Сольватация двухзарядных ионов

Из табл. 34 следует, что коагулирующая способность двухзарядных ионов в десятки раз, а трехзарядных — в сотни раз выше, чем у однозарядных ионов. Приведенная в табл. 34 коагулирующая способность ионов относится только к указанным ионам и золям. Коагулирующие способности этих же ионов по отношению к другому золю будут иметь иные значения. Точно так же для одного н того же золя ионы одной и той же величины заряда, например и N3+, Mg + и Са +, обладают значительно отличающейся коагулирующей способностью. Такую разницу в действии ионов объясняют неодинаковой степенью их сольватации. Однако отличия в коагулирующей способности каждого иона для тех или иных золей не очень велики, поэтому представилось возможным расположить одинаково заряженные ионы в лиотропные ряды, показывающие, в частности, в каком порядке убывает их коагулирующая способность для всех противоположно заряженных золей, например [c.158]

Отрицательные энтальпии сольватации М + этими макроцикличе-скими лигандами с избытком компенсируют влияние отрицательных энтропии сольватации, так что -ДС° достигает 10 ккал/моль. Например, для К+ -(34) (С - циклогексил) в воде Н° = -5,1 (-3,9) ккад/моль, а Т S°0iv = +2,9 (1,1 ккал/моль) для стереоизомеров В и А соответственно. Однако S°o[v положительно для комплекса Sr2+, а величины АЯ° коррелируют с ДС°огг только в ряду одно- или двухзарядных катионов. Значительно более отрицательные значения АЯ°0 , сольватации макроциклами катионов К+ и s+ по сравнению с сольватацией Li+ и Na+, чем наблюдается в воде или ДМСО, отчасти определяются более высокой энергией сольватации малых ионов этими растворителями, поскольку разность t H°olv в ацетоне или ТГФ резко уменьшается [40]. [c.346]

Экстракции способствует сольватация молекулами экстрагента. Например, экстракция ионов кадмия, кобальта и других двухзарядных ионов 8-оксихинолином в СНС1з обеспечивается образованием аддуктов состава М(0х)2яН0х. [c.218]

Некоторые исследования позволили установить, что растворенный в воде неэлектролит влияет на гидратацию и сольватацию ионов. Результаты измерения свободной энтальпии переноса хлоридов щелочных металлов из воды в смесь метанол — вода были объяснены Войсом [386]. Согласно этой интерпретации, при переносе из воды в смесь метанол — вода сольватная оболочка иона Li+ стабилизируется больше, чем оболочка иона Na+, что является следствием более сильного электростатического влияния иона Li+ из-за его меньшего радиуса. Однако стабилизация иона Rb+ ниже, чем имеющего больший радиус иона s+, что обусловлено его неэлектростатическим влиянием на растворитель. В исследовании [38в] изучена тольватация двухзарядных ионов в смесях метаиол — вода. Установлено, что координационное число двухзарядных ионов больше, чем у однозарядных с таким же радиусом. Ион Ba + более стабилен в смесях метанол — вода, чем К+, даже если вычисление отнести к единице заряда. Во взаимодействии ионов Sf2+ и Ва + с координирующимися с ними молекулами воды < преобладают электростатические силы. Явление сольватации LiBr IB смесях вода — ацетон было исследовано в работе [38г], а гидратации H IO4 в смесях вода—диоксан в работе [38д]. [c.556]

Для двухзарядных ионов щелочноземельной группы наблюдается возрастание сродства с увеличением радиуса иона для сульфополистирольных обменников, как и предсказывает теория Айзенмана. При применении теории оказывается, что расположение анионных мест очень важно. Это — направление будущих исследований. Что касается двухзарядных ионов переходных и следующих за переходными металлов, которые сорбируются более сильно, чем можно было бы ожидать из величины их радиуса, то для них, по-видимому, играют важную роль неэлектростатические силы. Состояние сольватации подобных ионов зависит от силы анионного поля обменника (гл. 11). [c.67]

Для завершения электронного уровня атому кислорода требуется два электрона. В результате этого атом кислорода может существовать в виде двухзарядного аниона, однозарядного аниона типа ОН или (будучи ковалентносвязанным) в виде нейтрального соединения, такого, как К—О—К. Во всех трех случаях кислород является донором электронов, причем порядок, в котором уменьшается эффективность его как донора, выглядит следующим образом 0 >0Н >-К—О—К. Окислы могут иметь характер от преимущественного ионного (например, Ва—О) до преимущественно ковалентного (как в СОг и 0з04) ион О в водных растворах неустойчив, ибо он образует гидроксил-ион. В ионах и молекулах кислород обычно может образовывать донорные связи при помощи только одной пары электронов, поскольку получающееся при этом перераспределение заряда требует слишком большой электростатической работы, чтобы позволить кислороду отдать и вторую электронную пару. Донорные свойства кислорода весьма важны. Одним из результатов их существования является сильная водородная связь, осуществляемая в водных растворах. Другим следствием является сильная сольватация катионов в воде (ее обычно рассматривают как электростатическое ион-дипольное взаимодействие). При комплексообразовании окси-анионов довольно хорошо соблюдаются требования простой электростатической теории они образуют наиболее прочные связи с катионами малого размера и высокого заряда, и эти два фактора имеют большее значение, чем тип электронной конфигурации катиона. [c.327]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология