Коэффициент активности слабой стехиометрический

Потенциометрия представляет собой метод определения концентраций веществ, а также различных физико-химических величин, основанный на измерении потенциалов электродов. Измерение электродных потенциалов и нахождение зависимости между ними и концентрацией (активностью) определяемых компонентов позволяет установить не только концентрацию (активность) ионов, но и ряд других характеристик константы диссоциации слабых электролитов и константы устойчивости комплексных соединений, произведения растворимости малорастворимых осадков, стандартные и формальные электродные потенциалы, окислительно-вос-становительные потенциалы, стехиометрические коэффициенты в химических реакциях, число электронов, участвующих в потенциа-лопределяющей стадии и т.д. По величине потенциала индикаторного электрода можно оценить также глубину протекания и направление окислительно-восстановительных реакций между реагирующими веществами. [c.171]

Указанным путем определяют стехиометрические коэффициенты активности ионов у =а ). Определение значений а и /+ в отдельности (для слабых электролитов) связано с трудностями. [c.187]

При изучении сложных равновесий желательно поэтому попытаться контролировать коэффициенты активности путем использования буфер--ного электролита, строго идентифицировать комплексы и определять стехиометрические константы устойчивости, относящиеся к конкретным солевым средам. Использование солевых сред для контроля коэффициентов активности было описано в обзоре Бидерманна и Силлена [28], но этот метод часто понимается неправильно. Коэффициенты активности считаются зависящими только от ионной силы (Л в очень разбавленных растворах (<0,1-моляльных), так что очень прочные комплексы можно исследовать в растворах, сильно отличающихся по составу, если ионная сила невелика и постоянна. Так, аминополикарбоксилатные равновесия можно изучать в средах, доведенных до ==0,1-моляльной добавлением хлорида или нитрата калия. Однако исследования более слабых комплексов требуют гораздо больших концентраций свободного лиганда и поэтому для заряженных лигандов — большей ионной силы. Коэффициенты активности не одинаковы, в двух растворах, один из которых состоит в основном из [c.17]

Для большинства таких систем константы протонирования лиганда и константы устойчивости комплекса увеличиваются с ростом содержания диоксана в смеси растворителей (фактически с уменьшением диэлектрической проницаемости). В литературе [48, 99] имеются сведения о линейной зависимости между молярным содержанием диоксана и логарифмом константы устойчивости комплекса. Еще в 1920 г. Борн [6] предложил уравнение, описывающее соотношение между диэлектрической проницаемостью растворителя и константой диссоциации растворенного в нем слабого электролита. Среди данных по измерениям равновесий в водно-диоксановых средах, пожалуй, больше таких, которые противоречат приведенному вьппе заключению, чем подтверждают его. Чтобы найти причину этого, Гайзер и сотр. [34] определили константы устойчивости смешанных комплексов иода, полученные для трех диоксимовых комплексов кобальта (III) в смесях растворителей с содержанием диоксана от 10 до 75 %. В качестве диоксимовых лигандов были использованы диметилглиоксим, цикло-гександиондиоксим (ниоксим) и фурилдиоксим полученные в работе данные приведены в табл. 8.4 вместе со стехиометрическими константами (определены в растворах ионной силы 0,1 М) и термодинамическими константами (определены с помощью коэффициентов активности, рассчитанных для различных смесей растворителей с учетом их диэлектрических проницаемостей). Отметим, что сравнение данных для различных смесей растворителей возможно только с использованием термодинамических констант, рассчитанных по коэффициентам активности. Коэффициенты активности иодид-иона и ка- [c.224]

Всаливание, наблюдаемое для модельных амидов, оснований нуклеиновых кислот и полимеров проще всего объясняется прямым взаимодействием между диполями этих соединений и ионами, находящимися в растворителе, однако природа этих взаимодействий не вполне определенна и такое объяснение не строго обоснованно. Для слабых ион-динольных взаимодействий этого типа трудно провести четкую границу между образованием стехиометрических ион-динольных комплексов и иеспецифическим взаимодействием ионов с диполем, которое следует из данных по влиянию на коэффициенты активности и соотношения (8). Подтверждением существования прямых иои-ди-польных взаимодействий может служить хорошая корреляция, наблюдающаяся между влиянием анионов на ЭЭАТГ и их сродством к ионообменным смолам и связыванием с заря/кенными группами в разбавленном растворе (табл. 1). Во всех этих случаях, по-видимому, большие и слабо сольватирован-ные ионы способны легко терять достаточное количество сольватной воды, чтобы эффективно взаимодействовать с зарядами или диполями с относительно слабым полем. Можно предположить, что молекула растворенного вещества находится в некоторой полости, образованной в растворителе. Тогда ионы, [c.295]