Взаимодействие междуионное

Точное значение растворимости малорастворимого электролита может быть получено с учетом ионной силы раствора, которая может достигать в ряде случаев значительной величины. Увеличение же ионной силы способствует увеличению растворимости труднорастворимого электролита. С увеличением ионной силы раствора уменьшаются активности ионов, т. к, усиливаются междуионные взаимодействия, что приводит к уменьшению доли [c.62]

Концентрация растворов труднорастворимых солей обычно столь мала, что можно пренебречь силами междуионно-го взаимодействия и считать, что эквивалентная электропроводность таких растворов равна электропроводности при бесконечном разбавлении, т. е. что коэффициент электропроводности (см. стр. 96) их равен единице [c.63]

Это выражение представляет собой простой закон диффузии электролитов, выведенный впервые Нернстом [12]. Если принять во внимание силы, междуионного взаимодействия, получаем [c.95]

Приведенные выше решения в интегральной форме можно успешно использовать как для нахождения эффекта, обусловленного силами междуионного взаимодействия, так и для определения электрофоретического эффекта. [c.106]

По-видимому, отставание к от новышения концентрации вызвано значительным междуионным взаимодействием вследствие низкой ДП жидкого аммиака и обязано образованию ионных нар между ND2 и К+. Сходный концентрационный эффект отмечен ранее при изучении кислотного катализа реакций аммонолиза в жидком аммиаке (см. [31], стр. 284). [c.223]

Междуионное взаимодействие в растворах сильных кислот [c.8]

Кислотно-основное равновесие в растворе зависит кроме протолитических свойств растворителя от его диэлектрической постоянной, величина которой определяет междуионное взаимодействие в растворе. [c.264]

Сила электростатического притяжения между ионами обратно пропорциональна диэлектрической постоянной среды. Поэтому в жидком аммиаке междуионное взаимодействие проявляется гораздо сильнее, чем в воде. Разноименно заряженные ионы образуют ионные пары. Ассоциацию ионов можно обнаружить осмотическими измерениями. В жидком аммиаке легко заметить отличия в междуионном взаимодействии, вызванном неодинаковой плотностью заряда ионов, заряженных одинаково, но отличающихся по размерам. [c.265]

Междуионное взаимодействие в растворах кислот 275 [c.275]

К равновесию между свободными и ассоциированными ионами применим закон действия масс, и можно вычислить константы диссоциации электролитов, нацело ионизированных в растворе. Следовательно, эти константы характеризуют не состояние протолитического равновесия в растворе кислоты и степень ее ионизации, а выражают равновесие между ассоциированными и свободными ионами в растворе и дают представление о последовательности, в которой изменяется междуионное взаимодействие в сравниваемых растворах электролитов . [c.276]

Междуионное взаимодействие (и константы диссоциации) зависит от радиуса ионов. В табл. 50 указана сумма а радиусов ионов электролита, вычисленная по теории Фуосса-Крауса. [c.277]

В растворах минеральных кислот в жидком аммиаке (аммонийные соли) междуионное взаимодействие растет в зависимости от аниона кислоты в ряду [c.277]

Измерения электропроводности показали, что в соответствии с уменьшением радиуса анионов междуионное взаимодействие в растворах сильных минеральных кислот растет в последовательности [c.280]

Насколько нам известно, ни в одном из других растворителей не были обнаружены столь большие солевые эффекты при кислотном катализе. Это естественно, так как в жидком аммиаке, как растворителе с низкой диэлектрической постоянной, междуионное взаимодействие играет решающую роль. Оно отражается даже на величинах энергии активации реакций аммонолиза, которые проведены в присутствии кислот и солей разных концентраций. [c.283]

При повышении концентрации сильнее катализирует та кислота, в растворе которой больше междуионное взаимодействие. [c.283]

Эффект тем больше, чем меньше радиус и чем больше заряд иона, т. е. опять-таки, чем сильнее междуионное взаимодействие в растворе. При введении в раствор кислоты нитратов щелочных и щелочноземельных металлов еще более заметно сказывается заряд и радиус иона [c.284]

Лет двадцать назад было распространено мнение о том, что в растворах электролитов надо учитывать только силы электростатического взаимодействия между ионами. При этом преимущественно имели дело с разбавленными водными растворами. Но опыты с растворами в неводных растворителях е низкой диэлектрической постоянной поколебали эту точку зрения. Так, например, в 1936 г. при обсуждении опытов по кислотному катализу реакции аммонолиза в жидком аммиаке отмечалось [5], что совокупность имеющихся данных говорит о наличии очень значительных междуионных сил в аммиачных растворах электролитов, которые, но-видимому, не могут быть полностью сведены к простому электростатическому взаимодействию, как это отчетливо заметно, например,, в случае ацетатов. [c.252]

Повышение диэлектрической постоянной растворителя будет ослаблять междуионное взаимодействие и смещать равновесия приведенных типов (а, б, в) вправо. [c.117]

Коэффициенты активности отдельных ионов нельзя определить опытным путем, но они могут быть вычислены при некоторых допущениях на основании теории сильных электролитов. Согласно этой теории, коэффициент активности f представляет собой меру влияния междуионных сил на способность иона к химическим взаимодействиям. Если в уравнении А+В 1С+0 обозначить активные концентрации исходных веществ через ад и в. активные концентрации продуктов реакции через ас и ао, то по закону действия масс для случая химического равновесия можно написать [c.38]

Понижение подвижности ионов под действием междуионных сил сказывается также и на способности ионов к химическому взаимодействию. [c.56]

Классическая гидратная теория растворов, сыгравшая громадную роль в формировании современных научных взглядов на природу растворов электролитов, не учитывала междуионные силы взаимодействия и имела поэтому односторонний характер. Она не привела к установлению количественных закономерностей, которые могли бы лечь в основу теории концентрированных растворов и сохранила на протяжении многих десятилетий свой первоначаль- [c.44]

Измерения электропроводности растворов производят при постоянной температуре. С повышением температуры электропроводность увеличивается примерно на 2Vo на каждый градус. Это связано, главным образом, с уменьшением вязкости среды, вследствие чего скорость перемещения ионов к электродам увеличивается и растет электропроводность раствора. По мере разбавления концентрированных растворов электропроводность их вначале растет и достигает при некоторой концентрации максимального значения, а затем начинает падать. Объясняется это тем, что в случае сильных электролитов в начальные периоды разбавления ослабляются междуионные электрические взаимодействия и увеличивается скорость движения ионов — переносчиков электричества (разбавление при этом сказывается мало). При дальнейшем разбавлении в более сильной степени начинает проявляться общее уменьшение концентрации электролита. Поэтому кривые электропроводности, пройдя максимум, начинают снижаться (рис. 63). [c.232]

ДОЛЮ электролита, находящегося в виде свободных ионов. Для слабых электролитов в разбавленных растворах концентрация ионов не велика, и поэтому междуионные взаимодействия не играют заметной роли. В более концентрированных растворах слабых электролитов часть ионов слабого электролита также объединена в группы, и поэтому в таких растворах закон разбавления выполняется не точно, что видно из табл. 8 [c.74]

Было бы неправильно считать, что закон действующих масс вообще неприменим к растворам сильных электролитов неприменимой является только простая форма этого закона [см. уравнение (4)], не учитывающая междуионных взаимодействий, вследствие которых действительная концентрация свободных ионов в растворах сильных электролитов ниже 100%. [c.74]

Так как в результате междуионного взаимодействия концентрация свободных ионов становится меньше стехиометрической, то действительная (или эффективная) концентрация свободных ионов равна стехиометрической, умноженной на некоторый коэффициент (обычно обозначаемый буквой /) меньше единицы. [c.74]

Книга Харнеда и Оуэна состоит из пятнадцати глав и двух приложений н может быть, по существу, разделена н1а три части. Первая часть (гл. I—V) посвящена всестороннему изложению теории междуионного взаимодействия, причем в гл. V даны краткое обобщение всего этого раздела и теоретические уравнения, выраженные в форме, наиболее удобной для их экспериментальной проверки. Вторая часть (гл. VI—X) содержит изложение принципи- альных основ экспериментальных методов исследования свойств растворов электролитов (электропроводности, вязкости, диффузии, парциальных молярных величин, температур замерзания и кипения, упругости пара). Дан под-, робный обзор экспериментальных результатов и методов их обработки, а также сопоставление их с теоретическими. Наконец, третья часть (гл. XI—XV) посвящена описанию термодинамических свойств растворов конкретных веществ (соляной кислоты, 1,1-валентных и поливалентных электролитов, а также смесей сильных электролитов). Здесь же рассматриваются константы диссоциации отдельных слабых электролитов и пх смесей. В приложении А даны таблицы, иллюстрирующие экспериментальный материал, приведенный в тексте книги. В приложении Б, введенном авторами во второе издание, даны. исправленные значения некоторых величин, а также сделаны краткие добавления к первому изданию. [c.3]

Успешное развитие современной теории ионных растворов обусловлено тем обстоятельством, что нам известеч закон, которому подчиняются сипы притяжения, действующие между ионами. На основе этого закона и применения основных представлений электростатики, гидродинамики и статистической механики была развита точная теория, которая описывает свойства электролитов в тех случаях, когда силы междуионного притяжения являются преобладающими и когда можно пренебречь влиянием других сил, как, например, междумолекулярных сил и сил взаимного отталкивания ионов, проявляющихся при сближении ионов на очень малые расстояния. Следовательно, построение теории должно начинаться с количественного изучения влияния сил взаимодействия между ионами на все известные свойства ионных растворов. Если этот первый шаг будет сделан правильно и если полученные результаты будут подтверждены экспериментально при соответствующих условиях, тогда можно с известной надеждой на успех предпринять следующий шаг в деле выяснения свойств растворов электролитов на основании наблюдаемых отклонений от этих закономерностей. [c.33]

Растворимость солей, применявшихся в этих первых исследованиях, была несколько велика для точной проверки справедливости уравнений теории междуионного притяжения. Этот недостаток отсутствовал в работах Бренстеда [6] и его сотрудников, которые определили растворимость многих высоковалентных соединений кобальта, обладаюпхих очень малой растворимостью (- 0,00005 М) в растворах различных солей. Эти исследования впервые с особой отчетливостью продемонстрировали влияние валентности ионов на величину коэффициента активности, обнаружили ряд сложных специфических влияний одних электролитов на свойства других электролитов и привели Бренстеда к созданию теории специфического взаимодействия ионов. [c.418]

Понижению диэлектрической постоянной сопутствует усиление междуиониого взаимодействия и смещение равновесий (а), (б) и (в) влево. Такой эффект не будет иметь места в случае равновесия [c.133]

В среде с бесконечно большой диэлектрической постоянной кон-стянты кислотности (или основности), так же как и константы протолиза, становятся соответственно равными абсолютным термодинамическим константам кис-ютности (или основности) и протолиза , что естественно, так как междуионное взаимодействие в такой среде отсутствует. [c.162]

Далее при учете междуиониого взаимодействия приняты во внимание только электростатические силы, тогда как наряду с ними несомненно участвуют и обменные силы. Кроме того, пренебрегают тем, что растворенные вещества сольватированы. Наконец, молекулярное состояние в растворе, степень и характер сольватации не одинаковы в разных растворителях. [c.167]

Коэфициент электропроводности на в воде в 300 раз больше /х, НгЗ и почти В 5000 раз больше fx, псы, тогда как в жидком аммиаке коэфициенты электропроводности всех названных кислот — величины одного порядка, причем /х,цск даже больше /х,нс1. По величине коэфициенты электропроводности растворов кислот, нацело ионизированных в жидком аммиаке, в два раза меньше коэфициентов электропроводности растворов сильных кислот в воде. Это— следствие значительного междуиониого взаимодействия в жидком аммиаке. [c.267]

Если считать, что в растворах карбоновых кислот имеет место чисто электростатическое взаимодействие между ионами, то вычисленные радиусы анионов карбоновых кислот оказываются меньше радиусов анионов минеральных кислот, что не соответствует действительности. Поэтому Гурьянова и Плесков предположили, что междуионное взаимодействие в аммиачных растворах карбоновых кислот имеет не чисто электростатическую природу и что в нем участвуют химические силы. В растворителз с низкой диэлектрической постоянной связь между ионами в растворе уже не приходится считать чисто электростатической. Такое предположение согласуется с современной теорией химической связи, которая признает чисто электростатическую — ионную и чисто ковалентную — атомную связь предельными [c.277]

Величина осмотического коэфициента—функция междуиониого взаимодействия [в растворе и потому зависит от диэлектрической постоянной растворителя. Так как при низких температурах диэлектрическая постоянная жидкого аммиака становится больше (при 25 — 17 [c.281]

Вопросу о некулоновском взаимодействии в растворах электролитов посвящена статья Крауса [12], в которой он, в частности, обсуждает вопрос о том, как изменяются константы диссоциации алкилзамещенных аммонийных солей в зависимости от того, возможно ли или невозможно междуион-ное взаимодействие, выражающееся в образовании водородной связи, которое налагается на Щ1Сто электростатическое взаимодействие между ионами. Берут растворитель с низким сродством к протону, который поэтому не участвует в образовании водородной связи. Таким растворителем является нит- [c.253]

Шеппардом с сотрудниками [5]. Повидимому, молекулы красителя как бы торчат из поверхности, располагаясь параллельно ей своими длинными осями и перпендикулярно к ней плоскостями гетероциклических ядер. При помощи рентгеновского анализа были получены некоторые указания на то, что в отдельных случаях молекулы красителя несколько наклонены к поверхности [6]. Повышение концентрации ионов серебра в растворе вызывает уменьшение адсорбируемости красителя, откуда можно заключить, что часть энергии связи составляет электростатическое притяжение между положительно заряженным ионом цианина и отрицательными зарядами на поверхности галоидного серебра. Поэтому можно предполагать, что ближайшее к поверхности ребро молекулы красителя содержит положительный заряд, перемещающийся по цепи сопряженных связей. Следует, однако, отметить, что в случае цианинов не наблюдается резкого изменения ад-сорбируейости вблизи изо-электрической точки водной суспензии бромида серебра и что наряду с междуион-ными силами важную роль в удержании молекул на поверхности играют вандерваальсовы силы. Нейтральные мероцианины не могут удерживаться между ионными силами, но они обладают большими дипольными моментами [7], и поэтому энергия связи молекул на поверхности обусловлена не только вандерваальсовыми силами, но и взаимодействиями ионов с диполями. [c.246]

Теория полной диссоциации и междуионное притяжение. Теория Дебая и Гюккеля. Если принять, что сильные электролиты полностью диссоциированы, то как объяснить, что эквивалентная электропроводность уменьшается при увеличении концентрации раствора. Аррениус объяснял это явление уменьшением степени диссоциации электролита. Дебай и Гюккель (1923), приняв теорию полной диссоциации, приписали изменения электропроводности с разбавлением электрическим силам, действующим между ионами. В растворе каждый ион окружен ионной атмосферой пз противоположно заряженных ионов, и притяжение, которое они оказывают, замедляет скорость передвижения ионов. Силы притяжения увеличиваются с увеличением концентрации раствора, так как расстояние между ионами уменьшается. Вследствие этого происходит понижение эквивалентной электропроводности и кажущееся уменьпхение степени диссоциации. И наоборот, при разбавлении раствора раЬстояние между противоположно заряженными ионами возрастает, электростатическое взаимодействие ионов становится все более слабым и эквивалентная электропроводность увеличивается. Наконец, при бесконечно больших разбавлениях межионные силы становятся ничтожно малыми вследствие относительно больших расстояний между ионами и по этой причине эквивалентная электропроводность достигает максимальной величины. Итак, Аррениус принял, что скорость передвижения ионов остается постоянной, но с изменением концентрации изменяется их число. Дебай и Гюккель утверждают, что при изменениях концентрации раствора число ионов остается постоянным, но скорости их передвижения изменяются под влиянием электростатического взаимодействия ионов. [c.55]