Помощь в написании студенческих работ
Антистрессовый сервис

Эффекты среды при образовании гидросульфат-иона в водно-солевых растворах

Диссертация: Эффекты среды при образовании гидросульфат-иона в водно-солевых растворах
ДиссертацияПомощь в написанииУзнать стоимостьмоей работы

Таким образом эффекты неидеальности имеют место и в условиях метода постоянной ионной среды, особенно при изучении образования малоустойчивых комплексных ионов, протонированных химических форм, вследствие замены ионов инертного электролита на ионы, участвующие в соответствующем равновесии (ацидолиганды или ионы водорода). Количественный учет эффектов среды в данном случае связан с достаточно… Читать ещё >

Эффекты среды при образовании гидросульфат-иона в водно-солевых растворах (реферат, курсовая, диплом, контрольная)

Содержание

  • 1. Литературный обзор
    • 1. 1. Основные понятия
    • 1. 2. Стандартизация условий изучения равновесий ч 9 комплексообразования в растворах
      • 1. 2. 1. Экстраполяция констант устойчивости к нулевой ионной силе
      • 1. 2. 2. Метод постоянной ионной среды. ^
      • 1. 2. 3. Правило Харнеда для 2-компонентной системы
      • 1. 2. 4. Поведение микропримеси на фоне бинарного электролита
      • 1. 2. 5. Следствия из правила Харнеда
    • 1. 3. Методы изучения комплексообразования
      • 1. 3. 1. Потенциометрический (рН-метрический) метод
      • 1. 3. 2. Метод растворимости
    • 1. 4. Образование гидросульфат-иона в водных растворах
  • 2. Экспериментальная часть
    • 2. 1. Подготовка реактивов и анализ растворов
    • 2. 2. Метод исследования
  • 3. Математическая обработка и обсуждение результатов
    • 3. 1. Обработка экспериментальных данных
      • 3. 1. 1. Образование ШО^ в смеси изомолярных растворов перхлоратов лития (или натрия) и хлорной кислоты
      • 3. 1. 2. Образование Н804~ в смеси изомолярных растворов хлорида щелочного металла (лития, натрия, калия, цезия) и ^ хлороводородной кислоты
      • 3. 1. 3. Образование Н804″ на фоне солей аммония (Ж14СЮ4 и №??1)
      • 3. 1. 4. Образование Н804″ на фоне нитратов лития, натрия, калия и азотной кислоты
    • 3. 2. Результаты обработки данных по растворимости нелинейным методом наименьших квадратов
    • 3. 3. Эффекты среды по растворимости ЗгБОд в растворах индивидуальных солей и в смесях их изомолярных растворов
      • 3. 3. 1. Эффекты среды при анионной замене
    • 3. 4. Обработка литературных данных по образованию комплексов таллия методом, учитывающих эффекты среды
  • Выводы

Углубление знания о процессах в растворе во многом определяет прогресс в различных отраслях химии. Эти знания играют существенную роль в практическом отношении, так как прогнозирование форм существования различных веществ в растворе, умение управлять процессами их образования, разрушения, взаимных переходов составляют важнейшую часть многих прикладных наук.

На химпотенциалы детальных компонентов в водно-солевых растворах существенное влияние оказывают вторичные эффекты среды [4,5], возникающие из-за изменений и величины ионной силы, и природы ионов, ее создающих. Зависят от этих эффектов и концентрационные константы (К0) любых равновесий, реализующихся в соответствующих системах. По этим причинам при изучении образования малоустойчивых комплексов (K?0 <5) с заряженными лигандами возникают проблемы в том, чтобы различить и учесть вклады в наблюдаемые свойства от эффектов среды, с одной стороны, и от эффектов комплексообразования, с другой [1]. Для систем с несколькими комплексами возможности решения таких задач резко падают. Например, при I=const влияние на измеряемые эффекты (на изменения потенциала индикаторного электрода, растворимости, спектров и т. д.) со стороны образования «искомого» монолигандного комплекса таллия (I) (TIL, Ь=>Юз~ СГ и др.) могут быть осложнены не только эффектами замены анионов фонового электролита (скажем, CICV) на анионы лигандов (N03~, СГ и др.), но и значимым вкладом от образования комплекса T1L2 (или и T1L3 «). Поэтому для накопления информации о картинах возможного смешения вторичных эффектов среды с эффектами комплексообразования и выработки корректных подходов к их разделению остается актуальным путь изучения новых простых систем.

Таким образом эффекты неидеальности имеют место и в условиях метода постоянной ионной среды, особенно при изучении образования малоустойчивых комплексных ионов, протонированных химических форм, вследствие замены ионов инертного электролита на ионы, участвующие в соответствующем равновесии (ацидолиганды или ионы водорода). Количественный учет эффектов среды в данном случае связан с достаточно большими трудностями, которые усугубляются в связи с возможностью образования нескольких форм. Поэтому с целью выявления взаимосвязи эффектов неидеальности с природой электролитов, формирующих ионную среду, является целесообразным изучение относительно простых систем, в которых наряду с исходными образуется только одна химическая форма. В л связи с вышеизложенным было проведено исследование протонирования 804 ' в водно-солевых системах, в которых по совокупности имеющихся данных доминирует образование только одной протонированной формы сульфат-ионов, а именно Н8О4~501у.

Целью настоящей работы является разработка общего подхода (модели) исследования относительно слабых межионных взаимодействия в растворах, позволяющий одновременно определять и константы таких взаимодействий, и параметры, характеризующие влияние на эти константы изменений в составе ионной среды.

В связи с вышеизложенным решались следующие задачи:

— показать применимость данного подхода на примере образования гидросульфат-иона в смесях изомолярных растворов МХ и НХ, где М=1л, Ыа, К, Сб, ЫН4 и X = С104, С1, Ы03;

— проанализировать зависимость параметра, характеризующего влияние состава среды на константу равновесия от ионной силы, состава и природы ионной среды;

— получить с помощью расширенного уравнения Васильева константы образования Н8С>4~ при стандартных условиях;

— проследить влияние катионных и анионных замен в условиях метода постоянной ионной среды на константу гетерогенного равновесия (рПР сульфата стронция);

— проиллюстрировать применимость предлагаемого подхода на примере образования некоторых ацидокомплексов таллия (I);

Научная новизна. Предложен и экспериментально обоснован метод разделения эффектов комплексообразования и эффектов среды (неидеальности) в водно-солевых растворах в условиях метода постоянной ионной среды. Практическая значимость. Полученные значения констант образования гидросульфат-иона и параметры неидеальности являются справочным материалом, позволяющим рассчитывать концентрацию ионов водорода в сернокислотных растворах различного состава. Разработанный подход и выявленные в работе закономерности могут быть использованы при исследовании равновесий образования комплексов малой и средней устойчивости. На защиту выносятся:

— результаты изучения растворимости сульфата стронция в водно-солевых растворах различного состава;

— вычисленные с помощью разработанного подхода величины констант образования Н804~ и эффектов среды (с^);

— результаты анализа полученного массива данных о Рнэог и а] с целью определения их места в системе предшествующих знаний;

— информация о составе, константах образования и эффектов среды полученная при обработке литературных данных по образованию малоустойчивых комплексов некоторых металлов в растворах.

Связь темы с планами работы СибГТУ.

Работа проводилась в соответствии с планами госбюджетных НИР СибГТУ по теме «Изучение закономерностей комплексообразования в растворах».

I ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР.

1.1. Основные понятия.

При исследовании равновесий комплексообразования, а также кислотно-основных взаимодействий в растворах конечной целью является идентификация химических форм в растворах, т. е. внутри жидкой фазы и определение соответствующих констант равновесий [1]. При этом весьма важным является правильное истолкование таких понятий как исходные и детальные компоненты, детальные компоненты и химическая форма, среда и эффекты среды. В связи с этим решили дать определение основных определений, на которые мы опираемся.

Понятие о компонентах проиллюстрируем на примере простой системы, образующейся при растворении кристаллического хлорида натрия в воде. Исходными компонентами являются NaCl и Н20, детальными — Na+, С Г" и Н20. Химической же формой будут Na+soiv, CI soiv и H20soiv5 то есть не что иное, как сольватированные детальные компоненты.

Химическая форма в растворе — стехиометрически (а иногда и пространственно) определенная по отношению к ряду элементов группа химических образований, которые могут иметь различное строение и стехиометрию по отношению к другим элементам, рассматриваемым как компоненты постоянной среды. В понятие «среда» могут включаться не только молекулы растворителя, но и другие компоненты раствора, взятые во взаимодействии. Для данной частицы химической формы в рамки вещества среды попадают и остальные частицы той же формы. В этом смысле для каждой формы вещество среды — это не только вещество компонентов, не участвующих в образовании рассматриваемого набора форм, и вещество других форм, но и вещество самой этой формы [2].

Среда, с одной стороны, разъединяет частицы данной химической формы, с другой — создает их определенную взаимосвязь. Наличие последней является необходимым условием для объединения частиц ансамбля (или группы ансамблей) в конкретный макроскопический объект, каковым и является данная химическая форма в данном растворе.

Таким образом понятие постоянной (фиксированной) среды определяется как окружение, которое формирует химические формы неизменного качества в условиях определенных изменений состава раствора [3−5].

Исследуемая система — совокупность стехиометрически взаимосвязанных химических форм, реально сосуществующих в равновесии в растворе и принципиально выявляемых средствами, которыми располагает экспериментатор.

Равновесный раствор — раствор, в котором формы исследуемой системы находятся в равновесии друг с другом. В других отношениях равновесия может и не быть, но изменения за счет протекания неравновесных процессов отвечают условиям постоянной среды [6].

Одной из основных характеристик растворенного вещества является его активность, которая связана с концентрацией выражением, а = у • с. Для электролитов термодинамически невозможно разделить коэффициенты активности (у) и активности на ионные составляющие. Поэтому была использована концепция среднеионных активностей и среднеионных коэффициентов активности, которые определяются соответственно как: v v* v- /114 а±- =а+ а. (1.1).

Г±=-=-Г. (1.2) т (уу++*уу-)у если электролит Су+Ау. диссоциирует на v+ катионов и vанионов, согласно реакции Су+Ау. —> v+C + у. А и v = + v. [7,8].

Коэффициенты активности в зависимости от выбора шкалы концентраций определяют как молярный ус, моляльный ут и рациональный ум (если концентрация выражается в мольных долях).

ВЫВОДЫ.

1. Предложен новый подход к интерпретации данных по образованию комплексов малой и средней устойчивости, позволяющий количественно разделить эффекты комплексообразования и эффекты неидеальности.

2. На примере образования гидросульфат-иона с помощью данных по растворимости сульфата стронция в водно-солевых растворах проиллюстрирована применимость предлагаемого метода. В широком диапазоне ионных сил определена константа гетерогенного равновесия образования ШОд-, а также (Знбог и эффекты среды а,.

3. Впервые показано, что растворимость 8г804 в I молярных растворах (М, Н) СЮ4 (М = 1л, Ыа), (М, Н) С1 (М = 1л, N3, К, Сб) при замене катионов щелочных металлов на ионы водорода при 1>2 проходят через максимум, что однозначно указывает на наличие эффектов среды, действующих в направлении, противоположном образовании Н804~. у, -у.

4. Определены эффекты среды а0 для равновесия 8г804тв<-«8г 501У+804 '301у при катионной замене (Ь1,Ыа)СЮ4 и (Ы, М) С1 (М = К, Сэ). Исходя из сопоставления свойств ионов щелочных металлов и НзО+ оценены эффекты при замене М* на Н30+. Также изучено влияние на ао при анионных заменах Н (С104,С1) и Н (С104,Н0з). Показано, что в изученных системах отсутствуют другие взаимодействия.

5. Эффекты среды а1 практически одинаковы в системах (1Л, Н) СЮ4 и (Ыа, Н) СЮ4, в системах (М, Н) С1 си увеличивается от 1л+ к Сз+.

6. Полученные значения констант образования Н804~ в широком диапазоне ионных сил (0,5−6,0) аппроксимированы уравнением Васильева с добавлением квадратичного по I члена, рассчитаны Рнбо-г при I—"0.

7. Предлагаемый метод использован для интерпретации данных по образованию Т1С1П'" П в I молярных хлоридно-фторидных растворах.

Показано, что в данном растворе образуется только Т1С1, а образование комплексов ЛСЬ", ТЮз" результат наложения эффектов среды.

Показать весь текст

Список литературы

  1. , В.А. Эффекты среды и процессы комплексообразования в растворах электролитов:.дис.д.хим.наук 02.00.01, 02.00.04: защищена 04.10.1990: утверждена 12.02.1991. / Федоров Владислав Андриянович.-Иваново., 1990.-72с.
  2. , В.И. Постановка и описание исследований сложных равновесий в растворах / В. И. Белеванцев учебное пособие.-Новосибирск.:изд-во НГУ. 1987.-80с.-500 экз.
  3. , В.И. Стандартизация констант равновесий диссоциации (образования) комплксов и кислот и влияние на них смешанных растворителей / В. И. Белеванцев, В. Н. Асеева — препринт 99−01.- Новосибирск.: Изд-во СО РАН. 1999. — 41с. — 200 экз.
  4. , В.И. Термодинамические характеристики химических форм и детальных компонентов / В. И. Белеванцев // Журнал физ. химий.-.2002.-Т.7б.-№ 4.-С.608−614.
  5. , В.И. Стандартизация химпотенциалов компонентов детального состава растворов/ В. И. Белеванцев // Изв. СО АН СССР Сер.химическая.-1990,-№ 5.-С.18−26.
  6. , В.И. Исследование сложных равновесий в растворе/В.И. Белеванцев, Б. Пещевицкий.- Новосибирск: Изд-во СО РАН. — 1978.-252 с.-1800 экз.
  7. , В.А. Термодинамическая активность ионов в растворах электролитов/В .А. Рабинович- Л.: Химия, 1985.-176 е.- 3600 экз.
  8. , В.А. Реальные и химические коэффициенты активности ионов одного вида в растворах электролитов// Термодинамика и строение растворов/ В. А. Рабинович. межвузовский сборник.- Иваново.- 1979.- С.33−45
  9. , В.А. Стандартизация условий изучения термодинамики реакций образования комплексов в растворех// Тезисы докладов симпозиума на тему
  10. Стандартизация условий изучения комплексообразования в растворах" /В.А. Федоров, В. Е. Миронов.- Красноярск. 1982. — С. 1−2
  11. A.M. «Стандартное состояние „чистое вещество“ как термодинамический инструмент для выявления химического взаимодействия в растворах электролитов»// Докл. АН СССР/ А. М. Розен.-1979. Т.249. — № 1. -С.131−139
  12. , Г. А. Термодинамика ионных процессов в растворах/ Геннадий Крестов. 2-е изд., перераб. Л.: Химия. — 1984. — 272 е.- 4500 экз.
  13. , Г. А. Современные проблемы химии растворов / Г. А. Крестов, В. И. Виноградов, Ю. М. Кесслер и др. М.: Наука. — 1986.- 264с. — 2350 экз.
  14. , К.П. Термодинамика и строение водных и неводных растворов электролитов / К. П. Мищенко, Г. М. Полторацкий, — JL: Химия. 1976. — 328 с. — изд-е 2-е, перераб. — 5400 экз.
  15. , К.П. Вопросы термодинамики и строения водных и, неводных растворов электролитов / К. П. Мищенко, Г. М. Полторацкий.- Л.: Химия. -1968.-352с.-5500 экз.
  16. , Н.Ф. Электрохимия растворов / Н. Ф. Измайлов.-Харьков.: изд-во Харьковского унив-та. 1959. — 958 с. — 10 000 экз.
  17. М.Х. Химическая термодинамика/ М. Х. Карапетьянц. -М.:Химия, 1975.-584 с.
  18. Ф. Определение констант устойчивости и других констант равновесия в растворах/Ф. Россотти, X. Россотти.- М.: Мир. 1965. — 522 с.
  19. Johansson L. Some aspect of constant ionic medium principle. Study of the iron (III) fluoride and trys (propilenediamine) — cobalt (III) iodide system/ L. Johansson // Acta Chem. Scand.- 1975.- V.29.-№ 3.- P.363−379
  20. , M.A. Новый метод стандартизации коэффициентов активности при изучении реакций комплексообразования в водных растворах/ М. А. Рязанов // Изв.вузов. Сер. Химия и хим.технология.-1983. -Т.26.- № 6.- С.710−714
  21. , М.А. Возможности определения констант равновесия комплексообразования изопиестическим методом/М.А.Рязанов //Изв. Вузов. Сер. Химия и хим.технология.-1981. — Т.24.- № 4 С.435−439
  22. , М.А. Новый метод сохранения постоянства коэффициентов активности реагирующих частиц при изучении процессов ассоциации и комплексообразования в растворах / М. А. Рязанов // Координационная химия.-1984. -Т.Ю.- № 1. С.36−39
  23. Вопросы физической химии растворов электролитов / под ред. Г. И. Микулина.- JL: Химия. 1968. — 420 с. — 5200 экз.
  24. , A.M. Правило эффективной ионной силы / А. М. Розен // Журнал физической химии.- 1976.-Т.50. № 8. — С.2012−2015
  25. Бек, М. Т. Химия равновесий реакций комплексообразования / М. Т. Бек.-М.:Мир. 1973.-349 с.
  26. Бек, М. Исследование комплексообразования новейшими методами / М. Бек, И. Надьпал М.: Мир. — 1989 .- 413 с. — 3300 экз.
  27. , В.П. Термодинамические свойства растворов электролитов / В. П. Васильев.- М.: Высшая школа. 1982. — 317 с. — 8000 экз.
  28. , Ф.Р. Равновесия в растворах / Ф. Р. Хартли, К. Бергес, P.M. Олкок.-М.: Мир. 1983. — 360 с. — 4500 экз.
  29. Васильев, В.П. О наиболее вероятных значениях констант устойчивости координационных соединений / В. П. Васильев, В. Н. Васильева // Журнал неорг. химии- 1977.— Т. 22.-С.1160−1163
  30. Миронов, В. Е Образование слабых комплексов ионами металлов в водных растворах/ В. Е. Миронов, В. А. Федоров, И. Д. Исаев // Успехи химии. 1991. -Вып.6. — Т 60. — С.1128−1153.
  31. , В.П. О влиянии ионной силы раствора на константу нестойкости комплексных соединений./ В. П. Васильев // Журнал неорганич. химии. 1962. — Т.7. — № 8.- С. 1789−1794
  32. , М. И. Введение в современную теорию растворов / М. И. Шахпаронов. М.: Высшая Школа. — 1976.- 296 с. — 10 000 зкз.
  33. , В.А. О влиянии состава бинарной электролитной системы на константы равновесия химических реакций при постоянной ионной силе раствора" / В. А. Агафонов, A.M. Кутепов // Доклады академии наук,-1999. -Т. 367.- № 1. С.62−63
  34. Pitzer, K.S. Thermodynamics of Electrolytes. I. Theoretical Bases and General Equations / K.S. Pitzer// J. Phis. Chem. 1973. — V. 77. — № 2. — P.268−277.
  35. Pitzer, K.S. Thermodynamics of Electrolytes. I. Activity and Osmotic Coefficients for Strong Electrolytes with One or Both Univalent / Pitzer K.S., Mayorga G. // J. Phis. Chem. 1973. — 77. — № 19. — P.2300−2308.
  36. Jalenty, R. A Considiration of Pitzer’s equation for activity and osmotic coefficients in mixed electrolytes / Jalenty R., Caramazza R. // J. Soc. Faraday Trans. 1984. — Pt.1.80. — № 1 P. 55−60
  37. Rabundra, R. Application of Pitzer’s equation on system HCl+MgCl2+H20 at various temperatures / V. R. Rabundra, N. Gibbons James I, Trower Jonathan K., Lee Gregory A.// J. Solut.Chem. 1980. — V.9. — № 7.
  38. Nilsson, R.O. The complex formation between thallium (I) ions and halide thiocynate and cyanide ions / R.O. Nilsson // Arkiv Kemi. 1956. — V.10. — № 48. -P.363−381
  39. , Д. Термохимия растворов неорганических соединений./ Д.Христенсен., Р. Изватт М.:Мир. — 1970. С.13−78
  40. , И.Д. Термодинамика некоторых ацидокомплексов таллия (1).-И.Д. Исаев -Новосибирск. 1973. — 150 с.
  41. Миронов, В. Е Константы устойчивости внешнесферных комплексов металлов в растворах / В. Е. Миронов, И. Д. Исаев. Красноярск: изд-во Красноярского Университета. — 1983. — 365 с. — 1000 экз.
  42. , B.A. О выборе инертного электролита в методе постоянной ионной среды / В. А. Федоров // Координационная химия. 1981. -Т.7. — № 8. — С.1142−1148
  43. , Г. Физическая химия растворов электролитов/ Г. Харнед, Б. Оуен. -М.: Мир. 1952 .- 253 с.
  44. , Ф.Я. Химия таллия / Ф. Я. Кульба, В. Е. Миронов Л.:Госхимиздат. -1963.-208 с.-3200 экз.
  45. Lietzke, M.N. EMF studies in aqueous solutions at elevated temperatures / M.N. Lietzke, H.B. Hupf, B.W. Stoughton // J. Inorg. Nucl. Chem. 1969. — V.31. — № 11 -P.3481−3491
  46. Reilly, P.J. The prediction of osmotic and activity coefficients in mixed-electrolyte solutions / P.J. Reilly, R.H.Wood, R.A. Robinson // J. Phys. Chem. -1971.-V.75. № 9. — P.1305−1315
  47. , C.M. Эффекты среды и термодинамические параметры равновесий в вводно-солевых растворах: дис. кандидата.хим.наук: 02.00.04. защищена 26.12.85: утв. 20.10.86 / Ивченко Сергей Михайлович. -Красноярск., 1985. 241 с.
  48. , И.В. Влияние среды и комплексообразование в растворах электролитов/ И. В. Миронов.- Новосибирск: ИНХ СО РАН. 2003.-239 е.- 200 экз.
  49. , В.И. Возможности изучения равновесий в растворе при высоких ионных силах / В. И. Белеванцев, И. В. Миронов, Б. И. Пещевицкий.//Изв. СО АН СССР. Серия хим. Наук. 1981. -№ 4 (344). — № 2 — С. 23−25.
  50. , В.И. Влияние изменений ионного фона на константу диссоциации одноосновной кислоты./ В. И. Белеванцев, И. В. Миронов, Б. И. Пещевицкий.//Журнал неорганической химии 1982.- В.27. № 1 — С. 53−57
  51. Bjerrum, J Determinations of Small Stability Constants/ A. Spectrophotometric Study of Copper (II) Chloride Complexes in Hydrochloric Acid / J. Bjerrum // Acta Chem. Scand. -1978. A -41. № 6. -P.328−334
  52. Мельвин — Хьюз, E. А. Равновесия и кинетика реакций в растворах/Е.А. Мельвин Хьюз.- М.: Химия. — 1975. — 472 с. — 7000 экз.
  53. , К. Б. Константы нестойкости комплексных соединений/ К. Б. Яцмирский, В. П. Васильев. Изд-во АН СССР. — 1959. — 315 с.
  54. Sillen, LG. .Stability Constants of Metal-ion Complexes / L.G. Sillen // Inorg. Nul. Chem. Soc. 1958. — № 8. — P.176−182
  55. , Г. Л. Комплексообразование в растворах/Г.JI. Шлефер.- М.: Химия. 1964.- 374 с. — 6000 экз.
  56. , В.В. Водные растворы электролитов / В. В. Пальчевский Л.: Изд-во Ленинградского университета. 1984.- 176 с. — 2681 экз.
  57. Bieder, G. Ionic media. / G. Bieder //Phys.Chem. Science Research Rep. 1, The nature of seawater. -1975. № 1. — P.339−360
  58. , В.И. Равновесие и кинетика электродных реакций комплексов металлов / В. И. Кравцов Л.: Химия. — 1985. — 208 с.
  59. Spiro, М. The calculation of potentials across liquid junction potential / M. Spiro //Electrochim.Acta.-1966.-V.ll.- № 6. P.569−580
  60. Covington, A. The design off cells with liquid junction and the elimination of liquid junction potential/ A. Covington // Electrochim. Acta. 1966. — V. l 1. — № 8. -P.959−962
  61. , P. Определение pH. Теория и практика./ P. Бейтс. -М.:Химия., 1968. 109 е. — 11 500 экз.
  62. , В.П. О влиянии ионной силы раствора на константу нестойкости комплексных соединений / В. П. Васильев // Журнал неорганич. химии. 1962. -Т.7. — Вып.8.-С. 1789−1794
  63. , И.В. Активности компонентов в системах NaCl-NaOH-Н20 и КС1-К0Н-Н20 при 298,2°С / И. В. Миронов, Н. П. Соколова // Журнал физической химии. 1989. — Т.63. — Вып.8. — С. 2085−2091
  64. , В.М. Определение констант диссоциации бисульфат-иона при различных ионных силах и температурах растворов / В. М. Вдовенко, Л. Н. Лазарев, Я. С. Хворостин // Журнал неорганической химии. 1967. — Т.12. -Вып.5.-С.1152−1157
  65. Young, I.F. Formation Constants and Heats of Ionization of the Bisulfat Ion from 5 to 55 °C./ I.F.Young, C.K.Singletery, I.M. Clotz I.M. // J. Phis. Chem. 1978. -V.22. — № 6. — P. 671−674
  66. , В.А. Образование бисульфат-иона в водных растворах / В. А. Федоров, Т. Н. Калош, Н. Р. Дерягина // Журнал неорганической химии. -1979. Т.53. — Вып.9. — С.2317−2321
  67. , Ф.Я. Потенциометрическое исследование сульфатных комплексов таллия / Ф. Я. Кульба, Ю. Б. Яковлев, В. Е. Миронов // Журнал неорганической химии. 1965. — Т. 10. — Вып.9. — С.2044−2052
  68. , JI.A. Вторая константа ионизации серной кислоты в интервале температур 25−175°С / Л. А. Павлюк, Б. С. Стоянов, Л. С. Крюков // Изв. СО РАН СССР. 1972. — № 7. -Вып.З. — С.3−7
  69. Davis, G.G. The kinetics of the formation of the monosulfatocomplex of iron (III) in aqueous solution / G.G. Davis, W. Smith // Canadian J. Chem. 1962. — V. 40 — № 9. — P.1830−1845
  70. Rabideou, B.V. The Potential of the Pu (VI)-Pu (IV) Couple and the Equilibrium Constants for some Complex Ions of Pu (IV) / B.V. Rabideou, I.E. Lemans // J. Amer. Chem. Soc. 1951. — V.73. — P. 2895−2899
  71. Eiehler, E. The determination of the Bisulfat dissociation quotient from potentiometric measurements / E. Eiehler, S.W. Rabideou // J. Amer. Chem. Soc. -1955 T. 77. — № 21. — P.5501−5562
  72. L., Alter H., Neumann F. // J. Amer. Chem. Soc., 1951 T.73 — № - P. 5646
  73. Edward J.T., Ultraviolet study of the ionization of bisulfat-ion / J.T. Edward, I.C. Wang / Canadian J. Chem. 1965. — V.34. — P. 3867
  74. , B.B. Потенциометрическое определение константы протолитической диссоциации серной кислоты / В. В. Пальчевский, Фан Ты Банг//Вестник ЛГУ. 1972. -№ 10.-С. 144−146
  75. , Н.Р. Термодинамика образования моносульфатных комплексов трехзарядных ионов некоторых металлов дис. кандидата.хим.наук: 02.00.04. защищена 31.05.84: утв. 11.02.85 / Дерягина Надежда Радионовна / Красноярск. -1984
  76. , Г. С. Эффекты среды и межионные взаимодействия в водно-солевых растворах: дис. кандидата.хим.наук: 02.00.04. защищена 26.02.86: утв. 05.08.86. / Дежина Галина Сергеевна / Красноярск. 1986
  77. Ramette, R.W. Solubility Of Lead Sulfate as a Function of Acidity. The Dissociation of Bisulfate Ion. / R.W. Ramette, R.F.Stewart // J. Phis. Chem., 1961. -№ 2. P. 244−246
  78. , Г. С. О поведении сульфат-иона в смеси изомолярных растворов хлорида лития и остальных щелочных металлов / Г. С. Дежина, В. А. Федоров // Координационная химия 1987. Том 13. — Вып.6.- С.737−740
  79. Reynolds, W.L. Iron (II)+Iron (III) Isotope Exchange in Presence of Sulfat Ions / W.L. Reynolds, S. Fukushima// J. Inorg. Chem. 1963. — V.2. — № 1. — P. l76−181
  80. , Г. С. О поведении сульфат-иона в изомолярных смесях растворов перхлоратов лития и натрия / Г. С. Дежина, И. И. Шмыдько, В. А. Федоров // Координационная химия. 1984. — Том 10. — Вып.7.- С.935−937
  81. Fletcher, A.N. Bisulfat dissociation quotient in mixed electrolytic solutions / A.N. Fletcher // J. Inorg. Nucl. Chem. 1964. — V.26. — P. 955−960
  82. Zielen, A. J. Thermodynamics of the Sulfate Complexes of Thorium / A.J. Zielen //J. Amer. Chem. Soc.- 1959.- V. 81. № 19.-P. 5022−5028
  83. Austin, J.M. Thermodynamics of Ion Association. Part V. Dissociation of the Bisulphat Ion / J.M.Austin, A.D. Moir // J. Phis. Chem. 1962. — V.66. — P. 519
  84. , В. А. Краткий химический справочник / В. А. Рабинович, 3. Я. Хавин. JL: Химия. — 1978. — 392 с.
  85. Справочник химика / Под ред.В. П. Никольского.- М.: Химия, 1966.- 976 с.
  86. Физико-химические методы анализа / под ред. В. Б. Алесковского и К. Б. Яцимирского / Л.:Химия. 2-е изд.доп. и пер. — 424 с. — 25 000 экз.
  87. Шарло, Г Методы аналитической химии / Г. Шарло. Л.:Химия. -1965. — 975 с.
  88. , А.П. Основы аналитической химии / А. П. Крешков Т.2. -М.:Химия. 1971.-456 с. — изд-е 3-е перераб. — 80 000 экз.
  89. , Ю.В. Чистые химические вещества / Ю. В. Карякин, И. И. Ангелов.- М. :Химия. 1974. — 4-е изд-е, доп. и пер. -408с. — 31 500 экз.92. Пискарева, С. К. Аналитическая химия / С. К. Пискарева, K.M. Барашков, K.M. Олбшанова.-М.: Высш. шк. 1994 .- 384 с.
  90. , Г. Комплексонометрическое тирование / Г. Шварценбах, Г. Флашка. М.: Химия. — 1970 .- 355с. — 10 000 экз.
  91. , П.И. Техника лабораторных работ / П. И. Воскресенский. -М.:Госхимиздат. 1962. — 5-е изд-е, доп. и пер. — 534 с. — 30 000 экз.
  92. , A.B. Произведение растворимости карбоната и сульфата стронция в водных растворах / A.B. Савенко // Журнал неорганической химии.-2001.-Т. 46. -№ 7. С. 1227−1232
  93. В.Н. Произведение растворимости / В. Н. Кумок., Г. М. Кулешова., JI.A. Карабин.- Новосибирск: Наука СО. 1983.- 326 с.
  94. , М.Ю. О термодинамике образования ацидокомплексов таллия (I) в водных растворах: дис. кандидата.хим.наук: 02.00.04. защищена: 31.05.84. утв.22.12.84. / Эйке Михаил Юрьевич / Красноярск. 1984
  95. , В.А. Влияние эффектов среды при образовании гидросульфат- . иона в водных растворах солей аммония / В. А. Федоров, J1.C. Баталина, В.И. Шалыгина//Изв. вузов. Химия и хим. технология. 2005. Т.48. Вып. 8.-С.17−20
  96. , К. Статистика в аналитической химии / К. Дерффель. М.:Мир.- 1994 г. 268 с. — 5000 экз.
  97. , А.И. Методы оптимизации / А. И. Рубан. учебное пособие. — 2-е изд. испр. и доп. — Красноярск: НИИ ИЛУ. — 2001. — 528 с. — 200 экз.
  98. Мс Kenzie, I.D. Conductance of Potassium Nitrate and Silver Nitrate in Dioxane-Water Mixtures at 25 °C / Ian D. Mc Kenzie, R. М/ Fuoss // J. Phis. Chem. -1969.-V.73. № 5. P. 1501−1508
  99. , B.A. Константа образования хлорсульфонат-иона в водных растворах / В. А. Федоров, JI.C. Баталина, Т. М. Финогенко // Вестник КГУ № 2.2005 г. С.82−84
Заполнить форму текущей работой

Сессия? Спокойно!