Бьеррум

Метод Бьеррума основан на вычислении констант устойчивости комплексов с использованием функции образования [c.111]

Теория индикаторов была разработана Оствальдом (1891), Гантчем (1907), Бьеррумом (1918) и др. Эти авторы установили, что индикаторы могут существовать в двух таутомерных формах различного цвета. Например, фенолфталеин в кислой среде становится бесцветным (форма 1), а в щелочной среде —красно-фиолетовым (форма И) [c.488]

Бьеррум [16] ввел понятие рационального или теоретического осмотического коэффициента g, определяемого из выражения [c.21]

Комбинируя уравнения (XII,40) и (XII,41), получим уравнение Бренстеда — Бьеррума [c.291]

Для химического потенциала растворителя вместо коэффициента активности fl часто используют осмотический коэффициент g, введенный Бьеррумом. Он определяется по уравнению [c.250]

Значения интеграла Q b) сведены Бьеррумом в специальные таблицы. [c.98]

Что такое первичный солевой эффект Самые общие представления о нем позволяют более глубоко понять сущность элементарных процессов химических реакций, протекающих в растворах. Рассмотрим один из аспектов Т гории сильных электролитов Дебая — Хюккеля (разд. 31.4), а именно зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора. [Теория влияния нейтральных солей на скорость химических реакций в растворах была развита Бренстедом и Бьеррумом.] [c.184]

Различные методы приближенного расчета констант ассоциации были разработаны Фуоссом [И], Бьеррумом ]121, Сухотиным [13] и др. [c.84]

Зависимость от у, в форме (219.1) была дана Бренстедом и Бьеррумом. В уравнении Бренстеда — Бьеррума константа скорости реакции ко экстраполирована на ионную силу, равную нулю. Прологарифмировав (219.1), получим [c.602]

Межионное взаимодействие при неравновесных процессах, в частности ири прохождении электрического тока через растворы электролитов (явление электропроводности), должно иметь иной характер, чем в условиях равновесия. Предложенный Бьеррумом коэффициент электропроводности вносит поправку на силы взаимо- [c.120]

Связь между осмотическим коэффициентом и коэффициентами активности ионов при постоянной температуре и постоянном давлении дается уравнением Бьеррума [c.250]

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]

Молекулы с ковалентной связью, способные ионизироваться, считаются слабыми электролитами к ним неприменим метод Бьеррума, соблюдающийся лишь в случае сильных электролитов. Эти различия не всегда ясны, но для слабых электролитов очень важны взаимодействия с растворителем, которые будут рассмотрены ниже. [c.454]

Я приехал в Копенгаген, — вспоминал в 1963 г. Гайтлер. — Зоммерфельд устроил так, что я попал к Бьерруму, который занимался проблемой, до некоторой степени сходной с темой моей диссертации, и я должен был работать вместе с ним. Но, разумеется, я заходил в Институт Бора . [c.155]

Расчет на основе гидратной теории растворов электролитов. Бьеррум в 1919 г. вывел формулу, связывающую коэффициент активности электролита валентного типа I—I в водном растворе с моляльностью т, образующего жидкий гидрат с п молекулами воды [c.25]

При подстановке (132.16) в (132.15) получаем уравнение Бьеррума [c.368]

При увеличении концентрации к этой паре присоединяется третий ион, образуя тройник типа Н---1- или--1--, обладающий электрическим зарядом и способный переносить ток. Образование ионных тройников вызывает рост электрической проводимости раствора при увеличении концентрации и, таким образом, объясняет явление аномальной электрической проводимости. Ионные ассоциаты, в растворе электролита образуются, если энергия электростатического взаимодействия ионов превышает их кинетическую энергию. Процесс образования ионных ассоциатов впервые был рассмотрен В. К. Семенченко (1924) и затем более детально Бьеррумом (1926) и др. [c.446]

Бьеррум принял, что два иона образуют ассоциат, если они подчиняются уравнению [c.446]

Уравнение (158.4) показывает, что константа ассоциации существенно увеличивается с уменьшением е и Г (произведение еГ входит в уравнение в третьей степени). Для неводных растворителей с низким значением е уравнение Бьеррума (158.4) является весьма приближенным, поскольку степень диссоциации электролита в таких растворах далека от 1. Однако в основном электростатическая теория Бьеррума в области ее применимости с экспериментом согласуется. [c.447]

Отсутствие корреляции между этими величинами в случаях, когда взаимодействие реагентов с растворителем имеет в основном электростатическую природу, означает, что свободная энергия сольватации (величина, определяющая значение коэффициентов активности в уравнении Бренстеда — Бьеррума) и диэлектрическая постоянная являются независимыми функциями параметров, характеризующих электрические свойства молекул растворителя (дипольный момент, поляризуемость). [c.131]

Принцип графического способа предложил Н. Бьеррум подробнее об этом см. H.A. Тананаев. Объемный анализ. ГОНТИ, 1939. [c.302]

Соотношение (111.38), известное как уравнение Бренстеда— Бьеррума, в принципе решает вопрос о влиянии среды на скорость элементарной химической реакции, сводя задачу к определению коэффициента активности исходных веществ и активированного комплекса. Однако в то время как существует ряд методов, позволяющих измерить коэффициенты активности исходных веществ, величину не удается измерить эксперимент,зльно из независимых данных. Поэтому соотношение (И 1.38) находит ограниченное применение при анализе вопроса о влиянии среды на скорость элементарных реакций. Соотношение (П1.38) применяется лишь в тех сравнительно немногочисленных случаях, когда можно высказать какие-либо теоретические суждения, количественные или качественные, о величине/ . Несколько таких случаев будет рассмотрено ниже. [c.125]

Представление об ассоциации и комплексообразонапки в растворах электролитов. как о возможной причине отклонения их поведения от нормального , было выдвинуто впервые в 1891 г. В. П, Пацковым и получило дальнейшее развитие, н ко.чнчествеииое оформление в трудах А. Н. Саханова, В. К. Семенченко, Бьеррума, Фуосса п Крауса, а также ряда других ученых. [c.96]

По результатам титрования рассчитйвают константы диссоциации ЭДТА и константы устойчивости соответствующих комплексов, используя методы Шварценбаха и Бьеррума. [c.192]

Чтобы при помощи этого уравнения, выведенного Бренстедом и Бьеррумом, оценить изменение значений константы скорости при переходе от газовой фазы к раствору, надо использовать какое-либо выражение для коэффициентов активности. Для оценки взаимодействия между нейтральными частицами можно использовать следуюп1ее уравнение для коэффициента активности, данное Лэнгмюром [c.184]

Гаич (1906) и Бьеррум (1906) выдвинули гипотезу о полной диссоциации (ион 13ЯЦИИ) сильных электролитов. В дальнейшем Бьеррум, Мильнер (1912) и Гс1Ш (1918) пытались на основе этой гипотезы создать новую теорию сильных электролитов, но безуспешно. Основы электростатической теории электролитов были заложены несколько позднее (1923 г.) работами Дебая и Г юкче. 1я. [c.395]

В растворе можно сравнить со скоростью той же реакции в газовой фазе при помощи уравнения Бреистеда — Бьеррума [c.346]

Уравнение Бреистеда—Бьеррума в наиболее обттгей форме решает вопрос о влиянии среды на скорость элементарной химической реакции. [c.346]

Обычные неорганические соли натрия и калия не растворимы в неполярных органических растворителях. Это верно и для солей неорганических анионов с небольщими органическими катионами, например для тетраметиламмония. Подобные аммонийные соли часто способны, однако, растворяться в ди-хлорметане и хлороформе. Более того, использование относительно больщих органических анионов может обеспечивать растворимость солей щелочных металлов в таких растворителях, как бензол. Например, диэтил-н-бутилмалонат натрия дает 0,14 М раствор в бензоле, для которого понижение точки замерзания неизмеримо мало, что говорит о высокой степени ассоциации. Подобным образом большие ониевые катионы (например, тетра-м-гексиламмония) делают растворимыми соли даже небольших органофобных анионов (например, гидроксид-ионов) в углеводородах. Ионофоры, т. е. молекулы, состоящие из ионов в кристаллической решетке, диссоциируют (полностью или частично) на сольватированные катионы и анионы в растворителях с высокими диэлектрическими проницаемостями. Подобные растворы в воде являются хорошими проводниками. В менее полярных растворителях даже сильные электролиты могут растворяться с образованием растворов с низкой электропроводностью это означает, что только часть растворенной соли диссоциирована на свободные ионы. Чтобы объяснить такое поведение растворов, Бьеррум выдвинул в 1926 г. гипотезу ионных пар. Впоследствии его гипотеза была усовершенствована Фуоссом [38] и рядом других исследователей. Ионные пары представляют собой ассоциаты противоположно заряженных ионов и являются нейтральными частицами. Стабильность ионных пар обеспечивается в основном кулоновскими силами, но иногда этому способствует и сильное взаимодействие с ок- [c.16]

Между тем, работа у Бьеррума (изучение ионных растворов) все меньше привлекала Гайтлера. После нескольк1 х месяцев пребывания в Копенгагене он переезжает в Цюрих, к Шредингеру. Здесь, в Цюрихе произошла моя встреча с Ф. Лондоном, которая оказалась поворотной точкой в моей карьере . [c.155]

Более подробные исследования передачи опшбки от измеряемой величины pH к логарифму определяемой константы проведены в работе [5]. Она охватывает также случай весьма слабых кислот, требующий измерений в щелочной области. Осложнения при этом полностью аналогичны получаемым в кислой области и возникают при больших концентрациях 0Н . Исследованы также ошибки определения констант устойчивости комплексов по методу Бьеррума, основанному на конкуренции за лиганд между ионами водорода и металлоионами. [c.170]

Расчет по (158.3) показал, что для водных растворов 1,1-валентных электролитов при 25 С q =3,57 10 м (3,57 А). Таким образом, если противоположно заряженные ионы находится на расстоянии г с 3,571Zi ZjI 10" , то в водном растворе они образуют ассоциат или ионную пару. Если же г > 3,57 2i z 10 , ассоциация не происходит. Для константы ассоциации (KZi = Кдисс) Бьеррум получил [c.446]

В основу части дальнейшего обсуждения теории ошибок положена работа Н. Бьер-рума . Теория Бьеррума изложена подробнее в курсе объемного анализа Н. А. Тана-наева. Однако по теории Бьеррума необходимо каждый раз рассчитывать значение трех ошибок при этом обычно две из них получаются очень малыми, и только какая-либо третья ошибка имеет практическое значение. [c.320]

В основе теории Бренстеда и Бьеррума также лежат представления о том, что реакция идет через стадию образования активированного комплекса X, который находится в равновесии с исходными веществами. Заряд активированного комплекса складывается из зарядов вступающих в реакцию ионов (2х=2аН-2в). Скорость рсакции определяется скоростью превращения активированного комплекса в продукты реакции (медленная стадия) [c.184]

Реакции ионного обмена происходят также в кислых и основных расплавах солей. По Люксу, у солей с анионами, содержащими кислород (ЫагСОз, ККОз, КгЗгО ), ионы кислорода основных частиц переносятся на кислотные, т. е. основания являются донорами 0 , а кислоты — их акцепторами. Для того чтобы подчеркнуть отличие от протонных кислот, у которых ярко выражена их способность отдавать ионы Н+, Бьеррум предложил для кислот — акцепторов О — название антиоснование. [c.391]

Аналитическая химия. Т.1 (2001) -- [ c.59 ]

Свойства газов и жидкостей (1966) -- [ c.0 ]

Водородная связь (1964) -- [ c.233 ]

Теория резонанса (1948) -- [ c.241 ]

Руководство по электрохимии Издание 2 (1931) -- [ c.95 , c.135 , c.137 , c.138 , c.207 , c.236 ]

Термохимия комплексных соединений (1951) -- [ c.54 , c.55 , c.59 , c.115 ]

Основы химической кинетики (1964) -- [ c.450 , c.452 , c.453 ]

Химия азокрасителей (1960) -- [ c.275 , c.283 ]

Теоретические основы органической химии Том 2 (1958) -- [ c.100 , c.577 , c.578 , c.580 , c.583 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология