Помощь в написании студенческих работ
Антистрессовый сервис

Эффекты среды и процессы образования ацидокомплексов таллия (1) в водно-солевых и водно-органических средах

Диссертация: Эффекты среды и процессы образования ацидокомплексов таллия (1) в водно-солевых и водно-органических средах
ДиссертацияПомощь в написанииУзнать стоимостьмоей работы

Константы комплексообразования иона таллия (1) с нитрат-ионом увеличиваются с ростом мольной доли этанола в смешанном растворителе. В работе проанализировано влияние на величину константы устойчивости следующих факторов: уменьшение равновесной концентрации воды в смешанном растворителе (фактор разбавления) — изменение сольватационной составляющей Дй процесса комплексообразования (эффект… Читать ещё >

Эффекты среды и процессы образования ацидокомплексов таллия (1) в водно-солевых и водно-органических средах (реферат, курсовая, диплом, контрольная)

Содержание

  • 1. ВВЕДЕНИЕ
  • 2. ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР
    • 2. 1. ОЩИЕ ПОНЯТИЯ О ПРОЦЕССАХ ОБРАЗОВАНИЯ ВНУТРИ- И ВНЕШНЕСФЕРНЫХ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ
    • 2. 2. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ РАСТВОРОВ И ИХ СТАНДАРТИЗАЦИЯ
      • 2. 2. 1. СТАНДАРТИЗАЦИЯ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИХ ХАРАКТЕРИСТИК КОМПОНЕНТОВ ДЕТАЛЬНОГО СОСТАВА РАСТВОРОВ НА ОСНОВЕ ХИМИЧЕСКИХ ФОРМ
      • 2. 2. 2. КОЭФФИЦИЕНТЫ АКТИВНОСТИ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.,
      • 2. 2. 3. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЕ МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ КОЭФФИЦИЕНТОВ АКТИВНОСТИ
      • 2. 2. 4. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ИОНОВ И АКТИВНОСТЬ ЭЛЕКТРОЛИТОВ В РАСТВОРАХ
      • 2. 2. 5. КОЭФФИЦИЕНТЫ АКТИВНОСТИ ОТДЕЛЬНЫХ ИОНОВ
      • 2. 2. 6. РАЗЛИЧНЫЕ СПОСОБЫ СТАНДАРТИЗАЦИИ РАСТВОРОВ ПРИ ИЗУЧЕНИИ МАЛОУСТОЙЧИВЫХ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ
        • 2. 2. 6. 1. МЕТОД ПОСТОЯННОЙ ИОННОЙ СРЕДЫ
        • 2. 2. 6. 2. ЭФФЕКТЫ НЕИДЕАЛЬНОСТИ ПРИ ИСПОЛЬЗОВАНИИ МЕТОДА ПОСТОЯННОЙ ИОННОЙ СРЕДЫ
        • 2. 2. 6. 3. ЭКСТРАПОЛЯЦИЯ КОНСТАНТ УСТОЙЧИВОСТИ И ДРУГИХ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИХ ФУНКЦИЙ К НУЛЕВОЙ ИОННОЙ СИЛЕ
    • 2. 3. КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЕ В СМЕШАННЫХ ВОДНО-ОРГАНИЧЕСКИХ РАСТВОРИТЕЛЯХ
    • 2. 4. УЧЕТ АССОЦИАЦИИ ИОНОВ В УРАВНЕНИЯХ КОЭФФИЦИЕНТОВ АКТИВНОСТИ
    • 2. 5. КОЭФФИЦИЕНТЫ АКТИВНОСТИ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ В ВОДНО-СОЛЕВЫХ РАСТВОРАХ
      • 2. 5. 1. ЗАВИСИМОСТЬ ВЕЛИЧИНЫ кс ОТ ПРИРОДЫ, СОСТАВА РАСТВОРОВ И ТЕМПЕРАТУРЫ
      • 2. 5. 2. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ МОДЕЛИ ВЛИЯНИЯ СОЛЕВЫХ ЭФФЕКТОВ НА КОЭФФИЦИЕНТЫ АКТИВНОСТИ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ
      • 2. 5. 3. КОЛИЧЕСТВЕННОЕ СОПОСТАВЛЕНИЕ МОДЕЛЕЙ И СРАВНЕНИЕ МЕХАНИЗМОВ ВЗАИМОДЕЙСТВИЙ
      • 2. 5. 4. ВНЕТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ ОЦЕНКА КОЭФФИЦИЕНТОВ ВЫСАЛИВАНИЯ
  • 3. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТ
  • 3. 1 РЕАКТИВЫ, ИХ ПРИГОТОВЛЕНИЕ И АНАЛИЗ РАСТВОРОВ
    • 3. 2. МЕТОДИКА ЭКСПЕРИМЕНТА
      • 3. 2. 1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СРЕДНЕИОННЫХ КОЭФФИЦИЕТОВ АКТИВНОСТИ ФТОРИДА ТАЛЛИЯ (1)
  • 3. 2.2 ОПРЕДЕЛЕНИЕ СРЕДНЕИОННЫХ КОЭФФИЦИЕНТОВ АКТИВНОСТИ НИТРАТА ТАЛЛИЯ (1)
    • 3. 2. 3. ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОЭФФИЦИЕНТОВ АКТИВНОСТИ: НЕЙТРАЛЬНЫХ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ НА ФТОРИДНО-НИТРАТНЫХ И ПЕРХЛОРАТНО-НИТРАТНЫХ ФОНАХ
    • 3. 2. 4. ИЗУЧЕНИЕ АССОЦИАЦИИ ИОНОВ ТАЛЛИЯ (1) И НИТРАТ-ИОНА
    • 3. 3. МАТЕМАТИЧЕСКАЯ ОБРАБОТКА ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ДАННЫХ
    • 3. 3. 1. РАСЧЕТ СРЕДНЕИОННЫХ КОЭФФИЦИЕНТОВ АКТИВНОСТИ ФТОРИДА ТАЛЛИЯ (1) И НИТРАТА ТАЛЛИЯ (1)
    • 3. 3. 2. РАСЧЕТ КОЭФФИЦИЕНТОВ АКТИВНОСТИ [Со (Ш3)з (Ш2)з] и [Со (асас)з] ПО ДАННЫМ РАСТВОРИМОСТИ ТРИНИТРОТРИАММИНКОБАЛЬТА И
  • ТРИСАЦЕТИЛАЦЕТОНАТОКОБАЛЬТА В ИЗОМОЛЯРНЫХ РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
    • 3. 3. 3. МАТЕМАТИЧЕСКАЯ ОБРАБОТКА ДАННЫХ РАСТВОРИМОСТИ ХЛОРИДА ТАЛЛИЯ (1) В СМЕШАННЫХ ВОДНО-ЭТАНОЛЬНЫХ РАСТВОРИТЕЛЯХ РАЗЛИЧНОГО СОЛЕВОГО СОСТАВА
    • 3. 3. 4. ОЦЕНКА ПАРАМЕТРОВ НЕИДЕАЛЬНОСТИ ПРИ ПЕРЕСЧЕТЕ КОНСТАНТ УСТОЙЧИВОСТИ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ К БЕСКОНЕЧНО РАЗБАВЛЕННЫМ ПО ЭЛЕКТРОЛИТУ РАСТВОРАМ
  • 4. ОБСУЖДЕНИЕ РЕЗУЛЬТАТОВ
    • 4. 1. ЗАВИСИМОСТЬ СРЕДНЕИОННЫХ КОЭФФИЦИЕНТОВ АКТИВНОСТИ ФТОРИДА ТАЛЛИЯ (1) И НИТРАТА ТАЛЛИЯ (1) ОТ СОСТАВА ВОДНО-СОЛЕВЫХ РАСТВОРОВ
    • 4. 2. ВЛИЯНИЕ СОЛЕВОГО ФОНА НА КОЭФФИЦИЕНТЫ АКТИВНОСТИ НЕЙТРАЛЬНЫХ ФОРМ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ
    • 4. 3. АССОЦИАЦИЯ ИОНОВ ТАЛЛИЯ (1) С НИТРАТ-ИОНОМ В СМЕШАННЫХ ВОДНО-ЭТАНОЛЬНЫХ РАСТВОРИТЕЛЯХ
      • 4. 3. 1. КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЕ ИОНОВ ТАЛЛИЯ (1) С
  • АЦИДО ЛИГ АНДАМИ
    • 4. 3. 2. АССОЦИАЦИЯ ИОНОВ ТАЛЛИЯ (1) С НИТРАТ-ИОНОМ В ВОДНО-СОЛЕВЫХ И В СМЕШАННЫХ ВОДНО-ЭТАНОЛЬНЫХ РАСТВОРИТЕЛЯХ
    • 4. 4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПАРАМЕТРОВ НЕИДЕАЛЬНОСТИ В УСЛОВИЯХ МЕТОДА ПОСТОЯННОЙ ИОННОЙ СИЛЫ
    • 4. 5. НИТРАТНЫЕ КОМПЛЕКСЫ ТАЛЛИЯ (1), СВИНЦА (П) И ВИСМУТА (Ш)
    • 4. 6. ПОВЕДЕНИЕ ДВУХЗАРЯДНЫХ ИОНОВ НЕКОТОРЫХ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ И 30 -ЭЛЕМЕНТОВ В ВОДНЫХ ПЕРХЛОРАТНО-НИТРАТНЫХ РАСТВОРАХ, ПРОАНАЛИЗИРОВАННЫМ ПО ЛИТЕРАТУРНЫМ ДАННЫМ
    • 4. 6. 1. АССОЦИАЦИЯ НЕКОТОРЫХ ДВУХЗАРЯДНЫХ КАТИОНОВ С НИТРАТ-ИОНОМ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ
    • 4. 6. 2. ОЦЕНКА ПАРАМЕТРОВ НЕИДЕАЛЬНОСТИ ПРИ ПЕРЕСЧЕТЕ КОНСТАНТ УСТОЙЧИВОСТИ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ К НУЛЕВОЙ ИОННОЙ СИЛЕ НА ОСНОВЕ ЛИТЕРАТУРНЫХ ДАННЫХ
  • 5. ОСНОВНЫЕ ИТОГИ И
  • ВЫВОДЫ

Решение проблем окружающей среды, организация безотходных производств, усовершенствование применяющихся и разработка новых методов получения редких и рассеянных металлов невозможны без знания состава и устойчивости комплексных соединений, которые образуются в жидких природных средах (например: морской воде, биологических системах и др.), сточных водах и в технологических растворах гидрометаллургических процессов. Моделирование таких систем требует точной информации о составе и константах образования, как устойчивых комплексов, так и малоустойчивых (К0бр.< 1)• Накопленный к настоящему времени экспериментальный материал по равновесиям образования малоустойчивых комплексных соединений в растворах носит достаточно противоречивый характер и требует более полного учета факторов, влияющих на рассматриваемые равновесия.

Изучение образования малопрочных ассоциатов в,''бЬдных растворах чаще всего проводят в присутствии большого избытка фонового электролита, поддерживающего постоянство ионной силы раствора, чтобы элиминировать изменение коэффициентов активности реагирующих и образующихся химических форм. Однако, в ряде исследований показано, что изменение ионного состава раствора при постоянной величине ионной силы, которое приводит к изменению коэффициентов активности участвующих в равновесии химических форм, отражается не только на оценках их констант устойчивости, но и может приводить к неверному списку форм, значимых в балансе в исследуемых растворах. Естественно, что корректная оценка термодинамических характеристик равновесий образования малоустойчивых комплексных соединений невозможна без учета влияния эффекта среды.

Большинство ацидокомплексов таллия (I) являются малоустойчивыми соединениями в водных и в смешанных водно-органических растворителях (^К0бР < 1). Небольшая склонность иона Т1+ к гидролизу и относительная простота методики количественного исследования комплексных соединений таллия (I) с различными лигандами, в том числе и ацидолигандами дает возможность использовать системы на его основе в качестве модельных для изучения общих закономерностей образования малопрочных ассоциатов в водных растворах. Химии таллия посвящено несколько монографий и ряд публикаций отечественных и зарубежных авторов [1−3].

Несмотря на довольно большие расхождения в количестве идентифицированных комплексных форм и в оценке констант их образования, что безусловно является следствием их относительно низкой устойчивости (^К<1), в подавляющем числе публикаций не рассматриваются вопросы, связанные с эффектами среды и их влиянием на результаты исследований.

Настоящая работа выполнена в соответствии с координационным планом РАН «Исследование термодинамических свойств неорганических веществ» на кафедре неорганической химии Сибирского государственного технологического университета.

Цель работы: изучение поведения ионов таллия (I) в водных и смешанных водно-этанольных растворителях, содержащих различные электролиты, используемые в качестве фоновых при изучении равновесий в растворах, и поиск путей разделения эффектов комплексообразования и эффектов неидеальности на примере определения констант устойчивости ионов таллия (I) с монозарядными ацидолигандами в водно-солевых и водно-органических растворителях. Так как одной из основных комплексных форм, которые образуются при взаимодействии Т1+ с однозарядными лигандами L", является нейтральная форма [Tl+L" ], в работе было уделено внимание к исследованию поведения двух нейтральных комплексных форм на основе трехзарядного кобальта: тринитротриамминкобальта ([Со (ЫНз)з (1Ч02)з]) и трисацетилацетонатокобальта ([Со (асас)з]) в водно-солевых системах такого же состава, как и при изучении соответствующих комплексов таллия (I).

Для решения поставленной задачи в данной работе было сделано следующее:

1. Определены среднеионные коэффициенты активности фторида таллия (1) и нитрата таллия (I) в растворах различных фоновых электролитов, в которых концентрация ионов таллия (I) (10″ 3 -10~2 моль / л) была значительно меньше по сравнению с общей концентрацией электролитов (0.1−8.0 моль / л), и проанализирована их зависимость от ионной силы раствора, природы электролита, природы катиона и аниона фоновой соли;

2. По данным о растворимости [Со (МНз)з (МОг)з] и [Со (асас)3] рассчитаны коэффициенты активности этих нейтральных комплексных соединений в водно-солевых растворах и полученные данные использованы при исследовании соответствующих ацидокомплексов таллия (I);

3. Определены константы устойчивости комплексных соединений ТГ с NO3″ в широком диапазоне ионных сил в водных и в смешанных водно-этанольных растворах с содержанием в них этанола до 0.12 мол. доли. Расчет констант устойчивости проведен с учетом влияния на них эффектов неидеальности среды;

4. На примере ряда нитратсодержащих систем рассмотрена возможность разделения измеряемого свойства при исследовании комплексообразования (изменение растворимости или электродного потенциала) на эффекты собственно комплексообразования и эффекты среды;

5. Проанализирован ряд широко применяемых уравнений для аппроксимации зависимости констант различных равновесий от ионной силы раствора с последующим определением К°(I —" 0) 6

2. ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР

2.1 ОБЩИЕ ПОНЯТИЯ О ПРОЦЕССАХ ОБРАЗОВАНИЯ ВНУТРИИ ВНЕШНЕСФЕРНЫХ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ

Внутрисферное одноядерное комплексообразование в растворах состоит в замещении молекул растворителя, находящихся во внутренней координационной сфере комплекса [ МБы ], на другие лиганды Ь, которые непосредственно образуют связи с металлом — комплексообразователемгде М — центральный ион или атом- 8 — монодентантная молекула растворителяN — предельное координационное число для внутренней сферы центрального иона [4]. Согласно Франку [5] ион, находящийся в водном растворе, образует вокруг себя три зоны, в которых молекулы растворителя в различной степени связаны с этим ионом:

— «зона, А «- ближайшая к иону зона «замороженной «воды, в которой связь между ионом и молекулами растворителя прочнее, чем связь между собственно молекулами растворителя в отсутствии ионов в растворе;

— «зона В «- зона разупорядоченных молекул воды, в которой молекулы НгО подвергаются одинаковым по величине, но различным по направлению ориентирующим влияниям молекул растворителя и иона;

— «зона С «- в этой зоне молекулы растворителя сохраняют обычную для него структуру, т. е. присутствие ионов в растворе не оказывает на эти молекулы растворителя никакого влияния.

Для ионов с высокой плотностью заряда характерно расширение «зоны А» за счет «зоны В «- это структурноупрочняющие ионы: Са2+, и Г, ОН» и др.

Ионы, способствующие увеличению «зоны В «за счет «зоны, А «, относятся к структурноразрушающим ионам: К+, Сз+, СГ, Вг», I», ИОз», и др. Центральный ион в соответствии с этими представлениям^- находится в средах растворителя в виде трехслойных сольватов. В водных растворах для частицы М в весьма разбавленных растворах такой сольват можно представить в виде (здесь и далее заряды ионов для простоты опущены):

М (Н20)" | (Н20)х| (Н20)у (2.1) зона, А «» зона В «» зона С «

Замещение молекул воды в сольвате (2.1) на другие лиганды в первой сольватной сфере (зона А) происходит при внутрисферном замещении. Внешнесферное комплексообразование можно рассматривать как процесс замещения молекул растворителя во второй (или внешней) координационной сфере сольвата (зона В) [6 — 8]. Такой процесс, в отличие от внутрисферного комплексообразования, не сопровождается возникновением непосредственных контактов центрального иона с внешнесферными лигандами. Однако вторичное взаимодействие, как и первичное, часто сопряжено с переносом заряда с внешнесферного лиганда Ь на разрыхляющие молекулярные орбитали внутрисферного комплекса мьп [9]. 7

Образование комплексного соединения [ МЬП ] из сольватированных [ МБп ] и [ ЬБХ ] можно представить рядом следующих схематичных процессов:

1. Отсутствие между ионами взаимодействия:

Мвп] + [ЫЗх] = [М8П]

• [Ьвх]

2.2)

2. Образование ассоциата дальнего действия без нарушения сольватных оболочек ионов:

Кягп

Мвп] + [ХЭх] = [ МБп ][ ЬБХ ]

2.3)

3. Образование внешнесферного комплексного соединения:

Квн.

МБп][ Ь8Х] = [М8П]-Ь + хв (2.4)

4. Образование внутрисферного комплексного соединения:

Квнутр. МБп ] • Ь = [МЬ Бп-! ] + в

2.5)

Процессы ступенчатого внутрисферного комплексообразования схематично можно описать следующими уравнениями: Первая ступень:

М8"]. ЬБх]

МБП] + [ЬБХ] - [МБп][] [ МБп ][ ] = [МБп] -Ь + хБ [М8П]'Ь = [МЬБп-!] + Б

2.6)

Вторая ступень:

МГДя]. 1? х]

MLSn.il + [Ь8Х] - [ МЬ8п-1 ][ ] [МЬБп-! ][ ЬБХ] = [МЬБп-! ]'Ь + хБ [ МЬБп-! ]' Ь = [МЬ28п-2] + 8

2.7)

Ы-я ступень: МЬм-1 Э ]. ЬБх ]

МЬн.^] + [ЬБх] = [ МЬп-1 Б ][ Ь8Х ] [ МЬН.1 Б ][ ЬБХ ] = [ МЬП. Б ]' Ь + хБ [ МЬн-1 Б ]' Ь = [ МЬП ] + в

2.8)

Ступенчатая константа устойчивости К (комплексного соединения [МГ^ы] может быть определена обычным способом [10], исходя из закона действующих масс: х+1

Кл°

Е[МЦ Sn. il [Б]

МЬм ] [ ЬБХ ]

2.9)

Здесь Е [ МЬ- 8П, ] - сумма активностей всех форм," ' образующихся по уравнениям реакций (2.6−2.8).

Ступенчатая константа образования реакций (2.9) может быть выражена соотношением:

1 ас. 1 ас. внеш. + к I ас. Квнеш. Квнутр. [8] х+1

2.10)

Легко показать, что общая константа комплексообразования равна произведению ступенчатых констант комплексообразования :

К°общ. — ПК- 1

Группируя члены уравнения (2.10), можно получить:

К| К| ас. (1 К) внеш. [§] + К1 внеш.Ч внутр. 8])

Так, как

К, ас. К1 внеш. — КВн. И Касс. К1 внеш. К1 внутр. ~ К 1 внутр.

2.11)

2.12) (2.13), внутр. где К°вн. — константа образования внешнесферного комплекса'—К°в константа образования внутрисферного комплекса, из (2.11−2.12) следует, что экспериментально определяемая константа образования комплекса (?3°) равна:

Р|° - К (асс. + + К)0 внутр.

2.14)

Уравнение (2.14) показывает, что суммарные ступенчатые константы равновесий (2.2 — 2.5) состоят из трех слагаемых и могут содержать различные вклады этих составляющих. Уравнение (2.14) в частных случаях упрощается. В растворителях с высокой диэлектрической проницаемостью можно пренебречь эффектом взаимодействия сильно сольватированных [ М8П ] и [ А8Х ] без нарушения сольватных оболочек, т. е. считать, что Касс. —"0. Тогда уравнение (2.14) переходит в: К|° + С внутр.

2.15)

Отсюда видно, что обычная константа устойчивости первого комплекса — это сумма констант устойчивости монолигандных внутрисферного и внешнесферного комплексных соединений.: Значительное сродство растворителя к иону приводит к сильной сольватации и практически к полному отсутствию образования внутрисферного комплексного соединения. Тогда КДнутр." или К°ВНугр. —* 0 и Р° = К°.

Очень высокое сродство растворителя к М и, А может приводить к соотношению = Касс., причем Касс. —"О. В такой системе 9 наблюдается полное отсутствие взаимодействий, а если М и А.-являются ионами, то электролит МА нацело диссоциирован.

Образование внешнесферного комплексного соединения можно охарактеризовать с привлечением схемы образования ионных пар [11].

1. Внешнесферная ионная пара: 8а [Мвк] 8 В [ЬБх] Эс

2.Сольватнораздеденная ионная пара: Ба [ МБЬ] Бе

3. Контактная ионная пара: 8 {[МЬ ] 8ё

2.16) (2.17) (2.18)

Несмотря на очевидную неопределенность в классификации образующихся малоустойчивых комплексных соединений любое одноцентровое взаимодействие ионов металла (М) с лигандами (Ь) в водных растворах на современном уровне знания можно представить уравнением реакции:

М (Н20)м + пЬ (Н20)Р = МЬП (Н20)я + (Ы + пРя) Н2б": (2.19) здесь N — предельное координационное число иона металлакомплексообразователя.

Константа равновесия ((31°) для любого стандартного состояния выражается соотношением:

МЬ"(Н20)ч][Н20](

Рп° =

УмЬп (Н20)я • У

Н20

М (Н20)ы] * [ Ь (Н20)р ]п УМ (НЮ)М. У ЦНЮ) Р Рп (ПуЛ

2.20)

Значение величины рп° в соотношении (2.20) будет иметь термодинамический смысл только при адекватности уравнений образования различных комплексных форм и эффектов среды, включенных либо в сольватационные процессы, либо в величины коэффициентов активности всех форм, участвующих в равновесном процессе (2.19). Величина (Зп° стандартизована температурой и средой. Давление (Р) оказывает заметное влияние на величину константы равновесия при Р > 1000 атм (- 100 МПа).

Выбор стандартного состояния для изучения равновесия (2.19) не позволяет, обычно сохранить постоянство коэффициентов активности, входящих в соотношение (2.20). Их изменение необходимо учитывать при определении значений пи (Зп° равновесий типа (2.19) по диаграммам «свойство — состав», так как значение величин (Зп и (Г1 у^)п часто соизмеримы.

Проблемам определения состава и констант образования комплексных соединений, описываемых уравнениями (2.19) и (2.20), посвящены многочисленные работы [12−17,37]. Однако до сих пор нет единого мнения о критериях подхода к понятию «малоустойчивые ю комплексные соединения «. В настоящее время существует несколько взглядов на проблему изучения малоустойчивых комплексных соединений в растворе [18−25]. Состав и константы образования слабых комплексов в растворе имеют вполне определенное ограничение по энергии [26 — 28]. В первом приближении за эту величину можно принять энергию теплового движения молекул растворителя. Ряд авторов считает, что энергия теплового движения молекул растворителя, в частности молекул воды, минимальна в модели идеального газа. Она определяется величиной 3/г кТ и при температуре 298.2 К равна 3.7 кдж/моль. Энергия теплового движения молекул воды в воде соизмерима с прочностью водородной связи и равна 20 Кдж / моль. Приравнивая эту величину изменению свободной энергии Гиббса при ступенчатом комплексоообразованию в соответствии с уравнением (2.19), из соотношения:

Д0 = -КПпК-0 (2.21) можно оценить соответствующую величину унитарной ступенчатой константы равновесия (2.19). При Т = 298.2 К значение такой величины ^К.!0 лежит в пределах 0.5 -1.5, если число замещаемых молекул воды во внутренней сфере иона на лиганды равно 1, а [НгО] = 55.5 моль / л. Отсюда следует, что с энергетическм уровнем теплового движения молекул растворителя в модели идеального газа или в воде сопоставимы АС процессов ступенчатого образования комплексов с константами от 0.1 до 50. Обычно в этих пределах лежат эмпирические значения ступенчатых констант устойчивости слабых комплексов.

Нахождение экспериментальных ступенчатых констант устойчивости обычными методами, которые лежат ниже 0.1, нельзя считать достаточным доказательством образования комплексов, как подчеркивается в работах [29,37] В системах с К- <0.1 требуются дополнительные обоснования наличия специфических взаимодействий. При отсутствии этих обоснований измеряемые эффекты, очевидно, нецелесообразно отделять от изменений коэффициентов активности. Поэтому проблемы разделения специфических и неспецифических эффектов взаимодействия между ионами, т. е. эффектов комплексообразования и эффектов изменения коэффициентов активности наиболее остро стоят при изучении малоустойчивых комплексных соединений [30−36].

5. ОСНОВНЫЕ ИТОГИ И ВЫВОДЫ

1. Определены среднеионные коэффициенты активности фторида таллия (1) и нитрата таллия (1). Впервые экспериментально определенные среднеионные коэффициенты активности у±TIF и у±KNO3 сопоставлены с коэффициентами активности фторидов и нитратов щелочных металлов и аммония. Показано, что среднеионные коэффициенты активности фторида таллия (1) располагаются в ряду зависимости у±от ионного радиуса катиона, а расположение среднеионных коэффициентов активности нитрата таллия (1) не соответствует такой зависимости. На основании полученных экспериментальных данных и литературных данных в работе сделан вывод о возможном взаимодействии катиона таллия (1) с нитрат-ионом и отсутствием специфического взаимодействия с фторид-ионом и предложены критерии оценки выбора инертного электролита при изучении малоустойчивых комплексных соединений в условиях метода постоянной ионной среды.

2.С использованием известного соотношения между степенью закомплексованности и среднеионными коэффициентами соли-лиганда и фоновой соли рассчитаны константы образования малоустойчивых комплексных соединений состава {TI+F" } и {ТГТМОз" }, константы, образования которых равны, соответственно, 0.026±0.005 и 0.090±0.005. Величина iвзаимодействия Т1+ с F меньше 0.1, что указывает на отсутствие взаимодействия между этими ионами.

3.Состояние иона таллия (1) в водных растворах солей фторидов и нитратов щелочных металлов и аммония можно описать либо среднеионными коэффициентами активности у±- (T1F) и y±(TlN03), либо константами образования малоустойчивых комплексных соединений иона таллия (1) с анионами солевого фона в случае достоверной интерпретации экспериментальных данных.

4.На основании экспериментально полученных среднеионных коэффициентов активности фторида таллия (1) и нитрата таллия (1) и соответствующих констант образования малоустойчивых ассоциатов иона таллия (1) с этими анионами сделан вывод о инертности фторидных солевых фонов при изуччении комплексообразования иона таллия (1) с ацидолигандами.

5.Р1зучена растворимость тринитротриамминкобальта и. трисацетилацетонатокобальта в перхлоратно-фторидных и перхлоратно-нитратных водно-солевых растворов. Влияние фторид-иона и нитрат-иона на растворимость нейтралных комплекных соединений кобальта (Ш) носит одинаковый характер. В тоже время растворимость [Со (МНз)з (МОг)з] увеличивается, а растворимость [Со (асас)з] уменьшается при эквивалентной замене перхлорат-иона на фториди нитрат-ион. Одинаковый характер влияния этих ионов на нейтральные комплексные соединения кобальта (Ш) указывает на преимущественное влияние эффекта среды на изменение растворимости этих соединений.

6.Изменение растворимости тринитротриамминкобальта и трисацетилацетонатокобальта в перхлоратно-фторидных и в перхлоратно-нитратных солях щелочных металлов приписано эффекту среды (изменению коэффициентов активности) при эквивалентной замене перхлората на фториды и нитраты щелочных металлов. Рассчитаны коэффициенты активности (у) [Co (NH3)3(N02)3] и [Со (асас)з] и сеченовские коэффициенты (к) в изученных

116 водно-солевых растворах. Расчет коэффициентов активности нейтральных комплексных соединений кобальта (Ш) провели также с учетом эффекта среды (X). Показано, что величина X может быть получена, как из данных растворимости, так и расчетным путем.

7. В смешанных водно-этанольных растворителях на инертном фоне (КГ) изучена ассоциация иона таллия (1) с нитрат-ионом. Впервые сделана попытка учесть в величине константы образования малоустойчивого комплексного соединения эффекта среды. Данные расчета показали образование одной формы комплексного соединения состава { ТГ^Оз'}. Для пересчета полученных констант устойчивости на бесконечно разбавленные по электролиту растворы использовали различные экстраполяционные уравнения. Полученные в методе растворимости при N2 (водный раствор) константы устойчивости {Т1+ТГОз" }, близки значениям, полученным по данным потенциометрических измерений.

8.Константы комплексообразования иона таллия (1) с нитрат-ионом увеличиваются с ростом мольной доли этанола в смешанном растворителе. В работе проанализировано влияние на величину константы устойчивости следующих факторов: уменьшение равновесной концентрации воды в смешанном растворителе (фактор разбавления) — изменение сольватационной составляющей Дй процесса комплексообразования (эффект среды)-изменение диэлектрической проницаемости смешанного растворителяновый’уровень детализации процесса взаимодействия иона таллия (1) в смешанном водно-этанольном растворителе. В работе сделан вывод о необходимости комплексного подхода к учету влияния на величину константы комплексообразования количественного состава смешанных водно-органических растворителей.

9.Использование нового подхода к интерпретации литературных данных по изучению комплексообразования иона таллия (1) с фторид-, хлорид-и нитрат-ионами в водно-солевых растворах в условиях метода постоянной ионной среды показал отсутствие взаимодействия Т1+ с Б" и образование только монолигандных комплексных соединений Т1+ с СГ и ИОз". Обнаружение анионных комплексов таллия (1) с этими анионами связано с неучетом вторичных эффектов среды.

10.Показано, что щелочноземельные и 3с1 — элементы с нитрат-ионом в водных растворах не образуют анионные комплексы. Константы устойчивости, описанных в литературе комплексных соединений состава

Ме (КОз)п]^П (Здесь П =1 — 5), пересчитаны с учетом неидеальности среды.

Показать весь текст

Список литературы

  1. Я., Миронов В. Е. Химия таллия. -Л.: ГНТИХЛ, 1963.-208с.
  2. Lee A.G. The Chemistry of Tallum. -Amsterdam, London, New York, 1971. -342 p.
  3. Stability constants / L.G. Silken, AE Martial, E. Hogfeldt, R.M. Smith. -Spec. Publ. Chem.Soc., -London, 1971.- № 25.
  4. Hogfeldt E. Stability constants of metal-ion complexes. Part A. Inorganic ligands // IUPAC Chemical Data Series. Oksford, 1982, — № 21.
  5. Frank H. S. Local dielectric Constant and Solute Activity. A Hydration -association Model for Electrolytes// J. Amer. Chem. Soc. -1941.-V. 63, № 7. -P.1789−1799.
  6. В.E., Исаев И. Д. Введение в химию внешнесферных комплексных соединений металлов в растворах. Красноярск: Изд-во Краснояр. ун-та, 1986. -312 с.
  7. Werner A. Neuere Anschaunger auf dem Gebit der anorganischen Cemi.- 3rd edition, Braunschweig, F. Vilweg and Sohn, 1913.
  8. А. Новые воззрения в области неорганической химии. -Л.: ОНТИ- Химтеорет, 1936.
  9. Bjerrum J., Schwarzenbach G., Sillen L.G. Stability constants.-London. Chem. Soc, 1958.
  10. Я. Образование амминов металлов в водном растворе.-М.: Изд-во иностр. лит., 1961. -308 с.
  11. Бек М. Химия равновесий реакций комплексообразования, — М.: Мир, 1973. -323 с.
  12. В.Е., Исаев И. Д. Константы устойчивости внешнесферных комплексов металлов в растворах. -Красноярск: Изд-во Краснояр. ун-та, 1983. -365 с.
  13. Ф., Россотти X. Определение констант устойчивости и констант других равновесий в растворах. -М.: Мир, 1965. -564 с.
  14. Van Rysselberghe P., Eisenberg S. Activity Coefficients in Concentrated aqueous Solutions containing The Mean Ionic diameter an Single Parameter// J. Am. Chem. Soc.-1939.-V. 61, № 11, — P.3030−3037.
  15. Scatchard G. Concentrated Solutions of Strong Electrolytes// Chem. Rev.- 1936, — № 3, — P. 309−327.
  16. Biederman G., Sillen L. Studies on the hydrolysis of metal ion. 1Y liquid junction potentials and constancy of activity factors in NaC104 -''HC104 ionic medium// Active Kemi.- 1953, — V.10, № 5, — P.425−440.
  17. Biederman G. Ionic media// Phys. Chem. Science Research, Rep. 1, The nature of seawater.- 1975, — № 1.- P.339−360.
  18. Vierling F. Equilibris de coordination entree less ions Pb2+ et Br en milieu 4M. 1. Etude potentiometrique et spectrophotometrique dan s 1 ultraviolet // Bull. Soc. Chem. France.- 1972,-№ 7.-P.2557−2562.
  19. К. Б., Васильев В. П. Константы нестойкости комплексных соединений.- М.: АН СССР, 1959.
  20. О.Я. Структура водных растворов электролитов и гидратация ионов,— М.: Изд-во АН СССР, 1957.-182с.
  21. Г. С., Андреев А. И., Федоров В. А. Анализ экстраполяционных уравнений для расчета произведений растворимости// Изв. вузов. Химия и хим. техн.-1991.-Т.34, вып.4.-С.33−37.
  22. А.К., Снегирев Н. Н., Миронов В. Е. Влияние ионного фона на константы равновесия внешнесферного комплексообразования при постоянной ионной силе раствора // Журн. неорг. химии.- 1984. -Т.29, № 3. С. 748−551.
  23. Johansson L. Some aspects of the constant ionic medium principle. Studies of the chrome (Ш) fluoride and try (propylcnediamine) cobalt (Ш) iodide systems//Acta Chem. Scand.- 1975.-A.29, № 3.-P.365−379.
  24. Biedermann G. Ionic media// Phys. Chem. Science Research, rep. 1. The nature of seawater.- 1975.-№ 1.-P.339−360.
  25. Jedinakova V., Celeda J. The densimetric Study of Aqua and Nitrate Complexes of AgT and Tl+ ions in Nitrate Solutions// Collect. Czech. Chem. Commun, 1971.-V. 36, № 9,-P.3071−3079.
  26. Manners J. P., Morallee K.G., Williams R.J.P. The Complex-Ion Chemistry of Tallium (1) // J. Inorg. AndNucl. Chem.- 1971.-V. 33, № 7, — P.2085−2095.
  27. Г. А., Шорманов В. А., Карабинова Т. С. Изучение устойчивости моноаммиаката никеля (П) в водных растворах диметилформамида // Изв. вузов. Химия и химическая технология, — 1977, — Т.20, № 2, — С.293−294.
  28. Sillen L. G., Martell А.Е., Stability Constants of Metal-Ion Complexes. -L.: Chem. Soc.- 1964 and 1970.
  29. Hogfeldt E., Stability Constants of Metal-Ion Complexes// PtA, Inorgnic Ligans.- L.: Pergamon Press- 1982, — P. 310−315.
  30. Martell A.E., Smith R.M. Critical Stability Constants.-N.-Y. L.: Plenum Press, 1982, — 604 p.
  31. Bjerrum J., On weak Complex Formation. How Far is it to Determine Small Stability Constante in Aqueous Solution. Inter. Scool on Metall Complexes in Solution.- Itale. Palermo, 1983.
  32. Johanson T. The Role of the Perchlorate Ions as Ligand in solutions// Coord. Chem. Rev.- 1974.-V.12, № 3, — P. 241−261.
  33. Koda S., Nomura H. Aqueous solutions of sodium methylsulfate by Raman scatting, NMR, Ultrasound and density measurement // J. Solut. Chem.-1985 -V.14, № 5.- P.355−366.
  34. М.Ю., Тибейкин С. В., Федоров В. А. Природа нитратных ассоциатов таллия (1) в водных растворах// Межвуз.сб.-Иваново, 1991 .-С.31−34.
  35. Criss С.М., Cobble J.W. The Thermodynamic Properties of high Temperature Aqueous Solutions. 1 standard partial Molar Hat Capacities of Sodium Chloride and Barium Chloride From O0 To 100°// J. Amer. Chem. Soc.- 1961.V.83, № 15.-P.3223−3228.
  36. В.И., Пещевицкий Б. И. Исследование сложных равновесий в растворе. Новосибирск: Наука, 1978, — 194с.
  37. В.И. Постановка и описание исследований сложных равновесий в растворах: Учеб. пособие/ Новосибир. ун-т, 1987. -80с.119
  38. В.И. Система определений основных понятий термодинамики. -Новосибирск, 1988.-59 с.
  39. В.И. Математические методы химической термодинамики. -Новосибирск: Наука, 1982.-С.20−39.
  40. В.И. Понятие о химической форме и стандартизация при определении характеристик процессов в растворе, — Новосибирск, 1985,-34с, — Деп. ВИНИТИ 18.09.85- № 6718-В-85.
  41. В.И. Неформальные математические модели в химической термодинамике. -Новосибирск: Наука, 1991, — С.9−14.
  42. В.И. Методологические и философские вопросы химии, — Новосибирск: Наука, 1992. -238с.
  43. Белеванцев В.И./ Автореф. дис.докт. хим. наук. Институтнеорганической химии СО РАН, — Новосибирск, 1982, — 55с.
  44. В.И. Неформальные математические модели в химической термодинамике, — Новосибирск: Наука, 1991. -9с.
  45. В.И. Стандартизация основных термодинамических характеристик компонентов детального состава растворов// Сиб. хим. журн. Физ. химия, — 1991. -Вып.2, — С.113−117.
  46. И., Дефеэй Р. Химическая термодинамика.-Новосибирск: Наука, 1966.- 510с.
  47. Бек М., Надьпал И. Исследование комплексообразования новейшими методами. М.: Мир, 1989, — 411с.
  48. В.И., Федоров В. А. Об изменении констайт’равновесия комплексообразования в зависимости от состава водно-органического растворителя // Коорд. химия. -1977.-Т.3, вып.5, — С. 638−642.
  49. Н.А. Молекулярные теории растворов. -Л.: Мир, 1971.137с.
  50. В.И. Стандартизация химпотенциалов компонентов детального состава растворов// Изв. Сиб. Отд. АН СССР. Сер. хим. наук, — 1990.-Вып.5.- С. 18−25.
  51. В.А. Автореф. дис. уч. степ.докт. хим. наук.1. Иваново, 1990, — 46с.
  52. J. Е., Nelson G. W. The structure of electrolyte solutions // Rop. Prog. Phus. -1981, — V.44.- P. 539−653.
  53. Daniele P.O., Rigano C., Sammartano S. Studies of Sulphate Complexes. Part 1. Potentiometric Investigation of Li+, Na+, K+, Rb+ and Cs+ Complexes of 37 °C and 0.03 I 0.5 // Inorg. Chem. Acta.- 1982.-V. 63, № 2, — P.267−272.
  54. Chan C.J., Panckhurst M.H. Activity Coefficient Assmtions in the determination of Association in the Analysis of Solubility and Absorbance measurements of Thallium (1) Chloride and Bromide// Austral. J.Chem.- 1972.-V. 25, № 2,-P.317−325.
  55. В.И. Обобщенный подход к химико-термодинамическому описанию растворов, гомогенных и гетерогенных процессов с участием форм //Журн. структурн. Химии.-1998.-Т.39, № 2.-С.275−281.
  56. В.И. Специфика детальных компонентов раствора //Докл. АН СССР.-1991.-Т.320, № 5.-С. 1147−1151.
  57. В.И. О частицах компонентов и Эффектах среды (термодинамический аспект) // Сиб. хим. журн. Физ. хим.-1991.-Вып.4.-С.5−16.120
  58. В.И. О взаимосвязи парциальных характеристик компонентов раствора для разных уровней детализации его раствора / Сиб. хим журн.-1991.-Вып.2.-С. 118−129.
  59. В.И., Асеева В. Н. Стандартизация констант равновесий диссоциации (образования) комплексов и кислот и влияние на них состава смешанных растворителей.- Новосибирск, 1999,-46с.
  60. В.И., Тибейкин С. В., Федоров В.А.//ХШ Всесоюз. конф. Химическая термодинамика и калориметрия: Тез. докл.-Красноярск, 1991.-С.212.
  61. М.И. Методы исследования теплового движения молекул и строения жидкостей,— М.: МГУ, 1963, — 132с.
  62. В.К. Избранные главы теоретической физики,— М.: Просвещение, 1966, — 304с.
  63. Г. А. Проблемы сольватации и комплексообразования в растворах.// Тез. докл. II Всесоюз. сов, — Иваново, 1981. С.З.
  64. Hurlen Т., Breivik T.R. Ion Activities of Alkali-Metal Bromides in Aqueous Solutions//Acta Chem. Scand.- 1981,-A.35, № 6,-P. 415−418.
  65. Daniele P.G., Rigano C., Sammartano S. Studies of Sulphate Complexes. Part 1. Potentiometric Investigation of Li+, Na+, K+, Rb+ and"Cs+ Complexes of 37 °C and 0.03 I 0.5// Inorg. Chem. Acta.- 1982-.V. 63, № 2.'- P.267−272.2+ 2+
  66. Vierling F. Equilibres de coordination entre les ions Pb et Br", Pb et Br" en milieu sodique 4M // Ann. Chem.- 1973, — T.8, № 1, — P.53−62.
  67. В.И., Малкова В. И., Миронов И. В. Оценка параметров равновесий в системах малоустойчивых комплексов// Журн. неорган, химии.- 1983.- Т. 28.- С. 547−552.
  68. А.К., Снегирев Н. Н. Влияние ионного фона на константы равновесия внешнесферного комплексообразования в водных растворах, — Л&bdquo- 1983, — 30с.- Деп. в ОНИИТЭХИМ 25.05.1983, № 570 хп. Д83.
  69. Johansson L. Some Aspects of the Constant Ionic Medium Principle. Studies on The Iron (Ш) Fluoride And tries (Propylenediamine) Cobalt (III) Iodide Systems. // Acta chem. scand.- 1973, — V. 27, — P. 1637 -1646.
  70. В.И., Миронов И. В., Пещевицкий Б. И. Возможности изучения равновесий в растворе при высоких ионных силах // Изв. СО АН СССР. Сер. хим. наук, — 1981.-Т. 6.-С. 54- 57.
  71. А. Химическая термодинамика,— М.: Мир, 1971, — 301с.
  72. Н.А. Электрохимия растворов,-М.: Химия, 1976.-488с.
  73. Conwey В.Е. Ionic Interaction and Activity Behavour of Electrolyte Soluttions.// Compr. Treatis of Electrochem.- 1983.-V. 5, — P. III-222.
  74. Guggenheim E.A. Thermodynamics. Amsterdam: North — Holland Publishing, 1949, — 318p.
  75. В.А., Термодинамическая активность ионов в растворах электролитов.- Л.: Химия, 1985, — 175с.
  76. Робинсон 3., Стоке Р. Растворы электролитов,-М.: ИЛ, 1963,646с.
  77. Г., Оуэн Б. Физическая химия растворов электролитов.-М.: ИЛ, 1952.- 628с.
  78. Курс физической химии/ Ред. Я. М. Герасимова, — М.: Химия, 1973.1. Т.2, — 624с.121
  79. Hitchcock D.J. The Extropolation of Electromotive Force Measuremente to Unit Ionic Activity// J. Am. Chem. Soc.- 1928.-№ 50-«V 8-P. 2076−2079.
  80. Bjerrum J. On Weak Complex Formation. How Far is to Determine small Stability Constant in Aqueous Solution Inter. School on Metal Complexes in Solution. -Italy. Palermo, 1983.
  81. Van Rysselberghe P., Eisenberg S. Activity Coefficients in Conctntrated aqueous Solutions Containiny The Mean Ionic Diameterand Singlt Parameter// J.Am. Soc.- 1939.-V. 61, № 11.-P. 3030−3037.
  82. Stokes R.H., Robinson R.A. Ionic Hydration and Activity in Electrolyte Solutions // J. Am. Chem. Soc.- 1948.-№ 70, V. 7, — P. 1870−1878.
  83. Miller D.G. On The Stokes Robinson Hydration Model for Solutions// J. Pys. Chem.- 1956.-№ 60, V.9.- P. 1296−1299.
  84. Fuoss R.M., Krauss C.A. Properties of Electrolytic Solutions, IV//J. Am. Soc.- 1933.-№ 55, V. 6, — P. 2387−2398.
  85. Guggenheim E.A. Thermodynamics.- Amsterdam: North:--- Holland Publishing. 1949. 31 8p.
  86. Guggenheim E.A., Turgeon J.C. Specific Interaction of Ions// Trans. Far. Soc.- 1955.- № 51, V. 390,-P. 747−760.
  87. Pitzer K.S., Thermodynamics of Electrolytes. J. Theoretical Basis and General Eguations// J. Phys. Chem.- 1973, — № 77, V. 2, — P. 268−277.
  88. Pitzer K.S., MayorgaG. Thermodynamics of Electrolytes П. Activity and Osmotic Coefficients for Strong Electrolytes With one of Both Ions Univolent // J. Phys. Chem.- 1973.-№ 77, V. 19.- P. 2300−2303.
  89. Macagkill J.B., White D.R., Robinson R.A., J. Sopiestic Measurements of Agneous Mixtures of Sodium Chloride And Strontium Chloride// J. Solut. Chem.- 1979.-№ 7, V. 5, — P. 339−347.
  90. В.А., Очиржапова О. Д., Богданова Д. М. Сравнение методов перерасчета коэффициентов активности НС1 и МпС12 в системе НС1 -МпС12 Н20// Математические вопросы химической термодинамики.-Новосибирск: Наука, 1994.- С. 74−84.
  91. В.А., Яковлева С. И., Дмитриев Г. В. Расчет активностей компонентов системы Na2S04 C0SO4 — Н20 по методу Питцера// Вестник ЛГУ, — 1979.-№ 16,-С. 58−63.
  92. Lim Т.К., Chan C.J., Rhoo К.Н. Activity Coefficients of Electrolytes in Binary Mixtures Calculated Using Total Molar Quantities// J. Solut. Chem.- 1990.-№ 9, v. 7.-P. 507−515.
  93. В.А., Яковлева С. И. Применение метода Питцера и расчет термодинамических функций системы M2S04 C0SO4 — Н20 (М = Li, Na, К, Rb, Cs) при 25 °C. Химия и термодинамика растворов/ Ред. А. Г. Морачевского, — М.: МГУ, 1982, — Т. 5, — С. 3−31.
  94. В.А., Электродвижущая сила обратимого гальванического элемента и термодинамическая активность отдельных ионов в связи с понятием о компенсирующем эффекте.// Журн. физ. хим.- 1964.-Т. 38, вып. 5.-С. 1331−1334.122
  95. Enderly J.E., Neilson G. W. The structure of electrolyte solutions // Rep. Prog. Phys. -1981.-V. 44.-P.539−653.
  96. Оксредметрия / Никольский Б. П., Пендин А. А., Пальчевский В. В., Якубов Х. М. -Л.: Химия, 1975.-134с.
  97. Hurlen Т. Convenient Singl-II on Activitiens// Actq. Chem. Scand.-1979,-A 33, v. 8,-P. 631−635.
  98. Hurlen Т., Breivik T.R. Ion Activities of Alkali Metal Bromides in Aqueous Solutions// Acta Chem. Scand.- 1981.- A 35, v. 6.- P. 415−418.
  99. Hurlen Т., Ion Activities of Alkali Metal Iodides in Aqueous Solutions.// Acta Chtm. Scand.- 1981-. A 35, v. 35.-P. 457−459.
  100. Ю1.Канарь Н. П., Мусаилов О. С. Оценка коэффициентов активности К+, Na+, СГ в растворах NaCl и KCl // Журн. физ. хим.- 1968.-Т. 42, №. 11. С. 2947−2949.
  101. Р. Определение pH. Теория и практика,— Л.: Химия, 1968.
  102. Bates R.G., Staples B.R., Robinson R.A. Ionic Hydration and Singl Ion Activities in Unassociated Chlorides // Analyt. Chem.- 1970.-V. 42, № 3.1. P. 867−875.
  103. Stoces R. H., Robinson R.A. Ionic Hydration and Activity in Electrolyte Solutions // J. Amer. Chem. Soc. -1948.-V. 70, № 7, — P. 1870−1878.
  104. Стандартизация условий изучения комплексообразования в растворах: Тез. докл. сим. -Красноярск, 1982. -85с.
  105. В.Е., Пяртман А. К. Состояние ионов редких металлов в водных растворах.-Л.: ЛТИ, 1981.- Ч. 1 .-101с.
  106. Ю8.Христенсен X. Физические методы в неорганической химии, — М.: Мир, 1970, — С. 13.
  107. A.A. Материалы Всесоюз. симп. по термодинамике растворов электролитов и неэлектролитов, — Иваново: ИХТИ, 1971.-140с.
  108. A.M. Стандартное состояние „чистое вещество“ как термодинамический инструмент для выявления химического взаимодействия в растворах электролитов// Докл. АН СССР, — 1979, — Т. 249, вып. 1. С. 134−139.
  109. Г. А. Термодинамика ионных процессов в растворах.-М.: Химия, 1984, — 271с.
  110. А.Ф. Относительно определения в термодинамике стандартных состояний индивидуальных веществ и растворов// Теорет. и эксперимент, химия.- 1972.-Т. 8, вып. 5, — С. 705−709.
  111. З.Латышева В. А. О выборе стандартного состояния при изучении термодинамических свойств водных растворов электролитов// Материалы Всесоюз. сим., по термодинамике растворов, — Иваново: ИХТИ, 1971. С. 142 143.
  112. И.Латышева В. А., Андреева М. Н. О целесообразности стандартизации условий изучения комплексообразования в растворах в настоящее время. Станд. условий изучения комплек. в растворах: Тез. докл. всесоюз.симп.- Красноярск, 1982. С. 8−10.123
  113. Ф. Термодинамика образования комплексов ионов металлов в растворах. Современная химия координационных соединений- М.: Иностр. лит., 1963.-С. 13−79.llo.Gurney R.W. Ionic Processis in Solution.-New-York: Craw-Hill, 1953, — 275 p.
  114. В.Г., Маврин И. Ф., Кульба Ф. Я., Миронов В. Е. О сульфатных комплексах таллия (1) // Термодинамика и структура комплексных и сверхкомнлексных сосдинспй. -Л.: ЛГПИ, 1968, — С.74−79.
  115. Hurlen Т. Convenient single-Ion Activities //Actq. Cliem. ScuikI.-1979.- A.83, № 8.- P.631−635.
  116. Hurlen T., Breivik T.R. Ion Activities of Alkali-Metal Bromides in Aqueous Solutions //Acta Chem. Scand.- 1981, — A.35, № 6.- P. 415−418.
  117. Курс физической химии.Т. 1.-М.:Химия, 1973. -624с.
  118. Grossman H. Komplexbildung des Quechsilberrhodanids// Z. Anorng. Chem.- 1905, — Bd 43.-S. 356−369.
  119. Bronsted J. N. On the activity of electrolytes// Trans Far. Soc.-1927.-A. 23, v. 77.-P. 416−432.
  120. A.B., Пяртман А. К. // Журн. физ. хим.- 1974, — Т. 48.-С.1675−1678.
  121. Дж., Ренделл М. Химическая термодинамика-Л.: ОНТИ- Химтеориздат, 1936. -532с.
  122. В.А., Белеванцев В. И. Эффекты среды и процессы комплексообразования // XVI Всесоюз. Чугаевское совещание по химии комплексных соединений: Тез. докл. Красноярск, 1987.- Ч.1.- С. 18−20.
  123. Bronsted J. N. On the activity of electrolytes // Trans. Far. Soc.-1927.-A. 23, v. 77.-P. 416−432.
  124. Г., Оуэн Б. Физическая химия растворов электролитов.-М.: Иностр. лит., 1952. 628с.
  125. Lagrang J., Bue J. Influence de les nature et de la concentracion du de fond sur la constante apparente de e’eguilibre: 2HCr04″ = Cr2072″ + H20// Bull. Soc. С him. France.- 1967.-V. 5, — P. 1490−1495.
  126. Fisher R., Lagrange J. Determination de facteur d aclivite de aniline et des constantes apparentes d’aciditede l’acide acetigue de l’anilineet du 2,4-dinitrphenol dan sdivarses solution silinos // Bull. Soc. Chim. France.- 1968.- V. 8, — P, 2593−2596.
  127. Lagrange J. Influence des electrolytes supports concentres sur les equilibres en solution// Ann. chem.- 1971, №. 6, v. 2, — P. 125−130.
  128. Vierling F. Influence des correction de jonction liquide du facteour d actiuite des ion СГ sur Г interpretation de la formation des complexes chloride 4M // Bull. Soc. Ch'm. Franse.-1971 .-№ 1.-P.22−25.
  129. Vierling F. Equilibres de coordination entre les ions Pb2' et Br en milien sodique 4M. J. Etude potometrque et spectrophotometri quedan s l’ultra -violet // Bull.Soc.Chem. France.- 1972 .-№ 7, — P.2557−2562.
  130. Vierling F. Equilibres de coordination entreles ins Pb2+ et СГ, Pb2+ et Br» en milieu sodique 4M //Ann. Chem.- 1973. -T.8, № 1, — P.53−62.124
  131. В.И., Миронов И. В., Пещевицкий Б. И. Равновесия комплексообразования и отклонение от идеальности при постоянной ионной силе.// XIV Всесоюз. Чугаевское совещание по химии и комплексным соединениям: Тез. докл.- Иваново, 1983.
  132. В.И., Миронов И. В., Пещевицкий Б. И. Влияние изменений ионного фона на константу диссоциации одноосновной кислоты// Журн. неорг. химии, — 1982, — Т. 27, № 1, — С. 53−57.
  133. И.В. Зависимость изменения константы равновесия при изменении состава ионного фона от зарадовых характеристик процесса//
  134. Изв.СО АН СССР. Сер.хим. наук, — 1981. -Вып. 6, № 14, — С. 54 -57.
  135. И.В. Возможности изучения равновесий при высоких ионных силах: Автореф. дис.. канд. хим. наук. -Новосибирск, 1982.-18с.
  136. В.А. О некоторых закономерностях реакций комплексообразования в растворах // Проблемы современной химии и химической технологии: Тез. докл. Краевой научн. конф. -Красноярск, 1980,-С.64.
  137. О термодинамике образования некоторых ацидокомплексов таллия (1) в водно-солевых растворах /Эйке М.Ю., Кузнецов В. А., Исаев И. Д., Федоров В. А // Химия внешнесферных комплексных соединений: Тез. докл,-Красноярск, 1983. С. 183.
  138. М.А. Новый метод стандартизации коэффициентов активности при изучении реакций комплексообразования в водны^'растворах// Изв.вузов. Химия и химич. техн.- 1983.-Т.26, № 6.-С.710−714.
  139. М.А. Новый метод сохранения постоянства коэффициентов активности реагирующих частиц при изучении процессов ассоциации и комплексообразовании в растворах // Координац. химия.- 1984,-Т.10, № 1.-С.36−39.
  140. М.А. Апроксиматика простых многокомпонентных растворов // Журн. физ. химии- 1984. -Т.58, № 1.-С.94−96.
  141. М.А., Буханцева В. А., Станогин В. В. Изопиестическое исследование ассоциации ионов в тройных растворах LiL MeL -Н2О (Me — Na, К, Rb, Cs) при 25 °C// Труды МХТИ, — 1982, — № 121.-C.108- 114.
  142. В.П. О влиянии ионной силы на константы нестойкости комплексных соединений // Журн. неорган, химии.- 1962, — Т.7, № 8.-С.1788 -1794.
  143. Fuoss R.M., Krauss C.A. Properties of Electrolytic Sdutons, IV// J. Am. Chtm. Soc.- 1933.-№ 55, v. 6- P. 2387−2398.
  144. Fuoss R.M., Onsanger L. Conductante of unossociaded electons 1Y. The conductante Minimum and the Formation of Triple Ions Due tothe Action of Coulomb Forces // J. Amer. Chem. Soc. -1933.-V.55, № 6.-P.2387 2399.
  145. О.И. О некоторых закономеростях изменения констант нестойкости комплексов в неводных растворах // Вест. Киев, полит, ин-та. Серия хим. машиностр. и техн.-1965.-№ 1.-С.55−65.
  146. A.M. Влияние растворителя на координационное взаимодействие и эффект «отрицательного комплексообразования» // Докл. АН СССР, — 1958.-Т.120, № 6.-С.1255−1258.
  147. Я.И. Зависимость констант нестойкости комплексных ионов от диэлектрической постоянной растворителя. // Журн. неорган, химии.-1959.-Т.4, № 4.-С.813−817.
  148. Я.И. Влияние растворителя на константы нестойкости комплексного иона//Докл. АН СССР- 1955, — Т.102, № 2 .-С.295−296.
  149. Marple L.W. Formation Constants of Cadmium Chloride Complexes in Water -Ethyl Alcohol Mixed Solvets //J.Chem. Soc.(A) .-1969.-P.2026−2032.
  150. Argawal Y.K. Transition metal complexs of N-(6-methylbenzol)-N-(phenylhydroxylamine). Thermodynamic properties and effect inner orbital splitting // J. Inorg. And Nucl.Chemi.-1977.-V.39, № 11.-P.2011−2013.
  151. Argawal Y.K. Formation constants of 3 metal ions with N-m-tolyl-p-subtituted benzohudroxamic acids // Bull. Soc.Chim.belg.-1977-V.86, № 8.-P.565−579.
  152. Jedinakova V., Celeda J. The densimetric Study of Aquo and Nitrato Complexes of Ag+ and T1+ ions in Nitrate Solutions // Collect. Czech. Chem. Commun.- 1971.-V. 36. № 9,-P.3071−3079.
  153. Marcos E.S., Burgos F. S, Alvarez A.M. Activity Coefficient of Zinc Cloride in the Presence of Lithium Sodium and Magnesium Perchlorates and Magnesium Nitrate in Aqueous Solution at 25 °C Chloride // J. Sol. Chem. -1982.-V.l 1, № 12.- P.889−896.
  154. Beck M.T. Chemistry of outersphere Complexes// Coord. Chem. Rev. -1968,-V.3,№ 1, — P.91−115.
  155. Ф., Бергес К., Олкок Р. Равновесие в растворах. -М.: Мир, 1983. -360с.
  156. Т68.Белеванцев В. И. Основные этапы в постановке и организации исследования сложного химического равновесия в растворе. Новосибирск, 1983.-19с.-Деп.в ВИНИТИ № 1229-В-8.126
  157. В.И. Постановка и описание исследований сложных равновесий в растворах.: Учеб. пособие, — Новосибирск, 1987.-80с.
  158. О ступенчатых эффектах комплексообразования в системе висмут (Ш) тиомочевина / Белеванцев В. И., Федоров В. А., Головнев H.H., Майкова В. И .// Термодинамика и строение растворов: Межвуз. сб.- Иваново, 1980, — С.132−138.
  159. Стандартизация условий изучения комплексообразования в растворах: Тез.докл. сим, — Красноярск, 1982, — 85с.
  160. В.Д. О ступенчатом комплексообразовании катиона ферроцения с перхлорат-ионом в водно-солевых растворах и эффект неидеальности среды при изучении малоустойчивых комплексных соединний// Журн. общей химии, — 1990.-Т.60, вып. 2, — С.249−252.
  161. В.Д., Порошенко И. Г. Определение констант ассоциации катиона ферроцения с перхлорат-ионом в водно-диоксановых растворителях // Координац. химия,-1992, — Т. 18, вып. 6. С.605−609.
  162. Ginstrup O. Scope of the Ionic Metium Method On Measuremente on Cells with Hydrogen Electrode-Silver-Silver Halogenide
  163. В.А. О выборе инертного электролита в методе постоянной ионной среды // Коорд. химия, — 1991,-№ 7, вып. 8, — С. 1142−1148.
  164. В.Е. Внешнесферное взаимодействие в водных растворах комплексных соединений// Успехи химии,-1966.-Т.35, № 6 .-С.1102−1128.
  165. В.И., Малкова В. И., Миронов И. В. Оценка параметров равновесий в системах малоустойчивых комплексов// Журн. неорган, химии.-1983.-Т.28, № 3, — С.547−552.
  166. В.И., Миронов И. В. Влияние изменений ионного фона при постоянной ионной силе на характеристикивзаимосвязи состав оаствора-свойство// Журн.неорган.химии.-1982. -Т.27, № 6.- С. 1393−1396.
  167. М.А. Новый метод стандартизации коэффициентов активности при изучении реакций комплексообраования в водных растворах// Изв.вузов. Химия и хим. технол.-1983.-Т.26, № 6, — С.710−714.
  168. В.В. Водные растворы электролитов,— Л.:Из-во Ленинград, ун-та, 1984.-176 с.
  169. Справочник электрохимии, — М.: Химия, 1982, — С. 56.
  170. Ю.Я., Житомирский А. Н., Тарасенко Ю. Л. Физическая химия неводных растворов. -Л.:Химия, 1973.- 376с.
  171. В.Д. Состояние ферроцена и катиона ферроцения в водно-диоксановых растворителях различного солевого состава. // Журн. общей химии, — 1996. Т. 66, вып. 2, — С.189−193.127
  172. В.Д. Ассоциация ферроцена и катиона ферроцения в водно-диоксановых растворителях с анионами солевого фона// Теория и практика процессов сольватации и комплексообразования в смешанных растворителях: Тез. докл.- Красноярск, 1996, — С. 44.
  173. Транспортные и термодинамические характеристики 1:1 электролитов в воднодиоксановых растворителях./ Карабаев С. О., Марченко Т. И., Пендин A.A., Савинская С. Ю., Сусарева О.М.-Деп. ВИНИТИ. 1989.№ 2485-В89.
  174. К. Сольватация, ионные реакции и комплексообразование в неводных средах.-М.Мир, 1984.-256с.
  175. Fuoss R.M. Review of thetheory of electrolytic conductance// J.Solut.Chem.-1978.-V.7, № 7.-P.771−782.
  176. Ananthaswamy J., Sethuram В., Rao T.N. Conductometric Study of Ion-Ion and ion-Solvent Interactions. 1. Conductances of Solver Acetate in о -50% (w/w) Metanol -water Mixtures at 35°C// Bull.Chem.Soc.japan.-1979.-V52, № 10-P.3076−3079.
  177. В.И., Федоров В. А. О понятии «химическая форма» в растворах.// Химия внешнесферных комплексных соединений: Тез. докл.-Красноярск, 1983. -С.50.
  178. В.А., Головнев H.H., Самсонова Н.П.
  179. О комплексообразовании некоторых металлов с нейтральными лигандами в водно-органических растворителях //Журн.неорган.химии.-1982.-Т.27, вып.З.-С.635−638.
  180. В.А., Исаев И. Д., Эйке М. Ю. Возможные способы интерпретации данных о комплексообразовании в смешанных водно-органических растворителях // Координац.химия.-1989.-Т.15, вып.9.-С.1162−1167.
  181. В.Д., Гавва A.B., Федоров В. А. Зависимость единых коэффициентов активности иодида ферроцения в водных и в водно-изопропанольных растворителях от природы солевого фона.// Журн. общей химии, — 1999, — Т. 69.-С. 762−766.
  182. Дуров В. А. Растворы неэлектролитов в жидкостях. М.: Наука, 1989.-С.36−102.
  183. В.А. К теории явлений сольватации и комплексообразования в растворах// Теория и практика процессов сольватации и комплексообразования в смешанных растворителях Тез.докл. международной, конф. -Красноярск, 1996. -С.13.
  184. В.А., Шилов И. Ю. Сольватация и комплексообразование в растворах электролитов // Журн.физ.химии.-1995.-Т.69.-С.1745−1749.
  185. A.M. Фазовые равновесия и учение о растворах.- JL: Химия, 1976.-104 с.
  186. Руководство по препаративной неорганической химии /Ред. Г. Брауэра.- М: ИЛ, 1956, — 232с.
  187. Практическое руководство по неорганическому анализу/ Гиллебранд В., Лендель Г., Брант Г., Гофман Д. М.: Химия, 1966. — 1112 с.128
  188. Ю. В., Ангелов И. И. Чистые химические вещества,-М.: Химия, 1974. -408 с.
  189. Д., ХойесДж., ХифтьеГ. Химическое разделение и измерение/Под ред. П. К. Агасяна.- М.: Химия, 1978. 816 с.
  190. А.К., Пятницкий И. В. Количественный анализ.-М.: Высш. шк., 1962, — 508 с.
  191. Ф.Б., Ключников Н. Г. Химия комплексных соединений,— М.: Просвещение, 1972, — 158 с.
  192. Mastertou W. L., Schwartz S.N. Coefficient of actiwity of Trimtroamminecobalt (III) in Aqueons Salt Solutions// Phys. Chem.- 1965- V. 69, № 5.-P. 1546 1549.
  193. Inorganic Syntheses .V.5.- New- York-London, 1957.-265p.2Ю.Пугачевич П. П. Работа со ртутью в лабораторных и производственных условиях. -М.: Химия, 1972, — 320 с.
  194. М.И., Калинкин И. П. Практическое руководство по фотокалориметрическому и спектрофотометрическому методам анализа,— Л.: Химия, 1972.-407 с.
  195. О.А., Захаров В. А. Амперометрическое титрование.-М.: Химия, 1979.- 304 с.
  196. Вопросы физической химии растворов электролитов/ Под ред. Г. И. Микулина.-Л.:Химия, 1968.-41−8 с.
  197. Е.А. Современная термодинамика, изложенная по методу У. Гиббса: Пер. с англ./Под ред. С. А. Щукарева, — М.-Л.: Химия, 1941.
  198. Kusik C.L., Meisner Н.Р. Electrolyte activity coefficients in inorganic processing// AIChE Symp. Ser.- 1978.- V. 74, № 173, — P.14−20.
  199. Bromley L.A. Thermodinamic properties of strong electrolytes in aqueous// AIChE. J.- 1973, — V. 77, № 2, — P. 313 320.
  200. Pitzer K.S. Thermodinamics of electrolytes. Y. Effects of Higher -Order electrostatic Terms// J. Solut. Chem.-1975.-V. 4, № 33, — P.249−265.
  201. В.П. О влиянии ионной силы на константы нестойкости комплексных соединений// Журн. неорган, химии, — 1962.-Т.7, вып. 8.-С. 1788 1794.
  202. Т.М., Исаев И. Д., Федоров В. А. Коэффициенты активности тринитротриамминкобальта в водных растворах хлорида и фторида натрия// Изв. вузов. Химия и химическая технология, — 1985.- Т. 28, вып. 5, — С. 20 -22.
  203. Исследование термодинамики внешнесферных ассоциатов ацетилацетатных и этилендиаминовых комплексов кобальта (III) с некоторыми двузарядными лигандами/ Обозова Л. А., Колобова Н. Г., Соловьев Ю. Б., Миронов В.И.- Рук. деп. ВИНИТИ 1532 / 78.
  204. И.Д., Ступко Т. В., Миронов В. Е. Термодинамика внешнесферного комплексообразования тринитротриамминкобальта с галогенид ионами в водно — солевых растворах //Журн. неорган, химии.-1985, — Т. 30, вып. 5, — С. 1218 — 1220.129
  205. Fisher R., Lagrange J. Determination de facteur d activite de aniline et des constantes apparentes d acidite de I acide de 1 aniline et du 2,4- dinitrophenol dan s divarses solution salinos// Bull. Soc. Chem. France.- 1968, — № 8, — P.2593 -2596.
  206. В.И., Миронов И. В., Пещевицкий Б. И. Влияние изменений ионного фона на константу диссоциации одноосновной кислоты// Журн. неорган, химии.- 1982, — Т. 27, № 1. С. 53 — 57.
  207. Lagrange J., Bue J. Influence des nature et de la concentration du sol de fond sur la constante apparente de e equilibre: 2 HCrCV = Cr2072* + Н20 // Bull. Soc. Chem. France.- 1967, — № 5, — P.1490 1495.
  208. В.И., Миронов И. В., Пещевицкий Б. И. Возможности изучения равновесий в растворе при высоких ионных силах// Изв. СО АН СССР, — 1981.-Т.4, вып. 2, — С. 23 25.
  209. В.И., Малкова В. И., Миронов И. В. Одарка параметров равновесий в системах малопрочных комплексов. // Журн. неорган, химии, — 1983.-Т. 28, вып. 3. -№ 3, — С. 547 552.
  210. Об изменениях коэффициентов активности в перхлоратно-хлоридных растворах ./Робов A.M., Исаев И. Д., Федоров В.А.и др. // Коорд. химия- 1986.-Т. 12, № 5, — С.579−583.
  211. Pitzer K.S., Kim J.J. Thermodinamiks of Electrolytes .IX. Activity and osmotic Coefficient for Mixed Electrolytes // J. Am. Chem. Soc.- 1974.-V. 96, № 18. -P. 5701−5707.
  212. Andrejs B. Zur Deutung der Thermodynamischen Daten Komplexbildungsaktionen //J. Helv. Chem. Acta.-1968.-V. 51, № 8, — P.1856−1863.
  213. П.А., Булгакова Г. П. Спектрофотометрическое изучение ассоциации в растворах T1CL04// Журн. неорган, химии, — 1967.-Т. 12, № 2.-С.347−352.
  214. В.А. Реальные и химические коэффициенты активности ионов одного вида в растворах электролитов/ Термодинамика и строение растворов: Межвуз. сб.- Иваново, 1979.-144 с.
  215. В.А., Алексеева Т. Е. Реальные коэффициенты активности отдельных ионов в водных растворах электролитов // Электрохимия, — 1974, — Т. 10, № 4, — С.521−526.
  216. В.А., Титов В. Е. Реальные коэффициенты активности отдельных ионов в водных растворах электролитов// Электрохимия,-1977.-Т. 13, № 2.-С.306−308.
  217. В.А. Сольватация и комплексообразование в смешанных водно-органических растворителях // Теория и практика процессов сольватации и комплексообразования в смешанных растворителях: Тез.докл. междун. конф,-Красноярск, 1996.-С.4.
  218. Johanson L. The Role of the Perchlorate Ions as Ligand in Solutions // Coord. Chem.Rev.-1974.-V. 12, № 3, — P.241−261.
  219. Taube H. Electron Transter reactions of complex ions in solution.-New York- London:-Acad.press, 1970.-103p.
  220. B.A. О выборе инертного электролита для исследования комплексообразования таллия (1) в водных растворах// Стандартизация условий изучения комплексообразования в растворах: Тез. докл.-Красноярск, 1982, — С.1−3.
  221. Термодиамика растворения тринитротриамминкобальта (Ш) в смесях водных растворов перхлората и галогенидов натрия / Исаев И. Д., Ивченко С. М., Федоров В. А., Миронов В.Е.//Деп.в ОНИИТЭХим 21.08.85,-№ 870 ХП85 Деп.
  222. Коэффициенты активности тринитротриамминкобальта (III) в водных растворах хлорида и фторида натрия / Федоров В. А., Финогенко Т. М., Исаев И. Д., Миронов В. Е. // Изв. вузов. Химия и хим. технология,-1985.-Т.28, № 5.-С.20−22.
  223. Поведение трисацетилацетнатокобальта (Ш) в изомолярных водных растворах перхлората и галогенидов натрия / Исаев И. Д., Ивченко С. М., Гидалевич A.B., Федоров В. А. // Сиб. техн. ин-т, — Красноярск, 1985.-10с. Деп. ОНИИТЭХим 21.08.85. № 871. '131
  224. Pankhurst M.H., Woolmington K.G. A Spectrophotometric Study of Ionic Association in Aqueous Solutions //Proc. Roy. Soc.- 1958.-A 244, № 1236-P.124−139.
  225. Jedinakova V., Celeda J. The Densimetric Study of Aquo and Nitrato Complexes of Ag+ and Tl+ Ions in Nitrate Solutions// Collect.Czech. Chem. Commun.-1971 .-V.36, № 9.-P.3071−3079.
  226. Исследование карбонатных комплексов таллия (1) интерференционным вариантом метода растворимости /Федоренко:А.М., Переход А. Ф., Бобрышев В. Г., Шульгин В. Ф. // Журн. неорган.химии.-1980,-Т.25, № 4.-С.931−936.
  227. A.M., Гюннер Э. А. Исследование нитратных комплексов таллия по методу растворимости//Журн. неорган. химии.-1974,-Т. 19, № 9.-С, 2560−2563.
  228. Mannrs J.P., Morallee K.G., Williams R.J.P. The Complex-Ion Chemistry of Thallium (1)// J. Inorgan. And nucl. Chem.-1971-V.33, № 7.-P.2085−2095.
  229. Влияние ионной силы раствора на образование хлоридных, роданидных и смешанных хлоридно-роданидных комплексов таллия (1) /Федоров В.А., Робов A.M., Исаев И. Д., Миронов В. Е. // Журн. неорган, химии.-1971.-Т.16, № 4.-С.940−944.
  230. И.Д. О термодинамике некотрых ацидокомплексов таллия (1): Автореф. дис.. .. канд.хим.наук.-Новосибирск, 1974, — 19с.
  231. О термодинамике образования некоторых ацидокомплексов таллия (1) в водно-солевых растворах /Эйке М.Ю., Кузнецов В. А., Исаев И. Д., Федоров В. А // Химия внешнесферных комплексных соединений: Тез. докл. -Красноярск, 1983.-С. 163.
  232. Термодинамика растворения иодида таллия (1) в перхлоратно-иодидных водных растворах /Исаев И.Д., Федоров В. А., Антонова В. П., Миронов В. Е. // Журн. неорган. химии.-1983.-Т.28, № 5.-С. 1331−1333.
  233. Macaskill J., Panckhurst M.N. Activity Coefficient Assumptions in the Association Constant of the Thallium Cloride //Austral. J. Chem.- 1964.-V.17,5.-P.522−528.
  234. М.Ю. О термодинамике образования ацидокомплексов таллия (1) в растворах./ Дис... канд.хим.наук.- Красноярск, 1984.-159с.
  235. Johansson L. The Role of the Perchlorate Ions As Ligand In Solutions// Coord. Chem. Rev.-1974.-V.12, № 3.- P.241−261.
  236. Mitchell R.E., Cobble J.W. The Thermodynamic Properties of high temperature Aqueous Aolutions. YJI. The Standard Partial Molal Heat Capacities of Cesium iodate from 0°to 100° // J. Am. Chem. Soc.- 1964.-V. 86, № 24." — P. 54 015 403.
  237. Robinson R.A., Devies C.W. The Conductivity of Univalent Electrolytes in Water // J. Chem. Soc.-1937.-V.59, № 36, — P .574−577.
  238. Fuoss R.M., Onsanger L. Conductance of unassociated electons, 1Y. The conductance Minimum and the Formation of Triple Ions Due tothe Action of Coulomb Forces // J.Amer.Chem. Soc.-1933.-V.55, № 6, — P.2387−2399.
  239. Bevan J.R., Monk C.B. Conductivity Studies of Some Thiosulphates in Aqueous Methnol and Aqueous Ethanol // J.Chem. Soc.-1956, — № 6, — P.1392−1396.
  240. Davies P.B., Monk C.B. The Influence of Mixed Solvent on the Dissociation Constant of Silver acetate // J.Chem.Soc.-1951.- № 10, — P.2718−2723.
  241. James J.C. The Electrolytic Dissociation of Lanthanum Ferricyanide in Mixed Solvents// J.Chem. Soc.-1950, — № 4, — P. 1094−1098.
  242. James J.C. The Electrolytic Dissociation of Zinc Sulphate Copper Sulphate and Zinc Malonate in Mixed Solvente // J.Chem.Soc.-1951, — № 1, — P. 153 157.
  243. Dunsmore H.S., James J.C. The Electrolytic Dissociation of Magnesium Sulphate and Lanthanum Ferricyanide in Mixed Solvente// J.Chem. Soc.-1951.-№ 11.-P.2925−2930.
  244. Amis E.S.The polar properties of solvent and the conductance of electrolytes at infinite dilution// J.Phys.Chem-1956.-V.60, № 4.- P.428−430.
  245. Barthel J. Leitfahigkeit vonElektrolytlosungen// Angew.Chem. -1968.-V.80, № 7, — P.253−271.
  246. Justice J.C. An Interpretation for the distance parameter of the Fuoss -Onsager conductance equation in the case of Ionic Accociation // Electrochim. Acta.-1971.-V.16, № 6,-P.701−712. '
  247. Justice J.C. The Debye Bjerrum Treatment of Dilute Ionic Solutions// J. Phys. Chem.- 1975.-V.79, № 5, — P.454−458.
  248. Falkenhagen H., Ebeling W., Kraeft W.D. Ionic Interaction by Petrucci.-Academic Press. V.l.-N-Y, 1971.-P.104−109.
  249. Yokogama H., Yamatera H.A. Theory of ion accociation as complement of the Debye Huckel theory// Bull.Chem.Soc. Japan.-1975.-V.48, № 6.-P. 1170−1176.
  250. Winstein S., Clippinger E., Fainberg A.H., Robinson G.C. Salz effects and ion-pairs in solvolysis // J.Ametr.Chem.Aoc. -1954.-V.76, № 9, — P.2597−2598.
  251. Fuoss R.M. Review of the theory of elctrolytic conductance// J.Solut.Chem.-1978.-V.5, № 7, — P.771−782.
  252. A.M., Щербаков В. В., Ксенофонтова H.A. Природа электропроводности и ассоциация ионов в растворах электролитов// Термодинамические свойства растворов. -М., 1980, — С.21−34.
  253. В.А., Железняк H.A. ассоциация электролиов в неводных средах// Журн.Всесоюз.хим.об-ва.-1984.-Т.29, № 5.-С.10−15.
  254. Электропроводимость растворов электролиов в органических и смешанных водно-органических растворителях /Щербаков В.В., Воробьев А. Ф., Ксенофонтова H.A., Седова В. А. // Тр.МХТИ.-1982, — № 121, — С.115−127.
  255. Raju U.G.K., Sethuram В., Rao T.V. Conductometrie St’ady of Ion-Ion and Ion-Solvent Interactions. Ill. Conductances of Silver Acetate in Acetonitrile -water Mixtures at 25PC // Bull.Chem.Soc. Japan.-1982.-V.55, № 1, — P.293−296.
  256. А.К. Физико-химический анализ комплексных соединений в растворах .-Киев: Из-во АН УССР, 1955. 328с.
  257. А.Л., Турьян Я. И. Полярографическое исследование йодистых комплексов кадмия в водноспиртовых растворах// Журн. общей химии.-1952.-Т.22,№ 11.-С. 1926−1929.
  258. Я.И., Гринберг Э. И. Полярогоафические характеристики и нормальный потенциал металла// Журн.физ.химии.-1954, — Т.28, № 12, — С.2152−2155.
  259. Я.И. Влияние растворителя на константу нестойкости комплексного иона// Докл. АН СССР.-1955.- Т.102, № 2, — С.295−296.
  260. О.И. О некоторых закономерностях изменения констант нестойкости комплексов в неводных растворах// Вестн. Киев, политехи, ин-та. Сер.хим. машиностроение и технология.-1965.-№ 1 .-С.55−65.
  261. A.M. Влияние растворителя на координационное взаимодействие и эффект «отрицательного комплексообразования «// Докл. АН СССР.-1958.-Т.120, № 6, — С.1255−1258.
  262. Я.И. Зависимость констант нестойкости комплексных ионов от диэлектрической постоянной растворителя //Журн.неорган, химии.-1959.-Т.4, № 4. -С.8,13−817
  263. Raju U.G.K., Sethuram В., Rao T.V. Conductometrie study of Ion-Ion and Ion-Solvent interactions. Ш. Comductance of Silver Acetate in Acetonitrile-water Mixtures at 25°C// Bull. Chem. Soc. Japan.- 1982, — V.55, № 1, — P.293−296.
  264. Ananthaswamy J., Sethuram В., Rao T.N. Conductometric Study of Ion-Ion and Ion-Solvent Interactions. 1. Conductances of Silver Acetate in 0−50% (w/w)Methanol-water Mixtures at 35°C// Bull. Chem. Soc. Japan. -1979.- V.52, № Ю, — P.3076−3079.
  265. В.А., Григор Т. И. Об образовании некоторых ацидокомплексов свинца (П) в водно-спиртовых растворах// Журн. неорган.химии.-1977.-Т.22, № 7.-С. 1800−1803.
  266. В.А., Головнев Н. Н., Самсонова Н. П. О комплексообразовании некоторых металлов с нейтральными лиг.андами в водно-органических растворителях//Журн. неорган.химии.-1982. Т.27, № 3.-С.635−638.
  267. В.А., Нифантьева Г. Г., Федорова А. В. Об устойчивости бромидных и иодидных комплексов кадмия в смесях вода-многоатомные спирты// Журн. неорган, химии.-1983, — Т.28, № 6.- С.1327−1329.
  268. В.А., Робов A.M., Шмыдько И. И., Миронов В.Е.О влиянии ионной силы раствора на образование нитратных комплексов меди (П) и цинка (П) // Журн. неорган, химии,-1973.-Т. 18, № 2.-С.343−346.
  269. В.А., Шмыдько И. И., Робов A.M., Миронов В. Е. О нитратных комплексах двухвалентных кобальта и никеля // Журн. неорган.химии.-1973.- Т.18, № 5.-С.1274−1277.134
  270. В.А., Робов A.M. Шмыдько И. И., Здановский В.В.Об образовании нитратных комплексов марганца (П) // Журн. Неорган.химии. -1974, — Т.19, № 7, — С.1523−1527.
  271. В.А., Робов A.M. Шмыдько И. И. О взаимодействии ионов щелочных металлов с нитрат-ионами в водных растворах // Журн. неорган, химии,-1974, — Т. 19, № 7.-С.1746−1749.
  272. Ф., Россотти Ч. Определение констант устойчивости и других констант равновесия в растворе. -М.: Мир, 1965.-.546 с.
  273. Biedermann G., Douheret G. Studies of cells with transference.Ш. On the liquid junction emf at equimolar levels// Chem. Seripta. -1980.-V.16, № 4, — P.144−153.
  274. ЛященкоА.К., Шевчук Т. С., Борина Ф. Ф. // Проблемы сольватации и комплексообразования в растворах: Тез. докл. У Всесоюз совещ -Иваново, 1991, — С. 104.
Заполнить форму текущей работой

Сессия? Спокойно!