Энергия межионного взаимодействия

Связь между коэффициентом активности -х ионов (или средним коэффициентом активности) и ионной силой электролита, установленная экспериментально, теоретически может быть получена с помощью уравнения (1.11), если произвести расчет энергии межионного взаимодействия [c.11]

Э. Гюккель). В основу этой теории положена модель раст-иора, согласно которой каждый ион окружен преимущественно противоположно заряженными ионами, располагающимися вокруг данного центрального иона в виде сферы, называемой ионной атмосферой. Реальные растворы от идеальных отличаются наличием ионных атмосфер, эффект действия которых на центральные ионы выражается энергией межионного взаимодействия. [c.11]

На основании этого энергия межионного взаимодействия [c.12]

Это уравнение называется формулой Леннарда—Джонса (1924 г.). Она отвечает кривым на рис. 117. Минимум на суммарной кривой соответствует энергии межмолекулярного взаимодействия и равновесному расстоянию Гд. между молекулами. Эти кривые напоминают кривые, характеризуюш,ие зависимость энергии межионного взаимодействия от межионного расстояния (см. рис. 96). Однако графики рис. 96 и 117 количественно сильно отличаются, так как отличаются и масштабы значений и и г, п выражения зависимости и [c.243]

Так как потенциальная энергия межионного взаимодействия представляет собой сумму энергий парных взаимодействий, то для вычисления термодинамических функций раствора достаточно найти бинарную функцию распределения д , д ) [c.429]

Связь коэффициентов активности с энергией взаимодействия можно установить при помощи общих термодинамических положений. Термодинамический потенциал реального раствора С должен быть больше термодинамического потенциала идеального раствора О на величину, отвечающую энергии межионного взаимодействия С [c.42]

Расчет энергии межионного взаимодействия и коэффициентов активности [c.46]

Как уже отмечалось, в первом приближении теории Дебая — Гюккеля предполагается, что энергия межионного взаимодействия электростатического происхождения. Энергия взаимодействия между ионами может быть определена поэтому как энергия заряжения центрального иона в электрическом поле ионной атмосферы. Известно, что энергия заряжения частицы от нуля до заряда q в поле ij равна [c.50]

Уравнение (131) отличается от (128) и (130) членом который представляет собой сумму членов ряда от третьего до пятого или шестого. Учет дополнительных членов разложения равноценен частичному отказу от допущения, согласно которому с < кТ. Здесь энергия межионного взаимодействия сравнима по величине с энергией теплового движения ионов, хотя и остается, по-прежнему, меньше последней это должно расширить область применения теории. Как показывают опытные данные (табл. И), уравнение (131) позволяет использовать одно и то же положительное значение среднего эффективного радиуса а для расчетов в то время как по второму приближению радиус а не является постоянной величиной и может быть отрицательным, что противоречит его физическому смыслу. [c.56]

Нахождение аналогично тому, которое рассматривалось при вычислении энергии межионного взаимодействия и коэффициента активности ионов по первому приближению теории Дебая — Гюккеля . В обоих случаях исходными уравнениями служат уравнения Больцмана и Пуассона (98). При определении дь достаточно использовать лишь одну координату — расстояние от поверхности электрода вглубь раствора. Уравнение Пуассона в этом частном случае упрощается до [c.270]

С — энергия межионного взаимодействия д — земное ускорение, внутренний потенциал, константа в некоторых уравнениях — гальвани-потенциал между фазами а и Р g — парциальная энергия межионного взаимодействия Н — теплосодержание (энтальпия), теплота гидратации [c.5]

О —энергия межионного взаимодействия [c.4]

Л2.2. РАСЧЕТ ЭНЕРГИИ МЕЖИОННОГО ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ И КОЭФФИЦИЕНТОВ АКТИВНОСТИ [c.45]

В отличие от растворов неэлектролитов распределение электрически заряженных частиц в растворах электролитов не является вполне равномерным. В результате действия сил электростатического притяжения и отталкивания каждый ион стремится окружить себя так называемой ионной атмосферой, в которой преобладают частицы с противоположным знаком заряда. Но этой тенденции противодействует броуновское движение, в определенной степени сглаживающее такого рода флуктуации концентрации. Как показывает детальный математический анализ состояния растворов электролитов, реальная картина распределения ионов в конечном счете зависит от соотношения между электростатической энергией межионного взаимодействия и энергией броуновского теплового движения. [c.8]

Расчет энергии межиониого взаимодействия и коэффициентов активности. Энергия, связанная с ионной атмосферой, име-0 ет эле ктрическое происхождение, по- [c.84]

Как ул< е отмечалось, в первом лриближении теории Дебая — Гюккеля предполагается, что энергия межионного взаимодействия [c.87]

Как уже отмечалось, увеличение энергии межионного взаимодействия должно приводить к повышению поверхностного натяжения расплавов. Действительно, с увеличением радиуса катионов в ряду Li+- Na+- K+ поверхностное натяжение в расплавах стекол убывает. Наибольший вклад в поверхностное натяжение силикатных расплавов вносят оксиды элементов II группы периодической системы за некоторыми исключениями (например, AI2O3). По мере перехода к элементам III—IV групп значение поверхностного натяжения в среднем понижается. [c.115]

А. М. Сухотин предлагает представить суммарную энергию межионного взаимодействия как сумму множества попарных взаимодействий. Расстояния между ионами в ионных парах могут быть любыми, но преимущественно они невелики. Взаимодействие практически возникает только при сблин ении ионов на сравнительно малые расстояния. Такое сближение весьма вероятно и может быть учтено вероятностной функцией распределения. [c.275]

Константа диссоциации характеризует силу кислоты или основания константа диссоциации у сильных кислот и оснований настолько велика, что они диссоциируют практически нацело слабые кислоты и основания диссоциируют незначительно. Определяемые обычным путем константы диссоциации — постоянные величины лищь в данном растворителе, поэтому сила кислот и оснований сравнивается по значениям Ка или Къ только для данного растворителя. В различных растворителях эти константы различны, т. е. сила кислот и оснований зависит от химической природы растворителя и физических его свойств. Химическая природа характеризуется протонно-донорными и протонно-акцепторными свойствами растворителя и химическим взаимодействием молекул растворителя с молекулами и ионами кислоты или основания. Физическая характеристика связана прежде всего с диэлектрической постоянной растворителя, влияющей на энергию межионного взаимодействия. [c.59]

Для иллюстрации приведем данные ио обмену иоиов щелочных металлов на двух различных тинах сульфоионитов—жидком и полимерном (рис. 2). Наличие малоподвижной структуры приводит к ассимет-рии силового поля функциональных групп, которое должно нриводтггь к существенно большим энергиям межионного взаимодействия в ионитах, чем в растворах. Среди ирям1. х доказате. ьств этого можно назвать результаты некоторых спектроскопических исследований. [c.30]