Эффекты среды и процессы образования ацидокомплексов таллия (1) в водно-солевых и водно-органических средах тема диссертации и автореферата по ВАК РФ 02.00.01, кандидат химических наук Тибейкин, Сергей Владимирович

• Тибейкин, Сергей Владимирович
• кандидат химических наук
• 1999

Оглавление диссертации кандидат химических наук Тибейкин, Сергей Владимирович

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 ЧАСТЬ.

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

Введение диссертации (часть автореферата) на тему «Эффекты среды и процессы образования ацидокомплексов таллия (1) в водно-солевых и водно-органических средах»

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 ВНУТРИ- И 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 - комплексообразователем; где М - центральный ион или атом; 8 - монодентантная молекула растворителя; N - 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. К; внеш. К; внутр. [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. — К; Вн. И К; асс. 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] 8В [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 + пР -я) Н2б": (2.19) здесь N - предельное координационное число иона металла -комплексообразователя.

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:

Д^0 = -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].

Заключение диссертации по теме «Неорганическая химия», Тибейкин, Сергей Владимирович

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 фторид- и 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+Т\ГОз"} , 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 растворителя; новый'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.

117

Список литературы диссертационного исследования кандидат химических наук Тибейкин, Сергей Владимирович, 1999 год

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. Миронов 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. Вернер 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. Бьеррум 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. Миронов В.Е., Исаев И.Д. Константы устойчивости внешнесферных комплексов металлов в растворах. -Красноярск: Изд-во Краснояр. ун-та, 1983. -365 с.

13. Россотти 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. Яцимирский К. Б., Васильев В.П. Константы нестойкости комплексных соединений.- М.: АН СССР, 1959.

20. Самойлов О.Я. Структура водных растворов электролитов и гидратация ионов,- М.: Изд-во АН СССР, 1957.-182с.

21. Дежина 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. Пяртман 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. Крестов 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. Эйке 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. Белеванцев В.И., Пещевицкий Б.И. Исследование сложных равновесий в растворе. Новосибирск: Наука, 1978,- 194с.

37. Белеванцев В.И. Постановка и описание исследований сложных равновесий в растворах: Учеб. пособие/ Новосибир. ун-т, 1987. -80с.119

38. Белеванцев В.И. Система определений основных понятий термодинамики. -Новосибирск, 1988.-59 с.

39. Белеванцев В.И. Математические методы химической термодинамики. -Новосибирск: Наука, 1982.-С.20-39.

40. Белеванцев 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. Белеванцев В.И. Неформальные математические модели в химической термодинамике. -Новосибирск: Наука, 1991,- С.9-14.

42. Белеванцев 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. Белевацев В.И. Неформальные математические модели в химической термодинамике,- Новосибирск: Наука, 1991. -9с.

45. Белеванцев В.И. Стандартизация основных термодинамических характеристик компонентов детального состава растворов// Сиб. хим. журн. Физ. химия,- 1991. -Вып.2,- С.113-117.

46. Пригожин И., Дефеэй Р. Химическая термодинамика.-Новосибирск: Наука, 1966.- 510с.

47. Бек М., Надьпал И. Исследование комплексообразования новейшими методами. М.: Мир, 1989,- 411с.

48. Белеванцев 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. Смирнова Н.А. Молекулярные теории растворов. -Л.: Мир, 1971.137с.

50. Белеванцев В.И. Стандартизация химпотенциалов компонентов детального состава растворов// Изв. Сиб. Отд. АН СССР. Сер. хим. наук,- 1990.-Вып.5.- С. 18-25.

51. Федоров В.А. Автореф. дис. уч. степ.докт. хим. наук.1. Иваново,1990,- 46с.

52. Enderby 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. Белеванцев 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. Белеванцев В.И. Специфика детальных компонентов раствора //Докл. АН СССР.-1991.-Т.320, №5.-С. 1147-1151.

57. Белеванцев В.И. О частицах компонентов и Эффектах среды (термодинамический аспект) // Сиб. хим. журн. Физ. хим.-1991.-Вып.4.-С.5-16.120

58. Белеванцев В.И. О взаимосвязи парциальных характеристик компонентов раствора для разных уровней детализации его раствора / Сиб. хим журн.-1991.-Вып.2.-С. 118-129.

59. Белеванцев В.И., Асеева В.Н. Стандартизация констант равновесий диссоциации (образования) комплексов и кислот и влияние на них состава смешанных растворителей.- Новосибирск, 1999,-46с.

60. Рябинин В.И., Тибейкин С.В., Федоров В.А.//ХШ Всесоюз. конф. Химическая термодинамика и калориметрия: Тез. докл.-Красноярск, 1991.-С.212.

61. Шахнозаров М.И. Методы исследования теплового движения молекул и строения жидкостей,- М.: МГУ, 1963,- 132с.

62. Семенченко В.К. Избранные главы теоретической физики,- М.: Просвещение, 1966,- 304с.

63. Крестов 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. Белеванцев 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. Пяртман А.К., Снегирев Н.Н. Влияние ионного фона на константы равновесия внешнесферного комплексообразования в водных растворах,- Л„ 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. Белеванцев 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. Мюнстер А. Химическая термодинамика,- М.: Мир, 1971,- 301с.

72. Измайлов 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. Рабинович В.А., Термодинамическая активность ионов в растворах электролитов.- Л.: Химия, 1985,- 175с.

76. Робинсон 3., Стоке Р. Растворы электролитов,-М.: ИЛ, 1963,646с.

77. Харнед 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. Михайлов 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. Фиалков 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. Фиалков В.А., Яковлева С.И. Применение метода Питцера и расчет термодинамических функций системы M2S04 C0SO4 - Н20 (М = Li, Na, К, Rb, Cs ) при 25°С. Химия и термодинамика растворов/ Ред. А.Г. Морачевского,- М.: МГУ, 1982,- Т. 5,- С. 3-31.

94. Рабинович 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. Бейтс 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. Миронов 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. Рабинович A.A. Материалы Всесоюз. симп. по термодинамике растворов электролитов и неэлектролитов,- Иваново: ИХТИ, 1971.-140с.

108. Розен 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. Крестов Г.А. Термодинамика ионных процессов в растворах.-М.: Химия, 1984,- 271с.

110. Воробьев 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. 142143.

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. Россоти Ф. Термодинамика образования комплексов ионов металлов в растворах. Современная химия координационных соединений- М.: Иностр. лит., 1963.-С. 13-79.llô.Gurney R.W. Ionic Processis in Solution.-New-York: Craw-Hill, 1953,- 275 p.

114. Сущенко 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. Комарова A.B., Пяртман А.К. // Журн. физ. хим.- 1974,- Т. 48.-С.1675-1678.

121. Льюис Дж., Ренделл М. Химическая термодинамика-Л.: ОНТИ; Химтеориздат, 1936. -532с.

122. Федоров 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. Харпед 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 équilibrés 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. Белеванцев 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. Белеванцев 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. Миронов 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. Миронов И.В. Возможности изучения равновесий при высоких ионных силах: Автореф. дис. . канд. хим. наук. -Новосибирск, 1982.-18с.

136. Федоров 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. Рязанов 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. Рязанов 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. Рязанов М.А. Апроксиматика простых многокомпонентных растворов // Журн. физ. химии- 1984. -Т.58, №1.-С.94-96.

141. Рязанов 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. Васильев 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. Хоцяновский 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. Голуб A.M. Влияние растворителя на координационное взаимодействие и эффект « отрицательного комплексообразования» // Докл. АН СССР,- 1958.-Т.120, №6.-С.1255-1258.

147. Турьян Я.И. Зависимость констант нестойкости комплексных ионов от диэлектрической постоянной растворителя. // Журн. неорган, химии.-1959.-Т.4, №4.-С.813-817.

148. Турьян 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. Хартли 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. Белеванцев 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. Матвеев 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. Матвеев 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. Федоров В.А. О выборе инертного электролита в методе постоянной ионной среды // Коорд. химия,- 1991,-№ 7, вып. 8,- С. 1142-1148.

164. Миронов В.Е. Внешнесферное взаимодействие в водных растворах комплексных соединений// Успехи химии,-1966.-Т.35, №6 .-С.1102-1128.

165. Белеванцев 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. Белеванцев 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. Рязанов 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. Пальчевский В.В. Водные растворы электролитов,- Л.:Из-во Ленинград, ун-та, 1984.-176 с.

169. Справочник электрохимии,- М.: Химия, 1982,- С. 56.

170. Фиалков Ю.Я., Житомирский А.Н., Тарасенко Ю.Л. Физическая химия неводных растворов. -Л.:Химия, 1973.- 376с.

171. Матвеев 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. Матвеев 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. Бургер 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. Белеванцев В.И., Федоров В.А. О понятии «химическая форма» в растворах.// Химия внешнесферных комплексных соединений: Тез. докл.-Красноярск,1983. -С.50.

178. Федоров 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. Федоров 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. Матвеев 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. Дуров 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. Дуров В.А., Шилов И.Ю. Сольватация и комплексообразование в растворах электролитов // Журн.физ.химии.-1995.-Т.69.-С.1745-1749.

185. Пономарева 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. Корякин Ю. В., Ангелов И.И. Чистые химические вещества,-М.: Химия, 1974. -408 с.

189. Петере Д., ХойесДж., ХифтьеГ. Химическое разделение и измерение/Под ред. П.К. Агасяна.- М.: Химия, 1978. 816 с.

190. Бабко А.К., Пятницкий И.В. Количественный анализ.-М.: Высш. шк., 1962,- 508 с.

191. Гликина 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. Булатов М.И., Калинкин И.П. Практическое руководство по фотокалориметрическому и спектрофотометрическому методам анализа,- Л.: Химия, 1972.-407 с.

195. Сонгина 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. Гуггенгейм 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. Васильев В.П. О влиянии ионной силы на константы нестойкости комплексных соединений// Журн. неорган, химии,- 1962.-Т.7, вып. 8.-С. 1788 1794.

202. Финогенко 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. Исаев 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 activité de aniline et des constantes apparentes d acidité 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. Белеванцев 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. Белеванцев 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. Белеванцев 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. Запорожец П.А. , Булгакова Г.П. Спектрофотометрическое изучение ассоциации в растворах T1CL04// Журн. неорган, химии,- 1967.-Т. 12, №2.-С.347-352.

214. Рабинович В.А. Реальные и химические коэффициенты активности ионов одного вида в растворах электролитов/ Термодинамика и строение растворов: Межвуз. сб.- Иваново,1979.-144 с.

215. Рабинович В.А., Алексеева Т.Е. Реальные коэффициенты активности отдельных ионов в водных растворах электролитов // Электрохимия,- 1974,- Т. 10, №4,- С.521-526.

216. Рабинович В.А., Титов В.Е. Реальные коэффициенты активности отдельных ионов в водных растворах электролитов// Электрохимия,-1977.-Т. 13, №2.-С.306-308.

217. Федоров 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. Федоров 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. Федоренко 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. Исаев 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. Эйке 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. 54015403.

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. 153157.

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. Leitfähigkeit 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. Воробьев 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. Абашкин 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. Бабко А.К. Физико-химический анализ комплексных соединений в растворах .-Киев: Из-во АН УССР,1955. 328с.

257. Маркман А.Л.,Турьян Я.И. Полярографическое исследование йодистых комплексов кадмия в водноспиртовых растворах// Журн.общей химии.-1952.-Т.22,№11.-С. 1926-1929.

258. Турьян Я.И., Гринберг Э.И. Полярогоафические характеристики и нормальный потенциал металла// Журн.физ.химии.-1954,- Т.28, №12,- С.2152-2155.

259. Турьян Я.И. Влияние растворителя на константу нестойкости комплексного иона// Докл.АН СССР.-1955.- Т.102, №2,- С.295-296.

260. Хоцяновский 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. Голуб A.M. Влияние растворителя на координационное взаимодействие и эффект « отрицательного комплексообразования »// Докл. АН СССР.-1958.-Т.120, №6,- С.1255-1258.

262. Турьян 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. Федоров 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. Федоров 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. Федоров 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. Федоров 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. Федоров 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. Федоров 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. Федоров 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. Россотти 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.