаться в выделении или поглощении тепла, которые следует учитывать при расчете изменения энергии, но не при вычислении изменения свободной энергии, выражаемой обратимой механической работой, произведенной над системой. Согласно термодинамике, эта обратимая работа равна АЯ—T S, где ДЯ — изменение теплосодержания при удалении одного моля из раствора, равное в данном случае L или L , в то время как AS является изменением энтропии (см. Приложение П). [c.407]

Положение меняется при проведении реакции в водном растворе. С достаточным основанием можно предположить, что из-за небольшого размера и неполярности водородного атома теплота л энтропия растворения водородного атома будут близки к нулю. Известно, что теплота растворения водородного иона велика (12,3 эв) и отрицательна. Так как вклад (предположительно больших) отрицательных энтропий растворения и в изменение свободной энергии А з не может быть большим, кислотная диссоциация водородного атома в воде будет значительно больше, чем в газовой фазе, т. е. АСд АС,. [c.458]

Первый подход, разработанный Голдом и Таем [3], основан на оценке термодинамической стабильности ионов, образующихся при растворении углеводородов с сопряженными двойными связями в концентрированной серной кислоте. Оценку термодинамической стабильности проводили по суммарной энергии я-электронов сопряженной системы, рассчитанной методом молекулярных орбит Хюккеля. Другими словами, определяли изменение свободной энергии в ходе реакции [c.12]

Всякая граница раздела фаз имеет определенную величину свободной энергии, которая обусловлена неполной компенсацией сил между компонентами фаз на границе раздела. Вблизи границы раздела фаз по обе стороны возникает слой, в котором состав и свойства отличаются от объемных. Эти слои имеют определенную конечную величину (толщину). Слой, в котором наблюдается изменение свойств поверхности минерала в зависимости от его электрического состояния и в котором происходит изменение вещественного состава жидкой фазы, называется двойным электрическим слоем (рис. 1). Следует отметить, что двойной электрический слой может возникнуть, даже если суммарный заряд поверхности равен нулю, за счет дипольного взаимодействия молекул воды и растворенных ионов с катионными и анионными узлами решетки минерала. [c.70]

Рентгеновские лучи, гамма-лучи, поток нейтронов и другие излучения большой энергии также вызывают в веществе глубокие физикохимические изменения и инициируют разнообразные реакции. Так, при действии ионизирующих излучений кислород образует озон алмаз превращается в графит оксиды марганца выделяют кислород из смеси азота и кислорода или воздуха образуются оксиды азота в присутствии кислорода ЗОг переходит в 50з происходит разложение радиолиз) воды, в результате которого образуются молекулярные водород, кислород и перекись водорода. Возникающие при радиолизе свободные радикалы (-Н, -ОН, -НОз) и молекулярные ионы ( НзО , -НзО ) способны вызывать различные химические превращения растворенных в воде веществ. [c.203]

Взаимодействие, вызываемое силами отталкивания, действующими между всеми частицами раствора на расстояниях, меньших равновесных. Благодаря им атомы, ионы и молекулы не могут свободно проникать друг в друга при соприкосновении. С их помощью достигается термодинамическое равновесие системы, происходит обмен кинетической и потенциальной энергией между молекулами. Структура и свойства растворов зависят от вклада того или иного типа взаимодействия. С изменением концентрации растворенного вещества происходит перераспределение долей этих вкладов, изменяется структура и свойства раствора. Существенно то, что доля вклада взаимодействия тех или иных частиц определяется не полными энергиями, а тем, насколько резко взаимодействие соответствующих частиц убывает с расстоянием. Для структуры и свойств растворов большое значение имеют короткодействующие силы. [c.271]

Появление локальных потенциалов деформации само по себе еще не определяет ускорения электрохимического растворения металла. Действительно, если говорить конкретно об изменении работы выхода иона металла, то следует учесть, что химический потенциал металла складывается из химического потенциала ионного остова и химического потенциала свободных электронов . Потенциал деформации связан с изменением второй составляющей численно равен изменению энергии свободного носителя зарядов — электрона, которая является лишь небольшой частью химического потенциала металла Поэтому для изменения работы выхода иона на величину, которая проявится в сдвиге стан- дартного электродного потенциала (за счет изменения ионного обмена), эквивалентном максимальному значению потенциала деформации, потребуется затратить неизмеримо больше энергии, чем для изменения энергии носителя на величину потенциала деформации. [c.11]

Проведены подробные теоретические вычисления изменений энергии, сопровождающих растворение ионного газа (т, е. гидратацию). Исследойания Ланге и Мищенко [54] показали, что разные потенциалы свободной поверхности жидкостей ( поверхностный потенциал х) создают теоретические трудности при разделении эффектов, относящихся к катионам и анионам надежные значения этих величин не известны. Тем не менее в случае перехода одинаково заряженных ионов из газовой фазы в жидкую требуется совершить некоторую работу на преодоление поверхностного потенциала, которая дает вклад в эффект взаимодействия ионов с молекулами воды в объеме жидкой фазы. Соответствующее изменение энергии обычно называют энтальпией химической гидратации-, сумма этой энергии и энергии перехода через поверхность раздела фаз представляет собой реальную энтальпию гидратации ионного газа. [c.567]

По мере разбавления раствора сильного электролита совершается работа против электрических сил ионных атмосфер. При этом происходят дополнительные изменения внутренней энергии за счет теплот растворения, знак и величина которых зависят также от изменений, происходящих в растворителе. Этой добавочной внутренней энергии соответствует добавочное изменение свободной энергии, и появление поправочного множителя к концентрации в виде коэффициента активности, характеризующего уменьшение реакционной способности иона, связанное с наличием ионной атмосферы. Для раствора, содержащего М частиц каждого /-го сорта в некотором заданном объеме (У=соп51) свободная энергия / связана с внутренней уравнением Гиббса—Гельмгольца [c.390]

Кроме того, значения коэффициентов распределения и факторов разделения могут зависеть от распределения незаряженного комплекса или ионного ассоциата между двумя фазами. Так как незаряженный комплекс в большинстве случаев имеет гидрофоб- ную поверхность, то закономерности распределения такого комплекса должны в основном совпадать с закономерностями для органических соединений. Распределение органических соединений между водой и растворителем тесно связано с растворимостью этих соединений в воде, так как растворение в этом случае можно рассматривать как распределение вещества между водой и собственной органической жидкой фазой. Хорошо известно, что растворимость в воде углеводородов, являющихся членами одного гомологического ряда, снижается по мере увеличения числа углеродных атомов. Показано [4], что для каждой группы углеводородов (парафинов, циклопарафинов, олефинов, ацетиленов, ароматических углеводородов) имеется линейная зависимость между стандартной свободной энергией растворения и молярным объемом растворенного соединения. Более того, имеющиеся данные [5] позволяют предположить, что основной вклад в изменение положительной стандартной энергии растворения в воде вносит отрицательное изменение энтропии. Низкая растворимость углеводородов в воде и энтропийный характер этого процесса являются результатом структуроформирующего поведения углеводородов. Согласно Франку и Эвансу [6], органические молекулы, растворенные в воде, повышают долю тетракоординированных молекул воды. Образование кластеров тетракоординированных молекул воды вокруг растворенных углеводородов (или подобных им соединений) эквивалентно приближению ориентации молекул воды к льдоподобной структуре. Это сопровождается существенным снижением энтропии, так как молекулы воды, образующие кластер, теряют при этом трансляционную степень свободы. [c.21]

На диаграмме составов растворов электролитов с водой в качестве растворителя (рис. 1.1) показаны области, включающие системы от разбавленных растворов до расплавленных солей. Область применимости теории Дебая — Хюккеля и ее расширенного варианта [уравнения (1.57) - (1.61)] - лишь незначительная часть всех возможных составов растворов. Очевидно, эту теорию нельзя распространить на системы, в которых свободный растворитель полностью израсходован в результате его включения в сольватные оболочки ионов. Структурные аспекты систем более высокой концентрации рассматриваются в гл. 2 (разд. 3. Г и 4,3) и 3 (разд. 6. Ж). Термодинамика расплавов сольватов (область III) и сверхконцентрированных растворов (область IV) только еще начинает разрабатываться. Предложено несколько моделей изменения активности воды [59]. Данные о других соединениях в таких растворах крайне ограниченны. Гораздо лучше изучены химические свойства растворов, в которых совершенно отсутствуют неэлектролиты. Расплавленные соли как растворители характеризуются высокой степенью ближней упорядоченности анионов вокруг катионов и, наоборот, катионов вокруг анионов. Утрачивается лишь дальний порядок, присущий кристаллам. Посторонние катионы (анионы), введенные в виде растворенных вешеств, хаотически смешиваются с ионами растворителя, располагаясь в катионных (анионных) центрах в идеальном растворе второй соли. Это приводит для бинарной смеси солей с одним обшим ионом ( lA + 2A или СА1 t A2) к выражениям (1.82) — (1.84) (запись относится к смеси, содержащей I моль общего иона) [339]. Для соответствующего неидеального раствора применимо уравнение (1.85), в котором второй член представляет собой избыточную свободную энергию смешива- [c.79]

Надо с самого начала иметь в виду, что уравнение 41 в сочетании с приведенными выше соображениями касательно связи между летучестью и силами ассоциации требует, чтобы между этими силами и уменьшением свободной энергии, сопровождающим процесс растворения, имелся известный параллелизм. Уравнение не налагает такого же условия и на теплоты растворения, однако наш опыт в отношении энергий связи заставляет ожидать параллелизма и здесь. Далее, в связи с вопросом о том, может ли теория дать нам возможность предвидеть, каковы будут тенденции у сил ассоциа-дии, мы, естественно, ожидаем, что проявление донорных и акцепторных свойств окажется самым главным фактором, тогда как ассоциация диполей займет лишь второе место. Если в качестве растворяемого вещества взять кислоту, то тогда, согласно определениям, данным нами силе кислот и основности растворителей в соответствии с уравнением 13, летучесть растворе1шого вещества, а следовательно, его свободная энергия, должна уменьшаться по мере увеллчения силы кислоты и (или) основности растворителя. Если растворяемое вещество не является кислотой, но тем не менее является акцептором, то мы можем думать, что и здесь сохранит свою силу та же самая зависимость, т. е. мы можем ожидать, что относительные донорные свойства растворителей не будут зависеть от того, какой мы взяли акцептор. Льюис [3] высказал сомнение в возможности существования такой простой монотонной зависимости для донорных (или акцепторных) свойств. Однако работы Коха [84] показывают, что одна и та же зависимость основности растворителей может служить для объяснения наблюдаемых изменений активности как в случае иона серебра, так и в случае иона водорода. Часть полученных им результатов воспроизводится в табл. 13, в которой растворители расположены в порядке уменьшающихся основностей, определенных по отношению к водородным ионам, а коэффициент активности сольватации соответствует переходу ионов серебра из вакуума в раствор. Его ход параллелен ходу АР сольватации. Отсутствие какой-либо зависимости между значениями диэлектрической постоянной и служит подтве рждением того, что в тех случаях, когда проявляются донорные и акцепторные свойства, диэлектрическая постоянная играет определенно второстепенную роль. [c.395]

Нойс [145, 146] предложил при оценке АОГ исходить из следующих трех предпосылок а) Величина АОГ приравнивается к опытной свободной энергии молекул инертного газа, размеры которых совпадают с размерами ионов предположение об инертном газе). Этот метод вызывает определенные сомнения, поскольку реальные газы очень далеки от инертных, когда речь идет об эффектах растворения их в воде, б) Величина АО связывается с изменением объема, который в свою очередь ассоциируется с изменением состояния (АОй = 1,325 ккал моль) (предположение о нулевой энергии), в) К выражению (б) можно добавить член, пропорциональный Н (предположение о поверхностной энергии). В соответствии с другим методом АОГ можно предсказать исходя из величины А5Г, предположив при этом, что АЯ пренебрежимо мала. Как будет показано при рассмотрении энтропии гидратации потеря и выигрыш в энтропии, связанные с уменьшением свобод ного объема [72] и смешивания [147], вызывают суммарное умень шение энтропии примерно на 12 Ьз1моль. Этот эффект соответ ствует возрастанию свободной энергии на 3,58 ккал моль при 25° что совпадает по порядку величины со значением ДО , предло женным Нойсом. Однако точное значение этой величины не так существенно, поскольку она намного меньше, чем АОй. [c.43]

Таким образом, электростатическую составляющую энтропии гидратации можно с одинаковым успехом рассчитать как из уравнения Борна, так и из соотношения Франка. В подобных расчетах следует учитывать существование свободного пространства вблизи ионов [149], диэлектрическое насыщение [155] и изменение диэлектрической проницаемости с давлением [134]. Оценка справедливости существующих теорий представляет определенную трудность, поскольку больщинство из них пренебрегает вкладом энтропийных составляющих, перечисленных в п.п. 1, 2 и 5. Возможно, однако, что потери энтропии ири растворении газообразных ионов по пот рядку величин соизмеримы с выигрышем энтропии при смешивании, и, следовательно, эти два фактора взаимно компенсируются, если пренебречь вкладом составляющих, ириведенных в п.п. 1 и 2. Большинство неэлектростатических взаимодействий, подобных, например, структурным эффектам, по-видимому, не вносят существенного вклада в свободную энергию и энтропию гидратации, но ими нельзя пренебрегать при рассмотрении таких свойств ионов, как энтропия и теплоемкость. [c.49]

Вследствие большой кислотности Н3О+- и основности ОН--ИОНОВ все реакции, представленные в табл. 17 и 18, термодинамически очень выгодны. Наименьшая константа равновесия равна 10 . Обратные реакции, таким образом, относительно медленные, хотя, как указывалась ранее, приближение к равновесию определяется в основном большей из констант скоростей. Реакциям между двумя растворенными частицами, типа перечисленных в табл. 19, могут соответствовать гораздо меньшие изменения свободной энергии. Коэффициенты диффузии этих частиц существенно меньше, чем соответствующие величины для Н3О+- и ОН--И0Н0В, и поэтому следует ожидать гораздо меньших скоростей даже для диффузионно-контролируемых реакций. Разумная средняя величина константы скорости для таких [c.156]

При раоомотрении коэффициентов I и ф как постояннных предполагается, что они не зависят как от концентраций растворенных частиц, так и от изотопного состава растворителя. Первое допущение вполне справедливо для реакций изотопного обмена, поскольку маловероятно, что на величину отношения коэффициентов активности изотопно замещенных частиц влияет изменение концентраций или переход от растворителя НгО к ОгО. В рамках простой теории также удобно пренебречь коэффициентами активности в выражениях для констант равновесия, например в выражении /Сна = = [Н3О+] [А-]/[НА] [НгО], характеризующем равновесие только между протонсодержащими частицами. Поскольку мы рассматриваем отношения таких констант в растворах с небольшой и одинаковой ионной силой (но различного изотопного состава), такое приближение оправдано для коэффициентов активности, связанных с межионным взаимодействием, так как диэлектрические постоянные растворителей НгО и О2О отличаются всего на 0,5%. Однако оно не всегда корректно для так называемых вырожденных или коэффициентов активности среды, которые характеризуют изменение свободной энергии частиц при их переносе в другой рас- [c.284]

Если металлы образуют растзор (амальгама, сплав), то происходит потеря свободной энергия и электролитические упругости растворения составных частей уменьшаются. Растворение такого сплава или раствора протекает аналогично описанному выше скачки потенциала неблагородный сплавленный металл/ионы неблагородного металла и благородный сплавленный металл/ионы благородного металла, должны быть всегда равны однако следует принягь во внимание, как только что-указано, что этот скачок потенциала отличается от того, который показывали бы свободные металлы, опущенные в тот же раствор, и далее, что вследствие зависимости электрической упругости растворения от концентрации, этот скачок потенциала будет смещаться при изменении количественного соотношения обеих составных частей сплава. [c.179]

Таким образом, по уравнению Заккура — Тетроде можно вычислить энтропию (г) и энтропию (г) из терхмодинамических измерений мы получаем сумму полных энтропий (водн) и А (водн) разность соответствует изменению энтропии при гидратации пары ионов и А . Поскольку энтальпия гидратации пары ионов известна из цикла энтальпий растворения, из этих двух величин (АЯ и А5 ) можно найти свободную энергию гидратации пары. Именно эту свободную энергию нужно разделить между катионом и анионом с помощью уравнения Борна. [c.122]

Легкость, с которой в водном растворе происходит взаимная компенсация изменений внутренней энергии и энтропии с небольшим суммарным изменением свободной энергии, наводит на мысль, что изменения в структуре воды могут происходить как вторичные явления, сопровон дающие более фундаментальные изменения в природе раствора. Важнейшей проблемой в исследовании влияния ионов на поведение растворенных в воде веществ является установление природы изменений, непосредственно проявляющихся в свободной энергии системы. Как меньшую высаливающую способность деструктурирующих ионов иодида и перхлората по сравнению с фторидом и хлоридом, так и всаливающее действие тетралкиламмониевых ионов всех размеров [c.300]

Величина растворимости иодистого серебра в воде при 298,1° К лежит в пределах между 2,3-10" — 2,5-10" г в 100 г раствора [39]. Для наших целей такое небольшое различие не имеет значения, и для стандартного изменения свободной энергии Гиббса при переходе одного моля кристаллической соли в водный раствор с объемом в один литр (т. с. в раствор с гипотетической активностью, равной единице) получим = 21 810 50 кал. Известно также, что AI7 для этого процесса равно 26 710 кал. Следовательно, Д6 1= (АЯ —А( )/Г = 16,44 кал/молъ-град. Эта величина представляет собой избыток энтропии ионов (вернее, раствора, по в данном случае весь эффект приписывается растворенному веществу) в стандартном состоянии над энтропией кристалла, которая, как можно определить по теплоемкости твердого тела, равна 27,6 кал/молъ-град. [c.249]

Рассмотрим еше один пример рас-Движущая ипа —.pgQpg,JJ g поваренной соли. Энергия еепорядок кристалличбской решетки хлорида натрия равна 186 ккал, а энергия гидратации ионов N3+ и С1" составляет в сумме 184 ккал. Баланс не в пользу растворения, а между тем поваренная соль растворяется в воде и неплохо. В чем же причина Не ошибочны ли изложенные представления Нет, причина заключается в следующем. Рассуждая об энергетических изменениях в системе, мы до сих пор обращали внимание только на тепловые эффекты процессов, т. е. на энтальпию соответствующих стадий, и не учитывали, что на самом деле возможность самопроизвольного протекания процесса и его направление определяется в общем случае не изменением теплосодержания, а изменением свободной энергии системы. [c.83]

Изменение свободной энергии переноса незаряженного растворенного вещества из отсека с концентрацией в отсек с концентрацией (А) и одновалентных ионов через мембрану на сторону, имеющую одноименный с ионом заряд (Б). Обратите внимание, что мембранный потенциал 59 мВ требует для транспорта одновалентного иона при 25"С такого же изменения свободной энергии, как и градие нт концен-трации, равный 10. [c.306]

В предыдущих главах была рассмотрена большая группа коллоидных систем, обладающих развитой физической поверхностью раздела и значительным избытком свободной поверхностной энергии, стремление которой к уменьшению делает эти системы термодинамически неустойчивыми. Благодаря избытку поверхностной энергии, в таких системах образуются ионные и молекулярные адсорбционные слои, которые и обобщают агрегативную устойчивость коллоидным частицам. Легко видеть, что природа устойчивости этих систем резко отличается от устойчивости обычных истинных растворов низколюлекулярных веществ, например, сахара. Хотя каждая молекула сахара в растворе прочно связана, примерно, с 12—15 молекулами воды, нельзя говорить, что молекула сахара окружена адсорбционносольватным слоем воды, так как она не имеет поверхности раздела и не образует фазы водный раствор сахара является однофазной системой. Устойчивость раствора сахара определяется тем, что связь молекул сахара с водой сильнее их взаимной связи в решетке сахара (энергетический фактор) и что растворенные молекулы сахара равномерно распределены во всем объеме раствора (энтропийный фактор). Термодинамически это означает, что состояние раствора сахара, при постоянном давлении и температуре, может быть полностью описано изменением двух функций — теплосодержания или энтальпии ДЯ и энтропии Д5 [c.169]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология