Гидратация на катионитах

Зависимость относительной теплоты гидратации катионов от их радиуса (/ ) в ряду гидроксидов щелочных металлов [c.50]

В работе [121] сделан вывод, что причиной существования граничного слоя воды на поверхности мусковита является гидратация катионов — компенсаторов отрицательного заряда структуры. Их дегидратация связана с затратами энергии и приводит к возникновению структурной составляющей расклинивающего давления. Проявление структурных сил с большой длиной корреляции объясняется сдиранием гидратных оболочек с ионов (отделенных от твердой поверхности) молекулами воды с малым значением I, т. е. дегидратацией ионов, в первую координационную сферу которых наряду с молекулами воды входят и поверхностные атомы кислорода слюды. [c.43]

Значения ф° для бериллия и его аналогов близки к значениям ф° для элементов подгруппы лития, хотя энергии ионизации атомов элементов подгруппы ПА значительно больше, чем для щелочных металлов, ио это различие в энергиях ионизации компенсируется более высокими энергиями гидратации катионов элементов подгруппы ПА, [c.312]

Различие результатов расчета теплот гидратации для 2п и Си (рис. 7) объясняется следующим. При примерно одинаковых ионизацион- и, ккал ных потенциалах и энергиях гидратации катионов (что обусловлено близостью их радиусов) медь — более тугоплавкий металл, чем цинк [c.23]

Для объяснения наблюдаемого явления необходимо принять, что анионы подходят к поверхности ближе, чем катионы. Это обусловлено тем, что энергия гидратации аниона 1 меньше, чем энергия гидратации катиона К+. Адсорбция анионов и катионов отрицательна и одинакова по абсолютной величине (в силу электронейтральности раствора). Распределение концентрации ионов 1 и К+вблизи поверхности раствора представлено на рис. 48. Равенство отрицательной адсорб- [c.91]

Анионы подходят к поверхности ближе, чем катионы. Во-первых, это объясняется тем, что анионы и катионы обладают разной химической энергией сольватации, т. е. Ф Так как энергия гидратации аниона Г меньше, чем энергия гидратации катиона К , то анионам I" легче подойти на более близкие расстояния к поверхности. При обратном соотношении химических энергий сольватации должен наблюдаться обратный эффект. Во-вторых, ионы взаимодействуют с ориентированным на границе раздела слоем диполей растворителя. Так, например, если диполи растворителя обращены положительным концом в сторону раствора (рфо < 0), то анионам легче подойти к этому слою, чем катионам. - [c.93]

Уравнение (11.14) называют уравнением Борна — Бьеррума. Результаты расчета по формулам (II. 12) и (11.14) для гидратации катионов щелочных металлов и анионов галоидов представлены в табл. 2. [c.22]

Для количественной проверки теории сольватации Борна удобно воспользоваться следующим приемом. Сложим энтальпии гидратации катиона и аниона, приведенные в табл. 2, и сравним полученную величину с тепловым эффектом сольватации соответствующей соли, вычисленным из термодинамического цикла. Например, для хлорида натрия [c.23]

Чем больше гидратация катиона (+), тем больше Ск, т. е. слабее коагулирующее действие. Это можно объяснить тем, что развитая гидратная оболочка значительно увеличивает общий радиус иона и препятствует его вхождению в адсорбционный слой. [c.435]

Каков порядок величины теплот гидратации Его можно оценить из рассмотрения теплот растворения электролитов. Обозначим через q теплоту растворения соли. При растворении соли энергия затрачивается на разрушение кристаллической решетки (i/p) и выигрывается вследствие гидратации катионов (H .) и анионов (Н ), так что q = —Up + + Н . Из того факта, что величины q невелики (порядка 10 ккал) по сравнению с t/p (порядка 10 ккал), можно сделать вывод, что энергия гидратации близка к энергии решетки. Интересно, что соединения, являющиеся сильными электролитами в водных растворах, в неводных растворителях с низкой диэлектрической постоянной имеют малую степень диссоциации даже при высоких разбавлениях. Изучение свойств неводных растворов электролитов дало много для понимания механизма их диссоциации. Пионерами в этой области были И. А. Каблуков, А. И. Саханов. [c.148]

Работа Фервея была посвяш ена доказательству того, что энергия гидратации катионов и анионов одного радиуса не одинакова. Фервей в своих расчетах исходит для всех одновалентных ионов из координационного числа 6. Он также не учел всех аффектов, которыми сопровождаются явления гидратации, хотя он впервые учел эффект взаимного отталкивания между ионами и молекулами воды при гидратации вследствие проникновения электронных оболочек. [c.175]

Вывод этого уравнения принадлежит Робинсону и Стоксу, которые приложили его ко многим электролитам в водных растворах. При этом они упростили картину, предположив, что число гидратации в целом определяется числом гидратации катиона и что анион не сольватирован. Кроме того, они приняли, что число гидратации не изменяется с концентрацией. Оказалось, что в области сравнительно невысоких концентраций, примерно до 3 моль на 1000 г растворителя, величины у, рассчитанные из условия постоянства значения и, очень хорошо совпадают с экспериментальными значениями. [c.207]

Ик) гаа — число гидратации катионов и анионов. [c.483]

Объяснить это несоответствие можно следующим образом. Прн сравнении металлической активности в группах сопоставляются потенциалы ионизации металлов в вакууме тот металл более активен, у которого потенциал ионизации меньше. В группе сверху вниз потенциал ионизации уменьшается. В электрохимическом ряду напряжений металлы расположены в порядке уменьшения активности, т. е. увеличения потенциалов ионизации, но не в вакууме, а в водных растворах. Если в вакууме образование катиона металла заканчивается отрывом электрона от атома металла, на что затрачивается энергия, равная потенциалу ионизации, то в водном растворе образовавшийся катион будет гидратироваться, что сопровождается выделением энергии гидратации. Следовательно, энергия ионизации атома в водном растворе включает в себя сумму двух величин потенциал ионизации и энергию гидратации. Энергия гидратации катиона тем больше, чем больше его заряд и меньше радиус при одинаковом заряде. [c.147]

Рис. 154. Взаимосвязь теплот гидратации катионов Ме и Ме

Для разрушения (диссоциации) соли на отдельные ионы требуется большое количество теплоты (энергии). В основном эта теплота получается за счет энергии гидратации ионов. При этом теплота гидратации катионов, обладающих малым или особенно малым радиусом и одновременно большим зарядом, значительно больше теплоты гидратации анионов, [c.29]

Составьте уравнения электролитической диссоциации следующих безводных солей (цифра в скобках указывает число молекул воды в первой зоне гидратации катионов) [c.39]

Первая зона гидратации катиона водорода включает одну молекулу воды. Согласно представлениям о строении химических соединений, можно ли указать в ноне Н3О тот водород, который до образования этого иона был свободным катионом Н+ Одинакова или различна длина т])ех химических сня-зей О—Н в ионе Н3О+ [c.71]

Величина АЯ представляет собой сумму теплот гидратации катионов и анионов. Для ее разделения на слагаемые, соответствующие каждому виду ионов, приходится делать более или менее обоснованные допущения. Обычно (К. П, Мищенко) принимают, что теплоты гидратации ионов цезия и иода равны друг другу. [c.254]

Рис. 6. Сольватация (гидратация) катиона натрия молекулами воды.

Таблица 17.5 Энтальпии гидратации катионов I и II групп

Каков порядок величины теплот гидратации Его можно оценить из рассмотрения тенлот растворения электролитов. Обозначим через Q теплоту растворения соли. При растворении соли энергия затрачивается на разрушение кристаллической решетки 11р и выигрывается вследствие гидратации катионов (Я+) и анионов (Я ), так что 0 = — р+ Величины Q невелики ( 40 кДж/моль) и 1а порядок меньше значений /р. [c.197]

Ионные ассоциаты. Ионные ассоциаты представляют собой соли, образованные крупными катионами и крупными анионами. Ионные ассоциаты — это такие сочетания ионов с противоположными зарядами, между которыми нет молекул растворителя, в случае водных растворов отсутствует гидратация катиона и аниона. Ионные ассоциаты в отличие от образующих их ионов электронейтральны, способны сольватиро-ваться органическими разбавителями и переходить в органическую фазу. [c.577]

Литий. Особенности лития. В отличие от водорода, у которого единственный электрон на кайносимметричной 1з-орбитали, у лития на кайносимметричной 2р-орбитали нет еще ни одного электрона. Имеющийся один электрон 2 -орбитали не является кайносимметричным. Это один из главных аргументов, почему водород не может быть предшественником лития по группе 1А. Как и другие металлы 1А-группы, литий стабильно проявляет степень окисления +1. Тем не менее из-за наличия кайносимметричной 2 >-оболочки химия лития существенно отличается от химии его аналогов по групп(з. В степени окисления +1 литий по сравнению с другими элементами 1А-группы является лучшим комплексообразователем. Этим, в частности, объясняется большая отрицательная величина стандартного электродного потенциала лития (-3,05 В). Дело в том, что энтальпия гидратации катионов лития сравнительно велика (ДЯ°д = -468,6 [c.304]

Можно отметить и еще одну важную особенность кислых золей, которая заключается в том, что порошки, получаемые сушкой золя при комнатной температуре, сохраняют способность к самопроизвольному диспергированию в дистиллированной воде. Этот факт говорит в пользу значительного вклада адсорбционно-сольватного (структурного) фактора агрегативной устойчивости. Можно предполагать, что в данном случае структурный фактор связан с гидратацией катионных форм церия на поверхности частиц золя. [c.143]

Энергия кристаллической решетки известна для многих ионных с(]единений теплоту растворения веществ можно определить экспериментально. При расчете но указанному ур авиению находят суммарное значение энтальпии гидратации катиона и аниона. Энтальпию гидратации данного иона определяют по известной энтальпии гидратации иона противоположного знака. Энтальпия гидратации зависит от заряда и размера гидратируемого иона. В ряду ионов с однотипной электронной конфигура цией энтальпия гидрагации нозрастает с уменьшением размера иона, папример (рис. 77) [c.122]

Используя значения теплот гидратации катионов Ыа+, Mg +, Са2+, Ва2+, АН+, Ре +, Ре +, охарактеризуйте спосрбность ионов к донорно-акцепто1рному взаимодействию с молекулами воды в зависимости от заряда и размера катиона. [c.32]

ОН-. Вследствие прочной и устойчивой электронной оболочки, а также соответствующего строения электронных орбиталей эти ионы не имеют склонности к образованию ковалентных связей с катионами. Рассматривая реакционную способность воды как донора пары электронов, можно отметить, что, например, при гидратации катионов, кислород молекулы воды как раз является жестким центром. Относительно высокая электроотрицательность атомов азота — причина того, что азотные основания (ННз, ЫгН4 и их замещенные производные) являются жесткими основаниями. Анионы кислородсодержащих кислот, таких, как СЮ4-, 504 ", Р04 ", СОз , также имеют малодеформируемую структуру. [c.396]

Рис. 40. Зависимость теппот гидратации катионов различного заряда от кристаллографических ионных радиусов

Начало такому рассмотрению сольватации было положено в уже упоминавшейся работе Бернала и Фаулера (см. стр. 279), которые обратили внимание на тот факт, что энергии гидратации катионов близки по величине к сумме энергий ионизации 2/, отвечающих превращению нейтрального атома в соответствующий ион. В связи с этим Бернал н Фаулер предположили, что взаимодействие МОНОВ с растворителем состоит в основном в нозвращепии иону недостающих (до образования нейтральной частицы) электронов. В дальнейшем такой подход был развит В. А. Михайловым и С. И. Дракиным, разработавшими метод расчета энергий и энтропий гидратации, дающий величины, хорошо согласующиеся с экспериментальными данными. [c.283]

Двухзарядные ионы удерживаются сильнее, чем однозарядные, и прочность связи в ряду возрастает с увеличением массы катиона, что подтверждено исследованиями Иенни. Различное поведение катионов в процессе ионного обмена иногда объясняется теорией гидратации катионов, согласно которой в водных растворах степень гидрата- [c.121]

Эта схема описывает превращение безводного сульфата медч при растворении в воде — диссоциацию кристаллической ионной решетки и гидратацию катиона (образование раствора медного купороса). [c.259]

Р ассмотрите расположение лития в электрохимическом ряду напряжений. Объясните кажущуюся аномалию (по сравнению с положением лития в Периодической системе) с учетом того, что размеры катионов щелочных металлов увеличиваются с ростом порядкового номера элемента и, следовательно, ослабляются связи в первой зоне гидратации катионов. [c.67]

Вторая зона гидратации катиона водорода при комнатной температуре содерл<ит три молекулы воды. Формулу гидрата НзО+ ЗНгО иногда представляют в брутто-форме Н9О4. Насколько корректна такая запись Приведите все возможные доводы, обосновывающие Ваше критическое отношение к записи Н9О4+. Какие химические связи реализуются в тригидрате катиона оксония [c.71]

Влияние гидратации можно проследить, если сравнить средние коэффициенты активности для электролитов с многозарядными ионами значение ут I для ЬаС1з много больше, чем для КзРе(СЫ)в. Отличие становится понятным, если учесть сильную гидратацию катиона Ьа + и малую большого трехзарядного аниона Fe( N) [c.429]

Энергия кристаллической решетки известна для многих ионных соединений теплоту растворения веществ можно определить экспериментально. При расчете по указанному уравнению находят суммарное значение энтальпии гидратации катиона и аниона. Энтальпию гидратации д 1НН0Г0 иона определяют по известной энтальпии гидратации иона противоположного знака. [c.188]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология