Тема 11. Ионное равновесие в водных растворах

В растворах комплексные соли ведут себя как простые соли, и для их растворов характерны все свойства, присущие растворам электролитов повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, понижение давления пара растворителя над раствором, наличие осмотического давления, электропроводимость и др. На основе результатов изучения свойств водных растворов комплексных соединений можно установить характер их ионного равновесия, т. е. соотношение числа катионов к числу анионов в молекуле соединения, и тем самым по составу определить их строение (координационную формулу). [c.337]

Деионизацию водного или водно-органического раствора можно проводить не только Н- и ОН-формами ионитов. Для этой цели в принципе могут быть использованы различные сочетания и других ионов, сорбированных ионитами. При этом продукт взаимодействия противоионов должен обладать свойствами, которые обеспечивают сдвиг равновесия реакции взаимодействия ионитов и ионизированных веществ раствора в прямом направлении. Естественно, что степень очистки раствора от ионов будет тем выше, чем меньше константа диссоциации соединения, образующегося из противоионов катионита и анионита. Так, если удаление ионов из водного раствора производить смесью катионита в водородной, а анионита в ацетатной форме по следующей схеме [c.47]

Воспользовавшись термодинамическими характеристиками металлов и нх ионов в водных растворах (Приложение 1), рассчитайте АН°2д . А3°2д , АС°2д . константу равновесия, 98- Сравните вычисленное значение электродного потенциала с тем, которое приведено выше. Объясните причины возможных расхождений. [c.373]

Повышение концентрации нитрат-иона в водном растворе сдвигает равновесие, существующее между ионом уранила и нитратными комплексами, в сторону образования последних и тем самым способствует более полному отделению урана. Одновременно высаливатель играет и другую более общую роль — обладая большим сродством к воде, гидратируется молекулами воды, вследствие чего экстрагируемое вещество оказывается фактически растворенным в меньшем количестве воды, что равноценно соответствующему повышению его концентрации в растворе. В результате этого его коэффициент распределения между водной и органической фазами увеличивается. Кроме того, высаливатель, как правило, уменьшает содержание воды в органическом слое, а также значительно уменьшает растворимость экстрагента в водной фазе, что часто имеет существенное значение при экстракционном отделении. [c.290]

По многим причинам в этой книге основное внимание уделено лишь взаимодействию ионов в водных растворах. Во-первых, большинство веществ, изучаемых в неорганической и аналитической химии, в растворе существуют в виде ионов. Во-вторых, реакции между ионами протекают практически мгновенно и равновесное состояние достигается почти сразу же после смешения веществ. Поэтому, между прочим, ионные равновесия изучены достаточно полно и по ним накоплен большой экспериментальный материал. В-третьих, известны простые, но убедительные теоретические принципы, управляющие реакциями при равновесии. Используя эти принципы, можно предсказывать результаты экспериментов — вплоть до численной оценки их. Это тем более ценно, что некоторые результаты, важные в неорганической и аналитической химии, иногда трудно определить непосредственно. [c.7]

Процесс образования и диссоциации ионных 1рупп — ассоциатов— может быть описан при помощп константы равновесия. Степень ассоциации ионов возрастает с увеличением зарядов ионов и уменьшением нл радиусов. Ассоциация зависит также от природы растворителя чем. меньше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем больше степень ассоциации ионов. Так, при добавлении в водный раствор электролита вещества с меньшей диэлектрической проницаемостью (например, дн-оксана) содержание ионных ассоциатов возрастает по мерс уменьшения диэлектрической проницаемости. [c.288]

Строение полисульфидного звена в полисульфидных олигомерах обычно оценивается лишь по среднему содержанию связанной серы. Если содержание серы соответствует дисуль-фидным связям, это не означает, что в макромолекулах отсутствуют моносульфидные связи или связи со степенью сульфид-ности более двух. Это объясняется тем, что в водных растворах полисульфида натрия, применяемых для синтеза полисульфидных олигомеров, всегда устанавливается статистическое равновесие между ионами разной степени сульфидности. [c.13]

Рассмотренные ранее обратимые гальванические элементы и электроды отличаются тем, что в условиях равновесия разряд нонов и переход ионов в раствор совершаются с одинаковыми скоростями и ток в цепи практически отсутствует. При электролизе, когда через систему от внешнего источника пропускается ток более или менее значительной силы, равновесие отсутствует и состояние электродов изменяется. Рассмотрим, например, электролиз водного раствора серной кислоты на платиновых электродах. Очевидно, вначале оба электрода были в одинаковом состоянии. В процессе электролиза на электродах происходит выделение водорода и кислорода. Для того чтобы эти газы достаточно быстро удалялись с электродов, необходимо, чтобы их парциальные давления превышали атмосферное давление. Только при этом условии их удаление будет иметь характер [c.194]

Вместе с тем, применяя к растворению уксусной кислоты уравнение (15.2) и законы равновесия, можно определить из экспериментальных данных для этой реакции константу равновесия, которая даст много полезных сведений об этом процессе. Уксусная кислота представляет собой типичную слабую кислоту, диссоциирующую в водных растворах всего на 1%. Применение понятия о константе равновесия целесообразно и ко многим другим слабым кислотам. Аналогичный подход используется и при рассмотрении диссоциации слабых оснований. Однако такой подход мало пригоден для сильных кислот и сильных оснований, водные растворы которых настолько диссоциированы на ионы, что это затрудняет рассмотрение их растворения как равновесного процесса. [c.265]

Криптаты. С той же целью, что и краун-эфиры, были синтезированы различные циклические полидентатные лиганды. Содержащие атомы азота и кислорода. В частности, бицикличе-ские соединения, имеющие два третичных атома азота в узловых точках, называют криптандами, и они образуют хелатные соединения — криптаты, содержащие в центре ион металла. Стабильность и избирательность по отношению к катионам этих комплексов еще выше, чем у краун-эфиров. Константа равновесия комплексообразования в водном растворе определяется приведенными в табл. 5.6 величинами АЯ и А5 , относящимися к комплексам криптанда, изображенного на рис. 5.4,6, где Х=У = 0. При расположении атомов азота и кислорода в вершинах правильного октаэдра кажущийся радиус окна составляет 2,8 А, и с катионами К+ и Ва + образуются высокостабильные комплексы. Величины АЯ и А5 можно интерпретировать так же, как для краун-эфиров. Стабильность комплексов с Hg + и РЬ +, вероятно, связана с тем, что третичный азот обладает свойствами несколько более мягкого основания [c.279]

Теория электролитической диссоциации является очередной теоретической платформой. Она способствует развитию учения о периодичности, вносит дополнительные представления в систему знаний о строении вещества и базируется на уже известной учащимся теории химической связи. В ней показано, под влиянием каких причин может произойти разрыв связей и как это происходит, а также какими свойствами обладают водные растворы электролитов и почему. При изучении теории электролитической диссоциации иногда используют небольшие по объему, но важные сведения о химическом равновесии. Образовательная цель темы — сформировать понятие о сущности, механизмах, условиях процесса диссоциации, понятие о веществах-электролитах, о поведении ионов в растворе и о реакциях между ними. [c.233]

Прогнозирование образования полимерных форм в растворах рассмотрел Тило [102]. Согласно Тило, равновесие полимеризации устанавливается в водном растворе, если концентрация не-диссоциированных мономеров высока. Поэтому сильные кислоты и основания, содержащие в низких концентрациях недиссоцииро-ванные мономеры, не представляют интереса при получении клеев-связок, так как формируют конденсированные образования только в безводных средах. При получении клеев-связок ориентируются на слабые основания и кислоты, способные конденсироваться в водных средах. Тило считает, что конденсация гидроксидов протекает тем легче, чем больше ионные радиусы центральных атомов, т. е. она связана со степенью ионности связи центрального атома в кислородных соединениях. Чем больше радиусы центральных атомов, тем больше между ними расстояние и тем меньше силы отталкивания в группах X—О—X. Однако это только приближенная оценка. Отклонения видны на примере А1 и Сг. [c.62]

Если обратиться к адсорбции простого акво-катиона на поверхности окисла, не содержащего ионов постороннего металла, можно увидеть, что, чем легче акво-катнон гидролизуется, т. е. чем сильнее реакция (3) сдвинута вправо, тем ниже значение pH, при котором этот катион адсорбируется. На рис. 1 представлена зависимость адсорбции некоторых металлов на силикагеле от pH водного раствора [14]. Чтобы связать количественно величину pH, отвечающую адсорбции катиона, и гидролиз акво-катиона, можно каждую адсорбционную кривую рис. 1 охарактеризовать значением pH, при котором адсорбция достигает 50% максимальной величины (pH ), а в качестве показателя легкости гидролиза использовать константу равновесия К первой стадии гидролиза [c.44]

Гантч первый показал, что в водных растворах кислотные свойства проявляются не самой кислотой, а теми ионами, которые образовались в результате присоединения протона к молекулам воды. Вода является хорошим акцептором протонов, поэтому в водных растворах большинство минеральных кислот становится сильными кислотами, так как равновесие при этом сдвигается в сторону образования ониевых солей. Равновесие между уксусной кислотой и водой уже не сдвинуто в сторону образования [c.298]

Чтобы знать строение ионных пар, необходимы прямые экспериментальные данные. Нанример, по рассеянию рентгеновских лучей в растворах. В последние годы, как уже упоминалось в гл. IV, благодаря усовершенствованию методик удалось получить интересные результаты для водных растворов. Правда, пока исследованию поддаются растворы только довольно высоких концентраций (не менее 1 т) электролитов. Растворы электролитов в неполярных растворителях, как уже говорилось, при таких концентрациях хорошо проводят ток и, по сути дела, уже не являются растворами в средах с низкими д. п. Тем не менее ионная ассоциация хорошо объясняет поведение и таких растворов. Поэтому главным направлением экспериментальных исследований растворов электролитов в средах с низкими диэлектрическими проницаемостями стало изучение равновесия ионные пары ионы. [c.269]

Полуэлементы типа М +/М и M +/M-Hg были использованы для изучения комплексов ряда ионов металлов, которые представлены в табл. 7-1 много других примеров использования металлических и амальгамных электродов приводится в работах [38, 39]. В большинстве случаев металл М является элементом побочной группы периодической таблицы. Амальгамы металлов главной подгруппы 1-й и 2-й групп разлагаются водой и не находят широкого применения для изучения равновесия. Тем не менее проточные амальгамные электроды могут применяться для водных растворов [114]. Джозеф [120] изучил взаимодействие протеинов с кальцием с помощью амальгамного электрода, защищенного от раствора целлофановым мешочком. Поведение металлических и амальгамных электродов подчиняется уравнению (7-3) вплоть до концентраций ионов металла 10 —10 М, но применение этого уравнения в более разбавленных растворах приводит к ошибкам. Верхний предел концентраций, для которых соблюдается уравнение (7-3), определяется тем, что невозможно поддерживать постоянными коэффициенты активности при больших изменениях ионной силы. Так, уравнение (7-3) применимо к растворам ионов (ЬМ), Ма+(3 —2 М) и СЮ4(ЗМ) лишь в области 6 0,01 М для двухвалентных ионов металлов и в области 6<0,05 М для трех- [c.161]

Для обычно применяемой в анализе исходной концентрации реагентов — 25 мкМ скорость реакции образования дитизонатов очень велика. Скорость реакции зависит от органического растворителя и главным образом от pH водного раствора. При хорошем перемешивании фаз (энергичном встряхивании) для растворов с pH > 7 равновесие устанавливается в течение нескольких секунд. В присутствии анионов, способных связывать металл в комплексное соединение (винная и лимонная кислоты и др.), реакция образования дитизонатов замедляется, что приводит и к уменьшению скорости экстракции. В области рП < 4 скорость образования дитизонатов ионов металлов, способных еще к этой реак ции в этих условиях (А +, Нд2+, Рс1 +, АиЗ+, Си +, а также В1 +), очень различна. Равновесие для каждого данного иона устанавливается тем медленнее, чем меньше pH водного раствора. [c.62]

Гидроксид-ионы обусловливают щелочную реакцию раствора. При взаимодействии их с ионами НН/ снова образуются молекулы NH3 и Н2О, соединенные водородной связью, т. е. равновесие смещено влево и большая часть аммиака содержится в растворе в виде молекул NH3. Тем не менее водный раствор аммиака обычно обозначают формулой NH4OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул NH4OH [c.227]

Наше рассмотрение ионных равновесий в данный момент будет ограничено водными растворами со сравнительно низкими концентрациями. Это ограничение оправдывается тем, что вода, несомненно, является наиболее распространенной средой, в которой протекают химические процессы, хотя многие интересные и важные превращения происходят и в неводных средах. Впрочем, изучив законы равновесий в водной среде, можно легко перенести их на неводные системы. Поскольку законы химического равновесия выполняются наиболее строго для разбавленных растворов, мы будем, как правило, ограничиваться рассмотрением ионных равновесий в растворах, концентрация которых не превышает 0,1 моль/л. В данной главе нам предстоит позна- [c.264]

Этот процесс называют щелочным гидролизом (гидролиз в растворах при рН>10). Его можно объяснить тем, что ОН — единственный анион, который легко проникает в плотноупакован-ную, связанную водородными связями гидратную оболочку иона в водном растворе (рис. 8.2), что в действительности происходит вследствие переноса протона. Так, для комплекса этого типа скорость щелочного гидролиза часто в миллион раз больше, чем соответствующая скорость кислотного гидролиза. Как было показано, щелочной гидролиз является реакцией второго порядка, причем как по комплексу, так и по ОН" порядок равен единице. Хотя это, как может показаться, предполагает SN2-MexaHH3M, экспериментальные результаты лучше объясняются при помощи устанавливающегося сначала кислотно-основного равновесия, включающего образование амидо-комплекса. Вслед за этим происходит диссоциация сспря кенного основания (разд. 8.7), [c.315]

Таким образом, кислая реакция водного раствора соли объясняется тем, что гидратированный катион теряет протон и акво-группа превращается в гидроксогруппу. В рассмотренном случае могут образоваться и более сложные комплексы, например А1б(ОН)15] , а также комплексные ионы вида (А10(0Н)4] " и А102(0Н)2] . Содержание различных продуктов гидролиза зависит от условий проведения реакции (концентрация раствора, температура, присутствие других веществ). Имеет значение также длительность протекания процесса, так как равновесие при гидролизе солей многозарядных катионов обычно достигается медленно. . [c.270]

В отличие от Си(ЫНз)4 ион o(NH3)g образуется труднее. Но если такой комплекс поместить в кислый раствор, то реакция, приводящая к образованию NH , длится несколько суток. Следовательно, координированные группы NH3 нелегко отделяются от металла. Комплексы, способные, подобно u(NHj)4 , к быстрому замещению лигандов, называются лабильными, а те комплексы, в которьк, как в Со(ЫНз) , замещение лигандов идет медленно, называются инертными. Различие между лабильными и инертными комплексами определяется тем, насколько быстро устанавливается равновесие в реакциях замещения лигандов, а не положением этого равновесия. Например, хотя комплекс Со(ЫНз) инертен в кислых водных растворах, консланта равновесия показывает, что этот комплекс не является термодинамически устойчивым в таких условиях [c.384]

Что касается основных свойств частиц, то они зависят от величины их сродства к протону. Чем оно сильнее, тем больше основный характер частицы (молекулы или иона). Сродство частицы к протону также зависит от природы растворителя, т. е. от того, в какой мере его молекулы склонны выполнять по отношению к данной частице функцию донора протонов. Сродство к протону оценивается константой устанавливающегося при этом протолити-ческого равновесия. Так, сопоставляя константы равновесий, устанавливающихся в воде и в водных растворах аммиака, гидразина и гидроксиламина [c.45]

Обычно кислотность (по Бренстеду) оценивается константой кислотной диссоциации в воде К [А"1 (НаО+1 [АН]- чем выше тем сильнее кислота сильные кислоты (H IO4, H2SO4, НС1) практически полностью диссоциированы на ионы в разбавленных водных растворах слабые кислоты (СН3СООН) диссоциированы в незначительной степени (рК 4,76). Основность оценивается константой равновесия В + Н,0. ВН+ + НО-, Кь = [НВ+КНО -] [В]- чем больше /Сь. тем сильнее основание. Диссоциация кислот и оснований зависит от растворителя, его диэлектрической проницаемости, сольватирующей способности и способности выступать в качестве кислоты или основания. [c.225]

Вопрос о форме существования сернистой кислоты до настоящего времени не решен однозначно. Чистая сульфитная кислота в форме Н250з никогда не была выделена, однако ее существование допускается многими исследователями. Так, Ленденманн и Франк рассматривают равновесия в водных растворах оксида серы (IV) с позиций существования недиссоциированной сернистой кислоты [1]. Вместе с тем в [44, 58, 59] отрицается возможность существования НаЗОз. Ингрубер показывает [58], что образование бисульфит-иона (Н50 не требует стабильного кислотного соединения как промежуточного продукта ссылаясь на [60], он считает, что в системе оксид серы (IV) -вода взаимодействуют сильные диполи противоположных знаков в центральных атомах [61] (+) 502 = 1.6Д (-) Н2О = 1.87Д (-) Н0 = 1,7Д. В активированном комплексе, которым является продукт ассоциации 5О2 и Н2О (502 Н2О), электроотрицательность кислорода воды становится достаточно малой величиной, в результате чего происходит отщепление протона, а остаток образует относительно стабильный бисульфит-ион [c.26]

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]

Наблюдающиеся отклонения обусловлены непостоянством произведения равновесных концентраций отклонения тем больше, чем выше заряд иоиов Физический смысл явления заключается в том, что частицы, переходящие в рлствор с поверхности твердого вещества, способны не только к обратному осаждению на поверхность твердой фазы (устанавливается динамическое равновесие между осадком и жидкой фазой), но и склонны к ассоциации в более сложные комплексы и к взаимодействию с растворителем, т е к образованию сольватов (в водных растворах — гидратов) Поэтому не нее молекулы и ионы, находящиеся в жидкой фазе, недут себя одинаково. Это приводит к отклонению от постоянства произведения концентраций и вызывает необходимость внедения понятия произвеОения активное тгй (П.А) при данной температуре. [c.157]

Из уравнений (13.2) и (13.3) следует, что чем меньше концентрация ионов металла в растворе (2п или Си +), тем больше должна быть равновесная концентрация электронов в металле электрода. Процесс (13.3) (медная пластинка в водном растворе Си501) также равновесен, но константа этого равновесия /Са при температуре 25°С очень мала (10 ). Отвечающая этой величине избыточная концентрация электронов в медной пластине намного меньше, чем в цинковой. Поэтому потенциал медной пластины ф должен быть относительно болге положительным по сравнению с потенциалом цинковой пластины ф . Из-за электростатического притяжения электронов в металле и ионов в растворе иа границе этих двух сред возникает так называемый двойной электрический слой. [c.141]

Кислоту можно определить как водородсодержащее вещество, диссоциирующее при растворении в воде с образованием ионов водорода, а основание —как вещество, содержащее ион гидроксила или гидроксильную группу, которая при диссоциации данного вещества в водном растворе образует ион гидроксила. Кислотные растворы обладают характерным острым вкусом, обусловленным присутствием ионов гидроксония Н3О+, тогда как растворы оснований имеют характерный солоноватый вкус, связанный с присутствием в них ионов гидроксила ОН . Обычные неорганические кислоты (соляная, азотная и серная кислоты) полностью ионизованы (диссоциированы) в растворе при этом они дают один ион водорода на каждый кислотный атом водорода в формуле данной кислоты, тогда как другие кислоты, например уксусная, дают значительно меньше ионов водорода. Кислоты, подобные уксусной, называют слабыми кислотами. Молярный раствор уксусной кислоты не обладает столь же острым вкусом и не реагирует столь энергично с активными металлами (например, с цинком), как реагирует молярный раствор соляной кислоты это объясняется тем, что 1 М раствор уксусной кислоты содержит много недиссоциированных молекул НС2Н3О2 и только относительно небольшое число ионов Н3О+ и С2Н3О2. В растворе уксусной кислоты соблюдается устойчивое равновесие, описываемое уравнением [c.331]

Все реакции, протекающие в водных растворах, сопряжены с тем, что реагирующие ионы или молекулы, сталкиваясь, передают друг другу какие-то частицы. Если передаются протоны, то речь идет о кислотно-основных взаимодействиях, таких, как реакции нейтрализации или гидролиза солей, рассмотренные в предыдущей главе. Электроны передаются в окислительно-восстановительных реакциях - им посвящена следующая глава. В этой же главе мы обсудим обменные процессы, в которых могут принимать участие любые ионы. Если мы смешаем разбавленные водные растворы двух солей, то часто между ними не будет происходить заметного взаимодействия. Например, о смеси разбавленных растворов солей КаС1 и КМОз мы можем сказать, что в ней присутствуют независимые гидратированные ионы Na , К , С1, N0 , но не можем сказать, что она содержит определенные соли. В таких случаях нас интересует не столько равновесный состав растворов, сколько способы смещения обменных равновесий, направленные на то, чтобы выделить нужный продукт с максимальным выходом или избавиться от примесей. Эти смещения связаны с различными способами удаления продуктов из сферы реакции - за счет образования малорастворимых или летучих соединений или за счет ком-плексообразования. [c.197]

В работе [122] изучена реакция между ионами ртути и аммиака в водном растворе. Изменение диффузионного тока в зависимости от концентрации аммиака имеет минимум, что связано с осаждением соли 0Hg2NH2N03, которая при дальнейшем увеличении концентрации аммиака растворяется, образуя комплексы Hg(N03)n . В работе отмечается, что полярографический метод по сравнению с потенциометрическим обладает тем преимуществом, что легко позволяет установить предел растворимости осадка, находящегося в равновесии с комплексами. Проверка обратимости электродного процесса в этой системе [c.500]

Вода является довольно сильным основанием и будет принимать протоны от сильной протонной кислоты с образовапием гидксо-ниевых ионов, следовательно в разбавленной водной системе нельзя изучать кислоты, более сильные, чем ион гидроксопия. Несмотря на это, был проведен ряд исследований каталитической кислотности в водных системах. Применявшиеся методы состояли в титровании гидроокисями щелочных металлов [25, 56, 147—150], выделении кислоты из катализаторов посредством ионного обмена и ее последующего определения [22, 151—153], измерении количества углекислоты, выделяющейся из раствора бикарбоната, и исследовании скорости инверсии тростникового сахара [22, 103]. Хотя эти методы, особенно в первых работах по определению кислотности катализаторов крекипга, дали ценные сведения о химическом поведении и кислой природе катализаторов, их нельзя рекомендовать для измерения кислотности на поверхностях сильно дегидрирующих катализаторов крекинга [22, 88, 147]. Хэнсфорд [88] считает, что адсорбция гидроокиси щелочного металла в большей степепи является мерой удельной поверхности, чем кислотности катализатора. Это в действительности было бы так, если бы адсорбция измерялась по величине pH. Но вместе с тем титрование очень слабым раствором гидроокиси при величине рИ, близкой к нейтральной, могло бы дать полезные сведения, подобные тем, которые получаются при измерениях ионного обмена. Мы уже видели, что измерения ионного обмена могут дать некоторые сведения о кислотности поверхности прокаленных катализаторов. Как показал Планк [152], измерение величины ионного обмена с применением ацетата аммония дает результаты, очень хорошо согласующиеся с крекирующей способностью катализатора. Холм и др. [154] установили, что существует превосходное соответствие между каталитической активностью катализатора реакции полимеризации пропилена и величиной ионного обмена с ацетатом аммония. Последующие исследователи предлагали ввести индекс кислотной силы, основанный на константе равновесия реакции обмена. Значение этой константы равновесия также было рассмотрено Планком [118], который показал, что ее величина находится в соответствии с рКо в диапазоне 3,2- 3,6 для гидратированной в воде алюмосиликатной кислоты. [c.78]

Близкодействуюпдае силы проявляются не только во взаимодействии ион-растворитель. Большое значение они имеют также во взаимодействии растворитель—растворитель, хотя теорией они, как правило, не учитываются. Вследствие кооперативного. характера таких взаимодействий общий вклад их в неидеальность раствора может быть значительным, особенно для водных растворов электролитов. Представления о тепловом движении частиц в жидкостях, развитые Я.И. Френкелем [14], учитывают такие взаимодействия. Согласно этим представлениям, поведение частиц в жидких растворах определяется вкладом их взаимодействия в величину потенциального барьера, преодолеваемого частицей при смещении временных положений равновесия в структуре раствора. Причем этот вклад не зависит от полных энергий взаимодействия, а зависит от того, как энергия взаимодействия убывает с расстоянием. Чем существенней энергия взаимодействия убывает с увеличением расстояния между частицами, тем больше потенциальный барьер. Именно поэтому свойства растворов зависят от взаимодействий, пусть слабых, но быстро убывающих с расстоянием (близкодействующие силы). Этими взаимодействиями, как будет показано ниже, определяется кинетическая сольватация ионов — воздействие их на величину потенциальных барьеров частиц и влияние в связи с этим на сольватируемость ионов. В свою очередь, это сказывается на велищне неидеальной части химического потенциала. Указанное влияние ионов на растворитель проявляется в усилении или ослаблении связей между молекулами растворителя. [c.14]

Иногда химическая реакция начинается, некоторое время идет и затем прекрагцается до того, как одно из реагирующих веществ израсходуется в таком случае считают, что реакция достигает равновесия- Примером может служить реакция между ионами меди и аммиаком в водном растворе, при которой образуются комплексные ионы u(NHз) . Если некоторое количество раствора гидроокиси аммония (содержащего в растворе молекулы аммиака) добавить к разбавленному раствору соли меди, то цвет раствора изменится от светло-гол бого, соответствующего цвету гидратированного иона меди Сп(Н20) , до темно-синего цвета, обусловленного образованием темно-синего комплекса аммиака. При этом полностью не расходуются ни аммиак, ни гидратированные ионы меди это подтверждается тем, что темно-синяя окраска усиливается при добавлении к раствору как соли меди, так и аммиака. [c.337]