Ионная сила раствора раствора

Не только комплексообразование изменяет потенциал редокспар. Присутствие любых электролитов, вследствие увеличения ионной силы раствора, вызывает отклонение активностей растворенных веществ от их стехиометрических концентраций. И хотя принято в уравнение Нернста — Петерса подставлять молярные концентрации окисленной и восстановленной форм, -но молярная концентрация равна активности только в очень разбавленных растворах, во всех остальных случаях следует пользоваться уравнением Нернста — Петерса в такой форме [c.135]

Под влиянием изменения ионной силы раствора меняется энергетическое состояние поглощающих частиц и, следовательно, их способность к поглощению излучений различных длин волн. При изменении концентрации реагирующих веществ в широких пределах, а также при изменении концентрации посторонних веществ в растворе ( л 0) наблюдаются отклонения от законов поглощения и средний молярный коэффициент погашения не сохраняется постоянным. Иногда значение среднего молярного коэффициента погашения сохраняет постоянство в определенном интервале концентраций, т. е. зависимость А = [ (с) остается прямолинейной, что очень существенно при количественном анализе. При этом постоянство е для растворов с различной концентрацией не говорит о том, что получено истинное значение молярного коэффициента погашения. В данном случае лишь соблюдается соотношение = с /с,, если = пс. , то Лх = пЛа, [c.21]

Равновесие между водородными и гидроксильными ионами соблюдается не только в чистой воде, но и в водных растворах солей, кислот и оснований. Если в приближенных расчетах пренебречь ионной силой растворов сильных электролитов и принять активности водородных и гидроксильных ионов равными их общим концентрациям, то можно считать, что в 1 н. растворе сильной кислоты [Н ]==1 г-ио /./г. Соответственно в 1 и. растворе щелочи [0Н"]=1 г-ион л. Табл. 13 дает представление о концентрации ионов Н+ и 0Н (в г-ион л) в растворах кислот и оснований различных концентраций. [c.40]

Выше были описаны только основные электрофоретические методы. Кроме них, существует огромное множество их модификаций, приспособленных для специальных целей препаративного разделения в растворе, разделения микроколичеств вещества на ацетат-целлюлозных волокнах, непрерывный электрофорез, электрофорез в сочетании с хроматографией и т. д. Электрофорез является очень щадящим методом на его результаты сравнительно слабо влияют неконтролируемые изменения условий разделения pH, температуры, ионной силы раствора растворы разделяемых веществ практически не разбавляются. Несомненно, что метод находится еще в стадии развития. Особенно это относится к электрофорезу в градиенте плотности и в гелях. [c.106]

Влияние общей концентрации постороннего сильного электролита — фона (ионной силы раствора) более сложно. Увеличение концентрации фона в растворе вызывает сначала некоторое уменьшение О, однако а очень концентрированных растворах солей (1,5—2 М) коэффициент диффузии снова возрастает. В полярографии часто прибавляют к раствору для подавления максимумов растворы желатины или других аналогичных веществ это увеличивает вязкость раствора и уменьшает значение О. [c.489]

Введение извести и щелочи повышает pH суспензий до 11—12. Рост ионной силы растворов приводит к сжатию адсорбционных слоев и перераспределению коагулирующих ионов, скапливающихся вблизи поверхности. Химически это эквивалентно образованию на поверхности частиц менее растворимых или менее диссоциированных соединений и снижению электрокинетического потенциала. Повышение ионной силы растворов — один из важных факторов ингибирования, который действует в том же направлении, что и замещения на кальций, также вызывающие изменения структуры адсорбционных слоев. [c.336]

В биохимической литературе не всегда четко проводится разграничение между термодинамической константой диссоциации, величину которой можно получить путем экстраполяции к нулевому значению ионной силы (I = 0), и экспериментальными (кажущимися) значениями константы диссоциации, рассчитанными для данных экспериментальных условий (прежде всего для данной ионной силы). Поэтому, как правило, следует приводить условия измерения константы диссоциации, в частности ионную силу раствора. Отметим, что практические значения констант могут существенно (в некоторых случаях в 3 раза, т.е. 0,5 единицы рК) отличаться от термодинамических констант диссоциации. [c.347]

Ионная сила раствора. Изменение ионной силы раствора приводит, как правило, к изменению активности ионов. Поскольку заряды окисленной и восстановленной форм различны, различно и влияние ионной силы на эти формы. Другими словами, при изменении ионной силы раствора [c.264]

С увеличение ионной силы раствора возрастает концентрация малых ионов в фазе ионита, растет эффективность экранирования его ионизированных групп, что с избытком компенсирует незначительное уменьшение расстояния между ионогенными группами полимеров, вызванное его сжатием. Это определяет неоднозначное влияние ионной силы раствора на координационные свойства различных типов ионитов. Если координационно-активными являются ионизированные группы полимера (например, катионитов), то с возрастанием ионной силы раствора показатели координационных свойств ионита уменьшаются, несмотря на некоторое увеличение их кислотности и снижение степени гидролиза ионизированных групп. Вероятно, это можно объяснить экранированием координационно-активных ионизированных групп полимера малыми ионами электролита и снижением степени набухания катионита. Отрицательное влияние увеличения ионной силы раствора на координационные свойства катионита тем значительнее, чем меньше стабильность полимерного комплекса. Для иллюстрации на рис. 5.19, а показано, как влияет ионная сила раствора на сорбционную емкость катионита КБ-4 по ионам меди (II), кобальта (II), кадмия (II) и кальция (II), константы устойчивости ионитных комплексов которых снижаются в указанной последовательности. [c.230]

Таким образом, коэффициент диффузии представляет собой число молей вещества, которое диффундирует через единицу площади за единицу времени при градиенте концентрации, равном единице. Величина коэффициента диффузии определяется природой диффундирующего иона или молекулы и зависит от температуры, ионной силы раствора, его вязкости, молекулярного или ионного состояния вещества и др. При возрастании температуры на 1° О увеличивается приблизительно на 2%. Влияние общей концентрации постороннего электролита — фона (ионной силы раствора) более сложно. Увеличение концентрации фона в растворе вызывает сначала некоторое уменьщение В однако в очень концентрированных растворах солей (1,5—2 моль л) коэффициент диффузии снова возрастает. В полярографии часто прибавляют к раствору для подавления максимумов растворы желатины или других аналогичных веществ это увеличивает вязкость раствора и уменьшает значение О. [c.214]

Основные научные работы посвящены изучению кинетики реакций в растворах. Детально исследовал влияние ионной силы раствора и диэлектрической проницаемости растворителя на скорость многих реакций, объяснил солевой эффект и эффект среды в таких системах. Изучал также дипольные моменты молекул, термодинамические свойства и электропроводность электролитов, природу межмолекулярных взаимодействий в растворах неэлектролитов. Внес вклад в развитие общей теории кислот и оснований. Исследовал процессы коррозии металлов. [c.506]

Значительные количества нейтральных солей вызывают изменение окраски индикатора, не связанное с изменением pH, что также приводит к ошибочным результатам. Это влияние нейтральных солей обусловлено в основном двумя факторами во-первых, соль может влиять на способность одной или обеих форм индикатора к поглощению света, во-вторых, изменение ионной силы раствора влияет на активность данного индикатора. При выводе уравнения (17) активности индикатора в недиссоциированной и диссоциированной формах считались равными соответствующим концентрациям индикатора это может быть правильно в том случае, если ионная сила раствора мала в противном случае- уравнение (19) следует написать в таком виде [c.489]

Ошибки, происходящие от замены (в вычислениях, основанных на законе действующих масс) активностей ионов их концентрациями бывают особенно значительными в расчетах,, связанных с произведениями растворимости малорастворимых осадков, так как 1) малорастворимыми часто считаются осадки с достаточно заметной растворимостью 2) присутствие посторонних солей нередко создает значительную ионную силу раствора 3) малорастворимые соли часто образуются многовалентными ионами, коэфициенты активности которых в несколько раз меньше единицы. Доп. ред. [c.62]

В работах Никольского и других было показано, что концентрационная константа обмена зависит от ионной силы раствора. При определении величины заряда ионов концентрационным методом достаточной точности можно достичь только при больших разностях определяемых коэффициентов распределения. Но для этого надо сильно менять концентрацию макрокомпонента, т. е. ионную силу раствора. При этом очень сильно будет изменяться концентрационная константа обмена. В методе Стрикленда этот недостаток усиливается еще тем, что для построения прямой необходимо получить данные при нескольких разных концентрациях I макрокомпонента. Поэтому получение не вполне правильной > экспериментальной прямой может быть обусловлено двумя причинами или пренебрежением коэффициентами активности, или изменением величины заряда исследуемого иона. Последнее особенно вероятно, если в качестве макрокомпонента используется ион водорода. Резкое изменение кислотности раствора само по себе может вызвать изменение состояния вещества. Между тем в основе метода лежит предположение, что с изменением концентрации макрокомпонента заряд исследуемых ионов микрокомпонента не изменяется. [c.165]

Если для всех солей, которые можно получить, комбинируя между собой указанные выше семь ионов, вычислить концентрации, отвечающие ионной силе раствора )л = 0,1, и взять среднее значение, то оно получается равным 5700 мг/л. Ионной силе раствора а = 0,001 отвечает, следовательно, средняя концентрация 57 мг/л. Таким образом, интервал ионной силы раствора от 0,001 до 0,1, для которого в табл. 4 даны коэффициенты активности ионов, охватывает воды с минерализацией в среднем до 5700 мг/л (воды с минерализацией менее 50 мг/л встречаются очень редко). К водам с очень высокой минерализацией обычные приемы расчетов с использованием средних коэффициентов активности не применимы. [c.33]

Ионная сила внутреннего раствора должна быть значительно больше, чем ионная сила стандартных растворов и предположительно анализируемых растворов. Потенциал соединения зависит практически только от концентрации ионов внутреннего раствора, если она значительно превышает концентрацию ионов в анализируемом растворе при выполнении этого условия существенно снижается влияние состава анализируемого раствора. Это имеет большое значение, поскольку состав внутреннего раствора экспериментатор может менять (в отличие от состава анализируемого раствора). [c.181]

Если электролит очень мало растворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициенты активности ионов мало отличаются от единицы. В подобных случаях ироизведенне активностей ионов в выражении для ПР можно заменить произведением их концентраций. Так, ионная сила насыщенного раствора Ва504 имеет порядок 10- и [c.140]

Повышение ионной силы раствора приводит к росту экспериментально определяемых значений ПР. Так, ПРвазо в НгО равно 1 а в растворе с 1 = 0,25 составляет 2-10- . Как изменяется растворимость соли при повышении ионной силы раствора [c.118]

I — бессолевой водный раствор лолиэлектролита 2 — водный раствор полиэлектролита в присутствии избытка нейтральной низкомолекулярной соли 3—водный раствор полиэлектролита в присутствии низкомолекулярной соли (ионная сила раствора соли выше ионной силы исходного раствора полиэлектролита) 4 — водный раствор полиэлектролита прн постоянной иоиной силе раствора 5 — водный раствор полиэлектролита в присутствии низкомолекулярной соли (ионная сила раствора соли ниже ионной силы исходного раствора полиэлектролита). [c.120]

Следовательно, при постоянном и достаточно высоком значении ионной силы раствора концентрационную константу рав1товесия Кс можно использовать для расчетов (без заметных погрешностей) равновесных концентраций реагентов и других связанных с ними величин, независимо от того, как сильно отличаются от единицы коэффициенты активности ионов в растворе. [c.75]

Истинные термодинамические константы устойчивости и нестойкости комтшексов (константы, выраженные через равновесные активности) зависят только от природы реагентов, растворителя и температуры и не зависят от концентраций. Концентрационные константы устойчивости и нестойкости комплексов (т. е. константы, выраженные через равновесные концентрации) зависят дополнительно также и от концентраций реагентов, ионной силы раствора. Поэтому обычно, приводя числовое значение концентрационной константы устойчивости или нестойкости комплекс , кроме записи химического уравнения соответствующего равновесия (в прямой или скрытой форме) необходимо указывать не только температу ру, но и ионную силу раствора 1 . [c.193]

Если электролит очень мало растворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициент активности ионов мало отличается от единицы. В подобных случаях произведение активностей конов в выражении для ПР можно заменить произведением их концентраций. Так, ионная сила насыщенного раствора BaSOa имеет порядок 10 и произведение растворимости BaS04 может быть записано в следующей формуле [c.68]

ИОННОЙ силы раствора сопровождается повышением его полярности. Так, реакции между одноименно заряженными ионами (произведение глгв положительно) ускоряются при повышении ионной силы среды, т. е. при добавлении электролитов, в то время как реакции между ионами с равноименными зарядами (произведение ЗаЗв отрицательно) замедляются. Если же молекулы одного из реагентов нейтральны (т. е. произведение 2д2в равно нулю), то скорость реакции в первом приближении не должна зависеть от ионной силы раствора. [c.297]

Д VIII — коэффициент активности I го компонента при искомой концентрации 1 (п-1) I — коэффициент активности при известной концентрации, и 1(п-п I— оответственно ионная сила раствора при искомой и известной концентрации )аствора — число ионов, на которые диссоциирует молекула электролита, и 0 — зависимости, определяемые формулами (3 2) и данными табл 3 5 щ и m — соответственно моляльная концентрация в растворе компонента, оэффициент активности которого рассчитывается и остальных компонентов, В я В] — постоянные для отдельных компонентов [c.385]

Под влиянием изменения ионной силы раствора меняется энергетическое состояние поглощающих частиц и, следовательно, их способность к поглощению излучений различных длин волн. При изменении концентрации реагирующих веществ в широких пределах, а также при изменении концентрации посторонних веществ в растворе (ц Ф 0) наблюдаются отклонения от законов поглощения и средний молярный коэффициент погашения не сохраняется постоянным. Иногда значение среднего молярного коэффициента погашения сохраняет постоянство в определенном интервале концентраций, т. е. зависимость Л = / (с) остается прямолинейной, что очень существенно при количественном анализе. При этом постоянство е для растворов с различной концентрацией не говорит о том, что получено истинное значение молярного коэффициента погашения. В данном случае лишь соблюдается соотношение Л /Л к = С /ск если = псг, то Л = пЛ 2, т. е. доля исходной концентрации определяемого иона, переходящего в комплекс, всегда постоянна, нет побочных реакций и поэтому оптическая плотность пропорциональна концентрации. Совпадение кривых зависимости е от А, для растворов с различными концентрациями (см. рис. 7) также не означает, что данные величины е являются истинными молярными коэффициентами погашения какого-либо компонента, а показывает, что спектрофотометрически невозможно исследовать данную систему. [c.21]

В общем случае конфигурация макромолекул зависит от ионной СИЛЫ раствора и числа заряя.енных участков полимер11ой цени. С увеличением степени ионизации макромолекул их цепи вытягиваются. Добавление к раствору полимера противоио]1ов приводит к уменьшению длины макромолекулярных цепей и соответствующему снижению вязкости раствора [88]. Это, по-видимому, связано с сжатием двойных электрических слоев на одноименно заряженных участках (сегментах) и ослабеванием их взаимного отталкивания [c.295]

Проведение опыта. Исходный концентрированный раствор перхлоратов двух- и трехвалентного железа хранился в сосуде 3. Для поддержания в течение опыта постоянными значения концентраций двух- и трехвалентного железа и уксусной кислоты, а также ионной силы раствора и получения переменных значений pH применялись три рабочих раствора. Для получения первого раствора в сосуд 70 заливалось опрег деленное количество раствора, содержащего рассчитанные количества уксусной кислоты и перхлората натрия. После продувания инертного газа (через тотбку 9) в течение 25—30 мин в сосуд 10 из микробюретки 5 прибавлялось рассчитанное количество исходного концентрированного раствора перхлоратов двух- и трехвалентного железа. Аналогичным путем готовился второй рабочий раствор, отличавшийся от первого тем, что вместо перхлората натрия содержал хлорную кислоту той же концентрации. В дальнейшем постепенное добавление из сосуда 7 второго раствора к первому при постоянном перемешивании обоих растворов инертным газом> поступающим через трубки 8 и Р, изменяло значения pH первого раствора. Изменение э. д. с. указанных выше гальванических элементов позволяет определить значения окислительного потенциала и pH. Прибавление второго раствора к первому дает возможность проследить изменение окислительного потенциала исследуемой системы в области малых значений pH. [c.210]

Второе приближение (даже когда принимается постоянство значения ионного диаметра а) описывает зависимость коэффициента активности ионов от ионной силы или от ионной концентрации более точно, чем предельный закон в первом приближении (ср. со схематическим представлением на рис. 5.2). Однако отклонения наблюдаются уже в разбавленных растворах. Так как В в водных растворах имеет порядок 0,3-10 , значение Ва в уравнении (5.1.47) имеет величину, близкую 1 (в 0,001 м растворах 1 1-электролитов (1 + Вау/) 1,03), т. е. значение IgY o, вычисленное в рамках второго приближения, даже в таких разбавленных растворах отличается примерно на 3% от значения, соответствующего первому приближению лредельного закона. Но второе приближение приемлемо описывает реальные условия только в разбавленных растворах. В водных растворах посредством выбора подходящего значения а, принимаемого не зависимым от концентрации, удается получить приемлемое соответствие между вычисленным и наблюдаемым значениями коэффициента активности вплоть до значений ионной силы /=0,1. Необходимое для этого значение величины а также имеет физ1ич ский с мы1сл. В растворах с ионной силой / 0,1 среднее расстояние между ионами не превышает 20 А и их общая электрическая энергия сравнима с тепловой (кГ). Это указывает на то, что в этом приближении примененная при выводе уравнения (5.1.47) функция распределения удовлетворительно соответствует экспериментальным результатам. [c.483]

Ионоселективные электроды реагируют на изменение активности ионов, поэтому электродная функция зависит от ионной силы раствора. Необходимо при измерении ионные силы анализируемого и стандартного растворов поддерживать одинаковыми. Франт и Росс [128] рекомендовали применять для поддержания постоянной ионной силы буфер, содержащий уксусную кислоту и цитрат натрия (T1SAB) pH раствора доводят до б—5,5 добавлением [c.353]

Эти выводы были использованы для разработки метода стандартных добавок, согласно которому стандартный раствор NaF добавляют к анализируемому раствору и измеряют потенциал фторидного электрода после введения каждой добавки. При сведении к минимуму изменения факторов, оказывающих влияние на коэффициент активности фторида, например, ионной силы раствора и диффузионного потенциала, зависимость потенциала электрода от концентрации фторида подчиняется уравнению Нернста. В кислых растворах можно определять общую концентрацию фторида (свободного и связанного в недиссоциированные частицы) при условии, если активность ионов водорода остается неизменной, в растворе отсутствуют другие фторидные комплексы, кроме соединений фторида с водородом, и концентрация несвязанного фторида достаточна для его определения. Метод подробно описан в оригинальной работе. Рассмотрена возможность определения фторида в растворах, содержащих различные неорганические ионы. В присутствии металлов, мешающих определению фторида, поскольку они связывают последний в прочные комплексы (например, А13+, иоГ, Fe введение HsP04 оказывается [c.355]

Как видно из данных табл. 3, с катионообменных целлюлоз белки элюируют 1) увеличивая ионную силу (fj.) раствора при неизменном pH путем повышения концентрации буферного раствора или добавляя к нему нейтральный электролит (обычно Na l) 2) увеличивая pH раствора, что уменьшает свободный положительный заряд белков 3) одновременно повышая и pH раствора. [c.223]

Постоянную ионную силу раствора, равную 0.1, поддерживали с помощью KNO3. В электролите такого состава диссоциация комплексов МеДЦТА" протекала необратимо до полного распада этих соединений. Концентрацию водородных ионов в электролите определяли методом компенсации э. д. с. гальванической пары, составленной из стеклянного электрода и стандартного хлорсеребряного полуэлемента. Нуль-индикатором служил рН-метр ЛПУ-01, источником компенсирующей э. д. с. — потенциометр Р-300 с нормальным элементом. Для калибровки прибора использовали растворы (с известной концентрацией водородных ионов — впределах от 3.16-10- до 10- М), имеющих ионную силу 0.1 (среда KNO3). Это позволяло измерять непосредственно концентрацию, а не активность водородных ионов. Точность отсчета составляла +0.01 единиц pH. [c.55]

Оперирование ионной силой раствора весьма важно для биохимиков и биологов, ибо ионный эффект в разбавленных растворах пропорционален не их молярной концентрации, а их ионной силе. Вот почему, например, при изучении того или иного явления в зависимости от концентрации водородных ионов необходимо брать буферные растворы одинаковой ионной силы во избежание затемнения результатов вторичными солевыми эффектами. При растворении денатурированных белков в солевых растворах также приходится считаться с ионной силой растворов. Так, Т. В. Саенко (1951 г.) показала, что растворимость денатурированного по ее способу осадка под влиянием Na l, K l, СаСЬ и N32804 обусловлена не специфическим действием того или иного электролита, а их ионной силой. При одинаковой ионной силе растворимость оказалась одинаковой независимо от характера электролита. При повышении ионной силы сверх 0,1 N эта зависимость ионного эффекта нарушается. [c.147]

Чтобы обойти проблему изменения коэффициента активности при изменении концентрации электролита, применяют прием поддержания постоянной ионной силы путем добавления избытка так называемого индифферентного или фонового электролита. В этом случае можно считать, что ионная атмосфера каждого иона построена в основном из ионов фонового электролита. При низкой концентрации основного электролита ионная сила раствора и коэффициенты активности ионов будут определяться концентрацией фонового электролита, а активность основного электролита будет пропорциональна его концентрации. В качестве фоновых электролитов применяют электролиты, не вступающие в химическое взаимодействие с другими компонентами раствора (не образующие комплексов), например НСЮ4, NaNOз, МаСЮ4 при концентрациях до 3—5 т. Значения средних коэффициентов активности для этих электролитов табулированы. [c.66]

Конформация адсорбированных полиэлектролитов существенно отличается от таковой для незаряженных полимеров, за исключением случая очень разбавленных растворов ПЭ и высоких ионных сил раствора. Причина этого — сильное, простирающееся на значительные расстояния электростатическое взаимодействие сегментов полиэлектролитов. При адсорбции макроионов ПЭ из разбавленных растворов электролитов, т. е. когда между адсорбентом и адсорбатом доминируют электростатические силы, формирование на поверхности длинных петель и хвостов не происходит, адсорбированное количество невелико и оно становится независимым от М. Добавление к критическому значению энергии адсорбции элементарного звена х кр электрической составляющей может способствовать (при разноименных знаках заряда поверхности и полиэлектролита) или препятствовать адсорбции (при одноименных зарядах адсорбента и адсорбата) полиэлектролита. В первом случае притяжение макроионов к поверхности может быть очень сильным при низких концентрациях полимер полностью извлекается из раствора, затем кривые изотерм адсорбции выходят на насыщение (изотермы высокого сродства ). Адсорбция ПЭ на одноименно заряженной поверхности, часто наблюдающаяся на опыте, происходит при высоких значениях неионной составляющей энергии адсорбции звена, когда ответственны за адсорбцию гидрофобные взпимодействия, химические факторы и др. [c.50]

Влияние добавленных электролитов по-разному сказывается на адсорбции полюлектролитов. Во первых, из-за экранирования заряда полиэлектролита они изменяют вклад электростатической компоненты энергии адсорбции с ростом ионной силы раствора конформация ПЭ в поверхностном слое все в большей мере будет приближаться к конформации неионного полимера. Во-вторых, добавленный электролит подавляет взаимное отталкивание сегментов полиэлектролита, что способствует образованию толстого адсорбционного слоя. В-третьих, когда сегменты связаны с поверхностью только электростатически, энергия (сила) связи макроиона с адсорбентом может быть сильно уменьшена при введении электролита в пределе может происходить даже десорбция ПЭ, т. е. ионы электролита как бы вытесняют из адсорбционного слоя полиэлектролит [60]. В-четвертых, если одноименно заряженный полиэлектролит не адсорбируется из-за того, что химическое сродство сегментов к адсорбенту недостаточно для преодоления электрических сил отталкивания, то добавление электролита может способствовать адсорбции полиэлектролита вследствие экранирования зарядов и изменения вклада электрической составляющей в энергию адсорбции сегмента х - Согласно теории полиэлектролит ведет себя при адсорбции как неионный полимер лишь в концентрированных растворах электролитов (порядка 1—5 моль/л), что во много раз больше, чем требуется [c.50]

Исследования флокуляции латекса полистирола и бактериальных суспензий катионными полиэлектролитами привели Грегори [67] к представлениям о том, что флокуляция коллоидных растворов противоположно заряженными полиэлектролитами наступает в результате нейтрализации заряда поверхности при адсорбции реагента. При этом предполагается, что флокулянт связывается с поверхностью большим числом контактов, разворачиваясь на ней с формированием мозаичной структуры из примерно равного числа зарядов разного знака. Как известно, при низких ионных силах раствора малые значения поверхностного потенциала частиц обеспечивают устойчивость дисперсной системы за счет электростатического механизма стабилизации. Поэтому уже небольшой избыток отрицательного или положительного заряда на поверхности стабилизирует частицы или клетки в воде или разбавленных растворах электролитов, тем более что константы Гамакера частиц полистирола или клеток невелики. Отсюда выгекает, что флокуляция по данному механизму должна происходить в узкой области концентраций полимера, обеспечивающей нейтрализацию заряда поверхности. За пределами этой области частицы несут достаточный заряд для сохранения устойчивости. [c.62]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология