Энтропия гидратация ионов,

Определение реальных энергий (теплот) гидратации отдельных ионов. Энтропии гидратации ионов. С помощью модельных методов определяются химические энергии сольватации, так как В них не учитывается поверхностный потенциал на границе жидкость— вакуум XI- Поскольку пока величину нельзя ни изме-1)ить, ни рассчитать (она отвечает разности потенциалов между точками, расположенными в двух разных фазах), химическая энергия гидратации определяется с точностью до некоторой неопределенной постоянной. Рекомендуемые разными авторами значения /р10 для воды отличаются на 0,5 В, что может дать ощибку в определении энергии гидратации однозарядного иона порядка БО кДж-моль- . Вероятные значения лежат внутри =Р0,2 В. Многие авторы принимают В. Если это значение от- [c.62]

Рис. 7. Зависимость между энтропией гидратации ионов и энергией

Энтропия гидратации ионов [c.163]

К этому следует добавить, что величины энергии гидратации ионов недостаточно точны даже для суммарных энергий ионов соли. Это является следствием недостаточной надежности данных, применяемых для подсчета по циклу Габера — Борна, и недостаточной точности данных об энтропии гидратации ионов соли. Величины энергий сольватации отдельных ионов [c.183]

Ион Энтропия ионов 1 Энтропия гидратации Ионы Энтропия ионов Энтропия гидратации [c.562]

Энтропия гидратации ионов 15 55 [c.156]

Стандартные потенциалы ряда редокс-систем, расположенные в порядке увеличения потенциала, приведены в табл. В. 14. Потенциалы определены относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принято считать равным нулю. Следовательно, стандартный потенциал системы Ре/Ре + (еР = —0,44 В) равен э.д. с. гальванического элемента, составленного из водородного электрода и полуэлемента Ре/Ре2 в стандартном состоянии. Знак — означает, что железный электрод является отрицательным полюсом рассмотренного элемента. Положение металлов в табл. В.14 соответствует их способности переходить в раствор в виде гидратированных ионов. В стандартном потенциале отражается не только энергия решетки металла и энергия ионизации атома металла, но-также и энтальпия и энтропия гидратации ионов. Гидратацией ионов объясняется, в частности, высокое отрицательное значение стандартного потенциала лития. [c.413]

Аналогичные явления лежат в основе связи между коэффициентом В и изменением энтропии гидратации ионов. Энтропия растворенных ионов частично является мерой беспо- [c.150]

Распределение воды между катионами и анионами в растворах СЧА носит существенно иной характер, чем в силикатах щелочных металлов. Энтальпия гидратации ионов четвертичного аммония заметно меньше, чем ионов щелочных металлов. Однако упорядочивающее влияние на структуру воды у ионов ЧА остается большим, что видно по приведенным ниже абсолютным значениям энтальпии и энтропии гидратации ионов [22] [c.83]

Энтропия гидратации ионов вычисляется как разность между энтропией ионов в газообразном состоянии и энтропией ионов в растворе. [c.27]

Значения стандартной энтропии гидратации ионов, по данным работы [20], рассчитанные с использованием измерений термо-ЭДС для Д гидр протона (равного —131 Дж/(моль К)) на основе использования ряда допущений, приведены в табл. 1. В этой же таблице приведены стандарт-нью энтальпии гидратации индивидуальных ионов, рассчитанные на основе соотношения [c.206]

Анализ энтропии гидратации ионов водных растворов позволил предложить двухслойную модель гидратной оболочки ионов (рис. 4) [38]. В ближайшем к иону слое А молекулы воды прочно связаны электростатическими силами ион-ди-польного взаимодействия. За слоем -4 располагается область В разупорядоченной структуры, где подвижность молекул повышена по сравнению с остальной массой молекул воды (слой С), не возмущенной ионным полем. С помощью модели X. Су Франка можно объяснить такие явления, как самодиффузия воды водных растворов солей, тепловые [c.26]

Стандартная теплота образования иона Стз+(водн.) в растворе, рассчитанная из измеренной экспериментально теплоты растворения металлического кюрия в l,QM H l [467], равна —140,6+1,3 ккал/г-ион. Теплота и энтропия гидратации иона Ст +, по оценке Крестова [476], равны —11,64 ккал/г-ион и —87,1 кал/ моль-град). Стандартный электродный потенциал пары Ст(тв.)/Стз+(води.) при 25° С равен 2,7 в [476]. [c.361]

Энтропия гидратации ионов стандартные значения [c.156]

Приведенные ряды соответствуют (рис. 55-57) последовательности изменения таких характеристик гидратации ионов, как теплота растворения (солей с общим противоионом) [188, с. 117], энтропия гидратации ионов [189, с. 133] и их температурный коэффициент подвижности хг [188, с. 92]. Различие порядка расположения ионов в приведенных рядах, по-видимому, объясняется влиянием природы противоионов на гидратацию. [c.109]

Энтропия гидратации ионов отрицательна, поэтому в соответствии с (Х.136) с ростом температуры энергия Гиббса гидратации будет становиться менеё отрицательной. Зависимость энтальпии гидратации от температуры выражается уравнением Кирхгофа [c.231]

В таблице 35 приводим данные об энтропиях гидратации многоатомных ионов, рассчитанных Яцимирским. В таблице Яцимирского энтропия гидратации ионов не равна простой разности энтропий иона в газообразном состоянии в растворе, так как стандартные состояния для газа (1 моль на 22,4 л) и для раствора (1 моль на л) отличаются. Соответствующая по фавка составляет 6,2 ккал/г-иои. Энтропии гидратации Д5 многоатомных ионов, как и простых, линейно зависят от 1/г, но при одном и том же радиусе энтропия многоатомных ионов всегда выше. Яцимирский считает, что причиной этого является частичная потеря свободы вращения при переносе иона из газовой фазы в раствор. [c.315]

К этому следует добавить, что величины энергии гидратации ионов недостаточно точны даже для суммарных энергий ионов соли. Это является следствием недостаточной надежности данных, применяемых для подсчета по циклу Габера — Борна, и недостаточной точности данных об энтропии гидратации ионов соли. Величины энергий сольватации отдельных конов еще менее точны вследствие недостаточной надежности триемов деления суммарной энергии сольватации на величины энергий сольватации отдельных ионов. [c.351]

К соотношениям вида (II, 7) относятся закономерности, установленные в работах [602] и [603] для полупроводников. К ним же для случаев, когда ф(С") = G", можно присоединить и взаимосвязи между энтропиями гидратации ионов и их радиусом [604, 605], потенциалом ионизации и радиусом недеформированного газообразного иона [606], электропроводностью и постоянной решетки [607], микротвердостью и радиусом атомов [608], силовой постоянной и межъядер-ным расстоянием [609], шириной запрещенной зоны и радиусом атомов [610], энергией и длиной связей [611]. [c.103]

Можно также рассчитать а priori энергии ассоциации катионов любого радиуса с различными сочетаниями отрицательно заряженных ионов и вновь прийти к тому же самому выводу, используя истинный кристаллический радиус положительных ионов. По существу обмен катионов щелочных металлов представляет электростатическую проблему это—конкуренция между фиксированными зарядами и диполями воды. Фиксированные ионные участки с высоким силовым полем вырывают и оттягивают катионы от водных диполей. Самые маленькие катионы Li+ притягиваются наиболее сильно. Фиксированные ионные участки с низким силовым полем проигрывают соревнование самые маленькие катионы теперь притягиваются диполями воды, оставляя самый большой катион s , который селективно связывается обменником. Чтобы применять эту теорию для количественных оценок, необходимо рассчитывать энергию и энтропию гидратации ионов, которые невозможно определить а priori. Однако их можно рассчитать из экспериментальных данных. [c.67]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология