Константы ассоциации ионов в обычная

Влияние специфической сольватации па положение равновесия между ионами и ионными парами пока количественно учесть невозможно. Однако, если рассматривать растворитель в качестве изотропного бесструктурного диэлектрика, то можно получить выражение для константы диссоциации ионных пар Кц или константы ассоциации ионов в ионную пару К . Если доминирующим в ионной паре является кулоновское взаимодействие, то обычно для расчета этих констант используют [4] уравнение [c.250]

В выражениях для равновесия с ионами водорода чаще используются константы диссоциации, чем константы ассоциации. Далее, обычно предполагается, что взаимодействие участков имеет чисто электростатический характер, если нет определенных фактов, заставляющих предположить обратное. Таким образом, мы можем [c.620]

В частном случае, когда в растворе нет молекул солей, а образуются только ионные ассоциаты, К р > 1 К ест, из уравнения (VII,7) следует, что обычная константа является величиной, обратной константе ассоциации [c.319]

Очевидно, и дифференцирующее действие кислых растворителей с низкой диэлектрической проницаемостью связано с возникающей в них ассоциацией ионов. О роли ассоциации в растворителях с низкой диэлектрической проницаемостью можно судить по поведению хлорной кислоты в уксусной. В уксусной кислоте константа превращения хлорной кислоты К ,р = = 1,0, обычная константа К б = 1,1-10"константа диссоциации Кц = = 0,5-10 и константа ассоциации того же порядка = 0,5-10" . [c.343]

На степень образования ионных пар может сильно влиять неравномерность распределения заряда, столь обычная для органических ионов. Эта неравномерность приводит к существованию вблизи иона локализованных областей с высоким градиентом потенциала, обеспечивающих сильное притяжение между катионом и анионом примером может служить водородная связь. В условиях, благоприятствующих образованию водородной связи между катионом и анионом, константа ассоциации увеличивается на несколько порядков (разд. 8.7). [c.286]

Константы ассоциации, определенные методом электропроводности, обычно считают термодинамическими величинами, так как измерения проводят в разбавленных растворах, где коэффициенты активности можно рассчитать с достаточной надежностью. Для того чтобы полученные таким образом величины имели физический смысл, необходима точная идентификация компонентов, участвующих в термодинамическом равновесии. Такая идентификация не вызывает затруднений в случае ионов, но при наличии ионных пар положение становится довольно неопределенным. Пру провел детальное обсуждение этой проблемы [79]. Метод электропроводности позволяет различить проводящие и непроводящие частицы. Однако вопрос состоит в том, на каком расстоянии при сближении и при каких условиях два про- [c.33]

Уравнение (25) позволяет определить минимальное значение константы ассоциации при данном контактном расстоянии между ионами. Электролиты, менее ассоциированные, чем предсказано электростатической теорией, - это обычно электролиты со значительной сольватацией ионов, такие, как, например, хлористый литий в этиловом спирте. В этих случаях включение одной или нескольких молекул растворителя между ионами, связанными в пару, увеличивает рас- [c.35]

Из этого уравнения следует, что обычная константа будет зависеть как от неполноты диссоциации продукта присоединения, так и от возникающей ассоциации ионов. Первый член представляет обратную константу диссоциации продукта присоединения ВМ , а второй — /Сасс- Если ассоциация ионов очень велика / p>l, тогда, как мы видели. [c.650]

Первый член в правой части имеется и в отсутствие ассоциации ионов. Как и в случае функций кислотности в водных растворах, он отражает независимость функции кислотности HQ(B)W от природы основания при условии, что В1 и В2 (а также В1Н+ и В2Н+) характеризуются одинаковыми свободными энергиями переноса из растворителя S в воду, или, если различия между ними компенсируются отношением, которое входит в состав (1.170). Отношение констант Кех является мерой относительной стабильности ионных пар ВН+ А , которые обычно образуют водородные связи и на которые влияют разнообразные ближние взаимодействия (см. гл. 3, разд. З.Б), в том числе сила кислоты ВН+ Второе следствие состоит в том, что предельные значения HQ(B)W в разбавленных растворах различных кислот НА не совпадают, если измерения производят с одним и тем же индикатором. Так, применяя (1.168) к разбавленным эквимолярным растворам кислот НА1 и МА2, получим [c.133]

На практике обычно используют относительную устойчивость клешневидных соединений, а не их термодинамические константы образования, поскольку определение последних в растворителях с малой диэлектрической проницаемостью, где возможна ассоциация ионов даже при очень сильном разбавлении, весьма сомнительна. [c.548]

Обратимые реакции между макромолекулами и молекулами или ионами низкомолекулярных веществ подчиняются обычным законам химического равновесия. Поскольку в макромолекуле число реагирующих участков может быть велико, для описания реакции необходимо большое число констант равновесия однако это не вызывает принципиальных изменений. Таким образом, соединение макромолекулы Р с меньшей молекулой или ионом А может быть описано при помощи п констант ассоциации [c.595]

Кроме использования этой существенной разницы в значениях констант ассоциации хелатов для катионов с различным зарядом, разделения таких катионов можно достичь путем изменения концентраций реагента и водородного иона. (По существу определенное повышение концентрации реагента в органической фазе эквивалентно по своему эффекту пропорциональному снижению концентрации водородного иона в водной фазе, однако обычно изменяют концентрацию водородных ионов, поскольку ее легче определять и регулировать.) Степень возможного разделения двух металлов 1 и 2 при экстракции обычно характеризуется фактором разделения S [c.25]

Обычно состав комплекса катион (ионная пара) — растворитель зависит от типа растворителя и концентрации комплекса в растворе. Наличие двух и более видов сольватных комплексов часто легко заметить при изучении температурных зависимостей констант ассоциации или диссоциации в средах, способных к координационной сольватации. Если наблюдается образование нескольких комплексов, то на кривой зависимости lg К от 1/Т будут изломы [137]. [c.130]

Следовательно, вопрос о влиянии среды на ионную полимеризацию сводится к рассмотрению закономерностей этого влияния отдельно на константы скорости роста цепи на свободных ионах и ионных парах, а также на константу диссоциации ионных пар . Кроме того, надо учитывать, что возможна ассоциация ионных пар в более крупные образования, реакционная способность которых намного ниже, чем ионных пар. В большинстве случаев ассоциаты ионных пар вообще не ведут полимеризацию. Ассоциация активных центров полимеризации обычно происходит в инертных неполярных растворителях и при достаточно высоких концентрациях растущих цепей. Роль ассоциации ионных пар в кинетике различных реакций, в том числе и реакций полимеризации, подробно рассмотрена [27, 28] для процессов с участием Li-органических соединений. Введение полярных или электронодонорных растворителей в инертную среду смещает равновесие в сторону образования ионных пар и свободных ионов. [c.384]

Непосредственной мерой силы межионных взаимодействий могли бы быть константы равновесия образования ионных пар в водном растворе, однако для одновалентных ионов такие пары чрезвычайно неустойчивы. Измерение констант равновесия при слабой ассоциации связано с большими экспериментальными трудностями, но, по-видимому, можно считать, что константы ассоциации образования ионных пар из обычных одновалентных ионов не превышают 1,0 л/моль и близки к значению, которое следовало бы ожидать для механизма случайных столкновений сольватированных ионов [10]. Даже если один из ионов является двухвалентным, константа ассоциации остается незначительной, однако, если оба иона двухвалентны, наблюдаются большие значения констант. Характерными величинами являются 9 л/моль для K -SO , 5 л/моль для Na -SO , 190 л/моль для 80 и 140 л/моль для Mg + -80 [И]. [c.277]

Ассоциация ионов в ионные пары — чрезвычайно быстрый процесс, и обычно реакция контролируется диффузией. Первое исследование таких процессов проведено Смолуховским [114], который показал, что константа скорости ассоциации нейтральных коллоидных сфер, которые прилипают друг к другу при каждом столкновении, определяется выражением [c.267]

Можно было бы думать, что растворитель без протонов будет идеально подходить как среда для изучения относительной силы кислот и оснований, поскольку сам растворитель совершенно инертен и не может нп принимать, ни отдавать протоны. Такого рода измерения были сделаны, но в толковании их результатов много неясного. Пре кде всего, использование таких растворителей затруднено вследствие их малой диэлектрической проницаемости, которая обычно имеет величину 2 или 3. Поэтому заряженные частицы в таком растворе образуют двойные ионы и происходит сильная ассоциация. При таких условиях обычные методы определения силы кислоты становятся ненадежными и константа равновесия уже ие имеет такого простого вида, как в растворителе с большой диэлектрической проницаемостью. Об относительной силе кислот и оснований в растворителях с малой диэлектрической проницаемостью имеется очень мало данных. [c.339]

Приведенные выше уравнения Фуосса и Крауса и Шидловского, представляющие соединение закона разведения Оствальда с обычным уравнением Онзагера, дают возможность определить константы диссоциации (ассоциации) из данных об электропроводности с хорошим приближением, когда степень диссоциации ионных пар меньше 0,01. [c.259]

Однако когда часть растворенного электролита, находящаяся в виде ионных пар, мала, что имеет место для растворителей с высокой диэлектрической проницаемостью, константы, подсчитанные по этим уравнениям, не точны. Это является следствием эффектов, которые не учитываются уравнениями, но оказывают влияние того же порядка, которое вызывает ассоциация. Вследствие влияния таких эффектов, а также ассоциации ионов обычное уравнение Онзагера для электропроводности не передает истинной картины зависимости электропроводности от концентрации. Фуосс и Онзагер более подробно рассмотрели зависимость электропроводности от концентрации для неассоциированных электролитов, а Фуосс использовал результаты этого исследования для рассмотрения электропроводности слабоассоциированных электролитов. [c.156]

В рамках этих же самых представлений о роли среды в процессе иоМной ассоциации обычно обсуждаются данные об ассоциации ионов, структура которых асимметрична, т. е. их нельзя рассматривать как сферические частицы. Асимметричность может быть вызвана, например, тем, что ион имеет довольно большой размер, а заряд локализован в одной точке. В этом случае ион обладает дипольным моментом ц. Примером такого иона является анион пикриновой кислоты, который в сочетании с различными алкиламмониевыми катионами очень часто используется как объект изучения констант ассоциации ионов в ионные пары. Для случая образования ионной пары из сложного аниона и простого точечного катиона в уравнение, связывающее константу диссоциации с диэлектрической проницаемостью, следует включить [107, 116] член, учитывающий ион-дипольные взаимодействия [c.123]

Однако влияние этих равновесий на силу кислот сказывается только в концентрированных растворах. В разбавленных растворах, в которых определяются термодинамические константы, реакция (IV) обычно проходит до конца, а реакция (V) практически еще не начинается. Напрймер, в очень концентрированных водных растворах молекулы азотной кислоты ассоциированы, при добавлении воды ассоциаты уступают место продуктам взаимодействия азотной кислоты с водой состава HN0з H20 и НКОз-ЗНзО одновременно изменяется степень ассоциации воды. При дальнейшем разбавлении эти продукты диссоциируют па сольватированные ионы. Если при этом диэлектрическая проницаемость раствора невелика (смеси диоксана с водой), то образуются ионные молекулы — ионные двойники. Наличие таких ионных двойников наряду с молекулами обнаруживается на основании различия между константами диссоциации, определенными из электрохимических и оптических данных. Ионные молекулы, как и обычные, не переносят тока, но их оптические свойства близки к свойствам свободных ионов. [c.295]

Чтобы разобраться, как влияют отдельные величины в уравнении (VII,26) на величину обычной константы, рассмотрим сначала диссоциацию кислот в средах с высокой диэлектрической проницаемостью и с малым сродством к молекулам кислоты. В таких средах не возникает ассоциация ионов Яасс = О, К р <С 1, Янест > 1 И [c.326]

Величина К сст оснований играет ту же роль, что при диссоциации кислот. Величина К сст зависит от суммарной энергии образования водородной связи, а именно — энергии, выделяюш ейся при образовании собственно водородной связи, и энергии, затрачиваемой на деформацию (ослабление) связи протона с молекулой растворителя. В этом смысле образование водородной связи является начальной стадией диссоциаг ии основания. Однако большей энергии присоединения соответствует малая величина Каест, уменьшающая обычную константу диссоциации. Если при этом растворитель обладает низкой диэлектрической проницаемостью, заметную роль начинает играть ассоциация ионов, К р увеличивается. [c.344]

Растворитель может оказывать очень сильное влияние на константы скорости реакций между ионами и органическими молекулами, будь то нуклеофилы или основания. Например,, при переходе от воды к ацетону константа скорости второго порядка реакции между хлорид-ионом и метилиодидом возрастает приблизительно в 10 раз. Другой пример — рацемизация оптически активного 2-метил-З-фенилпропионитрила под действием метоксид-иона. Скорость этой реакции в диметилсульфоксиде в 10 раз больше, чем в метаноле [8]. Эти эффекты ускорения могут быть отчасти обусловлены влиянием диэлектрической проницаемости среды, однако в основном они определяются специфическим действием растворителя. Как указывалось выше, наибольшие различия замечены между протонными и апротонными растворителями. Переход от протонного растворителя к апротонному может приводить к последствиям двоякого рода с одной стороны, к смещению равновесия между ионными парами и свободными ионами, а с другой — к изменению специфической сольватации ионов, которая обычно является более сильной в среде протонного растворителя. Важнуку роль процесса ассоциации ионов в определении кажущейся нуклеофильности можно проиллюстрировать на примере галогенидов лития и тетра- -бутиламмония. В реакции с -бутил-п-бромбензолсульфонатом в ацетоновом растворе эти соли соотносятся по реакционной способности следующим образом (все соли берутся в концентрации 0,04 моль/л) [c.49]

Систематические исследования влияния изменений характера или концентрации солевого фона на константы устойчивости производятся обычно для нахождения отношения активностей (см. раздел II, 1, А). Изменения термодинамических функций можно рассмотреть с точки зрения конкурируюхцих реакций комплексообразования [240] или изменения коэффициентов активности, входяш их в уравнения (5), (6), (31)— (33). Устойчивости комплексов ионов металлов изучались в смесях водных и неводных ( смешанных ) растворителей главным образом по двум причинам. Во-первых, изменение констант ассоциации в зависимости от диэлектрической проницаемости среды рассматривали как способ проверки представлений Бьеррума—Фуосса об ионных нарах [62]. Во-вторых, многие органические лиганды и их комплексы настолько плохо растворимы в воде, что соответствующие равновесия можно изучать только в смешанных растворителях. [c.69]

Однако и одна реальная система не ведет себя в точном согласии с этим щростым выражением, потому что обычно она включает много других сложных равновесий. Реагент в органической фазе может <в определенной степени диоооциировать, причем степень диссоциации зависит от природы реагента и свойств растворителя, либо при более высоких концентрациях он может полиме-ризоваться, либо, наконец, он может быть более растворимым в воде, чем в органическом растворителе. Ионно-ассоциатный комплекс может претерпевать диссоциацию или полимеризацию, в ходе. которых могут возникать большие агрегаты (мицеллы). Образование более крупных агрегатов в значительной мере может иметь место и в водной фазе. Константу ассоциации можно выразить не только при помощи закона действующих масс [c.205]

Во многих системах "ККМ" близка к 0,05 М, в других системах "ККМ" увеличивается агрегаты теряют устойчивость) с увеличением длины амфифильного соединения и с ростом диэлектрической константы растворителя [1796]. Числа агрегации и константы ассоциации для систем типа RNH+R O характеризуются отсутствием четкой зависимости от структуры и D растворителя [1796]. Некоторые системы, например натриевая соль диэтил-и-бутилмалоната в бензоле [30] и щелочные трицентилметилбунзолсульфонаты в гептане [434], проявляют значительно более высокие числа агрегации. Сольватация катиона ДМЭ разрушает агрегаты натриевой соли диэтил-и-бутилмалоната [30]. Однако большинство вывернутых мицелл стабилизируется небольшими количествами воды. При этом "ККМ" снижается [542], а число агрегации увеличивается [361, 407]. Вода дополнительно увеличивает объем ионного ядра, способствуя росту, и скрепляет ядро за счет образования межионных водородных связей. Следствием стабилизирующего воздействия воды является включение (солюбилизация) значительных ее количеств в углеводородные растворы этих солей. Как количество солюбилизированной воды, так и теплота солюбилизации увеличиваются с усилением гидрофильного характера противоиона - металла или галогена [310, 311]. Эти так называемые "лужи воды" способны в свою очередь к солюбилизации неорганических солей [6], или полярных неэлектролитов [542, 9], обычно нерастворимых в углеводородных растворителях. [c.566]

Хотя уже получено большое число кристаллосольватов солей с двуокисью серы [66], пока нет данных по геометрической структуре этих соединений. Однако спектральные данные указывают на то, что связь в них подобна связи с переносом заряда. Так, например, иодиды щелочных и щелочноземельных металлов и аммония изменяют инфракрасный спектр SO2 в ацетонитриле до такой степени, что он практически перестает зависеть от природы катиона, как обычно бывает при образовании комплексов с переносом заряда [67]. Неизменность спектра SO2 при действии КВг и КС1 объясняется, по-видимому, тем, что их константы ассоциации слишком низки, чтобы можно было наблюдать инфракрасные спектры поглощения комплексов. Спектроскопические данные в пользу образования комплексов SO2 с бром- и хлор-ионами все же были получены в лаборатории автора настоящего обзора [68]. В разбавленных (—IO моль1л) растворах SO2 в воде, содержащих буфер с концентрацией 1 моль л Н+ для подавления ионизации SO2, все галоген-ионы (хлор, бром и иод) увеличивают макс SO2, которая обычно находится при 276 ммк, и дают батохромные сдвиги, изменяющиеся в ряду I > Вг > 1 , причем в случае иод-иона полоса поглощения захватывает даже и часть видимой области. Инфракрасные и раман-спектры свидетельствуют о том, что водные растворы SO2 в основном состоят из SO2, например (802)/(Н250з) >30 [69—71]. Кроме того, имеется даже большее изменение спектра в области коротких длин волн, максимум которого лежит ниже 200 ммк. Эти спектральные изменения не зависят от природы катиона. Учитывая природу комплексов SO2 с иод-ионами [67], можно предположить, что все ионы галогенов образуют с SO2 комплексы с переносом заряда. Образование таких комплексов дает наилучшее в настоящее время объяснение ионизирующей силе SO2 . Если допустить, что нитробензол сольватирует хлористый алкил и ионы, образующиеся из него, только электростатически и если признать на основе диполь-дипольных и заряд-дипольных взаимодействий, что нитробензол ( 1 = 4,24, D = 34,5) является лучшим ионизирующим растворителем, чем SO2 ( х = 1,62, D = 15,4), то из поведения триарилхлорметанов в этих растворителях следует, что комплексообразование хлор-иона с SO2 уменьшает свободную энергию ионизации более чем на 10 ккалЫоль. [c.80]

Хотя методы, примененные для определения значений Кехр> дают значения, точность которых обычно не превышает 3—10% (в зависимости от порядка величины Кехр) и хотя рассчитанные значения /Сг, несомненно, до некоторой степени не точны, все же можно определить изотопные эффекты теми,же методами с точностью до нескольких десятых долей процента. При этом неопределенности, относящиеся к /Сг, исчезают, поскольку степень электростатической ассоциации ионов одинаковой формы и заряда зависит только от их размеров, но не от их масс, и для таких больших ионов, как ион трифенилкарбония, изменение констант образования ионных пар в зависимости от размера иона очень невелико. Таким образом, исключительно малое влияние изотопного замещения на размер иона, появляющееся в результате негармоничности колебаний и составляющее не более 0,01 А [91], не может оказывать влияния на значения /Сг. В связи с этим из уравнения (10) можно видеть, что отношение / exV- exp, где i и std относятся соответственно к изотопно замещенному и нормальному соединениям. [c.87]

Как правило, константы ассоциации при ступенчатом образовании комплекса (уравнение П.20) имеют тенденцию к уменьшению по мере увеличения числа лигандов. (В качестве примера укажем, что логарифмы констант ассоциации, характеризующих присоединение одной, двух, трех или четырех молекул имидазола к иону Си , равны соответственно 4,36 3,57 2,85 2,06.) Эта тенденция обычно проявляется особенно сильно в тех случаях, когда основная форма лиганда несет суммарный заряд (пример — кислородсодержащий анион), так как присоединение последующих лигандов приводит к возникновению между лигандами постепенно возрастающего электростатического отталкивапия. [c.23]

Возвращаясь к растворителям, в которых ассоциация ионов отсутствует или может быть учтена, интересно рассмотреть эффект изменения природы растворителя с позиций коэффициентов активности. Для данного растворителя коэффициенты активности обычно определяют так, что Д—>-1 при бесконечном разбавлении, а отклонения Д от единицы возникают из-за нарушений законов разбавленных растворов, например вследствие межионного притяжения. Предположим, что все константы равновесия экстраполированы на бесконечное разбавление, и, таким образом, коэффициенты активности этого типа можно опустить. Когда мы рассматриваем эффект, обусловленный изменением растворителя, то все коэффициенты активности должны быть отнесены к бесконечному разбавлению в данном растворителе, в качестве которого для наших целей удобно выбрать воду. Мы можем затем определить коэффициент активности для частицы 1 в любом растворителе с помощью соотношения А0°=/ Г1п/° где АС° — изменение свободной энергии при перенесении одного моля вещества 1 из разбавленного раствора в исследуемом растворителе в раствор равной концентрации в стандартном растворителе (воде). Соответствующий коэффициент активности называется вырожденным [34]. Он равен коэффициенту распределения частиц 1 между водой и исследуемым растворителем для случая разбавленных растворов. Если константа равновесия кислотно-основного взаимодействия А1-ьВ2Ч А2-1-В1 в воде равна К°, соответствующая константа равновесия в любом другом растворителе К связана с первой соотношением [c.86]

Типичным npHivfepoM является применение теории Дебая — Хюккеля к концентрированным растворам электролитов, а в области электродных процессов — применение теории Гуи — Чэпмена к двойному слою. В обоих случаях теории становятся полностью несправедливыми при переходе к концентрированным растворам. Действительно, в этих теориях не учитывается диэлектрическое насыщение вблизи иона, которое неизбежно приводит к изменениям теплоты гидратации (и, возможно, к ассоциации ионов), когда ионы подходят близко друг к другу или к поверхности электрода. Функция распределения должна быть изменена с учетом этого явления. Важная работа Штрелова и Бродовски [111 ясно показывает порядок величины ошибки, связанной с пренебрежением конечным объемом ионов в обычно используемой функции распределения. Таким образом, хотя диффузный двойной слой успешно используется для целей диагностики [121, все же, пока не создана более точная теория двойного слоя для концентрированных растворов, остается спорным вопрос о количественном учете влияния этого слоя на кажущиеся константы скорости и на диффузионный импеданс в случае быстрых окислительно- [c.64]

Константа равновесия ассоциации ионных пар Казз определяется обычным путем Казз = (1—сс) Г , где — коэффициент активности ионов, введенный Дебаем и Хюккелем. При высоких разбавлениях [c.215]

Константа скорости диффузионно контролируемой реакции ассоциации обычно имеет порядок 10 л-моль -сек- . Поэтому для ионных пар, имеющих константу диссоциации около 10 —10 моль , константа скорости диссоциации должна быть порядка 10 —10 сек . Следовательно, равновесие между ионными парами и свободными ионами устанавливается быстро, соответствующее время релаксации оказывается меньше 10" сек. В большинстве систем, полимеризующихся по ионному механизму, рост цепи происходит медленнее, чем диссоциация ионных пар, поэтому скорость процессов ассоциации — диссоциации обычно не влияет на кинетику исследуемой реакции, и ее течение определяется равновесием между различными типами растущих частиц. [c.268]

На основании уравнения (7-19) можно заключить, что комплексо- образованию благоприятствуют отрицательные изменения энтальпии и положительные изменения энтропии, но имеется много примеров, где предпочтительной является только одна из этих величин. Найдено, что относительный вклад каждого из этих фак-горов зависит как от лигандов, так и от того, каков центральный ион металла. Из ступенчатых констант образования можно определить ступенчатые изменения энтальпии. В водных растворах для ассоциации с ионными лигандами эти величины лежат обычно в пределах от +5 до —5 ккал моль, а для нейтральных моноден-гатных лигандов — в пределах от О до —5 ккал моль, но эти ве-. личины для полидентатных лигандов могут достигать и —22 ккал моль. На общую теплоту образования комплекса оказывают заметное влияние различные свойства как лиганда, так п иона металла. Рассмотрим кратко эти свойства. [c.287]

В табл. 36 суммированы опубликованные кинетические данные по окислительно-восстановительным реакциям. Сюда не включены результаты нолуколичественных исследований. В немногих случаях указана только одна типичная реакция, и читатель может найти весь материал по аналогичным реакциям в соответствующих обзорах. Указанные в графе таблицы реагенты не обязательно соответствуют тем формам, которые действительно существуют в условиях опыта часто необходимо учитывать возможные влияния pH, ионной ассоциации и сольватации. Если не оговорено особо, растворителем во всех случаях была вода, поскольку обычно катионы существуют в акватированной форме. Константы скорости, приведенные в графе 2, относятся к температуре, указанной в графе 3. Символ 1) после константы скорости указывает, что реакция идет по уравнению яервого порядка (в сек ). Там, где возможно, из приведенных констант [c.157]

Ионные пары не участвуют в электропроводности растворов, т. е. ведут себя в этом отношении аналогично молекулам. В то же время но оптическим свойствам они обычно отличаются от молекул и близки к ионам. Поэтому константы диссоциации, оиределеяные электрохимическими и оптическими методами, нередко неодинаковы по своей величине, особенно в растворителях с низкой диэлектрической постоянной, где сильно выражены процессы ионной ассоциации. Помимо ионных пар, возможно образование более сложных агрегатов ионов (ср. стр. 78). [c.261]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология