Ионная сила взаимодействия с ионом

Теоретические расчеты коэффициентов активности основаны на представлениях, которые раскрывают природу сил, вызывающих отклонение свойств реальных растворов от свойств идеальных. Для расчета коэффициентов активности ионов используется теория Дебая —Хюккеля. По этой теории ион в растворе рассматривается как заряженная частица, окруженная ионной атмосферой преимущественно из противоположно заряженных ионов, а взаимодействие иона с ионной атмосферой имеет электростатический (кулоновский) характер. Коэффициенты активности зависят от заряда иона и параметров ионной атмосферы ее размеров и плотности. Параметры ионной атмосферы определяются ионной силой раствора /, вычисляемой как полусумма произведений концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда 2 [c.24]

Когда электролиты, полностью диссоциированные в воде, растворяются в растворителях с низкой диэлектрической постоянной, кулоновское притяжение оказывается достаточным для образования ионных ассоциатов при предельно низких концентрациях ионов. Сила взаимодействия между ионами обратно пропорциональна диэлектрической постоянной среды (разд. 6.1). Таким образом, все электролиты являются слабыми электролитами в растворителях с низкой диэлектрической постоянной. К растворителям, играющим важную роль при изучении неводных растворов электролитов, принадлежат спирты, жидкий аммиак, диоксан, ацетон и другие кетоны, безводная муравьиная кислота и уксусная кислота, пиридин, некоторые амины и нитросоединения. [c.347]

Метод Бьеррума содержит те же упрощения, что и модель Дебая— Хюккеля, в частности в отношении точных методов подсчета энергии пар ионов на малых расстояниях, когда, несомненно, большую роль играет молекулярная структура.. Тем не менее эта теория представляет значительный шаг вперед и дает удобную основу для оценки взаимодействий между ионами. Фуосс [51] рассмотрел вопрос о произвольном выбо ре критического расстояния г в и показал, что любое расстояние, на котором сила взаимодействия ионов составляет величину около 2кТ, дает аналогичные результаты. Фуосс совместно с Краусом применили описанную выше теорию к случаю диссоциации сильных электролитов в среде с меняющейся диэлектрической проницаемостью [52]. Было получено весьма хорошее совпадение теоретических расчетов и экспериментальных определений электропроводности. [c.453]

Для предельно разбавленных растворов,тде отсутствуют силы взаимодействия ионов из-за их отдаленности друг от друга, а = с, т. е. у = 1. Величину у часто рассматривают как кажущуюся степень диссоциации сильных электролитов. [c.252]

Суммарное влияние смеси различных ионов в растворе на активность каждого из них можно выразить с помощью ионной силы раствора. Ионная сила раствора — это величина, которая зависит от концентраций и нарядов всех ионов, находящихся в растворе, н является мерой электростатического взаимодействия между ними. [c.106]

Займемся теперь описанием основных физических свойств простых ионов (одноатомных ионов, имеющих такое же электронное строение, как ближайшие по периодической системе благородные газы, например Li, Na, F или С1 ). Простой ион представляет собой сферическую частицу, обладающую положительным или отрицательным зарядом. Сила взаимодействия иона с окружающими его частицами определяется интенсивностью создаваемого им электрического поля. Эта характеристика ионов называется ионным потенциалом (см. гл. 6), который условно определяется как отношение заряда иона к ионному радиусу. Например, ионный потенциал иона магния Mg равен 2/0,66 = 3,03 (табл. 8.1). Чем выше ионный потенциал, тем сильнее электрическое поле, создаваемое ионом, и, следовательно, тем больше его взаимодействие с соседями. Скажем, Li сильнее взаимодействует с окружающими его анионами, чем s, поскольку радиус s приблизительно в 2,5 раза больше радиуса Li" . [c.130]

Для предельно разбавленных растворов, где отсутствуют силы взаимодействия ионов из-за их отдаленности друг от друга, а = с, т. е. 7 = 1. [c.181]

Хотя толщину плотной части двойного электрического слоя обычно отождествляют с размерами ионов, составляющих обкладку со стороны раствора, на самом деле на ее величину влияет и ряд других факторов. Действительно, это расстояние зависит от сил взаимодействия иона с поверхностью электрода, а потому определяется не только размерами ионов, но и значением их поляризуемости, а также величиной потенциала электрода. [c.235]

Чем выше концентрация растворов, тем плотнее ионная атмосфера и тем медленнее движутся ионы. Сила взаимодействия между многовалентными ионами выше, чем между одновалентными. Отсюда подвижность многовалентных ионов оказывается меньшей, чем у одновалентных. [c.34]

Таким образом, электрическая проводимость раствора электролита должна быть меньше ее предельного значения, которое могло бы наблюдаться лишь при бесконечном разбавлении раствора, когда силы взаимодействия ионов обращаются в нуль [c.223]

Активность ионов зависит не только от их концентрации, но и от концентрации других ионов, присутствующих в растворе. Суммарное влияние различных ионов в растворе на активность каждого из них можно выразить с помощью понятия ионная сила раствора. Ионная сила раствора — это величина, которая зависит от концентрации и зарядов всех ионов, находящихся в растворе, и является мерой электростатического взаимодействия между ними. [c.22]

Силу взаимодействия иона с ионной атмосферой можно определить ио закону Кулона эта сила будет равна [c.95]

Для предельно разбавленных растворов, где отсутствуют силы взаимодействия ионов из-за их отдаленности друг от друга, а = С, т. е. 7 = 1. Активность ионов, так же как и концентрация, выражается в моль/л и является как бы их эффективной концентрацией. [c.188]

Ввиду того, что силы взаимодействия ион-диполь являются дальнодействующими, гидратация распространяется не только на ближайшие к иону молекулы воды (первичная гидратация), но и на более дальние молекулы (вторичная гидратация). [c.282]

Ионные кристаллические решетки характерны для большинства неорганических соединений. Они образованы правильно чередующимися в пространстве положительно и отрицательно заряженными ионами. Силы взаимодействия между ионами достаточно ве- [c.30]

Понижение коэффициента активности электролита может быть обусловлено двумя причинами. В разбавленных растворах увеличение концентрации электролита (ионной силы раствора) приводит к выделению энергии электростатического взаимодействия ионов по Дебаю-Хюккелю, вследствие чего изобарные потенциалы ионов понижаются, Д2 —Д о < 0, и коэффициенты активности их уменьшаются, Т <С 1 Изменение коэффициента активности электролита, вызываемое электростатическими силами взаимодействия ионов, может быть в общем виде записано так [c.91]

В растворах с большой ионной силой подвижность ионов зависит и от характера их взаимодействия с ионной атмосферой и растворителем. Положительные и отрицательные ионы, движущиеся в противоположных направлениях, переносят с собой некоторое количество молекул растворителя. В результате каждый ион дви- [c.152]

В то же время температурную зависимость чисел переноса нельзя объяснить на основе учета лишь сил взаимодействия ионов между собой здесь следует принимать во внимание также сольватацию ионов. Только в этом случае становится понятным наблюдаемое в ряду аналогичных соединений увеличение подвижностей и чисел переноса катиона с ростом его радиуса, поскольку сольватация проходит тем интенсивнее, чем меньше размеры иона. В результате сольватации эффективные размеры движущихся частиц малого радиуса оказываются увеличенными в большей степени и скорость их движения замедляется. Стремление чисел переноса при увеличении температуры к предельному значению, равному половине, следует связать с прогрессирующим процессом дегидратации и с выравниванием эф ктивных размеров ионов. Совпадение температурных коэффициентов электропроводности и вязкости воды также можно легко понять, если учесть, что ионы в растворе гидратированы, и следовательно, при их движении появляется трение между гидратными оболочками. Поскольку вместе с ионами перемещается вода, то величины чисел переноса (найденные, например, по изменениям концентрации электролита вблизи электродов, т. е. по методу Гитторфа) не отвечают их истинным значениям. [c.119]

Предпринимались попытки установить связь между ионообменным сродством и размерами ионов. В результате экспериментов с неорганическими ионитами Вигнер [103] показал, что в пределах одной группы периодической системы ионы удерживаются ионитом тем сильнее, чем больше их радиус (в негидратированном состоянии). Как можно видеть из ириведенных выше рядов сродства, это правило остается в силе и для ионитов. Отсюда, ио-видимому, следует, что различия в сродстве связаны с коэффициентами активности в фазе ионита, так как между ионными радиусами и коэффициентами активности в обычных растворах электролитов существует хорошо известная зависимость. В этой связи уместно отметить, что Бойд, Шуберт и Адамсон [23] нашли простое соотношение между коэффициентом избирательности и одним из параметров (так называемым расстоянием наибольшего сближения) теории Дебая— Хюккеля для коэффициентов активности в разбавленных растворах (см. также [73]). Связь между радиусами гидратированных ионов и ионообменным сродством подробно рассмотрена Грегором [48]. Кроме ионных радиусов, на селективность влияют и другие факторы. Наиболее важными из пих являются образование ионных пар [48] и ван-дер-ваальсовы силы взаимодействия ионов между собой и с матрицей ионита [48, 73]. Ван-дер-ваальсовы силы особенно важны в системах, содержащих органические катионы. [c.68]

Может быть приведена полуколичественная оценка способности наиболее распространенных функциональных групп (разделяемые вещества), неподвижных фаз (сорбентов) и растворителей к образованию различных типов связей (образование Н-связи, взаимодействие диполеи, дисперсионные, координационные и ионные силы взаимодействия). Однако, так как элюирующая способность растворителя определяется суммой всех сил его взаимодействия с хроматографируемым веществом, которые могут действовать в противоположных направлениях, то принцип элюотропных рядов, или относительной полярности функциональных групп (разделяемых веществ), дает лишь ориентировочную информацию. Элюент, используемый для разделения веществ, характеризуется селективностью и элюирующей силой. В табл. 1У.2 приведены наиболее часто применяемые растворители. [c.343]

В последние годы исследованию окружения аминокислотных остатков в белках и их доступности для реагентов уделяется особенно много внимания, что объясняется многими причинами. Во-первых, познание реакционной способности каждого аминокислотного остатка в связи с непосредственным окружением приведет к пониманию различных химических свойств белков и ферментов. Например, механизм действия ферментов можно описать с точки зрения сродства и повышенной реакционной способности аминокислотных остатков активного центра по отношению к субстрату. Во-вторых, доступность аминокислотных остатков действию реагентов зависит от конформационных изменений белков, вызываемых сменой pH, температуры, ионной силы, взаимодействием с субстратом и т. д. Изучая доступность для реагентов отдельных остатков в различных условиях, можно делать выводы о структуре нативных белков. В-третьих, молярные доли остатков в различных состояниях обычно определяют путем измерения кругового дихроизма (дисперсии оптического вращения), параметров ионизации, спектральных смещений при образовании водородных связей или других изменений в окру- [c.344]

А —постоянная (всегда больше нуля), величина которой зависит от электрически.х сил взаимодействия ионов. Значение постоянной А можно вычислить, причем сложная формула принимает довольно простой вид при равенств,е валентностей [c.322]

Следовательно, ослабление сил взаимодействия ионов в решетке твердых растворов щелочногалоидных солей по сравнению с взаимодействием ионов в чистых кристаллах обусловливает дефектность в структу-ре решетки твердого раствора. Под влиянием одинаковых внешних воздействий в монокристаллах с ослабленными связями возникнут большие нарушения структуры, что приведет к ухудшению электрических и механических свойств твердых растворов. [c.170]

Количественно процесс электролитической диссоциации можно охарактеризовать рядом величин степенью электролитической диссоциации, изотоническим коэффициентом, константой диссоциации и т.п. [12]. Для количественной характеристики растворов сильных электролитов используются такие характеристики, как активность, ионность среды (ионная сила), параметры ионного взаимодействия, в том числе ассоциации ионов идр. [9-13]. [c.12]

Из того нсонровержи.мого факта, что поверхность может вести себя как неоднородная ио отношению к физической адсорбции, а следовательно, по отношению к вандерваальсовым силам протяжения и электростатической поляризации локализованными полями поверхности (разделы VIII, 2 и 3), еще ие следует, что она должна быть неоднородна также и по отношению к хемосорбции. Как было указано в разделе V, 12, силы взаимодействия ионов с поверхностями металлов, а также ковалентные силы, действующ ие между хемосорбированными атомами или молекулами и металлическими поверхностями, значительно меньше зависят от наличия на поверхности активных участков , чем некоторые из сил, приводящих к физической адсорбции. В этом отношении наиболее показательно поведение трещин и изломов на поверхности, которые, придавая ей резко выраженный неоднородный характер по отношению к физической адсорбции, слабо влияют на хемосорбционные связи [209]. [c.122]

Обычно ионы с наибольшим сродством к иониту вызывают наименьшее его набухание [93]. Это правило справедливо и для ионитов, выпускаемых промышленностью [10, 20], хотя имеются, по-видимому, некоторые исключения [20]. Как отмечалось Самуэльсоном [93], взаимосвязь между избирательностью и набуханием может быть объяснена тем, что силы взаимодействия ионов внутри ионита сильно влияют не только на равновесие ионного обмена, но и на содержание воды в фазе ионита. Заметное уменьшение набухания при реакциях ионного обмена обычно свидетельствует об образовании ионных пар или о наличии явлений ассоциации в фазе ионита и не связано непосредственно с размерами ионов. Это, однако, не исключает возможности существования связи между обменным сродством (или набуханием) и размерами ионов (раздел 3. 2, стр, 63) для некоторых типов противоионов. [c.64]

Дальнодействие электрических сил взаимодействия ионов в кристаллах не проявляется при расстояниях К между частицами ДФ, значительно превышающих межионные, из-за практически полной взаимной нейтрализации электрических полей разноименно заряженных ионов. То же самое происходит в случае взаимодействия частиц твердой ДФ, составленных из полярных молекул с постоянными диполями полярные молекулы, положения которых в твердом теле жестко.фшссированы, обычно располагаются так, что их поля взаимно нейтрализуются. Лишь у молекул, находящихся на поверхности, электрические моменты остаются нескомпенсированными. К ориентационным и индукционным силам правило аддативности абсолютно неприменимо. Дисперсионные же силы неспецифичны, аффективны, не экранируются и для двух взаимодействующих частиц твердого тела могут быть найдены суммированием дисперсионных сил взаимодействия между всеми составляющими их молекулами [186]. [c.98]

Влияние напряженности поля на электропроводность слабых электролитов (у которых вследствие низкой концентрации свободных ионов силы взаимодействия близки к нулю) должно быть связано с изменением степени электролитической диссоциации под действием приложенного поля. Онзагер, основываясь на таком предположении, разработал качественную и количественную теорию этого явления. Он показал, что скорость диссоциации слабых электролитов увеличивается с напряженностью поля, а скорость рекомбинации ионов от нее не зависит в результате степень диссоциации должна расти. Относительное увеличение константы диссоциации, рассчитанное Онзагером на основании его теории, хорошо согласуется с опытными наблюдениями Вина. [c.115]

Деление электролитов на сильные и слабгле условно. Совре-мен11ые исследования указывают на существование в растворах электролитов не только простых ионов и нейтральных молекул, но и различных ассоциатов ионов, включающих в себя молекулы растворителя, например в водном растворе вместо простой диссоциации вида АВ А + В рассматривается равновесие исходных молекул АВ с их сольватированной формой (АВ)с АВ + Н2О (АВ)с, диссоциация сольвата на ионы (АВ)с= = А(+ + Вг, ассоциация сольватированных ионов А и ВГ с образованием ионных двойников Ас 4- ВГ (А ВГ) и др. Каждая из подобных реакций характеризуется своей константой равновесия. Кроме того, учитывается возможность существования различных сил, действующих между частицами электролита и между этими частицами и молекулами растворителя. Таким образом, представления о слабых и сильных электролитах, когда совсем пренебрегают силами взаимодействия ионов или их рекомбинацией и ассоциацией, а также не учитывают остальные возможные процессы, являются упрощенными и годятся лишь для приближенного описания. Несмотря на это, понятия сильного и слабого электролита во многих случаях оказываются достаточными. [c.204]

Между взаимодействием иона с ионом и диполя с диполем стоит взаимодействие иона с диполем, представляющее промежуточную область между химическими и ван-дер-ваальсовыми силами. Взаимодействие иона с индуцированным диполем до сих пор, очевидно, рассматривалось как проявление ван-дер-ваальсовых сил, однако взаимодействие иона с постоянным диполем можно рассматривать либо как верхний предел ван-дер-ваальсовых сил, либо как нижний предел химических сил. Энергия связи молекул воды с ионом меди в СиЗО - 5Н2О обусловлена взаимодействием иона с диполем это пример вторичных валентных сил. [c.452]

Введение в коллоидные растворы индифферентных солей сопровождается двумя явлениями 1) ионным обменом между противоионами ДЭС и ионами добавленного электролита 2) сжатием диффузной атмосферы вокруг поверхности частиц. В качестве примера рассмотрим процессы, происходящие при добавлении раствора NaNOa к золю Agi с отрицательно заряженными частицами. В таком золе противоионами могут служить, например, катионы К . Между введенными ионами Na+ и противоионами ДЭС — катионами К" — происходит ионный обмен. Взаимодействие ионов и Na+ с ионами 1 , являющимися потенциалобразующими, примерно одинаково, поэтому их взаимный обмен подчиняется в основном закону действующих масс. Диффузный слой содержит смесь тех и других ионов. Однако здесь проявляется и другая сторона действия электролита. Добавка электролита приводит к повышению ионной силы раствора. Согласно теории Дебая—Хюккеля, с повышением ионной силы раствора уменьщается толщина ионной атмосферы и происходит сжатие диффузной части ДЭС. При этом некоторое число противоионов переходит из диффузного слоя в адсорбционный. Следствием такого распределения противоионов является снижение величины -потенциала (рис. 25.3, /), в то время как величина и знак ф-потенциала поверхности частиц остаются практически постоянными. Влияние электролитов усиливается, если в их составе имеются многозарядные ионы ( u" +, Са" +, АГ +, Th + ). Многозарядные катионы более активно взаимодействуют с отрицательными зарядами (в данном случае с ионами 1 ). Вследствие этого такие ионы вытесняют ионы К" " из Диффузного и адсорбционного слоев в раствор, становясь на их место. При этом падение -потенциала происходит быстрее, чем при действии однозарядных ионов (рис. 25.3,2). При добавлении электролитов с ионами, имеющими заряд 3, 4 и более, может происходить не только снижение -потенциала до нулевого значения, но и перемена знака заряда (рис. 25.3, [c.401]

К сильным электролитам относятся почти все соли. Для всех солей одного и того же типа, например для солей, расщепляющихся на два одновалентных иона (тип М Х ), из каких бы веществ они ни состояли,— отношение их молярных электропроводностей гд/ lo или отношение эквивалентных электропроводностей Л /Ло почти равны между собой таким образом соли одного типа имеют почти одинаковые кажущиеся степени диссоциации. Это становится понятным в свете новейшей теории. Согласно последней, все соли (за исключением лишь немногих) при растворении полностью распадаются на ионы. Силы взаимодействия, проявляемые находящимися в растворе и отдаленными сравнительно на большие расстояния ионами особенно в сильно разведенных растворах, зависят только от числа зарядов отдельных ионов и лишь в очень незначительной степени от химической природы растворенных веществ. В противоположность этому коэффициенты электропроводности или Л /Ло кислот иногда обнаруживают значительные различия. (Эднако одноосновные сильные кислоты опять обнаруживают далеко идущее сходство, поэтому их можно рассматривать как полностью или почти полностью диссоциированные. Для слабых кислот коэффициент электропроводности с большим приближением указывает на степень диссоциации. Серная, щавелевая, фосфорная и другие подобные кислоты занимают в этом отношении промежуточное положение. Они называются кислотами средней силы (за исключением серной кислоты,-которую считают сылькой кислотой, так как она в разбавленных растворах на первой стадии полностью диссоциирует). Для сильных оснований отношения коэффициентов электропроводности Лд/Ло соответствуют значениям отношений коэффициентов электропроводностей для солей. [c.93]

Ионные кристаллы. Кристаллические решетки этого типа состоят из чередующихся положительно и отрицательно заряженных ионов, между которыми действуют электростатические силы взаимодействия. Ионные кристаллы образуются при взаимодействии атомов, имеющих большую разность электроотрицательности. Примерами кристаллов, в которых преобладает ионный тип связи, могут быть МаС1, СаРг, КР. В состав ионных соединений могут входить также сложные ионы, например ЫОз и 504 . [c.77]

При этом силы взаимодействия ионов одного заряда с молекулами воды обратно пропорциональны радиусам ионов. Таким образом, сила связи ионов с водой больше, чем ионов Сз+, т. е. ионы с меньшим радиусом более прочно связаны с молекулами воды и радиус гидрооболочки у таких ионов, естественно, больше. [c.32]

Некоторые величины, входящие в уравнение (П1-17), не зависят от природы иона и могут быть рассчитаны заранее. Так, например, можно вычислить энергию распада р тетраэдра на пять свободных молекул. При учете всех кулоновских эффектов она составляет по Эли и Эвансу 21 ккал1моль. Теплота конденсации одной грамм-молекулы воды равна 10 ккал. Величина п определяется так же, как и р, на основании учета кулоновских сил взаимодействия диполей воды друг с другом, а также диполей воды с ионом данного заряда и радиуса. Величины у и г не определяются отдельно, но их разность может быть вычислена. При проведении расчета авторы пренебрегают различием в размерах образовавшегося и исходного тетраэдров. При замене в тетраэдре одной молекулы воды на ион наблюдается переориентация четырех молекул воды вокруг введенного иона. Силы взаимодействия ориентированных по-новому молекул воды с окружающими их, но не входящими в тетраэдр молекулами воды будут отличаться от тех, которые наблюдались для исходного тетраэдра. Изменение энергии взаимодействия составляет некоторую величину б. При возвращении заряженного тетраэдра в раствор выделяется энергия, определяемая формулой Борна [c.70]

Из табл. 14 следует, что 1) значения радиусов, найденные по электропроводности, Га всегда больше их значений, определенных по рентгенограммам, Гр, 2) величины Га растут от Сз+ к Ы+, а Гр уменьшаются в том же порядке. Чем объясняется такое несовпадение Строго говоря, нельзя применять закон Стокса к движению ионов в растворе, но эта причина пе главная. Основная причина расхождений заключается в том, что в растворе ионы взаимодействуют с молекулами растворителя и поэтому радиусы их больше радиусов ионов, находящихся в твердой кристаллической решетке. При этом силы взаимодействия ионов одного заряда с молекулами воды обратно пропорциональны радиусам ионов. Таким образом, сила связи ионов Ы+ с водой больше, чем ионов Сз+, т. е. ионы с меньшим радиусом более прочно связаны с молекулами воды и радиус гндрооболочки у таких ионов, естественно, больше. [c.86]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология