Коэффициент активности ионов электропроводности сильных

Создание теории сильных электролитов явилось важным событием в общей теории растворов, которое не могло не оказать определяющего влияния на физическую химию неводных растворов. Возникновению теории сильных электролитов предшествовал ряд важных исследований, которые существенно пополнили сведения и состояния ионов в растворах. Здесь следует прежде всего назвать формулировку закона ионной силы Льюиса — Рендалла (1921 г.) и вывод Борном уравнения для энергии гидратации иона (1920 г.). Последнее уравнение связывает величину энергии гидратации с ионным радиусом и диэлектрической проницаемостью раствора, и с некоторыми допущениями распространяется на неводные растворы. Существенным достижением явился также вывод Бьеррумом уравнения, которое связывало коэффициент электропроводности с осмотическим коэффициентом, активностью растворенного электролита и диэлектрической проницаемостью (1918 г.). [c.13]

Активность, коэффициент активности. Межионное взаимодействие, а также сольватация ионов уменьшает не только скорость их движения, но и осмотическое давление растворов, величину понижения давления пара над ними и т. п. Все это может привести к неправильному выводу о том, что в растворе имеется меньше ионов, чем в действительности. Так, измерение электропроводности показывает кажущуюся неполную диссоциацию сильных электролитов [c.34]

Электростатическая теория разбавленных растворов сильных электролитов, развитая Дебаем и Гюккелем в 1923 г., позволила теоретически вычислить средний коэффициент активности электролита, эквивалентную электропроводность сильных электролитов, а также теоретически обосновала правило ионной силы. При этом они сделали ряд предположений, справедливых только для предельно разбавленных растворов. Во-первых, они предположили, что единственной причиной, вызывающей отклонение свойств раствора электролита от идеального раствора, является электростатическое взаимодействие между ионами. Во-вторых, они не учитывали размеров ионов, т. е. рассматривали их как безразмерные точечные заряды. В-третьих, электростатическое взаимодействие между ионами они рассматривали как взаимодействие между ионом и его ионной атмосферой. Ионная атмосфера — это статистическое образование. [c.251]

Согласно Бьерруму, классическое рассмотрение взаимодействия ионов в ионных парах базируется на основных законах электростатики и энергия взаимодействия вычисляется на основании значений диэлектрической проницаемости и обратных величин радиусов ионов. Так как энергия образования ионных пар в воде представляет собой небольшую разность больших чисел, неудивительно, что возникают большие трудности при таком рассмотрении ионных взаимодействий в воде. Действительно, тенденция к образованию ионных пар в водном растворе у больших ионов часто бывает эквивалентна или даже больше, чем у ионов меньших размеров [35], и соотношения Бьеррума чаще бы нарушались, чем выполнялись, если бы не использование переменных параметров, таких, как эффективные ионные радиусы или области диэлектрического насыщения, которые вводят для улучшения получаемых результатов. Так, измерения электропроводности и коэффициентов активности указывают на довольно интенсивное образование ионных пар в водном растворе иодида тетрабутиламмония, но образование ионных пар в растворах иодида тетраметиламмония и хлорида тетрабутиламмония происходит лишь в незначительной степени [36]. Энергия взаимодействия двух ионов обратно пропорциональна сумме эффективных радиусов и Г2, так что, как и в случае энергии кристаллической решетки, изменение Га в ряду анионов с постоянным катионом в зависимости от радиуса катиона может более сильно или более слабо влиять на энергию образования ионных пар, чем на энергию гидратации. Для больших катионов, таких, как алкиламмониевые группы ионообменных смол, возрастание энергии взаимодействия катиона с анионом при уменьшении размеров анионов в ряду 1 , Вг , С1 , Р происходит медленнее, чем возрастание энергии взаимодействия этих анионов с водой. Следовательно, более сильное связывание анионов больших размеров с ионообменными смолами может быть отнесено главным образом за счет того, что большие ионы, такие, как иодид, слабо взаимодействуют с водой и могут легко терять часть сольватной обо- [c.286]

Растворы ПАВ молекулярно-дисперсны вплоть до ККМ, что четко подтверждается результатами измерений осмотического коэффициента [И]. Коллигативные свойства растворов ПАВ также вплоть до ККМ отклоняются от свойств идеальных одноодновалентных электролитов не более чем на 5% [12]. Но, как показали измерения эквивалентной электропроводности [11, 13], некоторые ПАВ образуют димеры. Процесс димеризации, не очень распространенный в растворах ПАВ, сильно зависит от их молекулярной структуры. Если углеводородная цепь достаточно длинна, свободная энергия системы в результате димеризации уменьшается. Для того чтобы уравновесить электрическое отталкивание при сближении двух ионных групп и уменьшение энтропии поступательного движения примерно на 20 э. е., необходима большая площадь контакта между двумя углеводородными цепями и достаточная концентрация молекулярно-диспергированного вещества. Поэтому димеризация облегчается с ростом длины углеводородной цепи. Содержание димера возрастает с увеличением объемной концентрации вплоть до ККМ, оставаясь при дальнейшем росте концентрации почти неизменным. Димериза-цию не следует рассматривать как начало мицеллообразования, так как образование димера из мономера является результатом образования водородных связей аналогично тому, что имеет место для уксусной кислоты в газовой фазе. Когда пар становится насыщенным, начинает выделяться жидкая уксусная кислота, находящаяся в равновесии с мономером и димером. Образование мицелл можно рассматривать подобно этому процессу разделения фаз [14], за исключением того, что в мицеллах объединяется конечное, а не бесконечно большое число частиц. На такой модели основываются многие теории мицеллообразования, причем в соответствии с таким представлением активность ПАВ выше ККМ должна быть практически постоянной. Это подтверждает зависимость поверхностного натяжения от концентрации, ясно показывающая, что выше ККМ активность ПАВ действительно постоянна. При этом в уравнении изотермы адсорбции Гиббса [c.15]

Следовательно, наклон зависимости lg V — должен приближаться к — Лг, когда / 2 стремится к нулю. Это предсказание было многократно подтверждено измерениями средних ионных коэффициентов активности и активности растворителя (разд. 2.16), а также влиянием ионной силы на растворимость сильных электролитов и на другие равновесия с участием ионов (см., например, [11 или [21). Установлено, что оно справедливо не только для воды, но и для растворителей со значительно более низкими диэлектрическими проницаемостями. Еще более тщательной проверке было подвергнуто аналогичное предсказание относительно зависимости электропроводности от концентрации (см., например, [31). [c.241]

Уравнения электростатической теории для коэффициента активности, а также для электропроводности выведены в предположении о полной диссоциации сильных электролитов. Пользуясь основными исходными положениями электростатической теории, можно ввести представление об ионных парах, которые в некоторых отношениях подобны недиссоциированным молекулам. Эти представления впервые были развиты В. К. Семенченко (1922) и независимо от него разработаны Бренстедом (1926). [c.416]

Как это более подробно будет рассмотрено в разделе 111.3, электропроводность и другие свойства водных растворов сильных электролитов могут быть количественно интерпретированы во всем доступном для эксперимента диапазоне изменения концентраций, исходя из существования равновесия между свободными ионами и ионными парами. Равновесие это описывается простым законом действия масс, и нет нужды постулировать зависимость коэффициентов активности свободных ионов от ионной силы. Приходится лишь учитывать, что ионные пары (точнее говоря, агрегированные ионы) могут находиться в двух состояниях, одно из которых участвует, а другое не участвует в электропроводности. [c.20]

Свойства сильных электролитов изменяются с изменением концентрации электролита. Так, избыточный изобарный потенциал и коэффициенты активности ионов, как правило, уменьшаются с уменьшением концентрации электролита, эквивалентная электропроводность—увеличивается. [c.95]

Вывод формулы для расчета коэффициентов активности электролитов основан на постулате о полной диссоциации и вытекающем отсюда предположении, что все аномалии в свойствах растворов сильных электролитов (в осмотическом давлении, давлении насыщенного пара, электропроводности и т. д.) обусловлены электростатическими силами, действующими между ионами. [c.377]

Концепция ионных пар нуждается в дальнейшем развитии. Применимость ее ограничена точно так же, как применимость концепции молекул. Молекулы существуют в температурном интервале, где энергия их связи больше кТ. При достаточно высокой температуре эта концепция лишена смысла, так как можно наблюдать лишь кратковременные столкновения между свободными атомами. Энергия электростатического взаимодействия между двумя ионами противоположного заряда определяется кулоновским членом г г е /аП, где г е я г е — заряды ионов, а — расстояние между ними и D — диэлектрическая проницаемость среды (реальные величины ) будут рассмотрены в дальнейшем). Следовательно, концепция пар применима, если г г е /аО больше кТ. Однако в растворителях с высокой диэлектрической проницаемостью и для достаточно больших ионов применимость этой концепции сомнительна. Действительно, в последних исследованиях Фуосса и Онзагера [14] релаксационных процессов установлено, что в уравнении электропроводности должен быть добавочный член, отсутствие которого в предложенных ранее уравнениях объясняется применением слишком грубого распределения Больцмана. Этот член пропорционален С/1 (/ — коэффициент активности ионов), что устраняет необходимость четкого постулирования равновесия между свободными ионами и их ассоциатами в виде пар при условии, что эта ассоциация обусловлена исключительно электростатическими силами. Это дает возможность альтернативного описания ионных агломератов. Тем не менее концепция ионных пар полезна с химической точки зрения, особенно для таких систем, в которых существует сильная ассоциация в разбавленных растворах и другие силы могут вносить вклад в энергию образования ионных агломератов. Необходимо дальнейшее обсуждение этого вопроса. Ассоциация, обусловленная неэлектростатическими силами, не может быть, конечно, рассмотрена в рамках указанной выше теории Фуосса и Онзагера [14]. [c.213]

Как в кристаллическом, так и в растворенном состоянии гидроокиси щелочных металлов полностью ионизированы. Растворы гидроокисей щелочных металлов по сравнению с гидроокисями всех остальных металлов одинаковой молярной концентрации имеют наиболее высокое содержание ионов гидроксила, благодаря чему они являются самыми сильными из известных оснований. Коэффициенты электропроводности (указывающие на соотношение активных индивидуальных ионов, см. стр. 211) растворов КОН различных концентраций имеют следующие значения [c.609]

Из этого соотношения можно найти ионные коэффициенты активности, отнесенные к ионной концентрации т . Для этого необходимы данные о величинах а, полученные из независимых данных, например из электропроводности. В ряде случаев константы диссоциации для сильных электролитов известны. Они известны для растворов ряда кислот, и в частности для соляной кислоты, почти во всех растворителях. Расчеты показали, что в неводных растворах, в тех случаях, когда кривая 1п у не проходит через минимум, кривые 1п Уи все же проходят через минимум. Таким образом, ассоциация является причиной неприложимости уравнения Робинсона — Стокса и отсутствия минимума на кривых (рис. 53). Это обстоятельство показано на многих примерах в работе автора с Ивановой по отношению к солям и на очень большом числе примеров в работе Александрова по отношению к соляной кислоте. [c.209]

Первичный и вторичный солевой эффект рассмотрен в приложении к аммонийным солям в концентрированных растворах действие амидов меньшее, чем аммонийных солей, которые расположены в ряд по увеличивающейся активности ацетамид, бензамид, формамид для анионов, расположенных согласно увеличению каталитической активности их аммонийных солей, был получен следующий ряд хлорат, иодид, нитрат, бромид и хлорид ионы та же серия только с обратной последовательностью была найдена для коэффициента осмотического давления и коэффициента электропроводности растворов аммонийных солей в жидком аммиаке Ацетилбромид (сильный катализатор) [c.228]

Из этого соотношения можно найти ионные коэффициенты активности, отнесенные к ионной концентрации т . Для этого необходимы данные о величинах а, полученные из независимых данных, например из электропроводности. В ряде случаев константы диссоциации для сильных электролитов известны. Они известны для растворов ряда кислот, и в частности для соляной кислоты, почти во всех растворителях. Расчеты показали, что в неводных растворах, в тех случаях, когда кривая 1п у не проходит через минимум, кривые 1п7 все же проходят через минимум. Таким образом, ассоциация является причиной неприложимости уравнения Робинсона—Стокса и отсутствия минимума на кривых (рис. 56). [c.237]

Вследствие полной диссоциации молекул сильных электролитов на ионы в растворе оказывается сравнительно высокая концентрация ионов. Между положительными и отрицательными ионами возникает электростатическое взаимодействие, вследствие чего их эффективные концентрации оказываются меньше действительных. Влияние электростатического взаимодействия между ионами учитывается тремя коэффициентами активности, осмотическим и электропроводности. [c.377]

Следовательно, в растворах сильных элект ролитов осмотическое давление и электропроводность не отражают истинной ионной концентрации, если только эти растворы не являются сильно разведенными. Поэтому наряду с этой истинной или аналитической концентрацией /V) было введено понятие об эффективной концентрации, называемой иначе активностью (обозначается буквою а). Ясно, что эта активность в не сильно разведенных растворах всегда меньше аналитической концентрации сильных электролитов. Отсюда был введен коэффициент активности т (гамма), определяющий отношение активности данного иона к его аналитической концентрации. [c.146]

Другая методика, основанная на изучении электропроводности, сопряжена с большей погрешностью, однако пригодна, в особенности для измерения констант диссоциации очень слабых незаряженных кислот. Изменение электропроводности при добавлении значительного количества слабой кислоты НХ к разбавленному раствору гидроокиси натрия характеризует степень смещения равновесия реакции НХ- -ОН- Х - -+ Н2О в направлении слева направо. Если НХ является очень слабой кислотой, измерить подвижность X непосредственно невозможно. Однако, поскольку подвижность гидроксил-иона намного больше подвижности любого другого аниона, оценка подвижности анионов близкого размера приводит к небольшой ошибке в окончательном результате. Так как вышеприведенная равновесная реакция не влияет на изменение ионной силы, коэффициенты активности с хорошей точностью будут взаимно компенсироваться. Поэтому онстанту /((НХ) получают умножением наблюдаемой константы [Х ]/[НХ] [ОН-] на Кш- Хотя очень малые изменения электропроводности можно измерить точно, все же данный метод не пригоден для определения К исключительно слабых кислот. Это ограничение связано с влиянием среды при добавлении НХ на подвижность ионов натрия и ионов гидроксила, о величине которого можно только догадываться. Методом электропроводности определены константы диссоциации спиртов и диолов [14]. Очевидно, что аналогичное рассмотрение можно провести и для случая, когда очень слабое незаряженное основание добавляют к разбавленному раствору сильной кислоты. [c.44]

По мере разбавления концентрированных растворов удельная электропроводность возрастает и, достигнув максимума, начинает постепенно уменьшаться (рис. 40). Причиной такого явления служит то, что в концентрированном растворе ионов мало из-за небольшой диссоциации молекул. По мере разбавления раствора число ионов вследствие диссоциации (а в случае сильных электролитов вследствие увеличения коэффициента активности) сначала увеличивается быстрее, чем уменьшается общая концентрация электролита, а при дальнейшем разбавлении соотношение меняется вследствие уменьшения абсолютного числа ионов в единице объема и удельная электропроводность начинает уменьшаться. [c.143]

Определяя степень диссоциации для не очень разбавленных растворов сильных электролитов методом электропроводности, мы находим не истинную, а так называемую кажущуюся степень диссоциации, т. е. величину с поправками на межионные силы взаимодействия. Чем выше концентрация раствора, тем сильнее будет взаимодействие разноименно заряженных ионов между со ой, тем меньше будет эквивалентная электропроводность раствор , следовательно, тот меньше будет и кажущаяся степень диссоциации. В смеси электролитов коэффициент активности данного электролита зависит от общей концентрации растворов. [c.190]

ВаС12 активность ионов Ва = 0,01 -0,50 == 0,0050, а для ионов С1 = 0,02 -0,86 = 0,0172. Активность (эффективная концентрация) иона хлора, таким образом, не является просто удвоенной концентрацией ионов Ва , как это следует из классической теории диссоциации. В случае сильных электролитов для более или менее грубой оценки можно пользоваться аналитически определяемыми истинными концентрациями, которые получают на основании содержания электролита, предполагая полную его диссоциацию и не учитывая коэффициентов активности. Так поступают, например, если необходимо приблизительно рассчитать равновесие смёси сильного и слабого электролитов или если необходимо сделать заключение о влиянии на труднорастворимый электролит незначительных количеств сильного электролита, имеющего одноименный ион. Если же требуется большая точность расчета, то нельзя пренебрегать активностями. С теоретической точки зрения для сильных электролитов рационально пользоваться вместо активностей кажущимися концентрациями ионов, полученными на основании измерений электропроводности или осмотического давления. Действительно, лишь в редких случаях полученные таким образом значения оказываются более точными, чем полученные непосредственно из аналитических концентраций. [c.87]

В работе [11 такой расчет был проведен. Сейчас в связи с изменением величины //нг,С1, этот расчет требует небольших коррективов. Кроме того, теперь можно для сильных электролитов найти в литературе истинные коэффициенты активности, вместо взятых раньше отношений электропроводностей. Для слабых электролитов сохранены последние как правильное мерило концентрации свободных ионов. Для нескольких солей, для которых в литературе не удалось найти нужных данных, взяты коэффициенты активности или степени диссоциации аналогичных солей. Это вносит в результаты лишь небольшую ошибку. Источники и [c.121]

В электростатической теории сильных электролитов доказывается, что многие свойства растворов зависят от ионной силы, в частности электропроводность растворов и коэффициенты активности. [c.21]

Таким образом, согласно теории, при изменении концентрации кислоты от О до 0,1 н., 7 меняется в 10 раз сильнее в случае смеси с 82% диоксана, чем в случае чистой воды. Если не происходит ассоциации ионов, то получающиеся графики лежат выше прямых с предельными коэффициентами наклона, что согласуется с теорией, учитывающей среднее расстояние сближения ионов. В случае сред, содержащих О, 20 и 45% диоксана, экспериментальные результаты подчиняются этому требованию теории, и кривые для всех концентраций лежат выше прямых с предельным наклоном. По мере уменьшения диэлектрической постоянной среды графики в области разбавленных растворов приближаются к теоретическим прямым, и, наконец, как видно на примере растворов, содержащих 70% диоксана, при концентрациях кислоты ниже 0,002 М экспериментальная кривая совпадает с теоретической. В случае смесей, содержащих 82% диоксана, кривая lgY может лежать даже ниже прямой, отвечающей предельному коэффициенту наклона, о чем свидетельствуют данные для растнорон с концентрациями кислоты 0,001 и 0,0015 М. Это явление аналогично тому, которое наблюдается в случае зависимости электропроводности от ]/с (рис. 74). При всех концентрациях и температурах коэффициенты активности уменьшаются с увеличением температуры и, следовательно, относительное парциальное молярное теплосодержание всегда положительно. [c.327]

Так как величина % входит в уравнения для расчета потенциала и энергии ионной атмосферы, эти характеристики растворов сильных электролитов и, как следствие, коэффициенты активности этих растворов и их электропроводности тоже зависят от ионной силы. [c.23]

Для незаряженной молекулы в сильноразбавленных растворах коэффициенты активности стремятся к единице однако в случае ионов дело обстоит иначе. Согласно теории сильных электролитов (П. Дебай, Е. Хюккель, 1923.), любой ион в растворе (независимо от того, происходит ли он из сильного или слабого электролита) стремится окружить себя атмосферой разноименных ионов. Это изменяет подвижность иопа (что в свою очередь влияет на электропроводность раствора), а также и его химическое каталитическое действие. Аналогичный эффект производят и посторонние электролиты, добавляемые к раствору, например к буферным растворам (солевые эффекты). Теория сильных электролитов указывает методы работы в условиях, в которых эти эффекты можно контролировать (при постоянной ионной силе) и для оценки коэффициентов активности (см. пособия по электрохимии). [c.212]

Поскольку на образование ионных пар влияют все свойства растворов, многие из них — активности, электропроводность, числа переноса, поглош,ение света, оптическое вращение,- скорости реакций, коэффициент распределения и ионообменное равновесие — используются для исследования этого явления. Степень образования ионных пар меняется от настолько незначительной, что ее нельзя точно измерить, как, например, в случае нитрата калия, до величины порядка 75% для оксалата марганца (II) при 0,005 моль/дм В неводных растворах образование ионных пар — обычное явление и проявляется сильнее, чем в воде, отчасти вследствие более низкой диэлектрической проницаемости и более сильных электростатических взаимодействий. [c.52]

На рис. 96 представлен наиболее яркий пример обратной последовательности для катионов, наблюдающейся в случае гидроокисей, когда кривые для разных катионов сильно отличаются друг от друга. Наибольшим коэффициентом активности обладает гидроокись цезия, наименьшим — гидроокись. пития. Эта последовательность прямо противоположна той, которая наблюдается для хлоридов, бромидов и иодидов. Такой эффект можно частично объяснить взаимодействием ионов и образованием ионных пар. Согласно теории ассоциации ионов Бьеррума (гл. П1, 7), 1,1-элек-тро.яиты считаются сильными, если расстояние сближения ионов больше или равно 3,5 А. Приведенные на рис. 96 значения согласуются со средними расстояниями сближения ионов 3 3,5 4 и 4,2 А соответственно для гидроокисей лития, натрия, калия и цезия. Согласно теории Бьеррума, все указанные гидроокиси являются сильными электролитами, хотя в случае гидроокиси лития может происходитх некоторая ассоциация ионов. Эти результаты согласуются с выводами, сделанными на основании измерений электропроводности. Примерно такие же результаты наблюдаются и в случае ацетатов, хотя для ацетатов расхождение кривых не столь велико. [c.363]

Теорию Дебая — Хюккеля с успехом можно применять к водным растворам сильных электролитов. В этом случае полученные результаты хорошо совпадают с экспериментальными данными например, зависимость коэффициента активности ионов от корня квадратного из ионной силы линейна, а это в свою очередь требует линейного соотношения между эквивалентной электропроводностью Л сильно разбавленных растворов ионофоров и корнем квадратным из их концентрации. Последний результат подтверждает классические законы Кольрауща [10]. В его изящных экспериментах с водными растворами сильных электролитов получилась зависимость эквивалентной электропроводности от концентрации электролита в степени что противоречило принятой в то время теории Аррениуса. Согласно последней, электропроводность разбавленных растворов электролитов должна линейно зависеть от концентрации исследуемой соли. [c.211]

Дебай ввел новое понятие для характеристики сильных электролитов — коэффициент активности, который, будучи меньшё единицы при достаточно больших концентрациях электролитов, как бы уменьшает общую концентрацию ионов до предела, соответствующего получаемому эффекту (изменение константных точек по законам Рауля или электропроводности электролита). Тогда активная концентрация или просто активность будет выражаться соотношением [c.203]

Поведение полностью диссоциированных электролитов в сильно разбавленных растворах должно подчиняться уравнению Дебая —Хюккеля и уравнению Онзагера (см.). Многие соли в воде ведут себя в соответствии с этими уравнениями, однако некоторые одно-однозарядные и одно-двух-зарядные соли и большинство многозарядных солей проявляют необычно низкие мольную электропроводность и активность. Такие отклонения можно объяснить ассоциацией катионов с анионами, что приводит к образованию ионных пар. Уравнение, описываюш ее равновесие между свободными ионами и ионными парами, можно сформулировать так же, как и для слабых электролитов Ко = ТкТа /(1—а), где и 7 — коэффициенты активности катиона и аниона, а — доля электролита, присутствуюш.его в виде свободных ионов, и /(о— константа диссоциации. Используется также константа ассоциации или константа устойчивости Ка, обратная величине Ко, т. е. р/Сл=—р/Со. Необходимо учитывать, что ионные пары могут также нести заряд, например + 2СГ РЬС1 + СГ, и тогда [c.52]

Поскольку для больщинства используемых в этой работе растворителей катионы щелочных металлов имеют незначительные коэффициенты распределения по сравнению с коэффициентом распределения гидроксония, замена H I на хлорид щелочного металла при постоянной ионной силе должна уменьшать значение D для любой сильной кислоты и особенно для следов HIn l4. Таким образом, в уравнении (1) третий член незначителен по величине, а второй уменьшается с уменьшением Н+. Однако на рис. 1 —10 можно видеть, что степень уменьшения D различна в зависимости от природы соли щелочного металла. Последнее обусловлено изменением структуры водной фазы и активности воды (фактор 4) и объясняется тем, что различные катионы связывают при гидратации различные количества воды, причем чем меньше степень гидратации соли, тем выше диэлектрическая проницаемость и активность воды в растворе и тем ниже концентрация растворенного вещества. Таким образом, в связи с возможностью более полной гидратации следовые количества ионов концентрируются преимущественно в водной фазе, а поэтому уменьшается их тенденция к переходу в органическую фазу, и коэффициент распределения уменьшается. Порядок гидратации для катионов щелочных металлов следующий (НзО ")с= Ы > Na > К NH4 "> s , о чем можно судить по значениям активности воды в растворах галогенидов и значений предельной эквивалентной электропроводности ионов [12]. Поэтому эффект высаливания, понижающего коэффициент распределения интересующих нас соединений (в данной статье Hln U), должен увеличиваться при переходе от хлорида лития к хлориду цезия и при увеличении количества соли, замещаю- [c.304]