Сила взаимодействия ионов

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]

Поверхностные трещины. Большинство твёрдых веществ имеет на своих поверхностях многочисленные мелкие трещины Это следует прежде всего из сопоставления действительной прочности кристаллов с её значениями, выведенными из теоретических соображений. Прочность ионной решётки хлористого натрия, вычисленная теоретически из рассмотрения электростатических сил взаимодействия ионов, имеет порядок 200 кг/мл в действительности же су ие кристаллы каменной соли разрушаются под нагрузкой в 0,4 кг/мм . При деформировании в воздухе максимальная деформация каменной соли, не сопровождающаяся разрушением, очень мала. Работающим в соляных копях давно было известно, что при погружении в тёплую воду каменная соль выдерживает изгиб и кручение, не разрушаясь Иоффе установил, что при погружении кристалла каменной соли в воду, его прочность на разрыв может быть доведена до двух третей теоретического значения авторы последующих работ подтверждают значительное упрочнение при погружении в воду, хотя большинству из них не удавалось наблюдать столь сильного упрочнения. Иоффе объясняет свои результаты тем, что вода растворяет поверхностный слой, в результате чего образуется свежая поверхность без трещин. Более или менее быстрое понижение прочности после просушки он объясняет возникновением новых трещин, ослабляющих кристалл благодаря интенсификации напряжений у концов трещин . [c.322]

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]

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]

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

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]

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]

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]

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

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]

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]

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]

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]

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]

Третье слагаемое связано с природой и величиной электростатических сил (взаимодействия ионов и поляризации молекул воды), приводящих к образованию ионной атмосферы и вызывающих изменение свойств растворителя вблизи иона. [c.49]

В то же время объяснить зависимость чисел переноса от температуры, учитывая только силы взаимодействия ионов между собой, нельзя следует принимать во внимание также сольватацию ионов. Учитывая явление сольватации, можно понять наблюдаемое в ряду аналогичных соединений увеличение подвижностей и чисел переноса катионов с ростом их радиусов. В результате сольватации эффективные размеры движущихся частиц малого радиуса окажутся увеличенными в большей степени, чем крупных, и скорость их движения замедлится. Стремление чисел переноса при увеличении температуры к предельному значению, равному 0,5, следует связать с прогрессирующим по мере роста температуры процессом дегидратации и, как результат этого, с выравниванием эффективных размеров ионов. Причину совпадения температурных коэффициентов [c.116]

Очевидно, что изменения электропроводности обусловлены не истинной (собственной) диссоциацией электролита, а кажущейся степенью диссоциации, зависящей от природы растворителя, концентрации раствора и т. д. Для бесконечно разбавленных растворов, где отсутствуют силы взаимодействия ионов вследствие отда- [c.37]

Структура каждого иона обусловливает характерное для него пространственное распределение окружающего электрического поля, и вследствие этого сила взаимодействия иона с другими молекулами неодинакова в различных направлениях. Однако здесь будут рассмотрены лишь сферически симметричные ионы. Тем не менее все полученные выводы нетрудно распространить на ионы более низкой симметрии, по крайней мере качественно. Симметрию ионов почти всегда можно предсказать на основании правила Джиллеспи. [c.482]

Как известно, в растворах действуют различные силы — ковалентные связи, электростатические силы взаимодействия ионов электролита между собой и с диполями растворителя, вандервааль-совы силы, дисперсионные силы и др. Действие этих сил приводит в одних случаях к образованию типичных химических соединений, а в других — к образованию собственно растворов. Нет оснований [c.8]

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]

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]

МОЖНО получить выражение для ф, (Д,.у) через ее первые и вторые производные по и При этом значения производных будут связаны с параметрами уравнения (8.3.29) условием равновесия сил взаимодействия ионов в твердой фазе [c.228]

Вязкость жидкостей, или внутреннее трение, характеризуется силой, которую необходимо приложить, чтобы сдвинуть один слой жидкости относительно другого. Вязкость тесно связана со структурой жидкости и определяется силами взаимодействия ионов, атомов, молекул. [c.65]

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]

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]

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]

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]

В то же время объяснить характер зависимости чисел переноса от температуры, учитывая только силы взаимодействия ионов, нельзя следует принимать во внимание также сольватацию ионов. При учете явления сольватации можно понять наблюдаемое в ряду аналогичных соединений увеличение подвижностей и чисел переноса катионов с ростом их радиусов. В результате сольватации эффективные размеры движущихся частиц малого радиуса оказыч [c.128]

В серии работ Ван Рейвепа [12] и в статье Н. С. Спиро [13] свойства растворов электролитов трактуются как следствие совместного действия неполной диссоциации молекул электролита и образования гидратов ионов с привлечением закона действующих масс, но без учета электростатических сил взаимодействия ионов. [c.47]

Подобная кажущаяся аномалия не наблюдается в случае большинства других параметров гидратации, например AG/t, АЯй и A5ft. Однако известно множество функций, связанных с взаимодействиями ион — растворитель, таких, как теплоты, избыточные свободные энергии, энтропии смешивания одновалентных электролитов [206] и высаливание неэлектролитов (см. разд. П1), которые, как это следует из рис. 5, характеризуются максимумом в случае Na. Возможное объяснение этих максимумов заключается в уменьшении силы взаимодействия ион — растворитель с увеличением размера иона, в то время как координационное число иона возрастает с увеличением его размера. Иными словами, молекулы воды вблизи малых ионов удерживаются более плотно, однако вблизи крупных ионов может разместиться большее число молекул воды. Это и может быть причиной упомянутых максимумов в случае некоторых функций гидратации. [c.70]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология