Межионные силы

Так как и диффузия, и электропроводность основываются на движении ионов, следует ожидать, что коэффициент диффузии раствора соли связан с его эквивалентной электропроводностью. В основном эта связь состоит в следующем при бесконечном разбавлении, когда исчезают межионные силы, любому данному иону можно приписать пропорциональное скорости характерное торможение, которое препятствует его движению через растворитель. Это вязкое сопротивление, противодействующее обобщенной движущей силе, ограничивает скорость процесса. Для электропроводности движущей силой является градиент электрического потенциала, тогда как для диффузии - это градиент концентрации. В процессе электропроводности положительно и отрицательно заряженные ионы движутся в противоположных направлениях и при предельно низких концентрациях) независимо Друг от друга, в то время как при диффузии они движутся [c.173]

Положительная составляющая расклинивающего давления (отталкивание) обусловлена увеличением потенциальной энергии молекул, ионов в тонких пленках. Прн достаточно большой толщине пленки, (прослойки /г, рис. VI. 2а), избыточная энергия молекул, ионов в ней полностью скомпенсирована благодаря взаимодействию с соседними молекулами и ионами н поэтому равна их энергии в объеме дисперсионной среды, т. е. существует равновесие между прослойкой среды и всем ее объемом. Если л<е толщина пленки равна илп меньше двух радиусов действия межмолекулярных и межионных сил (/г 2г), то утончение пленки приводит к исчезновению в ней молекул и ионов с минимальной энергией (рис. VI. 26). Все молекулы и ионы в пленке будут взаимодействовать с меньшим числом молекул и ионов, чем в объеме дисперсионной среды, и поэтому их потенциальная энергия будет больше, [c.274]

При выводе уравнения Ленгмюр исходил из молекулярно-кинетических представлений, физическая сущность которых заключается в следующем. Поверхность каждого адсорбента неоднородна. Адсорбция происходит не на всей поверхности, а лишь на активных центрах этой поверхности. Число активных центров определяется числом молекул, атомов или ионов с некомпенсированными межмолекулярными, межатомными или межионными силами, за счет которых и происходит адсорбция хаотически движущихся частиц адсорбтива. Ленгмюр считал, что ненасыщенные, или некомпенсированные, силы адсорбционных центров адсорбента являются либо типичными валентными силами (в случае твердых адсорбентов с ионными и атомными решетками), либо особыми межмолекулярными силами (в случае жидких и твердых адсорбентов молекулярного строения), которые он также отождествлял с химическими силами. [c.286]

На это можно не обращать внимания, когда ионы значительно удалены друг от друга, что имеет место в растворах слабых электролитов или в очень разбавленных растворах сильных электролитов межионные силы взаимодействия невелики. Но когда речь идет о концентрированных растворах даже слабых электролитов, то в выводы, которые были сделаны для растворов слабых электролитов, нужно ввести поправки. [c.171]

Учет только межионных сил ведет к ошибкам, так как энтальпия гидратации велика как раз у ионов, составляя для них величину порядка 400 кДж/моль, в то время как для неполярных молекул (например, метана) она равна примерно 12—13 кДж/моль. [c.251]

Сильные электролиты в водных растворах нацело диссоциируют на ионы. Однако межионные силы понижают подвижность ионов, и последние в реакциях проявляют себя так, будто их концентрация меньше действительной концентрации, определяемой аналитически. [c.151]

Следовательно, определяя степень диссоциации для не очень разбавленных растворов сильных электролитов, находят не истинную, а так называемую кажущуюся степень диссоциации, т. е. величину с поправками на межионные силы взаимодействия. Чем выше концентрация раствора, тем сильнее будет взаимодействие разноименно заряженных ионов между собой, тем меньше будет и кажущаяся степень диссоциации, хотя на самом деле молекулы сильных электролитов диссоциированы полностью. [c.194]

Для очень разбавленных растворов, когда межионные силы равны нулю, а+ = С- , а = С и, следовательно, / = 1. В более концентрированных растворах каждый ион притягивает соседние противоположно заряженные ионы и связывает молекулы растворителя, вследствие чего уменьшается его активность, т. е. / < 1. [c.195]

Это неподчинение объясняет теория сильных электролитов. Согласно этой теории сильные электролиты в водных растворах нацело диссоциируют на ионы. В этом случае концентрация ионов в растворе сравнительно большая. Между противоположно заряженными ионами действуют электростатические силы притяжения и отталкивания (у незаряженных частиц — межмолекулярные силы). В результате каждый ион окружается ионной атмосферой , состоящей из ионов противоположного заряда, что уменьшает его подвижность. Межионные силы влияют на все свойства электролита. Они понижают активность ионов, и последние в реакциях проявляют себя так, буд- [c.99]

Таким образом, наблюдаемое увеличение электропроводности сильных электролитов при разбавлении их растворов объясняется ослаблением межионных сил притяжения и отталкивания, обусловливающим увеличение скорости движения ионов. [c.140]

Межионные силы влияют на все свойства электролита. Они понижают активность ионов, и последние в реакциях проявляют себя так, будто их концентрация меньше действительной концентрации. Для учета этого влияния в настоящее время пользуются понятием активная концентрация, или активность (а). [c.91]

Сам Аррениус предвидел возможную неправильность указанных зависимостей из-за электростатического взаимодействия ионов. Если в реальных растворах неэлектролитов обнаруживаются значительные отклонения от идеального состояния, то в растворах электролитов эти отклонения обнаруживаются при гораздо меньших концентрациях из-за того, что межионные силы (обратно пропорциональные квадрату расстояния между центрами ионов) гораздо больше межмолекулярных сил (изменяющихся обратно пропорционально седьмой степени расстояния, см. гл. П1, 13). [c.199]

В жидком состоянии частицей неионного соединения является молекула. Слабые межмолекулярные силы — диполь-дипольное взаимодействие и вандерваальсовы силы — легче преодолеваются, чем значительные межионные силы в случае ионных соединений, и кипение происходит при значитель- [c.31]

Вычисленная константа /Сд несколько изменяется с концентрацией. Вполне независимой от концентрации является константа диссоциации, вычисленная с учетом (хотя и слабых) межионных сил (через активности, см. стр. 36 и 39). [c.154]

Для более точного вычисления произведений растворимости следовало бы пользоваться не концентрациями ионов малорастворимого электролита, а их активностями, так как в растворе электролита действуют межионные силы. Если учитывать эти силы, то выражение ПР для того же сульфата бария приобретает иной вид [c.74]

Удельная электропроводность раствора согласно уравнению (4) должна увеличиваться с ростом концентрации электролита. Однако, если концентрация раствора становится достаточно большой, то с дальнейшим ее увеличением начинает резко падать степень диссоциации слабых электролитов и резко возрастать влияние межионных сил в сильных электролитах. Влияние этих факторов может оказаться более сильным, чем увеличение общей концентрации, что вызовет падение удельной электропроводности раствора. [c.248]

В случае если А и В — ионы, следует изменить уравнение (1.8), чтобы учесть влияние межионных сил [7—9]. [c.22]

Главная роль в межмолекулярном взаимодействии принадлежит в этом случае короткодействующим сипам. Вместе с тем выводы излагаемой в этом параграфе теории остаются справедливыми и в тех случаях, когда концентрированные растворы состоят из ионов или же содержат полярные молекулы. В ионных растворах противоположно заряженные ионы экранируют друг друга. Поэтому межионные силы формально можно считать близкодействующими [29]. В случае растворов, содержащих полярные молекулы анизотропные силы, действующие между диполями, можно аппроксимировать изотропными центральными силами путем предварительного усреднения ориентационного взаимодействия диполей по всем значениям углов и ср ). [c.379]

Величина х Г//г не зависит от концентрации и для фиксированной температуры постоянна, тогда как S зависит и от температуры, и от концентрации. Суммарную энтропию S можно разбить на сумму трех составляющих Sq — энтропия активации для реакции между незаряженными реагентами —вклад, возникающий за счет межионных сил между заряженными реагентами 5ц—вклад, учитывающий наличие ионных атмосфер вокруг реагирующих частиц. Таким образом, [c.26]

Как уже указывалось, концентрацию С вычисляют для сильных электролитов, исходя из допущения полной диссоциации их в растворе. Что же касается коэффициента активности, то согласно современной теории сильных электролитов он представляет собой меру влияния электростатических сил притяжения и отталкивания, действующих между ионами, на способность иона к химическим действиям. Если 1, это значит, что ион стеснен в своих движениях межиоиными силами. В таком случае а а С, т. е. данное количество иоиов (С г-ион1л) действует так, как если бы их было меньше (а г-ион л). Если fn=l, то а = С. Это значит, что ион действует соответственно своей концентрации в растворе. Для сильных электролитов такое явление наблюдается только в очень разбавленных растворах (С = 0,0001 М или менее), где расстояния между ионами настолько велики, что действующие между ними силы практически не играют роли . Точно так же можно не учитывать межионные силы и в не слишком концентрированных [c.77]

М РОГ- 17.5. а) Морская вода представляет собой раствор, давление паров воды (растворителя) над которым понижено из-за присутствия растворенных веществ в соответствии с законом Рауля (см. разд. 12.7). б) Из-за наличия межионных сил притяжения и слегка основного характера морской воды (pH 8) равновесия Hj Oj H Oj СО несколько смещены вправо. В результате этого содержание СО Г в морской воде оказывается выше, чем в пресной, а концентрация НСО3 соответственно ниже, в) Вблизи поверхности моря происходит поглощение питательных веществ, таких, как нитрат-ион, образующимся фитопланктоном. На большей глубине происходит разложение отмерших растений и животных путем окисления с образованием нитрат-иона. [c.474]

При учете действия межмолекулярных (межионных) сил важна форма его выражения, отчего будет зависеть и -вид соответствующих термодинамических соотношений. Дьюис показал (см. гл. XII), что и для неидеальных систем можно пользоваться идеальными термодинамическими соотношениями, введя поправочные коэффициенты к концентрациям, чтобы учесть действие указанных сил. Такие коэффициенты он назвал коэффициентами активности у , а произведение концентрации гп1 на соответствующий коэффициент у,- — просто активностью компонента [c.381]

Представление об ассоциации ионов и образовании ионных пар дает четкое объяснение аномалий поведения раствора, образованного растворителем с малой диэлектрической проницаемостью. В таких растворах межионные силы очень велики и про-десс ассоциации должен идти очень далеко. Отмеченная ситуация имеет место в твердых растворах на основе таких полупроводников, как кремний и германий. Процесс образования ионных до-норно-акцепторных пар в этих растворах проявляется очень ярко и доказывается экспериментальными данными по исследованию холловской концентрации носителей заряда. Следует четко разграничивать понятия ассоциации и неполной диссоциации, на что указывал в своих работах и сам Бьеррум. [c.400]

Коэффициенты активности различных ионов различны. Кроме того, они изменяются в зависимости от условий, в частности, при изменении концентрации раствора. В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше единицы, а с разбавлением раствора он приближается к единице. Значение /, меньшее единицы, указывает на взаимодействие между ионами, приводяшее к их взаимному связыванию. Если же коэффициент активности близок к единице, то это свидетельствует о слабом межионном взаимодействии. Действительно, в очень разбавленных растворах средние расстояния между ионами настолько велики, что действие межионных сил почти не проявляется. [c.241]

В слзгчае сидьлогр разбавления /=1 и тогда a=[ , . Для слабых электролитов можно с небольшой погрешностью пренебречь межионными силами и, вместо активностей, пользоваться истинными концентрациями. [c.172]

Адсорбционная теория (Фрейндлих) объясняла снижение заряда процессом адсорбции ионов. Согласно электростатической теории (Мюллер), увеличение с приводит, при постоянном заряде, к снижению -потенциала, а следовательно и устойчивости системы. Теория Рабиновича рассматривала совместное действие ионного обмена и снижение -потенциала. В теории, развитой Оствальдом, коагуляция рассматривалась как вытеснение дисперсной фазы межионными силами притяжения, действующими в дисперсионной среде (сжатие динамической ионной решетки ), В этом представлении параметром, определяющим коагуляцию, является величина коэффициента активности электролита. [c.247]

Существуют различные точки зрения на природу адсорбционных сил. Одна из них (химическая теория) развивалась И. Лэнгмюром и А. Г. Гурвичем. Согласно этой теории, поверхность всякого адсорбента неоднородна. На ней имеются участки, где некомпенсированность межмолекулярных, межатомных или межионных сил выражена наиболее сильно (адсорбционные центры). Ненасыщенные или некомпенсированные силы адсорбционных центров, по мнению этих ученых, являются валентными (химическими) силами. [c.353]

Сильные электролиты в водных растворах нацелО диссоциируют на ионы. Межионные силы понижают подвижность ионов, и поэтому в реакииях они проявляют себя так, будто их концентраци1 меньше действительной концентрации, определя5мой аналитически. [c.149]

Межионные силы. Экспериментальным путем найдено, что электропроводность водных растворов сильных электролитов, практически диссоциирующих полностью, не эквивалентна той электропроводности, которую можно было бы ожидать при 100%-ной диссоциации молекул растворенных электролитов на ионы. Между тем растворы сильных электролитов тем и отличаются от растворог слабых электролитов, что в них практически нет недиссоциированных молекул. Это подтверждается современными физическими и физико-химическими исследованиями. Например, исследование кристаллов сильных электролитов типа K I рентгенографическим путем подтверждает тот факт, что сильные электролиты даже в кристаллическом состоянии не содержат молекул, тем более эти электролиты не содержат молекул в растворах. [c.139]

Льюис показал, что можно и для таких неидеальных систем, в которых отклонения вызываются действием межмолекулярных и межионных сил, сохранить простые уравнения идеальных систем, если в них вместо концентрации вводить ее функцию, которую ои назвал активностью. Формально можно определить активность а как некоторую функцию от концентрации, которая (функция), будучи введена вместо последней в уравнения идеальных систем, делает эти уравнения ирнменимымп к системам, далеким от идеального состояния. [c.199]

Для преодоления электростатических сил, удерживающих ионную решетку, необходима большая энергия. Как правило, только вода и некоторые сильнополярные растворители хорошо растворяют ионные соединения. Какого же типа связи образуются между ионами и растворителем типа воды Молекула воды сильно полярна она имеет положительный и отрицательный концы. С1едовательно, существует электростатическое притяжение между положительным ионом и отрицательным концом молекулы воды и между отрицательным ионом и положительным концом молекулы воды. Такие взаимодействия называются ион-дипольными взаимодействиями. Каждая ион-дипольная связь относительно слаба, но в сумме они дают достаточно энергии для разрушения межионных сил в кристалле. В растворе каждый ион окружен груп- [c.31]

При добавлении к малорастворимому электролиту посторонней соли межионные силы взаимодействия возрастают и коэффициенты активности ионов, составляющих молекулу малорастворимого электролита, уменьшаются до значений меньше еди-Ш1ЦЫ. Это вызывает увеличение растворимости электролита, так как раствор становится ненасыщенным вследствие введения посторонних ионов. [c.99]

Например, значительное уменьшение значений коэффициентов диффузии при добавлении индифферентного электролита в случае низкой концентрации (0,01 7И)фона обусловлено главным образом влиянием межионных сил. Повышение значений коэффициентов диффузии у РЬ +, Сс1 + и некоторых других ионов обусловлено образованием комплексов, например у свинца РЬС1+, РЬСЬ и РЬС] . Ионы С1 соединяются с центральным атомом, поэтому за счет понижения заряда частицы и, следовательно, уменьшения ее гидратации уменьшается также объем диффундирующей частицы. Однако в случае образования иона РЬС15", вероятно, происходит увеличение объема частицы, что приводит к уменьшению значения коэффициента диффузии. [c.96]

При введении в раствор электролита какой-нибудь растворимой соли увеличивается общая концентрахшя ионов, следовательно, возрастают и силы межионного взаимодействия. Поэтому ионы и SO , ограниченные в своем движении межионными силами, будут реже сталкиваться с поверхностью кристаллов BaSU4. Процесс растворения при этом преобладает над процессом осаждения ионов из раствора. [c.78]

Хотя ионные коэффициенты активности невозможно измерить раздельно, но теоретически они могут быть рассчитаны при таких низких концентрациях, когда межионные силы зависят, в первую очередь, от заряда, радиуса, распределения ионов и диэлектрической проницаемости среды в большей степени, чем от химических свойств ионов. При данной температуре коэффициенты активности ионов в водных растворах низких концентраций изменяются главным образом с изменением расстояния между ионами и величиной заряда ионов. Эти факторы комбинируются в ионной силе /, определенной Льюисом и Рендалом [c.20]

Расширенное уравнение Дебая — Хюккеля позволяет вычислять коэффициенты активности только в области, в которой / уменьшается с увеличением л. Понижение коэффициента активности в этой области объясняют уменьшением реакционной способности ионов вследствие влияния межионных сил. Однако можно поставить вопрос о физическом смысле f за границей минимальных значений, особенно при большом ц, когда / может быть значительно больше единицы. Например, в 12 М НС1 peAHeHOH" ный коэффициент активности /+=17. [c.22]

ДЯд—теплота растворения в бесконечно большом количестве растворителя, при котором ионы удалены на бесконечно большие расстояния, и межионные силы исчезают. В этом случае изменение энтальпии при разрушении кристаллической решетки соответствует энергии решетки АЯрещ. Тогда АЯд=ДЯреш+ +ДЯ . Величину ДЯ получают экстраполяцией кривой, выра--жающей зависимость ДЯ от т, к концентрации т=0. [c.47]

Курс аналитической химии. Кн.1 (1968) -- [ c.139 ]

Курс аналитической химии Книга 1 1964 (1964) -- [ c.118 ]

Основы аналитической химии Книга 1 (1961) -- [ c.53 ]

Курс аналитической химии Издание 3 (1969) -- [ c.139 ]

Курс аналитической химии Издание 5 (1981) -- [ c.116 ]

Основы аналитической химии Издание 2 (1965) -- [ c.31 , c.32 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология