Взаимодействие ионов в растворе

Теория Аррениуса не учитывала этого обстоятельства, и многие выводы этой теории оказались в противоречии с опытом. Аррениус предполагал, что взаимодействие ионов в растворе не влияет на их распределение и движение, которые остаются хаотическими, как и в смесях идеальных газов. Исходя из этого, он утверждал, что свойства отдельных ионов в растворе не зависят от концентрации, а некоторые свойства раствора в целом пропорциональны числу ионов (или общему числу частиц растворенного вещества). Так, электропроводность раствора по Аррениусу должна быть пропорциональна числу ионов и может служить мерой степени диссоциации. [c.394]

Теперь можно найти потенциальную энергию взаимодействия ионов в растворе, которая определяется взаимным электростатическим притяжением ионов. Эта энергия является слагаемым в выражении для изобарного потенциала раствора. [c.409]

Подробно теория взаимодействия ионов в растворах изложена в ряде монографий [2, 11—13]. Остановимся на главнейших выводах из этой теории, существенных для рассматриваемой нами проблемы. Прп этом следует также иметь в виду, что количественные закономерности хорошо соблюдаются для весьма разбавленных растворов, которые, как правило, не применяются в промышленной практике. Для более концентрированных растворов закономерности носят, скорее, качественный характер. [c.33]

Электростатическое взаимодействие ионов в растворе 99 [c.6]

Можно считать, что электростатические взаимодействия ионов в растворах слабых электролитов отсутствуют, поскольку концентрация ионов в них невелика, а расстояния между ними велики. Поэтому подвижности ионов почти не зависят от концентрации раствора. Из уравнения (XIV. 8) следует, что удельная электрическая проводимость растворов слабых электролитов зависит от произведения ас. Пока концентрация раствора не очень велика, это произведение увеличивается с ростом концентрации, и удельная электрическая проводимость растет. Однако при больших концентрациях это произведение уменьшается, вследствие чего удельная электрическая проводимость слабых электролитов, как и сильных, после достижения максимального значения снижается (см. рис. XIV. I). [c.184]

При соосаждении большое значение имеет взаимодействие ионов в растворе с поверхностью уже образовавшегося осадка и ряд других процессов, не учитываемых правилом ПР. Основными причинами соосаждения бывают адсорбция, окклюзия, изоморфизм и некоторые другие. [c.95]

Чтобы описать ион-ионное взаимодействие, необходимо знать распределение ионов в растворе и природу сил, действующих между нонами. Поскольку и ионы, и диполи растворителя находятся в хаотическом движении, а ионы могут образовывать ассоциаты, комплексы и недиссоциированные молекулы, то в общем виде задача о распределении ионов оказывается чрезвычайно сложной. Можно предположить, что электролит полностью диссоциирован (а=1), растворитель представляет собой непрерывную среду с диэлектрической постоянной е, а ионы взаимодействуют в нем только по закону Кулона. В этих условиях вопрос о распределении и взаимодействии ионов в растворах электролитов был решен П. Дебаем и Э. Гюккелем (1923). [c.39]

Этот подход позволил развить в количественной форме концепцию специфического взаимодействия ионов в растворах и показать, что некулоновские эффекты при сближении ионов проявляются вследствие десольватации ионов (при перекрытии сфер сольватации) и сольватации ионных пар как целого (Ю. М. Кесслер). Одновременно был дан метод оценки истинной формы кривых потенциала близкодействия из экспериментальных данных. [c.56]

Ионная сила раствора — это величина, характеризующая силу электростатического взаимодействия ионов в растворе электролита. Она не зависит от природы электролита, а определяется концентрацией ионов и их зарядом и равна полусумме произведений концентраций всех ионов на квадрат их валентностей [c.122]

Такой выбор стандартного состояния для растворов электролитов имеет следующие преимущества. Во-первых, он позволяет определить стандартный потенциал путем довольно простой экстраполяции и, во-вторых, позволяет интерпретировать коэффициенты активности в рамках разумной теоретической модели. Что касается последнего утверждения, то следует отметить, что при очень высоких разбавлениях единственным видом взаимодействия ионов в растворе является их взаимодействие с растворителем. Однако при увеличении концентрации ионов среднее расстояние между ними уменьшается, а ион-ионное взаимодействие значительно вырастает. [c.305]

Энергию взаимодействия ионов в растворе обычно представляют как сумму потенциалов парных взаимодействий, зависящих только от расстояния между взаимодействующими ионами. Распределение ионов и молекул в растворах электролитов характеризуется конкуренцией между дальнодействующими кулоновскими силами и тепловым движением. Причем для очень концентрированных растворов функция распределения становится похожей нэ функцию распределения для ионных кристаллов, что свидетельствует о наличии в них дальнего порядка. [c.233]

Одним из первых и наиболее удачных приближений для расчета потенциала взаимодействия ионов в растворе стала теория Дебая — Хюккеля. Она предполагает, что каждый ион в растворе окружен ионной атмосферой противоположного знака. Плотность заряда ионной атмосферы уменьщается по мере удаления от иона, причем общий заряд атмосферы равен величине заряда иона, но противоположен по знаку. Эта теория исходя из учета взаимодействия иона с окружающей его ионной атмосферой позволила установить количественную связь между радиусом атмосферы и концентрацией электролита. Вместе с тем теория имеет ряд допущений и применима лишь к разбавленным растворам. В этой [c.233]

Таким образом, представление о диффузионном строении жидкостной обкладки слоя учитывает взаимодействие ионов в растворе. Представление о диффузном слое помогло объяснить ряд электрокапиллярных явлений, например снижение и смещение максимума электрокапиллярной кривой в зависимости от концентрации и состава капиллярноактивных ионов в электролите. [c.203]

В растворах сильных электролитов вследствие полной их диссоциации концентрация ионов велика. Поэтому свойства таких растворов будут существенно зависеть от степени взаимодействия входящих в их состав ионов как друг с другом, так и с полярными молекулами растворителя. Взаимодействие ионов в растворах сильных электролитов будет приводить к тому, что катионы и анионы будут испытывать взаимное притяжение, а ионы одного знака заряда будут отталкиваться друг от друга. Поэтому в растворе каждый произвольно выбранный ион будет окружен в среднем во времени преимущественно противоположно заряженными ионами, как, например, в ионных кристаллах. [c.160]

Авторы также отказались от объединения в один раздел, традиционно называемый Электрохимия , разных вопросов. Одни из них связаны с рассмотрением э. д. с. обратимого гальванического элемента как меры энергии Гиббса другие —с кинетикой протекания электродных процессов третьи —с механизмом прохождения электрического тока через растворы электролитов иногда к электрохимии относят также учение о разного рода взаимодействиях ионов в растворах. Первая группа вопросов относится к учению о химических равновесиях и излагаться они должны в главе, посвященной учению о равновесных системах. Вопросы второй группы составляют содержание специальных курсов по электрохимии и в этой книге подробно не рассматриваются. И, наконец, вопросы, относящиеся к теории растворов и кинетике электродных процессов, затронуты лишь в такой степени, которая необходима для правильного понимания электродных равновесий. [c.4]

Степень диссоциации электролитов зависит от концентрации растворов с понижением концентрации уменьшается взаимодействие ионов в растворе, которое приводит к образованию молекул, поэтому степень диссоциации возрастает. По [c.106]

С разбавлением раствора электролита вероятность взаимодействия ионов в растворе уменьшается, степень электролитической диссоциации увеличивается. При этом константа диссоциации, вычисленная для данного слабого электролита, в сильно разбавленном растворе имеет постоянное значение (табл. 27). [c.191]

Электростатическое взаимодействие ионов в растворах сильных электролитов приводит к тому, что во многих соотношениях, характеризующих свойства растворов этих электролитов, вместо концентрации следует использовать активность. Активность — это реальная концентрация, исправленная с учетом взаимодействия ионов [c.88]

ЧТО также подтверждает это правило. Взаимодействие ионов в растворах, содержащих гидроокиси и кислоты, представляет значительный интерес, и к этому вопросу мы еще вернемся в дальнейшем. Не так давно были вычислены коэффициенты активности соляной и бромистоводородной кислот в растворах, содержащих соответственно хлориды лития, натрия, калия и бария, а также бромиды лития, натрия и калия для широкого интервала температур (О—50°). Точность этих вычислений составляла 0,001. Как будет показано в дальнейшем, эти результаты имеют существенное значение для определения диссоциации воды и слабых электролитов в растворах солей (гл. XV, 2 и 8). Поэтому эти данные приведены вместе с библиографией в табл. 161. [c.426]

В системе создаются условия равномерного размещения ионов соли,— нечто приближающееся к подобию расположения их в кристаллах, но на более удаленном расстоянии. Особенности сольватации ионов отражаются и на свойствах растворителя. Взаимодействие ионов между собой и растворителем оказывает влияние на скорость их передвижения в электрическом поле, что приводит к изменению к раствора с изменением Сме- Следовательно, взаимодействие ионов в растворах сильных электролитов зависит от теплового движе- [c.51]

Полная электростатическая энергия взаимодействия ионов в растворе Е определяется из кулоновской энергии взаимодеиствия с11 ионных пар [c.276]

Согласно теории сильных электролитов потенциальная энергия иона в электрическом поле будет зависеть от концентрации раствора, валентности ионов, диэлектрической постоянной раствора, его вязкости и температуры. Благодаря электростатическому взаимодействию ионов в растворе возникает ближний порядок в расположении их относительно друг друга. Однако такое расположение не носит стабильного характера, а является некоторым среднестатистическим состоянием во времени. В результате вокруг каждого иона данного знака находится избыток ионов, заряженных противоположно, т. е. существует так называемая ионная атмосфера . Наличие ионной атмосферы вокруг данного иона сказывается на его движении в электрическом поле. [c.9]

Другие подходы к электростатическим взаимодействиям ионов в растворе [c.278]

В дальнейшем, примерно в 1904 г., Нойес обратил внимание иа то, что многие свойства растворов солей и сильных кислот (например, окраска) свидетельствуют об их полной диссоциации в разбавленных растворах. Эта точка зрения стала общепризнанной с 1923 г., когда Дебаем и Хюккелем была выдвинута количественная теория взаимодействия ионов в растворе. [c.285]

Во многих случаях растворимость вещества значительно не изменяется при добавлении к раствору других соединений (в небольших концентрациях). Так, неэлектролит (недиссоциирующее вещество), подобный сахару или иоду, как правило, незначительно влияет на растворимость соли в воде, а соль, подобная нитрату патрия, оказывает небольшое влияние на растворимость иода в воде. Точно также присутствие соли, не имеющей общего иона с солью, растворимость которой рассматривается, оказывает лишь довольно небольшое влияние на растворимость последней, обычно несколько повышая ее такое небольшое повышение является следствием электростатического взаимодействия ионов в растворе, понижающего до некоторой степени их активность, как об этом говорилось в разделе 10 гл. XVI. [c.375]

Сложность структуры жидкостей, недостаточность наших знаний о ней, а также широкая дискуссия, которая ведется по этому вопросу, могут служить автору оправданием очень большого объема первой главы — Введения . Последняя глава — Приложение должна облегчить понимание изучаемых явлений, для чего в ней кратко изложены теория электростатического взаимодействия ионов в растворе, теория гидратации и взаимосвязь этих процессов, которые оказывают существенное влияние на явления переноса. [c.8]

Так же, как это принято для других термодинамических функций, выбор стандартного состояния, используемого для определения, полностью произволен. Для индивидуальных соединений это вполне определенные условия. Обычно для газообразных веществ выбирают давление газа, равное 1 атм или ниже, тогда активность равна его парциальному давлению для индивидуальных твердых веществ или жидкостей стандартное состояние выбирают так, чтобы их активность была равна единице при любой заданной температуре. Для растворов электролитов наиболее удобно выбрать стандартное состояние так, чтобы активность раствора была равна концентрации в областях, где концентрация очень мала. Иными словами, когда значение концентрации стремится к нулю, значение активности приближается к значению концентрации. Такой выбор стандартного состояния для растворов электролитов имеет следующие преимущества. Во-первых, он позволяет определить стандартный потенциал путем довольно простой экстраполяции, во-вторых — интерпретировать коэффициенты активности в рамках разумной теоретической модели. Что касается последнего утверждения, то следует отметить, что при очень высоких разбавлениях единственным видом взаимодействия ионов в растворе является их взаимодействие с растворителем. Однако при увеличении концентрации ионов среднее расстояние между ними уменьшается, а ион-ионное взаимодействие значительно вырастает. [c.324]

Взаимодействие ионов в растворе [c.92]

Прп образовании соединений элементов подгруппы 1А затраты энергии иа превращение атома в катион компенсируются ее выде- лением при взаимодействии ионов. В растворах, где иоиы разобщены, они стабилизированы благодаря сильно экзотермическому процессу сольватации. [c.300]

Взаимодействие между ионами при неравновесных процессах,, к которым относится и явление электропроводности, имеет иной характер, чем в условиях равновесия. Чтобы оценить специфичность взаимодействия ионов в растворе электролита, когда через него проходит электрический ток, Бьеррум предложил ввести коэффициент электропроводности /х в отличие от коэффициента активности у (или /), который относится только к растворам в равновесном состоянии. С учетом коэффициента электропроводности для растворов слабых 1 — 1-зарядных электролитов уравнения (УП1.26) и (VIII.27) должны быть записаны так [c.94]

Значения Ксна и свон уравнениях (8.3) и (8.4) зависят от природы растворителя, природы электролита, температуры, но не зависят от концентрации электролита. /(,на К.вон могут в некоторой степени изменяться в связи с электростатическим взаимодействием ионов в растворе (см. 6). В противоположность константе диссоциации степень диссоциации электролита зависит от концентрации. [c.116]

Рассмотрим работу, необходимую для создания ионной атмосферы, т. е. электростатическую энергию взаимодействия ионов в растворе. Сперва пйдсчитаем энергию, необходимую для создания ионной атмосферы вокруг одного иона. Для этого мысленно увеличиваем заряд в данной точке, внося его из бесконечности небольшими порциями с1е. При этом вокруг центрального иона образовывается ионная атмосфера, плотность которой растет с ростом заряда. [c.356]

Теория Дебая — Хюккеля, исходящая па классической статистической механики и электростатики, позволяет определить свободную энергию взаимодействия ионов в растворе. Рассматривается система, состоящая из центрального иона и окружающей его атмосферы противоиоиов. Свободная энергия взаимодействия, приходящаяся на единицу объема раствора, [c.29]

Теория Дебая-Хюккелл [338]. Электростатический вклад в RT In y представляет собой отнесенную к одному молю энергию взаимодействия ионов в растворе, которая получается при суммировании q i — произведения заряда г -го иона на потенциал уг-, созданный всеми другими ионами в точке, где находится данный ион. Дебай и Хюккель [101] первыми получили уравнение для потенциала у., основанное на модели, схематически показанной на рис. 1.8. Потенциал можно выразить как функцию расстояния г между точкой и данным ионом (уравнение Пауссона), если функцию распределения плотности заряда р(г) считать сферически симметричной. Эта функция получается путем применения распределения Больцмана ко всем остальным ионам. В результате получается уравнение Пуассона-Больцмана, [c.65]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология