Гиббса ионизации

Строго говоря, константа К диссоциации при конечном зна-, чении ионной силы является эффективной величиной. Истинная константа Л" =/С Уд-ДнА Уцд коэффициенты активности соответствующих частиц). Однако поскольку отношение коэффициентов активности обычно близко к единице, можно с хорошим приближением принять, что К. — К, т. е., что эффективная константа достаточно хорошо описывает поведение низкомолекулярного электролита в водном растворе. Для низкомолекулярных электролитов константа диссоциации является характеристической величиной. Она не зависит от концентрации, степени диссоциации электролита и связана с изменением стандартной энергии Гиббса ионизации молекул уравнением [c.116]

Нарастание силы кислоты в указанном ряду НГ обусловлено уменьшением прочности химической связи молекул галогеноводородов (1-я строка табл. И). Этот фактор является определяющим в закономерном возрастании отрицательных значений энергии Гиббса ионизации НГ в воде от НР и НТ (результирующая строка табл. 11). [c.367]

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель или окислитель и число отдаваемых и принимаемых ими электронов. Для этого необходимо знать окислительно-восстановительную характеристику реагирующих веществ, что можно установить, руководствуясь периодическим законом Д. И. Менделеева, зная строение атомов- и молекул,, зная величины потенциалов ионизации, сродство к электрону," электроотрицательность элементов, окислптельно-восстано-вительные потенциалы и стандартные изменения энергии Гиббса образования веществ. [c.116]

В некоторых случаях ионизация полиэлектролита в определенном интервале а может сопровождаться кооперативным конформационным переходом молекулярных цепей, т. е. достаточно резким изменением формы макромолекул в растворе. Тогда величина А<3эл включает в себя не только электростатическую составляющую энергии Гиббса полиэлектролита, но и энергию конформационного перехода. Если конформационный переход происходит в достаточно узком интервале значений pH (или а), то эти две составляющие удается разделить и из кривых потенциометрического титрования определить термодинамические параметры соответствующего конформационного перехода. [c.118]

Полное изменение энергии Гиббса, приходящееся на моль звеньев макромолекулы, при полной ионизации можно определить, согласно уравнению (IV. 5), по площади si, ограниченной кривой титрования при изменении а от О до 1 [c.119]

Энергия Гиббса образования вещества АО Энергия Гиббса реакции ЛО Энергия ионизации / [c.249]

Степень протолиза галогеноводородов в воде растет в ряду НР-> ->НС1->НВг- Н1 и одновременно увеличивается степень электролитической ионизации. В табл. И приведен расчет энергии Гиббса процесса электролитической ионизации НГ в воде. [c.367]

Изменение энергии Гиббса АО при Ф. выражается соотношением 6 =1р- Еа или АО = Е -Е - АЕ, где /р-потенциал ионизации О Е сродство к электрону А ДЕ -энергия кванта света Лу и 5 - потенциалы полуволны соотв. полярографич. окисления О и восстановления А. Условие протекания Ф- выполнение неравенства Д0<0. Скорость Ф. зависит от ряда параметров, определяющих в перв то очередь ДО р-ции (Ещ партнеров, энергия возбуждения Ь, собств. потенц. барьер р-ции, зарады и радиусы Ь и А и др.). [c.172]

Следовательно, разность энергий Гиббса ААО ионизации I моля НА в растворителях 1 и 2 с диэлектрическими проницаемостями бг(1) и 8г(2) соответственно при условии, что радиусы молекул реагентов в растворителях 1 и 2 одинаковы, можно описать следующим уравнением [c.129]

Процесс гидратации сильно экзотермичен и идет самопроизвольно с уменьшением энергии Гиббса. Обычно степень гидратации, т.е. число молекул растворителя, окружающих каждый ион, велико (и и j — целые числа, п 1, х 1) лишь при ионизации кислоты (х = 1) [c.153]

НВг —> HI и одновременно увеличивается степень электролитической ионизации. В табл. 27 приведены расчетные значения энергии Гиббса процесса электролитической ионизации НГ в воде. [c.470]

Уравнение Гиббса—Гельмгольца. Теплота ионизации [c.24]

Уравнение Гиббса—Гельмгольца. Теплота ионизации. Работа 1. Измерение температурного коэффициента э.д.с. галь ванического элемента и расчет термодинамических величин Работа 2. Растворимость гидратов окиси металлов и pH гидра [c.235]

При ионизации молекул слабых электролитов появление заряда на органической молекуле вследствие ион-дипольного взаимодействия вызывает ориентацию диполей воды, существенно нарушающую структуру, образованную кластерами. Вследствие нарушения этой структуры возрастает энтропия системы, а ион-дипольное взаимодействие приводит к уменьшению ее энергии Гиббса. В результате растворимость слабого электролита с увеличением степени ионизации резко возрастает, т. е. возрастает энергия гидратации молекул. [c.13]

Ионизация молекул слабых электролитов, как было показано в гл. 1, значительно усиливает их гидратацию. В результате ионизации молекул возрастает абсолютное значение уменьшения молярной стандартной энергии гидратации — ДС и разность величин — (ДОа — ДС ) = — Д0°, т. е. абсолютное значение уменьшения стандартной энергии Гиббса избирательной адсорбции из водного раствора при ионизации молекул меньше, чем при адсорбции неионизированных молекул того же вещества. Поэтому при степени ионизации а< 1 нз водных растворов, содержащих смесь ионизированных и неионизированных молекул, избирательно адсорбируются лишь последние. Отсюда можно заключить, что при адсорбции слабых электролитов из растворов коэффициент активности растворенного вещества f, равен /,= 1—а (при а, ммоль/г 5г- [c.81]

Общий принцип анализа изотерм адсорбции смеси должен, по нашему мнению, основываться на выявлении связи между такими основными характеристиками адсорбции индивидуальных веществ из растворов, как молярное уменьшение стандартной энергии Гиббса избирательной адсорбции, растворимость вещества, состояние его молекул в растворе (прежде всего, учет ионизации, ассоциации, образования межмолекулярных и внутримолекулярных водородных связей). [c.173]

Следует отметить, что коэффициенты активности этих кислот не были определены, но поправка к уравнению Гиббса (7,7) на " ионизацию кислот была сделана. [c.160]

В некоторых работах, содержащих электростатические и спектральные расчеты изменений энергии при элементарных взаимодействиях, получаемые значения именуются энергиями соответствующих процессов ( энергия сольватации , энергия диссоциации , энергия ионизации и т. д.). Эта терминология приводит к недоразумениям полученным умножением на число Авогадро эффектам часто придается смысл изменений энергии АС. На самом деле рассчитанные из элементарных взаимодействий, следовательно нестатистические, изменения энергии при умножении на N дают, разумеется, изменения энтальпии ДЯ, а не АО. Поэтому и в нашем случае величины, рассчитанные в этом и следующем разделах из модели, являются теплотами сольватации ДЯ, а не изменениями энергий Гиббса ДОд. [c.78]

Теория термодинамического равновесия была развита Гиббсом по образцу механической статики Лагранжа, т. е. путем обобщения виртуальных перемещений в механике. По этой теории условием термодинамического равновесия является экстремальность функций состояния системы, или равенство вариации этих функций нулю. Для простоты выводов в дальнейшем будем предполагать однократную ионизацию. Однако подобные выводы достаточно просто сделать и для многократной ионизации. Вариацию термодинамического потенциала можно представить следующим образом [c.19]

В рассмотренных выше примерах (см. рис. 1.6) ионизации уксусной кислоты, реакциях альбумина и окисления органических соединений энергия Гиббса системы уменьшается (ДО С 0) и процессы осуществляются самопроизвольно. Изменение внутренней энергии АЕ имеет при этом различные знаки. Исходя из выражения (1.23), можно сделать вывод, что в первых двух случаях (см. рис. 1.6, а, 6) энтропия системы возрастает АЗ 0). [c.28]

Для расчета энтальпии и энергии Гиббса ионизации галогеноводородных кислот МОЖНО воспользоваться термохимическим циклом (рис. 145. табл. 33), который включает следующие процессы 1) дегидратация молекулы HHal, 2) распад молекул HHal на атомы, 3) превращение атомов Н и Hal соответственно в ионы Н" и НаГ, 4) гидратация ио-н<1В Н и НаГ. [c.302]

Удаление первого протона от нейтральной макромолекулы описывается константой диссоциации Ко ионогенной группы, входящей в состав мономерного звена. Эта величина часто оказывается близкой к константе диссоциации низкомолекулярного аналога звена полиэлектролита. Такой ионизации соответствует стандартное изменение энергии Гиббса Однако для ионизации каждой последующей группы полимерной цепи необходимо соверщить дополнительную работу против сил электростатического поля, создаваемого уже заряженными группами. Эта дополнительная работа зависит от степени ионизации макромолекулы. Поэтому эффективная константа диссоциации полиэлектролита в отличие от таковой для низкомолекулярного электролита также зависит от степени его ионизации (рис. IV. 1). Эту зависимость можно учесть, выразив в уравнении (IV. 1) рК как сумму рКо и дополнительного члена Др/С [c.117]

Здесь kQ per-Bu — константа скорости реакции первого порядка сольволиза грег-бутилхлорида при 25 °С в стандартном растворителе— водном этаноле (80% этанола по объему Y=0) дгрег-Bu i константа скорости той же реакции в изучаемом растворителе. Внимание авторов привлекала именно эта реакция, поскольку считается, что она протекает только по механизму SnI, причем ее скорость определяет стадия ионизации связи С—С1. Выбрав стандартную реакцию и стандартный растворитель, можно записать соответствующую зависимость в форме уже известной нам линейной зависимости между энергиями Гиббса [c.504]

Стадия дегидратации (3.6) соответствует разрыву связей между ионом М + и координирующимися вокруг иего молекулами воды (связи преимущественно считаются ионными). Вокруг самого аква-комплекса имеется гидратная оболочка со слаСыми связями, затрата энергии на ее диссоциацию также входит в общий баланс, который по величине равен обратному процессу— гидратации иона. Аналогично, нейтрализация иона М + противоположна процессу ионизации, а образование кристалла— сублимации. Таким образом, нормальный электродный потенциал может быть связан с энергиями гидратации (гл. 4, разд. Б.5), ионизации (гл. 2, разд. 5) и образования изолированного атома (гл. 2, разд. 8). При этом следует иметь в виду, что эти величины представляют собой изменение ДЯо, поэтому для перехода к энергии Гиббса необходимо учесть изменение энтропии. [c.141]

Исследована адсорбция бинарных смесей ряда производных бензола из водных растворов на активном угле КАД-иодный с варьированием соотношения молярных концентраций компонентов смеси в растворе от 1 4 до 4 1, а также адсорбция смесей веществ, сильно различающихся по растворимости, например анилина и нитроанилина с соотнощением компонентов молярных концентраций от 24 1 до 1 2 [137, с. 32—35]. Во всех растворах значение pH обеспечивало полное подавление ионизации молекул. Компоненты этих бинарных смесей производных бензола различались растворимостью и значениями молярного уменьшения стандартной энергии Гиббса адсорбции их из индивидуальных водных раствороэ —А0°. При измерениях изотерм адсорбции смесей суммарное заполнение адсорбционного пространства органическими молекулами 01.2 = 01 + 02 достигало 0,6—0,7. [c.157]

Так как величина приложенного извне напряжения в рассматриваемом случае из-за бесконечно малой силы тока весьма близка к величине о братимой з. д. с. элемента (ир1и разомкнутой цепи), это напряжение имеет вполне определенную величину и может быть рассчитано термодинамическим путем через равновесные потенциалы по формуле Нернста либо по уравнению Гиббса — Гельмгольца. На аноде медь будет переходить в раствор при некотором токе и (ток ионизации), а на катоде процесс [c.235]

Для различных видов энергии приняты символы и внутренняя энергия, Е — полная энергия, Еа — потенциальная энергия, Ек — кинетическая энергая, Ец — энергия ионизации атомов, Ее — энергия сродства атомов к электрону, С — энергия Гиббса, Я — энтальпия, W — работа и ее виды Wtл — механическая работа, ] э — электрическая работа. Теплота Q я ее виды (2р АЯ — теплота при постоянном давдении, Аи — теплота при по- [c.14]

Неорганическая химия (1981) -- [ c.76 , c.78 , c.124 , c.126 ]

Химия (1978) -- [ c.124 , c.151 , c.152 ]

Общая химия 1982 (1982) -- [ c.100 ]

Общая химия 1986 (1986) -- [ c.95 ]

Общая и неорганическая химия (1981) -- [ c.31 , c.35 , c.41 ]

Неорганическая химия (1981) -- [ c.76 , c.78 , c.124 , c.126 ]

Общая химия Издание 18 (1976) -- [ c.97 ]

Общая химия Издание 22 (1982) -- [ c.100 ]

Общая и неорганическая химия (1994) -- [ c.33 , c.37 , c.45 ]

Справочник по общей и неорганической химии (1997) -- [ c.39 , c.202 ]

Краткий справочник физико-химических величин Издание 8 (1983) -- [ c.0 ]

Химия Справочник (2000) -- [ c.24 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология