Слабые химические взаимодействия ионов

Слабые химические взаимодействия ионов [c.88]

В образовании слабых химических связей могут участвовать как молекулы, так и ионы. Слабые химические взаимодействия, возникающие с участием молекул, наблюдаются при образовании ряда комплексов, например комплекса п-ксилола с тетрабромидом углерода, и ассоциатов, например (С Не)2. Слабые химические взаимодействия, возникающие с участием ионов, наблюдаются тогда, когда ионы имеют заполненные электронные оболочки. Примером такого взаимодействия мОжет служить взаимодействие отрицательно заряженных одноатомных ионов галогенов с нейтральными молекулами галогенов, которое приводит к образованию полиатомных ионов, например Ь, 1СЦ и др. [c.342]

Слабые химические взаимодействия наблюдаются между молекулами и ионами, при этом образуются комплексы типа НА...А. [c.137]

При растворении многих солей в воде происходит химическое взаимодействие ионов соли с Н - и ОН -ионами воды, в результате чего образуются слабые электролиты. В растворе в зависимости от природы исходной соли накапливаются либо ионы Н , либо ОН , и раствор соответственно приобретает кислую или щелочную реакцию. [c.117]

Химические взаимодействия ионов с другими частицами могут быть сильными или слабыми. При взаимодействии протона Н" с молекулой водорода Нг образуется ион Н г и выделяется энергия, равная 290 кДж/моль. Энергия, выделяющаяся при взаимодействии сН атомов гелия, равна 173 кДж/моль, кислорода — 468 кДж/моль, молекулы воды — 710 кДж/моль, аммиака — 905 кДж/моль. Все это примеры сильных химических взаимодействий, происходящих с участием ионов [3]. [c.88]

Слабые химические взаимодействия наблюдаются, например, в тех случаях, когда связанные друг с другом ионы изоэлектронны атомам инертных газов и имеют заполненные электронные оболочки. Таковы ноны галогенидов щелочных металлов. Рассмотрим этот случай подробнее. [c.88]

Мы видели, что при малых расстояниях между молекулами притяжение в основном вызвано химическими взаимодействиями, т. е. такими, которые сопровождаются обобществлением электронов. Именно такие взаимодействия, как будет показано далее, определяют особенности строения большинства жидкостей. Поэтому жидкости можно рассматривать как макроскопические молекулы, строение которых постоянно варьирует, испытывая под влиянием теплового движения небольшие отклонения от среднего. Отсюда следует, что понятие о малых молекулах как о некоторых химически изолированных частицах не вполне строгое даже для газов, еще менее строгое для жидкостей [13]. Оно сохраняет свой смысл, если химические связи между малыми молекулами на порядок слабее, чем химические связи атомов в молекулах. Но оно теряет обычный смысл, если малые молекулы образуют друг с другом связи, почти столь же прочные, что и внутримолекулярные. Понятие об ионах в конденсированной фазе тоже имеет приближенный характер. Оно оправдано лишь в той мере, в какой можно пренебречь химическим взаимодействием между ионами и их окружением. [c.99]

Галогениды щелочных металлов. Существование слабых химических взаимодействий между ионами галогенидов щелочных металлов, как и в случае атомов инертных газов, вытекает из результатов анализа свойств кристаллов и паров этих веществ. Отличие от инертных газов здесь состоит не только в том, что ионы заряжены, но и в том, что анион и катион одного галогенида неодинаковы по размерам. Ранее возможность химического типа взаимодействий между ионами в кристаллах галогенидов щелочных металлов не учитывалась. Ионы рассматривались как химически насыщенные частицы. Взаимодействие между ионами в существенных чертах предполагалось парным, так что полная энергия кристаллической решетки считалась суммой энергий взаимодействия ионов, взятых попарно. При этом учитывались все возможные парные комбинации ионов. [c.88]

Следует отметить, что вода в природе выступает не только как растворитель. Многие природные реакции протекают с ее участием. При растворении многих веществ в воде происходит химическое взаимодействие между ионами растворенного вещества и ионами Н+ и ОН- воды, сопровождающееся образованием слабых, кислот или слабых оснований. [c.93]

Итак, даже в тех случаях, когда ионы имеют заполненные электронные оболочки, подобные атомам инертных газов, они проявляют способность к слабым химическим взаимодействиям. Химическая активность таких ионов еще более отчетливо выражена, когда они взаимодействуют с частицами, не имеющими заполненных электронных оболочек. [c.90]

Гидролиз — химическое взаимодействие ионов соли и воды, сопровождающееся образованием молекул слабых кислот или слабых оснований (изменением pH среды), а также кислых или основных солей. Гидролиз — частный случай сольволиза. Он протекает не только в водных растворах, но и при взаимодействии воды или ее паров с твердыми, жидкими и газообразными веществами. Гидролизу подвергаются соли, гидриды, окислы, галогеноангидриды, тиоангидриды, ци-31 [ИДЫ и др. [c.60]

Электростатические силы, которые преобладают при взаимодействиях между ионами, медленно ослабевают при увеличении расстояний между ионами (пропорционально аГ ),тогда как дисперсионные лондоновские силы убывают с расстоянием гораздо быстрее, так же как и прочность водородных связей, и другие слабые химические взаимодействия. По этой причине энергии взаимодействий достаточно ощутимы даже при очень низких концентрациях электролита. Коэффициенты активности типичного электролита состава 1 1 приведены в табл. 1.10. Для типичного электролита состава 1 1 коэффициенты активности у равны 0,99 и 0,95 при концентрациях 5,8 10 5 и 1,5 10 3 моль/кг соответственно. Таким образом только в очень разбавленных растворах у приближаются к единице с точностью до нескольких процентов. При у = 0,177 0,845 и 0,983 значения свободной энергии -RT In у+ равны 1,0 0,1 и 0,01 ккал/моль соответственно, [c.57]

Г идролиз представляет собой процесс химического взаимодействия ионов соли и воды, сопровождающийся образованием молекул слабых кислот или слабых оснований, а также кислых или основных солей. Гидролиз является реакцией обменного разложения между водой и различными соединениями и представляет собой частный случай сольволиза. Гидролиз протекает не только в водных растворах, но и при взаимодействии воды или паров с твердыми, жидкими или газообразными веществами. Гидролизу подвергаются не только соли, но и углеводы, белки и жиры, сложные эфиры. Схематически процесс гидролиза можно представить так [c.48]

Таким образом, удельная электропроводность и пропорциональна концентрации электролита в растворе. Однако на опыте наблюдаются отклонения от пропорциональности, которые связаны с взаимодействием между ионами в растворе. В растворах слабых электролитов химическое взаимодействие приводит к неполной диссоциации молекул на ионы в растворах сильных (полностью диссоциированных) электролитов наблюдается электростатическое взаимодействие между ионами. Для того, чтобы провести оценку данных по электропроводности независимо от концентрации носителей заряда и их взаимодействия, введем понятие эквивалентной электропроводности X это электропроводность, отнесенная к постоянному числу носителей заряда К=% с. в зависимости от способа выражения концентра-дии (г-экв./мл или моль/мл) ее называют эквивалентной или молярной электропроводностью. [c.328]

Межмолекулярное взаимодействие (природа его рассмотрена выше) — это слабое химическое взаимодействие, взаимодействие на порядок более слабое, чем ионное, ковалентное или металлическое. Поэтому молекулярные кристаллы — самые непрочные из кристаллов. Они обладают малой твердостью, низкими температурами плавления, большой летучестью и хорошо растворяются во многих растворителях. [c.218]

Повышение температуры на 100°С увеличивает концентрацию ионов воды Н+ и ОН" в 74 раза. При диссоциации молекулы воды образуется равное количество ионов (Н+ и ОН ). Необходимо учесть, что химически взаимодействовать между собой могут только противоположно заряженные ионы соли и воды. При растворении многих солей в воде происходит химическое взаимодействие ионов соли с водородными Н+ и гидроксильными ОН ионами воды, в результате чего получаются слабые электролиты, и в растворе накапливаются свободные Н+ или ОН ионы воды. При этом растворы приобретают кислую или щелочную среду. [c.158]

Частицы растворенного вещества, находящиеся в растворе, взаимодействуют друг с другом и с молекулами растворителя. Характер этих взаимодействий различен и зависит от типа частиц и природы сил, действующих между ними, сил ближнего и дальнего взаимодействия (см. 41, 42). Химические взаимодействия между частицами в растворе, возникающие за счет короткодействующих сил, могут быть сильными и слабыми. Сильные химические взаимодействия наблюдаются между ионами и теми частицами раствора, которые всту- [c.341]

Как видно из приведенных данных, элементы подгруппы кальция в отличие от ранее рассмотренных элементов имеют относительно большие атомные радиусы и низкие значения потенциалов ионизации Поэтому в условиях химического взаимодействия кальций и его аиа логи легко теряют валентные электроны и образуют простые ионы Поскольку ионы имеют электронную конфигурацию и большие размеры (т. е. слабо поляризуют), комплексные ионы элементов под группы кальция неустойчивы. [c.573]

В химии редкоземельных элементов наиболее ярко проявляется внутренняя периодичность, особенно для производных в характеристической степени окисления. Объяснение этому факту было дано в 5 гл. X. Для иллюстрации внутренней периодичности в табл. 25 приведены цвет гидратированных ионов Э , стандартные энергии Гиббса образования трифторидов и проявляемые степени окисления. Наблюдается удивительная аналогия в свойствах элементов, находящихся друг под другом. В каждой семерке, составляющей внутренний период, ионизационные потенциалы третьего порядка монотонно растут (см. табл. 24) с уменьшением атомных радиусов вследствие лантаноидной контракции. Но начало нового внутреннего периода (переход от Ей к Gd) сопровождается уменьшением третьего ионизационного потенциала на 4 В. У европия впервые в первой семерке достигается устойчивая наполовину заполненная 4/-оболочка. У гадолиния же при той же устойчивой 4/-оболочке появляется один электрон на 5 -оболочке, который намного легче удаляется, потому что этот электрон делает стабильную 5( 0-оболочку неустойчивой. Для элементов, следующих за Сс1, вновь наблюдается Монотонное возрастание третьего ионизационного потенциала вследствие лантаноидного сжатия. Вследствие стабильности 4/-оболочки европий часто функционирует в степени окисления +2 за счет бб -электронов, а один из семи неспаренных электронов на 4/оболочке участвует в образовании связей в более жестких условиях. Для его аналога иттербия картина схожая, только в качестве устойчивой выступает уже полностью заселенная 4/4-оболочка. В случае самария и тулия, находящихся левее указанных выше Ей и УЬ, 4/- и 4/З-оболочки близки к достижению стабильного состояния, а потому в основном проявляют характеристические степени окисления. Но эти же элементы в более мягких условиях могут быть в степени окисления +2 за счет бя -электронов при квазистабильных 4/- и 4/3-оболочках. Для элементов начала внутренних периодов — Ьа и Сс1 — наблюдается только степень окисления +3 вследствие устойчивости 4/>- и 4/-оболочек, полностью вакантной или наполовину заполненной. А электронами, участвующими в химическом взаимодействии, у них являются 5<Лб 2-электроны, т.е. по три электрона. Следует отметить, что заполненные бв-орбитали также должны быть стабильны, но для лантана и лантаноидов электроны на них являются внешними, а потому слабее связанными с ядром и вследствие этого наиболее подвижными. У [c.351]

Опыт показывает, что реакция водного раствора зависит не только от наличия в нем кислот или оснований, но также и от присутствия некоторых солей. Многие соли, растворяясь в воде, способны смещать реакцию среды в ту или иную сторону. При этом происходит химическое взаимодействие между ионами соли и ионами Н+ и ОН- воды, сопровождающееся образованием слабых кислот или слабых оснований. Эта реакция получила название гидролиза соли. [c.208]

Хорошо известен еще и третий путь активации молекул, когда последние встречаются и химически взаимодействуют с одноатомными ионами, атомами или радикалами, образовавшимися при распаде молекул, обладающих относительно слабой связью (Ь, не- [c.133]

В растворе избыточный химический потенциал ц —Цид = = v/ 7 ln Ym служит мерой взаимодействий ионов друг с другом и с молекулами растворителя, а также молекул растворителя между собой это взаимодействие в присутствии ионов меняется. В очень разбавленных растворах, где ионов мало и они разобщены растворителем, межионные взаимодействия практически отсутствуют, и свойства растворителя меняются слабо. В таких растворах средний коэффициент активности мы приняли равным единице. [c.427]

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением pH среды, называется гидролизом. [c.72]

Влияние растворителя на состояние ионов в растворе. Исследования концентрированных водных и неводных растворов выявили ряд их особенностей по сравнению с разбавленными водными растворами слабых и сильных электролитов. В результате многочисленных исследований в области растворов было отмечено влияние характера растворителя на состояние ионов в растворах. Огромное значение химического взаимодействия между молекулами растворенного вещества и растворителя впервые было показано Д. И. Менделеевым. О сильном влиянии характера растворителя свидетельствуют, например, данные по электропроводности одинаково диссоциирующих в водных растворах солей, проявляющих себя по-разному в различных по своей химической природе растворителях, [c.145]

Слой раствора, в котором проявляется взаимодействие поверхности кристалла со средой, называется адсорбционным. Он состоит из ближайшего к грани мономолекулярного по толщине химического адсорбционного подслоя, в котором проявляется химическое взаимодействие частиц с поверхностью, и более удаленного физического адсорбционного подслоя, включающего остальную часть поверхностного слоя раствора. В последнем подслое взаимодействие кристалла со средой проявляется более слабо и постепенно затухает по мере удаления от поверхности кристалла. Таким образом, здесь имеется полная аналогия с описанными выше ближней и дальней гидратацией отдельных ионов и молекул. При наличии эпитаксиальных соотношений между гранью кристалла-подложки и гранью кристалла-растворителя адсорбционный слой будет сравнительно более прочным, упорядоченность в растворе будет распространяться на большую глубину в объеме жидкости. [c.18]

По данныл работ [32, 33], отклонения в действии электролитов от аддитивности в ту или иную сторону (антагонизм и синергизм) являются следствием либо взаимного электростатического влияния коагулирующих попов в объеме раствора и в электрическом поле коллоидных частиц (для сильно заряженных золей), либо конкуренцией коагулирующих ионов за адсорбционные участки поверхности раздела. В некоторых случаях антагонизм электролитов может объясняться химическим взаимодействием ионов, в результате которого образуются комплексы с более слабым коагулирующим действием. В качестве примера такого случая приводят коагуляцию золей AgJ и AgBr солями алюминия [34]. [c.114]

При растворении многих солей в воде происходит химическое взаимодействие ионов соли с ионами водорода или ионами гидроксила воды, сопровождающееся образованием слабых кислот или слабых оснований. Эта реакция получила название гидролиза соли. Как будет показано ниже, в некоторых случаях вместо слабой кислоты получаетс-я кислая соль, а вместо слабого основания — основная соль. [c.174]

Чтобы понять связь физических свойств веществ с их строением, необходимо знать природу сил, действующих между молекулами. До сих пор не существует строгой теории межмолекулярных сил. Суть современных теорий сводится к тому, что выявлены три наиболее вероятные причины, обусловливающие межмолекулярное взаимодействие иеионогенных соединений (вандерваальсовысилы) — взаимодействие постоянных диполей (ориентационные силы Кеезома) взаимодействие наведенных диполей (индукционные силы Дебая) взаимодействие мгновенных диполей, образованных благодаря определенному положению электронов в молекуле (дисперсионные силы Лондона). К этим трем видам сил можно добавить силы слабого химического взаимодействия типа водородных связей и слабых комплексоподобных взаимодействий. Иногда водородные связи не выделяют из ориентационных сил, отмечая их одинаковую природу. Мелвин-Хьюз относит к межмолекулярным силам взаимодействие между ионами, хотя в равной степени их можно отнести к внутримолекулярным связям. [c.8]

Гидролиз — это химическое взаимодействие ионов слабых кислот и оснований с водой с образованием малодиссоциированной кислоты или малодиссоциированной щелочи за счет соединения этих ионов с ионами воды (Н или ОН ). Происходит нарушение ионного равновесия воды HgOН Н-ОН, причем из-за уменьшения концентрации одного из ионов количество другого возрастает. Вследствие этого раствор приобретает кислую или щелочную реакцию. В рассматриваемом случае с Hg OONa происходит реакция гидролиза [c.265]

Роль короткодействующих сил обусловливается не только за счет взаимодействий ион — растворитель. Большое значение здесь имеют также взаимодействия растворитель — растворитель, хотя в теориях они, как правило, не учитываются. Вследствие кооперативного характера таких взаимодействий общий вклад их в не-идеальность раствора может быть значительным, особенно для водных растворов электролитов. Причем этот вклад не зависит от полных энергий взаимодействия, а зависит от того, как энергия взаимодействия убывает с расстоянием. Чем резче энергия взаимодействия убывает с увеличением расстояния между частицами, тем больше потенциальный барьер, преодолеваемый частицей при смещении из положения равновесия. Именно поэтому для свойств растворов очень важны взаимодействия, пусть слабые, но быстро убывающие с расстоянием (короткодействующие силы). Этими взаимодействиями, как будет показано далее, определяется кинетическая сольватация ионов — воздействие их на величину потенциальных барьеров частиц и влияние в связи с этим на соль-ватнруемость ионов, что в свою очередь влияет на величину неидеальной части химического потенциала. Указанное влияние ионов на растворитель проявляется в усилении или ослаблнии связей между молекулами растворителя. [c.236]

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ио щми UH или ионами водорода Н+ из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирую-щее соединение (слабый электролит) Химичс-ское равновесие процесса диссоциации воды смещается ви[)аво [c.204]

Формулы. Аддукты (продукты присоединения) типа молекула - молекула или ион - молекула принято изображать формулами составных частей с точкой между ними. Составные части аддуктов перечисляются в формуле в порядке увеличения их числа (например 8Кг ДбНгО, SO2 Н2О, СаС 2 8NH3). Точка отвечает химической связи между составными частями аддукта. Изображение состава веществ в виде аддуктов допускается, если химическая связь между составными частями аддукта относится к различным типам сильного и слабого межмолекулярного взаимодействия или природа этой связи выяснена недостаточно. Если же природа химической связи в соединении известна, формула должна нести в себе эту информацию и записываться соответственно (чаще всего в виде координационного соединения, см. п. 1.3). [c.22]

В позднейших своих работах Ганч обобщил свои выводы и приаиал неправильным общепринятое До этого предположение о существовании в водных растворах кислот свободных водородных ионов. По его мнению, при растворении кислот в воде имеет место не только физический процесс растворения, но и химическое взаимодействие, при котором вода присоединяется к гидроксильному водороду кислот подобно аммиаку (но как гораздо более слабое основание) с образованием подобных аммонийным гидроксониевых солей. [c.82]

Как показал Шишкин с сотр. [3.27], высокоориентированные волокна из полиимидов (й(=12 мкм, Стр = 3,5 ГПа) при разгрузке концов волокна после разрыва обнаруживают пластические сдвиги частей волокна по плоскостям наибольших касательных напряжений (угол 45°). Это подтверждает идею а Второ в о роли сил межмолекулярного взаимодействия в разрушении полимеров. Вероятно, исследуемые волокна находились в области квазихрупкого разрыва, в которой возможны микропластические деформации. Бездефектные стеклянные волокна (ар = 3,0 -нЗ,5 ГПа), находясь при 293 К в хрупком состоянии, дробятся при разрыве на малые осколки. Таким образом, при одинаковой прочности полиимидные и стеклянные волокна ведут себя по-разному. По-видимому, основная причина этого лежит в структурных различиях. Стеклянные (силикатные) волокна имеют густую сетку кремнекислородных связей, а ионные взаимодействия между —81—О—81— цепочками сетки характеризуются энергней того же порядка, что и ионно-ковалентные 81—0-свя-зи. Поэтому во всех состояниях (хрупком, квазихрупком и пластическом) деформационные и прочностные свойства определяются разрывом химических связей. Для линейных полимеров дело обстоит иначе, так как силы межмолекулярного взаимодействия на один —два порядка слабее химических связей в полимерных цепях. Поэтому в полимерах при определенных условиях механизм разрушения связан в основном с преодолением межмолекулярных сил, а не с разрывом химических связей. [c.49]

При низких температурах в основном наблюдается физическая адсорбция, при которой молекулы веществ переходят из газовой фазы на поверхность твердого тела практически в неизменном виде и удерживаются на ней слабыми ван-дер-вааль- совыми силами. С повышением температуры характер адсорбции изменяется в этом процессе все большую роль начинают играть силы химического взаимодействия между адсорбируемой молекулой и поверхностными атомами (ионами) твердого тела или находящимся на его поверхности адсорбированным кислородом (активированная адсорбция, или хемосорбция). Такое взаимодействие может вызвать различного рода изменения в адсорбируемой молекуле перераспределение зарядов между атомами в молекуле, разрыв кратных связей, деструкцию молекулы, образование кислородсодержащих адсорбированньк соединений или углеводород-кислородных комплексов [c.84]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология