Коэффициент радиуса иона

Представления о температурных коэффициентах радиусов ионов впервые развиты нами в работах [45, 46], а затем [5, стр. 24 39, [c.14]

Из табл. 1.3 следует, что величины температурных коэффициентов радиусов ионов существенно зависят от типа соединения и прежде всего от произведения зарядов ионов, образующих кристалл. Причем, чем больше это произведение, тем меньше величина температурных коэффициентов ионных радиусов. Более того, величина [c.15]

Размер нонов легирующего компонента должен быть меньше размера ионов основного металла а) меньший, чем у иона основного металла, радиус иона ле ирующего компонента позволяет предполагать у легирующего компонента большин коэффициент диффузии в сплаве б) меньший радиус иона легирующего компонента ведет к образованию окисла с меньшими параметрами решетки, который будет сильнее затруднять окисление основного металла. [c.146]

Предлагается по нескольку растворов различных электролитов (с указанием растворителя и его диэлектрической постоянной О), для которых при заданной температуре Т известны величины концентраций с и средних активностей а . На основании зависимости среднего коэффициента активности от концентрации (/ / . от ]/ с необходимо выбрать тот электролит, в котором межионное взаимодействие определяется силами притяжения. Из остальных электролитов следует выбрать такой, где силы отталкивания начинают проявляться при наиболее низкой концентрации. Для обоих выбранных электролитов рассчитать радиусы ионной атмосферы 1/Х при заданных концентрациях с, и [c.27]

При радиусе иона, равном 0,3 нм, Да 1, и для коэффициента активности находим приближенное уравнение [c.238]

Точный расчет ослабления поля за счет релаксационного эффекта очень сложен. Поэтому рассчитаем ДХ/Х с точностью до числового коэффициента, ограничиваясь рассмотрением 1,1-валентного электролита. Поскольку разрушение ионной атмосферы происходит благодаря процессам диффузии, то для оценки времени релаксации можно воспользоваться формулой Эйнштейна—Смолуховского х =2011, заменив в ней среднее расстояние х на радиус ионной атмосферы 1/х, а время I на время релаксации т. Таким образом, учитывая формулу (IV. 13), получаем [c.70]

Известны некоторые закономерности, касающиеся коэффициентов активности. Так, для разбавленных растворов (приблизительно до т = 0,05) соблюдается соотношение 1—/ = Д ]/т. В несколько более разбавленных растворах т <= 0,01) величины f не зависят от природы ионов. Это обусловлено тем, что ионы находятся на таких расстояниях друг от друга, на которых взаимодействие определяется только их зарядами. При более высоких концентрациях наряду с зарядом на величину активности начинает оказывать влияние и радиус ионов. [c.169]

Г. Льюис, учитывая близость свойств ионов и С1 (подвижность, ионный радиус, заряд и др.), принял, что к.+ = /сг-Отсюда следует, что /к+ = /с1- = /кс - Это допущение позволило рассчитать коэффициенты активности отдельных ионов. Например, зная /нсь можно найти коэффициент активности иона водорода по величине /с1- из соотношения /н+ = /нс1//с1--Таким путем были получены величины, приведенные в табл. IX.2. [c.169]

Зависимость энтропии растворения от радиусов ионов с численными коэффициентами можно представить уравнениями [c.163]

Величину а, названную ионным параметром, рассматривают как сумму эффективных радиусов ионов он равен расстоянию между центрами ионов противоположного знака, на которое они могут сблизиться (рис. VII. 17). Коэффициенты А и В являются функцией температуры При 25°С для водных растворов А = 0,509 моль- / дм- /> и В = 0,329-10 нм моль- / дм /. [c.438]

Согласно полученному уравнению логарифм от среднего коэффициента активности должен линейно убывать в зависимости от корня квадратного из ионной силы и не зависеть от природы электролита. Однако на опыте это наблюдается лишь при очень малых концентрациях электролита, порядка единиц миллимолей в литре. При повышении концентрации 1п проходит через минимум и в дальнейшем растет, причем у становится больше единицы. Для объяснения этих фактов в теорию вносились различные поправки. Так, учет радиуса ионов приводит к уравнению [c.363]

Для простых однозарядных неорганических ионов коэффициенты распределения между водой и органической неполярной фазой весьма малы. Так, расчет но уравнению Борна для системы вода —м-гексан (е = 2) при 25° С и радиусе иона 2 А дает значение К 10 [94]. Для более сложных ионов, нанример длинноцепочечных ионов, расчет по формуле Борна неприменим. Их растворимость в органической фазе может быть значительно большей из-за специфических взаимодействий, не учитываемых формулой Борна. Из уравнения (IV.46) видно, что межфазный скачок потенциалов возникает, когда коэффициенты распределения катионов и анионов неодинаковы. В случае малых потенциалов (ф < 25 мв) полный скачок потенциалов распределяется между фазами в. отношении [94] [c.134]

Величина а изменяется с изменением координационного числа приблизительно так же, как изменяются при перемене координационного числа радиусы ионов. Так, например, при изменении координационного числа с 6 на 8 радиус увеличивается на 3%, а коэффициент а — на 1,2% при переходе от координационного числа 6 к 4 радиус уменьшается на 6 %, а а — на 7 7о и т. д. Поэтому если в формуле Борна расстояние между ионами Я заменить суммой ионных радиусов Га -Гх, полученных для координационного числа 6, то коэффициент а станет действительно практически постоянной величиной, равной 1,748. Подставляя в формулу (6) численные значения для У, е, а и и, получим простую формулу для расчета энергии решетки (в ккал моль) [c.174]

Силу, с которой один ион поляризует другой, называют поляризующей способностью. Считают, что ее величина возрастает с увеличением положительного заряда и уменьшением радиуса (поляризация катиона анионом очень мала, и ее можно не учитывать). По Гольдшмидту поляризующая способность определяется потенциалом поверхности иона Ze/r . Степень поляризации, приведенная в табл. 4.14, определена исходя из коэффициента преломления ионных кристаллов. Простая схема, связывающая изменения поляризующей способности и поляризуемости с изменением ионного радиуса для ионов, имеющих электронную конфигурацию, характерную для благородных газов, приведена на рис. 4.4. [c.183]

Для применения этой теории необходимо знать температуру, молярный объем и диэлектрическую постоянную растворителя, валентность, молярный объем раствора, эффективные радиусы всех ионов для процесса высаливания , эффективные расстояния сближения ионов а и коэффициент взаимодействия между молекулами Предполагается, что ионы щелочных галогенидов представляют собой сферы. В этом случае Ъ = г ж а = Г1+Гч. В качестве радиусов ионов были приняты значения, найденные Паулингом [53] из кристаллографических данных. Величины объемов ионов в растворе были взяты несколько меньшими, чем 4г.г /Ъ. Постоянная А принималась одинаковой для всех галогенидов. Теория взаимодействия ионов Бренстеда, которая исключает взаимодействие мея ду ионами одинакового знака на близких расстояниях, была тоже использована для упрощения некоторых подстановок. Два параметра были определены эмпирически с помощью осмотических коэффициентов, а именно отношение объема иона в растворе к истинному объему иона и коэффициент А. Первый из этих параметров совпал с теоретическим значением, в то время как для второго параметра получилось лишь приближенное согласие. [c.369]

Соль По растворимости [245] По коэффициенту распреде- ления [246] По химическим радиусам ионов кристаллов и воды [c.158]

Указанные исследователи обращали также внимание на зависимость между теплопроводностью раствора и радиусом ионов. С увеличением концентрации электролита коэффициент теплопровод- [c.435]

Пер1юдический закон указывает на периодический характер функциональной зависимости свойств элементов от заряда ядра атомов такой вид имеет эта зависнмость для огромного.числа самых разнообразных характеристик. На рис. 1.11 и 1.12 показаны завнскмости атомных объемов и первых энергий ионизации атомов от порядкового номера элементов. Эти зависимости выражаются кривыми, имеющими ряд максимумов и минимумов. Аналогичный характер имеет подобная зависимость и для многих других свойств (коэффициент сжимаемости, коэффициент расширения, температуры плавления и кипения, радиусы ионов и т. д.). [c.34]

Уравнение третьего приближения теории Дебая — Гюккеля имеет простую форму, но константа С лишена определенного физического смысла. Р. Робинсон и Р. Стокс (1948) предложили иную количественную интерпретацию роста lg/ "> при высоких концентрациях электролита. По теории Робинсона — Стокса формула второго приближения (III.55) должна применяться не к свободным, а ксольватированным ионам, мольная доля которых по отношению к свободному растворителю отличается от мольной доли ионов без сольватной оболочки. На это, в частности, указывают экспериментальные значения параметра а, превышающие сумму кристаллографических радиусов катиона и аниона. Таким образом, возникает необходимость установления связи между коэффициентами активности и / /( сольв)- При этом применяется тот же прием, как и при установлении связи между стехиометрическим коэффициентом активности бинарного электролита и истинным коэффициентом активности ионов при учете его частичной диссоциации [см. уравнения (111.21) — (III.26)]. Окончательный результат можно представить в виде [c.42]

Особенности поведения растворов сильных электролитов и их свойства объясняются теорией межионного взаимодействия, которая была развита Дебаем и Гюккелем (1923). Согласно этой теории, противоположно заряженные ионы в растворе притягиваются друг, к другу. Электростатическое взаимодействие ме.жду. ионами стремится создать такое " их расположение в растворе, при котором отрицательные ионы окружают себя атмосферой положительных ионов, и наоборот. В результате некоторой упорядоченности распределения ионов в растворе около любого иона концентрируются ионы противоположного знака. Суммарный заряд сферы, в центре которой находится произвольно выбранный ион, имеет избыточный заряд, противоположный по знаку заряда центрального иона. Тепловое движение постоянно изменяет картину распределения ионов в этой сфере. В нее входят и ее покидают ионы различных знаков, вследствие чего относительное число катионов и анионов в сфере постоянно изменяется. Поскольку радиус ионной атмосферы довольно велик, атмосферы двух соседних ионов пересекаются. В этом случае каждый ион в данный момент входит в состав одной илн нескольких ионных атмосфер других ионов. Исходя из нред-сгавлений о полной диссоциации сильных электролитов следовало ожидать, что коэффициент I для электролита, диссоциирующего на два иона, должен равняться двум не только в разбавленных, но и в достаточно концентрированных растворах. Опыты показали, однако, чго коэффициент / в растворах сильных электролитов, так же как и в растворах слабых,- зависит от концентрации раствора, уменьшаясь с увеличением концентрации. Такая зависи- [c.239]

В ЭТИХ уравнениях С,- —молярная концентрация г-го компонента в объеме фильтрата У С max концентрация / ГО компонента в объеме фильтрата Утах. соответствующего максимуму на кривой элюирования Qi —общее количество молей (г-ионов) частиц г-го вида Vp —общий объем, занимаемый в колонке ионитом, см К<и —коэффициент распределения г-го компонента между ионитом и элюирующим раствором р — объем раствора на единицу объема ионита в колонке N —число эффективных теоретических тарелок z — высота слоя сорбента в колонке, см А — высота эффективной теоретической тарелки, см г — радиус частицы ионита, см D и D — коэффициенты диффузии ионов 1-го вида в растворе и в фазе ионита, см /сек [c.182]

В уравнении Кордеса (2.37), связывающем рефракцию и радиус иона, фигурирует борновский коэффициент отталкивания, который резко изменяется при переходе от одного периода к другому в системе Менделеева, например для иоиов тииа Ые ==7, для Аг—9, для Кг—10. Поэтому ионы элементов разных периодов будут иметь несколько различную зависимость рефракции от объема. А отсюда коэффициент пропоршюнальностн в уравненпи [c.243]

Это уравнение часто применялось нами для экстраполяции данных, полученных путем измерений электродвижущих сил. Согласно теории Гюккеля, член Вс учитывает влияние изменения диэлектрической постоянной при изменении концентрации соли. Понижение диэлектрической постоянной при добавлении ионов обусловливает высаливание ионов и приводит к увеличению коэффициента активности. Это действие соответствует появлению сил отталкивания между ионами и противоположно по знаку влиянию междуионного притяжения, которое выражается первым членом в правой части уравнения (32). Наоборот, если при увеличении концентрации соли диэлектрическая постоянная возрастает, то ионы всаливаются , член Вс является отрицательным и коэффициент активности уменьшается. Эти явления соответствуют солевым эффектам, которые, согласно теории Дебая и Мак-Олея (гл. III, 10), прямо пропорциональны сумме обратных радиусов ионов S Хотя факт изменения диэлектрической постоянной при увеличении концентрации ионов и не подлежит сомнению, однако есть все основания считать, что это влияние не является единственным существенным фактором в случае концентрированных растворов. Поэтому данное уравнение следует рассматривать в основном как эмпирическое. [c.359]

Назаренко и соавт. [313] на примере взаимодействия галлия, индия и таллия с реагентами ПААК и ПАДЭАФ показали, что молярные коэффициенты погашения комплексов уменьшаются с увеличением радиуса иона комплексообразователя, а максимумы светопоглощения, наоборот, батохромно смещаются при переходе от галлия [c.88]

Экстракции неорганических соединений в виде ионных ассоциатов посвящено очень большое число работ (см. обзоры [1 —3]). Только небольшая часть из них посвящена термодинамике экстракции, например [4—7] и др. Очень мало данных по теплотам экстракции ДЯ, не встречается значений энтропии экстракции ДЛ , отсутствуют данные о связи важнейших термодинамических характеристик ДЯ, Д6 и коэффициента распределения О со структурными (зарядами и радиусами ионов экстрагируемых соединений). Между тем установление такой связи позволило бы арг10г1 находить лучший реактив для экстракции данного элемента. [c.59]

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]

Смотреть страницы где упоминается термин Коэффициент радиуса иона: [c.15] [c.94] [c.430] [c.347] [c.307] [c.105] [c.272] [c.282] [c.194] [c.38] [c.57] [c.109] [c.345] [c.328] [c.138] [c.393] [c.10] [c.88] [c.164] [c.91] [c.154]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология