Диплом, курсовая, контрольная работа
Помощь в написании студенческих работ

Отклонения от идеальности и комплексообразование в многокомпонентных растворах электролитов при высоких ионных силах

Диссертация: Отклонения от идеальности и комплексообразование в многокомпонентных растворах электролитов при высоких ионных силах
ДиссертацияПомощь в написанииУзнать стоимостьмоей работы

На защиту вынесены: 1) результаты анализа собственных и литературных данных об изменении коэффициентов активности в бинарных и многокомпонентных растворах электролитов в зависимости от состава раствора- 2) результаты исследований равновесий разного типа и анализ данных о зависимости концентрационных констант от ионного состава среды. Вывод о высокой точности соблюдения линейного соотношения… Читать ещё >

Содержание

  • Список обозначений

Глава 1. О точности экспериментальных величин коэффициентов активности и осмотических коэффициентов.

1.1 .Погрешности первичных данных.

1.2.Ошибки, связанные с расчетами у в области низких ионных сил.

1.3. Погрешности, связанные с неполной диссоциацией.

1.4. Случайные погрешности определения коэффициентов активности в бинарных системах.

1.5.Многокомпонентные растворы.

1.6.Ошибки параметров моделей.

1.7. Дополнительные замечания.

Глава 2. Экспериментальные методы.

2.1. Потенциометрические методы.

2.1.1. рН — метрические исследования.!.

2.1.2. измерения с электродами второго рода.

2.1.3. измерения с электродами первого рода.

2.2.Спектрофотометри я.

2.2.1. Экспериментальные данные о влиянии солевого фона на характеристики полос комплексных соединений.

2.2.1.1. d-d полосы.

2.2.1.2. полосы переноса заряда (11 113).

2.3. Использование двойных экстракционных систем (жидких мембран).

2.3.1. определение коэффицентов активности.

2.3.2. распределение через жидкие мембраны между фазами, имеющими разные температуры.

2.4. Изопиестические измерения.

2.5.Исследования кинетики.

2.5.1. акватация [СгСЬ (Н20)з] и других хлоридных комплексов хрома (111).

2.5.2. кинетика образования PtdienX2+ в водном растворе (Х= CI, Br, I, SCN, N3).

Глава 3. О влиянии распределения зарядов в молекулах и ионах на коэффициенты активности.

3.1. Моделирование влияния ионной среды на равновесия с участием молекул и ионов с разделенными зарядовыми центрами.

3.2. Экспериментальные данные. Сопоставление с расчетом.

3.2.1. Дикарбоновые кислоты.

3.2.1.1. Расчеты с учетом детального распределения зарядов.

3.2.1.2. Расчеты без учета детального распределения зарядов.

3.2.2. Полиамины.

3.2.3. Аминокислоты.

3.2.4. Аминополикарбоновые кислоты.

3.2.5. Другие системы.

3.2.6. Данные о коэффициентах активности детальных компонентов, в молекулах которых есть разделенные зарядовые центры, в бинарных и тройных растворах при высоких концентрациях.

3.2.6.1. Системы — (5-аланинхлорид — вода и р-аланин-р-аланинат натрия- вода.

3.2.6.2. Системы на основе хлоридов протонированного диэтилентриамина H2dienCl2 и H3dienCl3.

Отклонения от идеальности и комплексообразование в многокомпонентных растворах электролитов при высоких ионных силах (реферат, курсовая, диплом, контрольная)

Расширение и углубление знаний о процессах в растворе во многом определяют прогресс в неорганической химии, химической технологии, аналитической химии, биохимии, геохимии. В практику постоянно вовлекаются многокомпонентные системы, в том числе, с электролитами в высоких концентрациях и большим числом равновесий. К настоящему времени изучено много систем с высокими и средними значениями констант устойчивости образующихся комплексов. Такие исследования обычно не требуют значительных вариаций состава среды в растворе. Однако есть большое число комплексов, константы устойчивости которых значительно ниже. Например, к ним относятся многие галоге-нидные, сульфатные, нитратные, карбоксилатные и т. д. комплексы ионов переходных металлов и РЗЭ. Несмотря на большую распространенность, корректных количественных данных об их устойчивости практически нет. Это связано с тем, что обеспечение необходимой представленности их в МБ системы в рамках проводимого исследования объективно требует создания в растворе высоких концентраций лиганда, что, в свою очередь, ведет к значительным изменениям среды. Иными словами, образование в значительных количествах (и исследование) таких комплексных форм возможно только в растворах с высокими переменными концентрациями электролитов. Изменение ионного состава среды приводит к систематическому изменению констант и резкому усложнению описания взаимодействий в растворе. При стандартной обработке экспериментальных данных реальное непостоянство концентрационных констант равновесий вследствие изменений среды может приводить даже к неверной интерпретации МБ системы — включению в него реально несуществующих в значимых количествах (или, даже, в принципе) форм или, наоборот, исключению существующих. Таким образом, первая из проблем — поиск возможностей получения корректной количественной информации о системах малоустойчивых комплексов. Эта проблема тесно связана с другой. Требуются достаточно обоснованные (хотя бы эмпирически) правила, позволяющие проводить пересчет концентрационных констант при переходе от одной ионной среды к другой. Третья проблема, связанная с влиянием ионной среды, состоит в необходимости учета изменений характеристик взаимосвязи «состав — свойство» (например, коэффициентов экстинкции форм в спектрофотометрии).

Основная цель работы состояла в изучении отклонений от идеальности в растворах при высоких ионных силах и разработке приемов учета изменений концентрационных констант равновесий при изменении ионного состава среды. В связи с этим решалось несколько взаимосвязанных задач. 1. При помощи данных о коэффициентах активности форм и концентрационных константах равновесий в многокомпонентных растворах электролитов требовалось отобрать полезные обобщения и правила и выполнить их детальную проверку с точки зрения точности описания экспериментальных данных. При этом важнейшим ограничением является то, что модели должны содержать минимальное число неизвестных параметров, которые нельзя оценить независимо и нужно находить из этого же массива экспериментальных данных, который и предполагается описывать этими же моделями. Для тех параметров, которые останутся в моделях, желательно установить хотя бы приблизительные взаимосвязи с характеристиками процессов и форм. 2. Требуется внесение необходимых дополнений в процедуры исследований, таких, чтобы получаемые результаты были в максимальной степени свободны от неопределенностей, связанных с эффектами, которые становятся значимыми при значительных вариациях ионной среды. 3. С учетом полученных обобщений нужно модифицировать используемые при исследованиях вспомогательные функции и дальнейшие расчетные процедуры.

В лаборатории химии комплексных соединений ИНХ СО РАН целенаправленные исследования влияния высоких концентраций электролитов на процессы комплексообразо-вания в растворе проводятся с 1978 г. В частности, часть результатов была обобщена в кандидатской диссертации «Возможности изучения равновесий при высоких ионных силах» (Миронов И.В., Новосибирск, 1982). Предлагаемая работа содержит новые данные и обобщения по этому вопросу. Она состоит из 7 глав ц Приложений к ним. В гл. 1 проделан анализ точности данных и получены оценки погрешностей коэффициентов активности форм в бинарных и многокомпонентных растворах. Также дана оценка точности параметров некоторых уравнений. В гл. 2 сделан анализ информативности применявшихся методов при исследованиях в условиях больших вариаций ионного состава среды. Особое внимание уделено мало используемым при изучении растворов жидким мембранам. Гл. З посвящена изучению влияния распределения зарядов в молекулах и ионах на эффекты среды. В гл.4−5 дан сжатый анализ данных и обобщений о влиянии ионной среды на коэффициенты активности и концентрационные константы равновесий ряда модельных процессов. В гл. 6 рассмотрены приемы изучения малоустойчивых комплексов. В гл. 7 представлены некоторые данные о влиянии ионной среды в кинетике. Включение этой главы представляется оправданным, поскольку наличие «предравновесий» нередко делает возможным расширение обобщений для констант равновесий и на описание большей части изменения константы скорости.

На защиту вынесены: 1) результаты анализа собственных и литературных данных об изменении коэффициентов активности в бинарных и многокомпонентных растворах электролитов в зависимости от состава раствора- 2) результаты исследований равновесий разного типа и анализ данных о зависимости концентрационных констант от ионного состава среды. Вывод о высокой точности соблюдения линейного соотношения изменения логарифма константы от замены электролитов при постоянной ионной силенекоторые вскрытые взаимосвязи угловых коэффициентов с характеристиками процессов- 3) способ исследования систем малоустойчивых комплексов, основанный на линейных соотношениях для логарифмов констант равновесий и коэффициентов активности форм при постоянной ионной силе- 4) связь зарядовых распределений в молекулах и ионах с эффектами ионной среды и формулы для коэффициентов активности, учитывающие наличие в них разделенных зарядов. Сопоставление экспериментальных данных с расчетом для равновесий с участием остатков дикарбоновых кислот, полиаминов, аминокислот.

Список обозначений гпх, т (Х) — общая моляльная концентрация (моль/кг) детального компонента X. Сх, С (Х) — общая молярная концентрация (моль/л) детального компонента X. [X] - равновесная концентрация X (моль/л). и Ki — полная и частная концентрационные константы устойчивости, (3, = [МХ-]/[М][Х]', Ki = [MXi]/[MXii][X], Используются и для равновесий протонирования Az~, например, р- = [Н-АЬ2]/[Аг" ][Н+].

Pia и К-а — полная и частная константы устойчивости, выраженные через активности (т.н. термодинамические). Если нет специальных указаний, то относятся к I = 0. а, — доля i формы в равновесной совокупности, например, а, = [МХ-]/С (М). Ф — закомплексованность, функция Ледена, Ф = (1+ЕР-[Х]') = С (М)/[М]. п — среднее лигандное число, функция Бьеррума, п = (S/J3i[X]J)/(1 [X]1) = (С (Х)-[Х])/С (М). у — моляльный коэффициент активности. Если относится к электролиту, то среднеионный моляльный коэффициент активности. у — молярный коэффициент активности, у = у wpo/C, где ро — плотность чистого растворителя. fрациональный коэффициент активности (шкала мольных долей), f = у (1 + 0,001 vu,/w), где Ца — молекулярная масса.

Ф — осмотический коэффициент (для водных растворов ф = -55.51 lnaw/(Ewi), где суммирование относится ко всем детальным компонентам, кроме воды. В терминах исходных компонентов ф = -55.511naw/(2vi/Wi), где Vj — число фрагментов, на которое диссоциирует компонент i. а^ - активность растворителя (s), aw — активность воды. р, р* - давление и летучесть.

Yio — коэффициент активности детального компонента i в бинарном растворе (этот компонент и растворитель) при той же ионной силе, что и рассматриваемый многокомпонентный раствор (тройной, четверной и т. д.). ую' - коэффициент активности детального компонента i в бинарном растворе при той же активности растворителя, что в многокомпонентном растворе. — ионная сила, 1= (Zz2C-)/2. Для моляльных коэффициентов активности обычно / = (Ег-2ш-)/2 а- - коэффициент правила Харнеда в моляльной шкале, относящегося к i электролиту. ас то же, когда коэффициенты активности выражены в молярной шкале. ал и oii2 -коэффициенты правила Харнеда в квадратичной форме.

Ad — параметр уравнения Дебая (-0.509 при 25 °C для водных растворов).

Вра — параметр уравнения Дебая, учитывающий минимально возможное расстояние между ионами a (BD = 0.329 при 25 °C для водных растворов, а в ангстремах). х и умольные доли 1 и 2 компонентов в смеси без учета растворителя. al, a2. aN — эмпирические параметры уравнений. ks — коэффициент Сеченова (линейной зависимости логарифма коэффициента активности неэлектролита от ионной силы).

S^ - остаточная сумма квадратов в методе наименьших квадратов (линейном — МНК, или нелинейном — НМНК).

5- среднеквадратичное отклонение w2 — статистический вес.

5(Х) — абсолютная погрешность величины X.

Е — ЭДС цепи. if — стандартный или эффективный стандартный электродный потенциал.

Ed — диффузионный потенциал.

D — оптическая плотность. В ряде случаев — статическая диэлектрическая проницаемость среды.

8 — коэффициент экстинкции (л/моль см) v — волновое число (см-1).

D — коэффициент распределения компонента между фазами. к — константа скорости, коэффициент пропорциональности для потока. Е — энергия, U — потенциальная энергия. к2 — концентрационная переменная в уравнениях Пуассона-Больцмана, Дебая-Хюккеля и др. к2 = (47t/DkT)XniQ12, где Q, — общие заряды ионов в растворе, п- - их объемные концентрации, D — диэлектрическая проницаемость, к2 пропорциональна ионной силе раствора, v — парциальный мольный объем, v- = (oV/m,),-!^.

Выводы.

1. Получены оценки погрешностей величин коэффициентов активности форм в бинарных и тройных растворах, а также параметров некоторых моделей для их описания в зависимости от состава среды. На этой основе подтвержден вывод о том, что для описания изменений коэффициентов активности электролитов в бинарных системах вплоть до высоких ионных сил с точностью лишь ненамного худшей, чем экспериментальная, пригодны модели, содержащие всего один, отвечающий за «индивидуальность» электролита, параметр.

2. Анализ данных о тройных и многокомпонентных системах показал, что для них с погрешностью не выше ошибок определения выполняется правило Харнеда в линейной форме. Добавление квадратичного терма не требуется. Специальное исследование некоторых систем, известных как исключения из правила Харнеда (NaOH—NaCl—Н20, КОН—КС!— Н2О), показало, что существенных отклонений нет и для них. Показана связь между коэффициентами правила Харнеда и отклонениями от правила Здановского.

3. Показано, что для бинарных растворов при одинаковой моляльности между логарифмами коэффициентов активности (lg у) и осмотическими коэффициентами (ф) разных электролитов одного валентного типа существуют линейные корреляции. Отклонения lg у от средних прямых сравнимы с погрешностями их определения. Корреляции, в частности, позволяют на основании сведений о давлении пара над раствором оценить с приемлемой точностью коэффициент активности формы, которая вследствие гидролиза или диссоциации не существует при низких концентрациях, и, следовательно, ее коэффициент активности не может быть определен обычным методом.

4. Показана возможность использования двойных экстракционных систем (жидких мембран) для изучения равновесий и неравновесных процессов с участием комплексных форм в условиях стационарного распределения. В частности, отмечено значительное (в несколько раз) «битермическое» разделение целевых компонентов при помощи жидких мембран, содержащих сольватообразующий экстрагент. Метод имеет преимущества перед обычной экстракцией, т.к. свободен от допущений и неопределенностей, связанных с процессами в органической фазе.

5. Изучена связь распределений зарядов в молекулах и ионах с эффектами ионной среды. Показана значимость этого фактора и выведены формулы для коэффициентов активности, учитывающие наличие разделенных зарядов в частицах формы. Для некоторых модельных объектов рассчитанные величины хорошо согласуются с экспериментальными.

6. На широком круге модельных процессов (диссоциация слабых кислот, другие простые равновесия, комплексообразование в системе хлоридов хрома (111) и др.) показано, что в условиях постоянной ионной силы при замене основных электролитов с высокой точностью выполняется линейное соотношение для логарифмов концентрационных констант равновесий: lg К (Св) = lg К (Св) — ХСв при I — СА + Св ~ const, являющееся следствием аналогичных соотношений для логарифмов коэффициентов активности. Вскрыт ряд полезных взаимосвязей параметров X с характеристиками процесса.

7. Сопоставлением с другими известными разработками и опробыванием на реальных системах показано, что для изучения систем мало-устойчивых комплексов самым корректным и перспективным на сегодня является подход, основанный на линейных соотношениях для логарифмов констант равновесий и коэффициентов активности при постоянной ионной силе.

В дополнение к выводам отмечаем, что в работе экспериментально изучены: 1) ряд тройных систем — Na0H-NaCI-H20, К0Н-КС1-Н20, Р-аланинат натрия-6-аланин-Н20, р-аланинхлорид-р-аланин-Н20, H2dienCl2-H3dienCl3-H20, HAuCI4-HC104-H20, HAuC14-HC1-H20 (CAu"Chci), HAuC14-H2S04-H20 (fAu"Gi2so4), определены коэффициенты активности компонентов;

2) большое число равновесий: а) диссоциация ряда слабых однои многоосновных кислот, б) протонирование полиаминов, в) гидролиз и образование хлоридных комплексов хро-ма (111), г) растворимость труднорастворимых солей серебра (1), д) комплексообразование cepeopa (l) с днэтилентриамином и остатками ряда аминополикарбоновых кислот, е) образование нитратных комплексов ртути (1) и некоторые другие. Почти во всех случаях, помимо констант равновесий, получены их зависимости от ионной силы и вида фоновых электролитов.

3) кинетика акватации хлоридных комплексов хрома (111) и образования PtdienX+ (X = О, Br, I, SCN, N3) и влияние на константы скоростей ионной силы, создаваемой различными электролитами.

3.3.

Заключение

.

Справедливость моделей (3.10, 3.11) для низких ионных сил обоснована достаточно строго. Однако в этой области их проверка очень сложна вследствие недостаточной точности экспериментальных данных. Кроме того, очевидно, что для рассматриваемого вопроса очень важным является верное (достаточно детальное) представление об устройстве частицы детального компонента, для которого рассчитывается коэффициент активности. Так, совершенно разные результаты расчетов получаются для иона Na, окруженного 6 молекулами (диполями) воды, и просто сферического иона Na+aq с единым зарядом +1 в центре. Нужно также иметь в виду, что обычная запись многих равновесий является упрощеннойучаствующие в них формы почти всегда соответствуют нескольким наборам частиц с самой разной геометрией и распределением зарядов.

Тем не менее, на ряде объектов было показано, что модели (3.10, 3.11) дают качественное и даже неплохое количественное согласие с экспериментом вплоть до довольно высоких ионных сил при подходящем выборе функции Y (7, п). Причина состоит не в том, что модели (3.10, 3.11) пригодны для вычислений коэффициентов активности при этих ионных силах, а в том, что при расчетах функций типа Y (/, п) происходит погашение ряда «неэлектролитных» слагаемых в коэффициентах активности, например, для А2″ и Ох2″. Важнейшим из таких «неэлектролитных» вкладов является тот, что связан с гидратацией.

Мы отмечали, что варьируя заряды на атомах и расстояния, а также вводя расстояния сближения, можно добиться очень хорошего описания данных почти для всех описанных выше систем. Это не делалось прежде всего из-за отсутствия независимых непротиворечивых данных об этих параметрах. Кроме того, заложенная физическая модель все-таки является довольно грубой в отношении соответствия реальному объекту. Поэтому даже при наличии всех параметров едва ли можно ожидать полного количественного описания для всех возможных систем.

Глава 4. Коэффициенты активност и форм в растворах.

В этой главе рассматриваются закономерности в коэффициентах активности электролитов и неэлектролитов в бинарных и многокомпонентных растворах, причем, главным образом, те из них, что имеют отношение к исследованию комплексообразования в условиях изменений ионного состава среды.

4.1. Бинарные системы.

Бинарные растворы (содержащие, кроме растворителя, одно растворенное вещество) изучены очень подробно. Хотя на первый взгляд эти системы не имеют прямого отношения к изучению комплексообразования, тем не менее, для описания поведения концентрационных констант равновесия (а нередко, и скорости) в функции ионной силы применимы те же полуэмпирические выражения, что используются для описания коэффициентов активности электролитов в бинарных системах. Очень часто комплексообразование изучают в условиях, когда концентрации комплексных форм относительно малы по сравнению с концентрацией специально вводимого в раствор электролита. В одних случаях роль этого электролита сводится только к формированию среды. В других — помимо формирования среды, он содержит ионы, участвующие в изучаемом равновесии (например, лиганды). Поскольку бинарные системы широко изучены, то мы отметим только наиболее важные, на наш взгляд, обобщающие положения. 4.1.1. Растворы электролитов. 4.1.1.1. Эмпирические закономерности.

Соотношение Акерлофа-Томаса [10]. Для 1−1 электролитов lg (yi/y2) = В 12m, где yi и у2 — коэффициенты активности разных электролитов при концентрации т]. Соотношение известно очень давно. Оно лучше выполняется для умеренных и высоких ионных сил. Мо-ляльная шкала использована в большинстве работ. Гордон [126] исследовал его для 87 электролитов и нашел, что стандартное отклонение для 36 не превышала 0.01. Для большинства остальных графики от т были линейными, но не проходили через начало координат. Используя форму lg (yi/y2) = B|2m + А12, он нашел, что уже для 62 электролитов стандартное отклонение не превышало 0.01, а среднее составляло 0.003. Наибольшие отклонения наблюдались, главным образом, для солей с большими органическими ионами. Корреляция между В12 и А12 не обнаружена. Соотношение Акерлофа-Томаса можно получить из уравнения Де-бая-Хюккеля (4.2). Строгий вывод требует одинакового параметра наибольшего сближения, а для обоих электролитов. Однако, учитывая допустимые приближения в пределах ошибок и корреляцию между, а и Ь, можно получить практическую выполнимость соотношения Акер-лофа-Томаса и без строгого равенства. Принимая во внимание изложенные в гл. 1 выводы о возможных систематических ошибках в величинах коэффициентов активности, можно заключить, что отклонения от соотношения Акерлофа-Томаса не являются значительными, во всяком случае настолько, чтобы можно было надеяться проанализировать их с точки зрения особенностей электролита. Изложенные выше результаты Гордона также вполне согласуются с нашей гипотезой о том, что отклонения от соотношения вызваны в значительной степени систематическими ошибками в исходных данных о коэффициентах активности. Это утверждение иллюстрируется данными в табл.4.1, полученными по литературным данным [1]. Для осмотических коэффициентов аналогичное соотношение выглядит, как cpi — ф2 = В12ф т. Связь между В12 и В!2<�р легко получить из общего уравнения 1пу = ф -1 + |(фl)dlnт, связывающего 1пу и ф: 2.303 В]2 = Bi/ + В12ф, где В12фсреднее значение Bi2.

1 Для электролитов произвольного валентного типа z+iz-ilgy2 — z+2z.2lgyi = В!2/. точны1.

Показать весь текст

Список литературы

  1. Р., Стоке Р. Растворы электролитов. М.: ИЛ. 1963. 645 с.
  2. Вопросы физической химии растворов электролитов, п/ред. Г. И. Микулина. Л.: Химия. 1968. 418 с.
  3. Schrier ЕЕ., Robinson R.A. A study of free energy relationships in some amino acid-sodium chloride-water systems // J. Biol. Chem. 1971. v.246. N9. p.2870−2874.
  4. Roy R.N., Gibbons J.J., Krueger C., White T. HBr+ (Bu)4NBr+ H20 at 25°. Application of Pit-zer's equation// J. Chem. Soc. Faraday Trans. 1976. V 72. N10. P.2197−2202.
  5. Downes C.J. Activity coefficients for the system HCl-MnCl2-H20 at 25°. //J. Chem. Soc. Faraday Trans. 1972. N10. P. 1964−1970.
  6. Khoo K.H., Lim Т.К., Chan C. Y. Activity coefficients for the system HCl-CoCl2-H20 HI. Chem. Soc. Faraday Trans. 1978. V.74. N8. P.2037−2044.
  7. Khoo K.H., Chan С Y., Lim Т.К. Activity coefficients for the system HCl-BaCl2-H20 //J. Chem. Soc. Faraday Trans. 1978. V.74. N4. P.837−845.
  8. Chan C.Y., Khoo K.H. Re determination of mean activity coefficients for HC1-KC1-H20.//J. Chem. Soc. Faraday Trans. 1979. V.75. N6. P.1371−1379.
  9. Г., Оуэн Б. Физическая химия растворов электролитов. М.: ИЛ. 1952. 615 с.
  10. В.И. Основные этапы в постановке и организации исследования сложного химического равновесия в растворе// Деп. ВИНИТИ. 1983. № 1229−83. с.5−15.
  11. Pitzer K.S., Mayorda G. Thermodynamics of electrolytes.il.Activity and osmotic coefficients for strong electrolytes with one or both ions univalent// J. Phys. Chem. 1973. V.77. N19. P.2300−2307.
  12. Pitzer К. S., Silvester L.F. Thermodynamics of electrolytes. Properties pf3:2, 4:2 and other high-valance types // J. Phys. Chem. 1978. V.82. N11. P. 1239−1241.
  13. Pitzer K.S., Mayorda G. Thermodynamics of electrolytes. II. Activity and osmotic coefficients for 2−2 electrolytes.// J. Solution Chem. 1974. V.3. N7. P.539−546.
  14. В.К., Румянцев А. В., Чарыков Н. А. Обобщение метода Питцера и расчет термодинамических функций водных растворов электролитов с выраженным комплексообразованием. В сб. Химия и термодинамика растворов. Л.: ЛГУ. 1991. с. 122
  15. Н.Б., Скиба Г. С., Калинкин A.M. Новые методы исследования растворимости в водно-солевых системах. Л.: Наука. 1986. с. 111
  16. А.Н. Очерки о термодинамике водно-солевых систем. Новосибирск: Наука, 1976. 200 с.
  17. И., Дефэй Р. Химическая термодинамика. Новосибирск: Наука. 1966. 507 с.
  18. Д., Кертисс Ч., Берд.Р. Молекулярная теория газов и жидкостей. М.: ИЛ. 1961. с. 179.
  19. Справочник химика. Т 3. Л.: ГНТИХЛ. 1965. с. 345.
  20. Jones J.H. Isotonic solutions: osmotic and activity coefficients of lithium and sodium perchlo-rates // J. Phys. Chem. 1947. N2. P.516−521.
  21. Rard J. A., Miller D.G., Spedding F.H. Isopiestic determination of the activity coefficients of some aqueous rare earth electrilyte solutions at 25 °C. La (N03)3, Pr (N03)3 and Nd (N03)3 // J. of Chem. and Eng. Data. 1979. V.24. N4. P.348−353
  22. А.Н., Лукьянов А. В. Исследование изопиестическим методом тройных растворов солей//ЖФХ. 1965. Т.39. с. 744, 1236.
  23. Н., Смит Г. Прикладной регрессионный анализ. М.: Финансы и статистика. 1984. с. 49, 274.
  24. А.З., Поднос В. Н. Исследование цепей без переноса. Параметры цепи Pt/H2, НС1 т=0.005, NaCl тъ Н20, AgCl/Ag при 25 °C //Вестн. Харьк. Гос.Университета. 1977. N161. с.63−67.
  25. М.А. Избранные главы теории растворов. Сыктывкар: Изд.-во СГУ. 1997. с. 1626.
  26. Л.Л., Малышев В. Н. Коэффициенты активности СоС12 и NH4C1 в водных растворах их смесей при 25 °C . В сб. Химия и термодинамика растворов. Изд. ЛГУ. 1964. с.53−62.
  27. М.М., Макаров Л. Л., Су Ю-жень. Коэффициенты активности NiCl2 и NH4CI в бинарных и тройных растворах при 25°С// ЖФХ. 1962. т.36. № 10. с.2194−2198.
  28. Л. Основы физической органической химии.М.: Мир. 1972. 534 с.
  29. Uedaira Н., Uedaira Н. Activity coefficients for the systems sodium benzenesulphonate-xylose-water and sodium benzenesulphonate-urea-water at 25° from isopiestic measurements// J. Phys. Chem. 1970. V.74. N9. P.1931−1936.
  30. Lilley Т.Н., Tester D.R. Osmotic coefficients of urea-guanidinium chloride mixtures in water./Л. Chem. Soc. Faraday Trans. I. 1982. V.78. N7. P.2275−2278.
  31. E.E.Schrier, R.A.Robinson. Free energy relationships in aqueous amino acid and peptide solutions containing sodium chloride //J. Solution Chem. 1974. V.3. N7. P.493−501.
  32. Д. Статистика для физиков. М.: Мир. 1970. 295 с.
  33. BjerrumN. Der Aktivitatskoeffizient der Ionen // Z. Anorg. Chem. 1919. v. 109. s.275−292.
  34. Bromley L.A. Thermodynamic properties of strong elecrolytes in aqueous solutions.//AIChE Journal. 1973. V.19. N2. P.313−320.
  35. Harned H.S., Robinson R.A. Multicomponent electrolyte solutions. Oxford. 1968. 110 P
  36. Mussim Т., Galli R., Dubini-Pagla E. Use of a perchlorate-responsive membrane cell for the determination of у (НСЮ4) /Я. Chem. Soc. Faraday Trans. 1972. N7. P. 1322−1327.
  37. Nairn A.B., Baer S. Method for measuring solubilities of sligftly soluble gases in liquids // Trans. Farad. Soc.II. 1963. V.59. N491. P.2735−2738 -растворимость газов. Для аргона разброс точек около 0.5%.
  38. В.А. Эффекты среды и процессы комплексообразования в растворах электролитов. Дисс. на соиск. уч. степ, доктора хим. наук. 1990. Иваново. 531 с.
  39. В.А. Эффекты среды и процессы комплексообразования в растворах электролитов. Автореферат дисс. доктора хим. наук. 1990. Иваново. 72 с.
  40. Masterton W.L., Schwartz R.N. The activity coefficients of trinitrotriaminecobalt (l 11) in aqueous salt solutions // J. Phys. Chem. 1965. V.69. p.1564
  41. З.И., Карташова H.A. Экстракция нейтральными органическими соединениями. М.: Атомиздат. 1976. 598 с.
  42. В.П. Термодинамические свойства растворов электролитов. М.: Высшая школа. 1982. с. 260.
  43. В.И. Постановка и описание исследований сложных равновесий в растворе. Изд. НГУ: Новосибирск. 1987. с. 58.
  44. Ф., Россотти X. Определение констант устойчивости и других констант равновесий в водных растворах. М.: ИЛ. 1965. 564 с.
  45. Biedermann G., Sillen L.G. Studies on the hydrolysis of metal ions. Liquid junction potentials and constancy of activity factors in NaC104-HC104 ionic medium // Arkiv Kemi. 1953. V.10. P.425−440.
  46. Dobson J.V. Potentials of the palladium hydride reference electrode between 25° and 195 °C // J.Electroanal.Chem. 1972. v.35. P.129−135.
  47. В.И., Пещевицкнй Б. И. Исследование сложных равновесий в растворе. Новосибирск: Наука. 1978. 250 с.
  48. И.В., Цвелодуб Л. Д. Хлорогидроксокомплексы золота(111) в водных щелочных растворах//ЖНХ. 2000. т.45. № 4. с.706−711
  49. Сольватохромия. Проблемы и методы, п/ред. Н. Г. Бахшиева.Л.: изд.ЛГУ. 1989. 319 с
  50. Н.Г. Спектроскопия межмолекулярных взаимодействий. Л.:Наука. 1972.263 с
  51. Blandamer M.J., Fox M.F. Theory and applications of charge-transfer-to-solvent spectra // Chem. Rev. 1970. V.70. N1. P.59−93
  52. Treinin A. Charge-transfer-to-solvent spectra of polyvalent anions.// J. Phys. Chem. 1964. N4. P.897−893.
  53. Meierstein D., Treinin A. The relation between lyotropic and spectroscopic properties of anions in solution // J. Phys. Chem. 1962. V.66. N3. P.446−450
  54. B.E., Исаев И. Д. Константы устойчивости внешнесферных комплексов металлов в растворах. Красноярск: изд-во КрГУ. 1983. 366 с.
  55. В.Е., Федоров В. А., Исаев И. Д. Образование слабых комплексов ионами металлов в водных растворах // Успехи химии. 1991. т.60. вып.6. с. 1128−1154.
  56. В.Е., Исаев И. Д. Введение в химию внешнесферных комплексных соединений металлов в растворах. Изд. КГУ: Красноярск. 1986. 312 с.
  57. И.Б. Электронное строение и свойства координационных соединений. Л. Химия. 1976. 350 с.
  58. Т.Н., Федоров В. А. Влияние величины и природы ионной силы раствора на устойчивость СиСГ//ЖФХ. 1976. т.21. № 4. с. 1132−1135.
  59. В.Е., Макашев Ю. А., МавринаИ.Я. О внутрисферных и внешнесферных комплексах меди (11)// ЖНХ. 1969. т.14. № 5. с.1424−1426.
  60. М.Б. Внешнесферные взаимодействия координационных соединений хрома(111) в растворах // Авт. дисс. канд. наук. Ленинград. 1984. 23 с.
  61. Gates H.S., King E.L. A study of the equilibria in Acidic Chromium (l 11) chloride solution //JACS, 1958, V.80. N19. P.5011−5014, 5015−5019
  62. И.В. Влияние изменений ионного фона на константы равновесий в системе хлоридных комплексов хрома(111)//ЖНХ, 1988. т. ЗЗ, вып. 12, с.3068−3072
  63. И.В. Влияние изменений ионного фона на акватацию хлоридных комплексов хрома(111) и спектры поглощения //Изв. АН СССР, сер. хим. 1989. № 5. с. 1006−1011.
  64. Tanaka N, Kobayashi Y., Kamada M. Spectrophotometric studies on the ion-pair formation of hexammine cobalt (l 11) and tris-(ethylendiamine) cobalt (l 11) complexes with halide and sulphate ions // Bull. Chem. Soc. Japan. 1967. Y.40. N12. P.2839−2843.
  65. В.И., Миронов И. В. Влияние изменений ионного фона при постоянной ионной силе на характеристики взаимосвязи состав раствора свойство // ЖНХ. 1982. Т.27. № 6. с. 1393−1396.
  66. Marcus Y. Mercury (ll) halide mixed complexes in solution. 1. //Acta Chem. Scand.(A). 1957. V. 11. N2. P.329−339.
  67. Kotyk A, Janacek K. Membrane Transport. London: Plenum Press, 1977. P. 165.
  68. Fu J.S., Nakamura S., Akiba K. /'Anal. Sci. 1994. V.10. N6. P. 935−940 .
  69. Reusch C.F., Cussler E.L. Selective Membrane Transport // AIChE Journal. 1973. V. 19. N4. P. 736−739.
  70. San-Tak Hwang, Kammermeyer K. Membranes in Separation. New York: J. Wiley, 1975. P. 136.
  71. С.Ф. Физико-химия мембранных процессов. М.: Химия. 1988. с. 146.
  72. И.В., Цвелодуб Л. Д. Определение коэффициентов активности комплексов в многокомпонентных растворах при помощи жидких мембран. // ЖОХ. 1999. Т.69. N558−564.
  73. Wallace R.M. Determination of the second dissociation constant of sulphuric acid by Donnan membrane equilibrium.//!. Phys. Chem. 1966. N12. P.3922.
  74. В.И. Обобщенный подход к химико-термодинамическому описанию растворов, гомогенных и гетерогенных процессов с участием форм // ЖСХ. 1998. т.39. № 2. с.275−281.
  75. И.В., Цвелодуб Л. Д. Перераспределение компонентов в двух и трехфазных экстракционных системах под действием стационарных градиентов температур // ЖФХ. 1999. Т.73. N1. С.32−36
  76. Smith R.M., Martell А.Е. Critical Stability Constants. Vol.6, suppl.2. New York. 1989. P.452.
  77. .И., Белеванцев В. И., Земсков С В. Новые данные по химии золота // Изв. СО АН СССР, сер.хим.наук. 1976. N4. С.24−34.
  78. .И., Миронов И. В., Цвелодуб Л. Д., Соколовская И. П., Афанасьева В. А. Об экстракции НАиСЦ трибутилфосфатом // Изв. СО АН СССР. Сер.хим.наук. 1992. N5. С.29−33.
  79. А.И., Иванов В. М. Аналитическая химия золота. М.: Наука, 1973. С.ЗО.
  80. Pitzer K.S. Thermodynamics of electrolytes. 1. Theoreticsl basis and general equations.// J. Phys. Chem. 1973. V.77. N2. P.268−277.
  81. Young T.F., Maranville L.F., Smith H.M. Raman Spectral Investigation of Ionic Equilibria in Solutions of Strong Electrolytes // in «The Structure of Electrolytic Solutions». London, 1959. P.35.
  82. RaoN.R. //Disc. Faraday Soc. 1957. N24. P. 130−131.
  83. Turner D.J. Dissociation of the bisulphate ion at moderate concentration //J. Chem. Soc., Faraday Transactions L 1974. V.70. N7. P.1346−1356.
  84. Araki K., Lee S.K., Otsuki J, Seno M// Chem. Lett. 1993. N3. P.493.
  85. Agar J.N.// Thermal Diffusion and Related Effects in Solutions of Electrolytes. In «The Structure of Electrolyte solutions». N.-Y: J.W. 1959. P.201.
  86. A.B., Дядин Ю. А., Яковлев И. И., Дурасов В. Б., Миронова З. Н. Изучение политермов взаимной растворимости в системах вода-фосфорорганические экстрагенты //
  87. Изв.СО АН СССР. 1965. N3. вып.1. С. 27−31.
  88. Higgins С.Е., Baldwin W.H., Soldano В. A. Effect of electrolytes and temperature on the solubility of tributhyl phosphate in water//J.Phys.Chem. 1959. V.63. N1. P.113−118
  89. И.В., Соколова Н. П. Активности компонентов в системах NaCl-NaOH-l 120 и КС1-К0Н-Н20 при 298.2К //ЖФХ. 1989: т.63. № 8. с.2085−2091
  90. И.В., Соколова Н. П. Активности компонентов в системах |3-аланин-|3-аланинат натрия-вода и р-аланин-(3-аланинхлорид-вода //ЖФХ. 1995. т.69. № 4. с.712−717.
  91. И.В., Садофеев И. Г., Соколова Н. П. Активности компонентов в бинарных и тройных фодных растворах хлоридов протонированного диэтилентриамина // ЖФХ. 1996. т.70. № 9. с. 1600−1603.
  92. И.В., Соколова Н. П., Макотченко Е. В. Активности компонентов в системе золотохлористоводородная кислота хлорная кислота — вода // ЖФХ. 1999. Т.73. № 11. С.1978−1983.
  93. А.В. Некоторые вопросы изопиестирования и прибор для изопиестических исследований //Изв. СО АН СССР. сер. хим. 1967. № 14. вып.6. с.62−69.
  94. Batler J.N., Huston R., Hsu P. Т. Activity coefficient measurements in aqueous NaCl-LiCl and NaCl-KCl electrolytes using sodium amalgam electrodes // J. Phys. Chem. 1967. v.71. N10. p.3294−3300.
  95. Batler J.N., Huston R. Activity coefficients and ion pairs in the systems Sodium Chloride-Sodium Bicarbonate-Water//J. Phys. Chem. 1970. v.74. N15. p.2976−2983.
  96. И.В. Влияние изменений ионного фона на константы равновесия в системехлоридных комплексов хрома(111) //Журн. неорг. химии 1988, Т.33, вып. 12, С.3068−3072
  97. Руководство по препаративной неорганической химии. Под ред. Г. М. Брауера. М.: ИЛ. 1956. с. 614.
  98. Basolo F., Gray Н.В., Pearson R.G. Mechanism of substitution reactions of complex ion // JACS. 1960. v.82. p.4200−4204.
  99. Teggins J.E., Woods T.S. Substitution by tridentate groups in platinum (l 1) complexes // Inorg. Chem. 1968. v.7. N7. p. 1424−1426
  100. Cucinitta V., Daniele P.G., Rigano C., Sammartano S. The formation of proton and alkali-metal complexes with ligand of bioligical interest in aqueous solution.// Inorg. Chim. Acta. 1981. V.56. P. L45−47.
  101. Daniele P.G., Rigano C., Sammartano S. The formation of proton and alkali-metal complexes with ligand of bioligical interest in aqueous solution.// Thermochim. Acta. 1981. V.46. P. 103−116.
  102. Daniele P.G., Rigano C., Sammartano S. Ionic strength dependence of formation constants. Protonation constants of organic and inorganic acids.// Talanta. 1983. V.30. P.81−87.
  103. Casale A., De Stefano C., Sammartano S., Daniele P.G. Ionic strength dependence of formation constants. A model for the effect of background on the protonation constants of amines and amino-acids.// Talanta. 1989. V.36. P.903−907.
  104. Casale A., De Robertis A., Licastro F., Rigano C. Salt effects on the protonation of ethylen-diamine: a complex formation model // J. Chem. Res. (S). 1990. P.204−205.
  105. Lietzke M.H., Stoughton R.W. The calculation of activity coefficients from osmotic coefficient data.// J. Phys. Chem. 1962. N3. P.508−509.
  106. Scatchard B.G., Kirkwood J.G. The behavior of amphoteric and multivalent ions of widelydifferent charge in electrolytic solution // Physik. Z 1932. V.33. P.297−300.
  107. Kirkwood J.G. Theory of solutions of molecules containing widely separated charges with special application to zwitterions//Chem. Phys. 1934. V.2. P.351−361.
  108. Westheimer F.H., Kirkwood J.G. The electrostatic influence of the substituents on the dissociation constants of organic acids // Chem. Phys. 1938. V.6. P. 513−517.
  109. Kirkwood J.G. Theoretical studies upon dipolar ions // Chem. Rev. 1939. V.24. P.233−251.
  110. Tanford C., Kirkwood J.G. Theory of protein titration curves. General equation for impenetrable spheres//J. Amer. Chem. Soc. 1957. V.79. P.5333−5339.
  111. Tanford C. Theory of protein titration curves. Calculation for simple models at law ionic strength//J. Amer. Chem. Soc. 1957. V.79. P.5340−5347.
  112. Edsal J.T., Wyman J. Biophysical Chemistry. Vol. 1. 1958. N.-Y.: Academic Press. 699 p.
  113. П. К теории электролитов. В сб. П.Дебай. «Избранные труды». 1987. J1.: Наука. С. 202, 240.
  114. Adell В. Uber die elektrolytische dissociation von dicarbonsauren in wasser und in wasserigen alkalichloridlosungen // Z. Phys. Chem. A. 1939. B. 185. S. 161−206.
  115. И.Г. Влияние ионного состава среды на константы равновесий с участием многозарядных ионов с пространственно разделенными зарядовыми центрами. Дисс. на со-иск. уч. ст. кандид. хим. наук. Новосибирск. 1996. 154 с.
  116. Salvatore F., Ferri D. Medium dependence of activity coefficients of dicarboxylic acids molecules and anions // Ann. Chim. (Rome). 1988. V.78. P.355−361.
  117. M.M. Первичный солевой эффект для диссоциации дикарбоновых кислот // Реакц. спос. орг. соед. 1986. Т.23. С. 126−134.
  118. Tables of interatomic distances and configuration im molecules and ions. Ed. by L.E.Sutton. London. ВН. 1958.
  119. Кац M. Вероятность и смежные вопросы в физике. М.: Мир. 1965. С. 55.
  120. Merchan M., Tomas F., Nebot-Gil J. An ab initio study of intramolecular hydrogen bonding in malonic acid and its monoanion // J. Mol. Struct. (Theochem.). 1984. V.109. P.51−60.
  121. Dewar M.J.S., Zheng Y.-J. Structure of the oxalate ion // J. Mol. Struct. (Theochem.). 1990. V.209. P. 157−162.
  122. E., Perez E., Mata F. // Evaluation on the dioxane effect on the dipole moment of malonic acid // Chem. Phys. Lett. 1986. V.132. P.305−310.
  123. В.И., Вовна В. И. Электронная структура органических и элементоорганиче-ских соединений. М.: Наука. 1989. С. 152−159.
  124. Д. Органическая химия растворов электролитов. 1979. М.: Мир. 712 с.
  125. Stability constants of metal-ion complexes. Part B. Organic ligands. Ed. by PerrinD.D. Oxford: Perg. Press. 1979. 1260 p.
  126. Nasanen R., Koskinen M. Protonation of l, 2-diamino-2-methylpropane and its tendecy to form copper complexes in aqueous solution // Acta Chem. Scand. 1964. V.18. P. 1337−1340.
  127. Yperman J., Mullens J., Francois J.-P., Van Poucke L.C. Calorimetric and potentiometric investigation of diethylentriamine and its N-methylsubstituted derivatives in aqueous solution // J. Phys. Chem. 1982. V.86. P.298−303.
  128. Бек M., Надьпал И. Исследование комплексообразования новейшими методами. М.: Мир. 1989. 413 с.
  129. И.Г., Миронов И. В. Комплексообразование серебра(1) с диэтилентриамином в водном растворе // Сиб. хим. журн. 1993. N3. С.26−33.
  130. Миронов И В. Комплексообразование серебра (1) с ЭДТА4″, НТА3″, ИДА2″ и глицинат-ионами в водном растворе.// ЖНХ. 1989. Т.34. N7. С.1892−1895.
  131. Thiers G.F., Van Poucke L.C., Herman M.A., Silver (l) complexes of some w-aminocarboxylic acids // J. Inorg. Nucl. Chem. 1968. V.30. P. 1543−1552.
  132. Datta S.P., Grzybowski A.K. The stability constants of the silver complexes of some aliphaticamines and amino-acids // J. Chem. Soc. 1959. N3. P. 1091−1095.
  133. Acland C.B., Freeman H.C. Model compounds for metal-protein interaction: crystal structures of four silver (l) complexes with glycine, glycilglycine and imidazole // J. Chem. Soc. D. 1971. N17. P.1016−1017.
  134. Machtinger M., Sloim-Bombard M., Tremillon B. Constantes de formation des complexes de l’argent (l) avec dilferents ligands // Anal. Chim. Acta. 1979. V.107. P.349−358.
  135. E.E.Schrier, R.A.Robinson. Free energy relationships in aqueous amino acid and peptide solutions containing sodium chloride //J. Solution Chem. 1974. V.3. N7. P.493−501.
  136. И.Г., Миронов И В. Влияние ионного состава на константы равновесий протонирования глицина и образования глициновых комплексов серебра (1) в воде // ЖФХ. 1996. т.70. № 7. с. 1311−1314
  137. В.П., Зайцева Г. А. Морозова Н.В. Равновесия в водных растворах глицин-бисметиленфосфоновой кислоты. В сб. Термодинамика и строение растворов. Иваново. 1979. с.86−90.
  138. В.П. Термодинамические характеристики реакций кислотно-основного взаимодействия и комплексообразования в растворах комплексонов. В сб. Термодинамика и строение растворов. Иваново. 1978. с.49−55.
  139. В.П., Козловский Е. В., Леденков С. Ф. Термохимия диссоциации этилендиа-миндиянтарной кислоты в растворе. В сб. Теоретические методы описания свойств растворов. Иваново. 1987. с.81−86.
  140. Л. А., Аблов А. В. Определение ступенчатых констант устойчивости из потен-циометрических измерений методом соответственных растворов // ЖНХ. 1962. т.7. № 6. с.1305−1308
  141. В.П. О влиянии ионной силы на константы нестойкости комплексных соединений //ЖНХ. 1962. т.7. № 7. с. 1789−1794.
  142. Politzer P., Reggio P.H. Properties of atoms in molecules.IV. Atomic charges in some linear molecules//J. Amer. Chem. Soc. 1972. V.94. N24. P.8308−8311
  143. Jolly W.L., Perry W.B. Estimation of atomic charges by an electronegativity equalization procedure calibrated with core binding energies // J. Amer. Chem. Soc. 1973. V.95. N17. P.5442−5450
  144. Fadley C.S., Hagstrom S.B.M., Klein MP., Shirley D.A. Chemical effects on core-electron binding energies in iodine and europium // J.Chem.Phys. 1968, vol.48, N8, p.3779 -3794.
  145. Smith E.R.B., Smith P.K. Activity of amino acids // J. Biol.Chem. 1940. v. 132. N1. p.47−56.
  146. А.И., Смирнова H.A. Исследование водных растворов некоторых аминокислот изопиестическим методом. В сб. Химия и термодинамика растворов. Л.: ЛГУ. 1968. с.77−83.
  147. Maeda М., Nakagawa G., G. Biedermann G. Estimation of medium effect on dissociation constant of ammonium ion and formation constants of silver (l)-ammine complexes in aqueous solution.// J.Phys.Chem. 1983, V.87, P. 121−125
  148. McKay H.A.C. The activity coefficients of nitric acid, a partially ionized 1:1 electrolyte // Trans. Farad. Soc. 1956. v.52. N12. p.1568−1573
  149. Meissner HP., Peppas N. A. Activity coefficients aqueous solutions of polybasic acids and their salts // AIChE Journal. 1973. N T-4. p.806−810
  150. MoriyamaM. //J. Electrochem. Soc. of Japan. 1962. v.60. p.17
  151. КумокВ.Н., Кулешова О.M., Карабин Л. А. Произведения растворимости. Наука: Новосибирск. 1983. с.36
  152. М.М. Структурная теория растворов электролитов // Реакц. спос. орг. соед. 1984. Т.21. С.168−187.
  153. М.М., Сепп Т. Структурная теория растворов электролитов. 111. Коэффициенты активности 1−2 и 2−1 электролитов в водных растворах // Реакц. спос. орг. соед. 1985. Т.22. С.168−187.
  154. Е.М. Вывод уравнения концентрационной зависимости коэффициента активности «сильного» 1−1 электролита //ЖФХ. 1984. Т.58. N5. С. 1286−1290.
  155. Е.М. О корреляции между эффективными значениями параметров наибольшего сближения ионов и их кристаллохимическими радиусами // ЖФХ. 1984. Т.58. № 6.1. С. 1523−1525
  156. Е.М. Описание концентрационного коэффициента активности в растворах сильных электролитов любого валентного типа в широком диапазоне изменения концентраций//ЖФХ. 1986. Т.60. № 9. С.2227−2232.
  157. Е.М., Дакар Г. М. Вывод уравнения для концентрационного коэффициента активности сильных электролитов любого валентного типа в смешанных растворах с любым числом компонентов.//ЖФХ. 1986. Т.60. С. 1528−1531.
  158. Е.М. Описание среднеионного коэффициента активности // Электрохимия. 1993. Т.29. № 9. С. И17.
  159. Structure of electrolyte solutions. Ed. by W.J.Hamer. N.-Y. 1959. 441 p.
  160. Larsson E., Adell B. Die elektrolytische dissoziation von sauren in salzlosungen. II, III // Z.Phys.Chem. 1931. A157. p.342−362, A156. p.352−396
  161. Guggenheim E.A., Turgeon J.C. Specific interaction of ions//Trans. Farad. Soc. 1955. V.51. N390. P.747−760
  162. Guggenheim E.A. The specific thermodynamic properties of aqueous solutions of strong electrolytes//Phil. Mag. and J. Science. 1935. V.19. P.588−643.
  163. С. Г. Дигер P.П. Кинетика реакций в жидкой фазе. Количественный учет влияния среды. Химия: М., 1973, 450 с.
  164. Haung Н.-Н. Estimation of Pitzer’s ion interaction parameters for electrolytes involved in complex formation using a chemical equilibrium model.// J. Solut. Chem. 1989. V.18. N11. P. 10 691 084,
  165. Н.Е. Коэффициенты активности ионов и их сольватация //ЖФХ, 1967, т.41, № 9, с.2258−2265
  166. Ohtaki Н., Biedermann G. The test for validity of constant ionic medium principle // Bull. Chem. Soc. Japan. 1971. v.44. p.1515−1519.
  167. Я.Ю. Диэлектрические свойства бинарных растворов. М.: Наука, 1977, 399 с
  168. Schonert H.J. The Debye-Huckel theory for hydrated ions, osmotic and activity coefficients of ternary aqueous solutions of hydrogen and alkali halogenides at 25 °C // Ber. Bunsenges. Phys. Chem 1990. V.94. N6. P.664−670.
  169. С.П. Структурные особенности водных растворов MNCh различной концентрации из рентгенографических данных при 298.15К.// Автореф. дисс. канд. наук. 1986. Иваново. 21 с.
  170. Никологорская E. JI Изучение анионной гидратации в растворах галогенидов калия (Г= F, CI, Br, I) и в многокомпонентной системе Cu (NCh)2 • UNO?, • 40Н20 из рентгенодифракци-онных данных. // Автореф. дисс. канд. наук. 1998. Иваново. 24 с.
  171. А.В. Ионные реакции в многокомпонентных растворах.// в сб. Достижения и проблемы теории сольватации. Структурно-термодинамические аспекты, п/ред. А. М. Кутепова. М.: Наука. 1998. с. 143−170.
  172. А.В., Кутепов A.M. О природе солевых эффектов в термодинамических характеристиках ионных реакций в растворах индифферентных электролитов.// ДАН. 1998. т.363. № 2. с. 195−197.
  173. Harned H.S., Cook М. The activity and osmotic coefficients of some hydroxide-chloride mixtures in aqueous solutions // JACS. 1937. v.59. p.1890−1893.
  174. Lanier R.D. Activity coefficients of sodium chloride in aqueous three-component solutions by cation-sensitive glass electrode.//! Phys. Chem. 1965, v.69, N11, p.3992−3998
  175. Cynnott J.C., Batler J.N. The mean activity coefficient of sodium sulphate in aqueous Na2S04-NaCl electrolytes // J. Phys. Chem., 1968, v.72, N7, p.2474−2477
  176. Rush R.M., Johnson J.C. Isopiestic measurements of the osmotic and activity coefficients for the systems HC104-LiC104-H20, HC104-NaC104-H20, LiC104-NaC104-H20.// J. Phys. Chem. 1968, v.72, N3, p.767−774
  177. Platford R.F. Isopiestic measurements on the system water-sodium chloride-magnesium chloride at 25 °C //J. Phys. Chem., 1968, v.72, N12, p.4053−4057
  178. Harned H.S. A role for the calculation of the activity coefficients of the salts in organic solvent-water mixtures.,//J. Phys. Chem., 1962, v.66, N4, p.589
  179. В.М., Рязанов М. А. Изопиестический метод физико-химического анализа // Радиохимия. 1966. Т.8. С.51−60.
  180. М.А. К термодинамике изоактивных растворов электролитов // ЖФХ, 1988, т.60, № 12, с.3207−3210
  181. А.В., Лагунов М. Д., Прокофьева Р. В. Исследование водных растворов сильных электролитов //ЖФХ, 1964, т.38, № 2, с.509−511
  182. А.В., Шульц М. М., Лагунов М. Д., Окатов М. А. Исследование водных растворов сильных электролитов. IV. Активность НС1 в системе HC1-H2S04 и NaCl в NaCl
  183. Na2S04//:>K
  184. Lietzke M.N., Hupf H.B., Stoughton R.W. EMF studies in aqueous solutions at elevated temperatures//J. Inorg. Nucl.Chem., 1969, v.31, N11, p.3481−3491
  185. Lietzke M.N., Danford M.D. EMF studies in aqueous solutions at elevated temperatures //J. Inorg. Nucl.Chem., 1972, v.34, N12, p.3789−3794
  186. Lietzke M.N., Herdklotz R.J. EMF studies in aqueous solutions at elevated temperatures XIII //J. Inorg. Nucl.Chem., 1971, v.33, N8, p.1649−1658-
  187. Ginstrup O. Scope on the ionic medium method. On measurements on cells with hydrogen electrode-silver-silver halogenide electrodes in 3M media // Acta Chem. Scand. 1970, v.24, p.875−888
  188. Reilly P. J., Wood R.H., Robinson R.A. The prediction of osmotic and activity coefficients in mixed electrolyte solutions // J. Phys. Chem., 1971, v.75, N9, p.1305−1314
  189. Conway В.Е., Novak D.M., Laliberte L. Salting-out and ionic volume behaviour of some tetraalkylammonium salts// J. Sol. Chem. 1974. v.3. N9. p.683−712
  190. Lindenbaum S., Boyd C.E. Osmotic and activity coefficients for tetraalkyl ammonium halides // J. Phys. Chem. 1964. v.68. N4. p.911−917
  191. Biedermann G., Ciavatta L. Studies on the hydrolysis of metal ion. 35 (La) // Acta Chem. Scand. 1961. V.15. P.1347−1355.
  192. B.E. Внешнесферное взаимодействие в водных растворах комплексных соединений // Успехи химии. 1966. № 6. С. 1102−1128.
  193. Biederman G. Ionic media.// Phys. Chem. Science Research Rep. 1, The nature of seawater.1975. Nl.P.339−360.
  194. Biederman G., Sillen L.G. Studies on the hydrolysis of metal ions. IV. Liquid junction potentials and constancy of activity factors in NaC104-HC104 ionic medium // Arkiv Kemi. 1953. V. 10. P. 425−440
  195. В.А., Хохлова А. И., Черникова Г. И. О влиянии ионной силы раствора на образование комплексов кадмия с анионами карбоновых кислот // ЖНХ. 1976. № 2. С.344−348.
  196. Ginstrup О., Leden I. EMF measurements on the system platinum (IV)/platinum (II) // Acta Chem. Scand. 1968. V.22. N4. P. 1163−1170.
  197. Zielen A.J., Sullivan J.C. Effect of solution composition on the potentials of the couples.// J. Phys. Chem. 1962. V.66. N6. P.1065−1069.
  198. П.В. Термодинамика растворения и сольватация ферроцена и некоторых ферроценилкарбинолов в различных средах. Автореф. дисс. канд. хим. наук. 1998. Красноярск. 18 с.
  199. П.В., Скворцов B.C., Савченко А. В., Твердохлебов В. П., Федоров В. А. Термодинамика высаливания диметилферроценилкарбинола из водных растворов разных электролитов//Коорд. химия. 1997. Т.23. N4. С.316−320.
  200. Conway В.Е., Nowak D.M., Laliberte L. Salting-out and ionic volume behaviour of some tetraalkylammonium salts//J. Solution Chem. 1974, v.3, n.9, p.683−711
  201. Krishnan C.V., Friedman H.L. Model calculations for Setchenow Coefficients // J. Solution Chem. 1974, v.3, n.9, p.727−744
  202. Masterton W.L., Lee T.P. Salting coefficients from scaled particle theory // J. Phys. Chem. 1970. V.74. N7. P. 1776−1782.
  203. Blandamer M.J., Burgess J., Mc Gowan. Solubilities and Setchenow Coefficients for Fe-bipy2(CN)2. и [Fe (5-N02-phen)2(CN)2] in aqueous salt solutions // J. Chem. Soc. Dalton Trans. 1980. N4. P.616−619
  204. В.А., Ивченко С. М., Исаев И. Д., Миронов В. Е. Диссоциация уксусной кислоты и коэффициенты активности трисацетилацетонатокобальта(111) в водных растворах перхлората и иодида натрия //Изв. Вузов. Химия и химич.технология. 1985. Т.28. № 8. С.64−69.
  205. В.А., Финогенко Т. М., Исаев И. Д., Миронов В. Е. Коэффициенты активности тринитротриамминкобальта(111) в водных растворах хлорида и фторида натрия // Изв. Вузов. Химия и химич. технология. 1985. Т.28. № 5. С.20−22
  206. В.Ф. Высаливание и всаливание неэлектролитов //Успехи химии. 1965. Т.34. № 4. С.717−733
  207. Yoshimura Y. Specific Salt Effect on the solubility of fac-tris (a-amino acidato) cobalt (l 11) //Bull. Chem. Soc. Japan. 1996. V.69. P.2565−2571
  208. Yoshimura Y. Solubilization of fac-tris (amino acidato) cobalt (l 11) by sulfuric acid and sodium sulfate//Inorg. Chim. Acta. 1996. V.244. P.57
  209. Masterton W.L., Scola J.A. Activity coefficients of 2:1 Complex ion Electrolytes // J.Phys.Chem. 1964. V.68. N1. P. 14
  210. Wynteen R.A., J.L.Dye, C.H.Brubaker. Activity coefficients and conductivity measurements of high-charge (3−1, 1−3, 3−2) electrolytes. 1. //JACS. 1960. v.82. N16. p.4441−4448.
  211. Groves K.O., Dye J.L., Brubaker C.H. Activity coefficients and conductivity measurements of high-charge (4−1, 1−4, 1−2) electrolytes. 1. //JACS. 1960. v.82. N16. p.4448−4455.
  212. Brubaker C.H., Haas Т.Е. The activity coefficients of aqueous solutions of Со (еп)3(С104)з // J. Phys. Chem. 1961. v.65. N5. p.866−867.
  213. Berka L.H., Masterton W.L. Osmotic and Activity Coefficients of Acidopentammine co-balt (lll) complexes//J. Phys. Chem. 1966. V.70. N5. P. 1641
  214. Masterton W.L. Osmotic and activity Coefficients of trans-Coen2(NCS)Cl.X salts //J. Phys. Chem. 1967. V.71. N9. P.2885−2889
  215. Libus Z., Sadowska T. Coordination and association equilibria in aqueous electrolyte solution. 1. Osmotic and activity coefficients of divalent metal perchlorates // J.Phys.Chem. 1969. V.73. N10. P.3229−3236
  216. Libus Z. Activity coefficients of Co (NH3)4(N02)2. Co (NH3)2(N02)4] in Divalent Metal Perforate and other Salt Media //J. Phys. Chem. 1970. V.74. N4. P.947
  217. Arsuaga J., Caceres-Alonso M., Castellanos M., Nunez J. Activity coefficients of hexammine-cobalt (l 11) oxalate and hexacyanoferrate (l 11) in aqueous solutions of higher valent electrolytes at 25°C//J. Solut. Chem. 1989. V.18. N4. P.379−386.
  218. Mompean F.J., Castellanos M.A., Nunez J. Activity coefficients of hexamminecobalt (l 11) io-date in aqueous solutions of different electrolytes // J. Chem. Eng. Data 1985. V.31. N1. P. 102−104.
  219. В.И. Стандартизация химпотенциалов компонентов детального состава растворов //Изв. СО АН СССР. сер. хим. наук. 1990. вып.5. с. 18−26.
  220. В.И. Стандартизация оосновных термодинамических характеристик компонентов детального состава растворов//Сиб. хим.журнал. 1991. вып.2. с.113−117.
  221. В.И. Специфика детальных компонентов раствора // ДАН СССР. 1991. т.320. № 5. с.1147−1151.
  222. В.И. Обобщенный подход к химико-термодинамическому описанию растворов, гомогенных и гетерогенных процессов с участием форм // ЖСХ. 1998. т.39. № 2. с.275−281.
  223. В.И. О частицах компонентов и эффектах среды (термодинамический аспект)//Сиб. хим. хурнал. 1991. вып.4. с.5−16.
  224. В.И., Асеева В. Н. Стандартизация констант равновесий диссоциации (образования) комплексов и кислот и влияние на них состава смешанных растворителей // Препринт 99−01. ИНХ СО РАН. Новосибирск. 1999. 41 с.
  225. Guggenheim Е.А. Mixtures. Oxford. 1952. р.90
  226. М.Х. Химическая термодинамика. Госхимиздат. 1953. 611 с
  227. Л.Д., ЛифшицЕ.М. Статистическая физика. ч.1. М.: Наука. 1976. с.264
  228. Мелвин-Хьюз Э. А. Физическая химия, т.2. М.: ИЛ. 1962. 1148 с.
  229. И.В. Возможности изучения равновесий при высоких ионных силах. Дисс. на соиск. уч. степени канд. хим. наук. Новосибирск. 1982. 190 с.
  230. Белеванцев В. И, Миронов И. В., Пещевицкий Б. И. Возможности изучения равновесий в растворе при высоких ионных силах //Изв.СО АН СССР сер.хим. 1981, в.2 с.23−35
  231. И.В. Зависимость изменения константы равновесия при изменении состава ионного фона от зарядовых характеристик процесса // Изв. СО АН СССР сер.хим. 1981, в.6 с.54−56
  232. В.И., Миронов И. В. Равновесия комплексообразования и отклонения от идеальности при постоянной ионной силе // Тез. XIV Вс. Чугаевского сов. по хим. комп.соед. Иваново, 1981 с. 140
  233. В.И., Миронов И. В., Пещевицкий Б. И. Влияние изменений ионного фона на константу диссоциации одноосновной кислоты // ЖНХ, 1982, в.6, с. 53−58
  234. Ellila A. Ionization of acetic acid in aqueous alkali salt solutions // Ann. Acad. Sci. Fennicae. 1953. ser.A. II. p. 1−60.
  235. Fischer R. Determination de la constante apparent de dissociation du 2,4 dinitrophenol et de la constante apprente de la deuxieme acidite de l’acide citrique dans diverses solutions de sels de fond.//Bull. Soc. Chim. France 1967. N6. P.2094−2100.
  236. Lagrange J. Influence des electrolytes supports concentres sur les equilibres en solution // Ann. Chim. 1971. V.6. P.125−130.
  237. В.И., Миронов И. В. Стандартизация условий определения констант равновесия ма лоуст.комплексов // Тез.симп."Станд. усл. изуч. компл. в р- pax" Красноярск, 1982, с. 22
  238. А.К., Кузьмин В. Е. Растворимость оксалата кальция в водных растворах 1−1 валентных электролитов//Ред. ЖПХ. Деп. ВИНИТИ. 1989. Деп.№ 2296−89. 11.04.89. 7 с.
  239. Н.К. Внешнесферные взаимодействия трис-диаминатов кобальта(111), (11) с некоторыми анионами в водно-органических растворах. Автореф. дисс. канд. наук. Ленинград. 1984. 23 с.
  240. А.К. Фазовые равновесия в многокомпонентных экстракционных и ионообменных системах, содержащих нитраты редкоземельных металлов(111). Автореф. дисс. доктора наук. Санкт-Петербург. 1995. 40 с.
  241. А.К., Снегирев Н. Н., Миронов В. Е. Влияние ионного фона на константы равновесия внешнесферного комплексообразования в водных растворах. Тез. докл. конф. «Химия ВКС». Красноярск. 1983. с.79−80
  242. А.К., Снегирев Н. Н. Влияние ионного фона на константы равновесия внешнесферного комплексообразования в водных растворах. // Деп. ОНИИТЭХИМ, № 570-хп-Деп/83 от 26.05.83.
  243. Т.М. Активность и ассоциация таллия(1) в водно-солевых растворах. Автореф. дисс. канд. наук. Красноярск. 1985. 24 с.
  244. С.В. Эффекты среды и процессы образования ацидокомплексов таллия(1) в водно-солевых и водно-органических средах. Дисс. на соиск. ученой степ. канд. наук. Красноярск. 1999. 133 с.
  245. Lagrange J., Bye J. Influence de la nature et de la concentration du sel de fond sur la constante //Bull. Soc. Chim. France, 1967, v.5,p.l490−1495. •
  246. Baltisberger L. J., King E.L. Equilibrium and Kinetic Studies on the Reaction of Chro-mium (l 11) Ion and Chloride in Methanol-Water Solutions //JACS, 1964, v.86, N5, p.795−801
  247. Hale C.F., King E.L. Electrolyte concentration effects in the formation of pentaaquachloro-chromium (l 11) ion in aqueous perchloric acid solution.// J. Phys. Chem. 1967. N6. p. 1779−1784
  248. Spreer L.O., King E.L. The interaction of Chromium (l 11) Ion with Bromide Ion in Hydro-bromic acid solution // Inorg. Chem. 1971, v. 10, N5, p.916−921
  249. Espenson J.H., King E.L. The thermodynamics of the reaction Cr (H20)6J + Br" = Cr (H20)sBr2+ + H20 in aqueous solution of ionic strength 2.0 M //J. Phys. Chem. 1960, v.64, N3, p.380−381
  250. Burnett M.G. The effect if ionic activity and association on the kinetics of ionic reactions. Part 11. The kinetics and equilibria of chloride substitution in aquapenta-amminecobalt (l 11) ions.// J.Chem.Soc. A., 1970, p.2486−2490
  251. Coll H., Nauman R.V., West P.W. The stability of FeCf in perchlorate solutions.//JACS. 1959. v.81. p. 1284.
  252. Rowly J.K., Sutin N. The Formation and Dissociation of Monochloroiron (l 11) at high ionic strengths: Equilibrium and Kinetic measurements.// J. Phys. Chem. 1970. v.74. N 10. p.2043−2054.
  253. King T.C., Rowly J.K. Ionic reactions at high ionic Strengths. Further Equilibrium and Kinetic Measurements on the formation and dissociation of monochloroiron (l 11).// J. Phys. Chem. 1971. v.75. N 8. p. l 113−1119.
  254. H.K., Пяртман A.K., Соловьев Ю. Б., Миронов В. Е. Внешнесферное комплексообразование трис-этилендиаминкобальта(111) с хлорид- и бромид-ионами в водно-этанольных растворах//Коорд. химия. 1984. т. 10. № 3. с. 355.
  255. В.А., Робов A.M., Григор Т. И., Миронов В. Е. О нитратных комплексах свин-ца(11) //ЖНХ. 1972. Т.17. № 7. С.1909−1915.
  256. Leden I. On the complexity of cadmium and silver sulphate // Acta Chem. Scand. 1952. v.6.1. N7, p.971−987.
  257. Leden I., Persson G. A potentiometric study of the reaction of the diamine silver ion with chloride and with bromide//Acta Chem. Scand. 1961. v. 15. N5, p. l 141−1150.
  258. Nilsson R.O. The complex formation between thallium (l) ions and halide, thiocyanate, and cyanide ions.//Arkiv Kemi. 1957. B.10.N4. P.363−381.
  259. KakihavaH., Sillen L.G. Studies on the hydrolysis of metal ions. 16 (Be2″) // Acta Chem. Scand. 1956. v. 10. p.985−1005.
  260. Biedermann G., Sillen L.G. Studies on the hydrolysis of metal ions. 30. A critical survey of the solubility equilibria of Ag20 // Acta Chem. Scand. 1960. N14. p.717−725.
  261. Biedermann G., Spiro M. On the hydrolysis and complex formation of the thallium (l 11) ion in chloride solutions// Chem. Scripta. 1971. v.l. N4. p.155−167.
  262. В.А., Шмыдько И. И., ДежинаГ.С. Об изменениях коэффициентов активности ионов и межионных взаимодействиях в изомолярных растворах некоторых электролитов // Коорд. химия 1980. Т.6. № 7. С.983−986.
  263. В.А. О выборе инертного электролита в методе постоянной ионной среды. //Коорд. химия 1981. т. 7. № 8. с. 1142−1148.
  264. Bjerrum J. Determination of small stability constants. A Spectrophotometric study of cop-per (l 1) chloride complexes in HC1 acid // Acta Chem. Scand. A, 1987. v.41. N3. p.328−334.
  265. Bjerrum J. Problems concerning the determination of small stability constants of aniono complexes in aqueous solutions //Coord. Chem. Rev. 1989. v.94. p.1−15.
  266. Bjerrum J., Halonin A S., Skibsted L.H. Studies on Cobalt (l 1) Halide Complex formation. I. A spectrophotometric study of the chloro Cobalt (ll) Complexes in strong Aqueous Chloride Solutions.//Acta Chem.Scand. A, 1975. v.29. N3. p.326−332.
  267. Vierling F. Influence des sels de fond sur les facteurs d’activite des ions H4 et С17/ Bull. Soc. Chim. France. 1967. N4. p. 1247−1249.
  268. Vierling F. Equilibres de coordination entre les ions Pb2+ et Br" en milien sodique 4M.// Bull. Soc. Chim. France. 1972. N7. p.2557−2562.
  269. Vierling F. Equilibres de coordination entre les ions Pb2+ et Br" en milien sodique 4M.// Bull. Soc. Chim. France. 1972. N7. p.2562−2566.
  270. M. A. Выбор стандартного состояния при изучении комплексообразования в растворах электролитов // ЖФХ. 1991. т.65. № 11. с.2945−2949.
  271. М.А. Новый метод сохранения постоянства коэффициентов активности реагирующих частиц при изучении процессов ассоциации и комплексообразования в водных растворах//Коорд. химия. 1984. Т.10. вып.1. с. 36−39.
  272. Pitsch Н., Poitrenaud С. Extraccion del tenoiltrifluoroacetato de uranilo-estabilidad de los complejos U022±N03″ // Rev. Soc. Quim. Мех. 1989. V.33. N3. p.86−92.
  273. В.И., МалковаВ.И., Миронов И. В. Оценка параметров равновесий в системах малоустойчивых комплексов // ЖНХ, 1983, в. З, с. 547−552
  274. В.И., Малкова В. И., Миронов И. В. Расчет параметров в системах малоустойчивых комплексов //Тез. «Химия ВКС» Красноярск, 1983 с. 164
  275. В.И., Миронов И. В., Пещевицкий Б. И. Исследование систем малоустойчивых комплексов в растворе //Тез. «Химия ВКС» Красноярск, 1983 с. 165
  276. В.И., Миронов И.В.Стандартизация условий определения констант равновесия ма лоуст. комплексов // Тез.симп."Станд. усл. изуч. компл. в р- pax" Красноярск, 1982, с 22
  277. В.И., Миронов И.В.Об изучении систем малоустойчивых комплексов в растворах // Тез. У1 Мендел. диск."Рез-ты эксп-тов и их обе." Харьков, 1983, с.334
  278. Guggenheim Е.А. Studies of cells with liquid-liquid junction // J.Phys.Chem. 1930. v.34. N8. p. 1758−1766.
  279. Hietanen S., Sillen L.G. On the standard potentials of mercury and the equilibrium Hg2+ +
  280. Hg (liquid) = Hg22+ in nitrate and perchlorate solution. // Arkiv Kemi. 1957. v. 10. N2. p. 103−105.
  281. А., Чубар Б. Солевые эффекты в органической и металлооргани-ческой химии. М: Мир. 1991.376 с.
  282. Logan S.R. Effect of ionic strength on the rates of reaction between ions in solution // Trans. Farad. Soc. 1967. V.63. P.3004−3009, 3009−3016.
  283. Sidahmed I.M., Ismail A.M.//J. Indian. Chem. Soc. 1988, V.65, P.324−328.
  284. Л.Г., Лисовская И. В. Влияние среды на кинетику гидратации комплексного иона Co(CN)5C13″ //Журн. физ. хим. 1987, Т.61, вып.9, с.2480−2484
  285. Ф., Пирсон Р. Механизмы неорганических реакций. 1971, М., Мир, С.114−213
  286. Gray Н.В., Olcott R.J. Kinetics of the reactions of diethylentriamineplatinum (l 1) ion with different ligands//Inorg. Chem. 1962. v.l. N3. p.481−485.
  287. Martin D.S., Bahn E.L. Kinetics of replacement of the halide ligand of platinum (l 1) complexes // Inorg.Chem., 1967, v.6, N9. p. 1653−1657.
  288. Beattie J.K. On the dissociative pathway in the anation of aquadiethylentriamineplatinum (l 1) ion // Inorg. Chim. Acta, 1983, v. 76, L69
  289. Van Eldik R., Palmer D.A., Schmidt R., Kelm H. Volumes of activation for the anation of Pt (l 1) substituted dien complexes by chloride ion in aqueous solution // Inorg.Chim.Acta, 1981, N50, p.131−135.
  290. И.В. Влияние ионной среды на кинетику замещения лигандов в комплексе PtdienH202+ в водном растворе//Изв. РАН. сер. хим. 1998. № 10. с.1918−1921.
  291. E.Glueckauf,"The electrostatic free energy of concentrated electrolyte solution" in «The structure of electrolytic solutions», ed. by W.J.Hamer, London, 1959, p.97−112.
  292. Aprile F., Martin D.S. Chlorotriammineplatinum (l 1) ion. Acid hydrolysis and isotopic exchange of chloride ligand // Inorg. Chem. 1962. v. 1. N3. p.551−557.
  293. Smithson J.M., Williams R. J.P. A possible Differentiation between Ion-pairs and Complexes// J. Chem. Soc. 1958. N1. P.457−462
  294. M.C., Василев В. А., Епихин Ю. А. О коэффициентах активности щелочных хлоридов в смешанных водных растворах // ЖФХ, 1963, т.37, вып.2, с.354−360.
  295. .Я., Шейхет И. И. Квантовохимическая и статистическая теория растворов. Вычислительные методы и их применение. М.: Химия. 1989. с. 128.
  296. Ben-Naim A. Standard thermodynamics of transfer // J.Phys.Chem. 1978. v.82. N7. p.792−803.
  297. Ben-Naim A. A simple model for demonstrating the relation between solubility, hydrophobic interaction, and structural changes in the solvent // J. Phys. Chem. 1978. v.82. N8. p.874−884.
  298. Ben-Naim A., Marcus Y. Solvation thermodynamics of nonionic solutes // J. Chem. Phys. 1984. v.81. N4. p.2016−2027.
  299. Kollman P. Free energy calculations: applications to chemicsl and biochemical phenomena // Chem. Rev. 1993.V.23. N7. p.2395−2419.
  300. Dang L.X., Kollman P. A. Free energy of association of the K: 18-Crown-6 complex in water //J. Phys. Chem. 1995. v.99. N1. p.55−58.
  301. Leyendekkers J.V. Activity coefficients in mixed solutions. Prediction of Harned coefficients from ionic enthropies // J.Phys. Chem., 1970, v.74, N10, p.2225−2229
  302. Harned H. The thermodynamic properties of the system HC1-KC1-H20 from 0 to 40° //J. Phys. Chem., 1960, v.64, N1, p. 112
  303. С .J.Downes. Thermodynamics of mixed electrolyte solutions. Comparison of HCI-NH4CI-H2O and HCI-KCI-H2O. //J.Chem.Soc., Faraday Trans. 1, 1975, v.71, N3, p.425−434
  304. R.A.Robinson, R.N.Roy, R.G.Bates. The system H20-HC1-NH4C1 at 25°C- a study ofHarned’s rule //J. Solut. Chem. 1974, v.3, N11, p.837−846
  305. Ferse A., Schwabe K. Kettenspannungen in Konzentrierten Elektrolytlosungen // Z. Phys. Chem. 1965. B.230. N1. p.20−41
  306. Рше J.E., Read A.J. Constant ionic media- activity coefficients for hydrogen chloride in aqueous sodium perchlorate //J. Chem. Soc. A. 1966. P. 1812.
  307. O.D.Bonner, L.L.Smith. The determination of activity coefficients of HC1 and p-TSA in mixed aqueous solution from emf // J. Phys. Chem., 1960, v.64, N2, p.261−264
  308. Lietzke M.H., Stoughton R.W. EMF studies in aqueous solutions at elevated temperatures //J.Phys.Chem, 1966, v.70, N3, p.756−760
  309. R.N.Roy, J.J.Gibbons, L.K.Ovens, G.A.Bliss, J.J.Hartley. Activity coefficients for HCl-CaCl2-H20 at various temperatures //J.Chem.Soc., Faraday Trans. 1, 1982, v.78, N5, p. 1405−1422
  310. Lietzke M.H., Stoughton R.W. EMF studies in aqueous solutions at elevated temperatures //J.Phys.Chem., 1967, v.71, N3, p.662−666
  311. Lietzke M.H., Stoughton R.W. EMF studies in aqueous solutions at elevated temperatures //J.Phys.Chem., 1968, v.72, N1, p.257−260
  312. Khoo K.H., Lim T.-K., Chan C.-Y. Activity coefficients for the system HBr-CaBr2-H20 at 298.15K//J.Chem.Soc., Faraday Trans. 1, 1979, v.75, N5, p.1067−1072
  313. E.H., Измайлова Г. А., Лебедь В. И., Рубцов В. И. Коэффициенты активности хлористого натрия в системах NaCl-CaCl2-H20 и NaCl-MgCl2-H20 в интервале температур 278.15−303.15К // Ж. неорг. химии, 1997, т.42, № 9, с.1580−1583.
  314. Padova J. The thermodynamics of mixed chloride-nitrate systems from glass electrode measurements // J.Phys. Chem., 1970, v.74, N26, p.4587−4590
  315. Rush R.M. Isopiestic measurements of the osmotic and activity coefficients for the system НСЮ4- Ba (C104)2-H20 at 25 °C //J. Chem. and Eng. Data 1986. V.31. N4. P.478−481.
  316. Sarada S., Ananthaswamy J. Thermodynamic properties of electrolyte solutions, EMF study of the NaCl-Na2S04-H20 at 25, 35, 45 °C // J.Chem. Soc. Faraday Trans. 1. 1990. V.86. N1. P.81−84.
  317. Voigt W., Haugsdal В., Grjotheim K. Thermodynamics of reciprocal salt systems, isopiestic determination of the osmotic and activity coefficients of the system LiT, NaVCl", NO?" H20 at 100.3°C//Acta Chem. Scand. 1990. V.44. N4. P.311−316.
  318. Esteso M.A., Hernandez-Luis F.F., Fernandez-Merida L., Gonzalez-Dias O.M. Activity coefficients in mixed-electrolyte solutions at 25°, Na-formate + NaCl system // J.Solut.Chem. 1989. V. 18. N3. P.265−276.
  319. KondalaR.N., Ananthaswamy J. Thermodynamics of electrolyte solutions, an EMF study of the activity coefficients of NaCl in the ternary system NaCl-BaCl2-H20 at 25 °C // Z. Phys. Chem. DDR. 1989. V.270. N5. P.955−960.
  320. Venkateswarlu H., Ananthaswamy J. Thermodynamics of electrolyte solutions, activity coefficients of NaCl in NaCl-CoCl2-H20 system at 25, 35 and 45 °C // J. Indian Chem. Soc. 1989. V.66. N7. P.448−450.
  321. Marcus Y., Soffer N. Solubilities and vapor pressure in the quinquinary system NaCl-KCl-MgCl2-CaCl2-H20. Prediction and measurements at 25 °C // J. Chem. Soc. Faraday Trans. 1. 1988. V.84. N10. P.3575−3585
  322. KondalaR.N., Ananthaswamy J. Thermodynamics of electrolyte solutions, an EMF study of the activity coefficients of NaCl in the ternary system NaCl-BaCl2-H20 at 25 °C // J. Indian Chem. Soc. 1988. V.65. N10. P.681−684.
  323. Venkateswarlu H., Ananthaswamy J. Thermodynamics of electrolyte solutions, activity coefficients of NaCl in NaCl-NiCl2-H20 system at 25, 35 and 45 °C // Canad. J. Chem. 1990. V.68. N2. P.294−297.
  324. Reddy D C., Ananthaswamy J. Thermodynamics of electrolyte solutions, activity coefficients of the ternary system KCl-BaCl2-H20 at 25, 35 and 45 °C // J. Chem. and Eng. Data. 1990. V.35. N2. P. 144−147.
  325. П.Я. Коэффициенты активности хлористого натрия в системе NaCl-CaCl2-H20 при различных температурах, применение уравнения Питцера //ЖФХ. 1989. Т.63. № 9.1. С.2352−2359.
  326. Roy R.N., Roy L.N., Farwell G.D., Smith К. A., Millero F. J. Thermodynamics of the unsym-metrical mixed electrolyte HCl-NiCl2. Application of Pitzer’s equations // J. Phys. Chem. 1990. V.94. N18. P.7321−7325.
  327. Roy R.N., Rice S.A., Vogel K M., Roy L.N., Millero F. J. Activity coefficients for HCl-BaCl2-H20 at different temperatures and effects of higher order electrostatic terms // J. Phys. Chem. 1990. V.94. N19. P.7706−7710.
  328. Reddy D.C., Ananthaswamy J. Thermodynamics of electrolyte solutions, electromotive force studies on aqueous KC1 solutions in KCl-MgCl2-H20 system at 308 and 318K //Bull. Electrochem. 1990. V.6. N8. P.735−736.
  329. Kumar A. Activity coefficients in aqueous NaCl-CsCl mixtures from solubility data up to 75 °C. A supplement to Pitzer’s work // J. Solut. Chem. 1989. V.18. N5. P.481−483
  330. Roy R.N., Lawson ML., Nelson E., Roy L.N., Johnson D.A. Activity coefficients in (hydrogen bromide + magnesium bromide)(aq) at several temperatures. Application of Pitzer’s equation // J. Chem. Therm. 1990. V.22. N8. P.727−738*
  331. Manohar S., Sadara S., Ananthaswamy J. Thermodynamics of electrolyte solutions: an emf study of the activity coefficients of KC1 in KCl-CaCl2-H20 at 298.15, 308.15, 318.15K // J. Chem. Therm. 1989. V.21. N.9. P.969−976.
  332. Ochs L.R., Kabiri-Bard M. Cabezas H. An improved isopiestic method to determine activities in multicomponent mixtures // AlChE J. 1990. V.36. N12. P. 1908−1912.
  333. Manohar S., Ananthaswamy J. Thermodynamics of electrolyte solutions: an emf study of the activity coefficients of the ternary system NaCl-NaN03-H20 at 308 and 318K // Bull. Electrochem.1991. V.7.N9. P.427−429.
  334. Manohar S., Ananthaswamy J. Thermodynamics of electrolyte solutions: an emf study of the activity coefficients of KC1 in KC1-KN03-H20 at 25, 35 and 45 °C // J. Solut. Chem. 1990. V.19. N11. P.1125−1135
  335. Manohar S., Ananthaswamy J. Activity coefficients of NaCl in NaCl-Na0Ac-H20 at 25, 35, 45 °C // Canad. J. Chem. 1991. V.69. N1. P. 111−115.
  336. Manohar S., Ananthaswamy J., Atkinson G. Application of Pitzer’s equations for quaternary systems: NaCl-NaN03-Na0Ac-H20 and KCl-KN03-K0Ac-H20 at 25 °C // J. Chem. and Eng. Data1992. V.37. N4. P.459−463.
  337. Roy R, Moore C.P., White M.N., Roy L.N., Vogel K.M., Johnson D.A., Millero F.J. Thermodynamic properties of aqueous mixtures of HC1 and CoCl2 at different temperatures, application of Pitzer’s formalism // J. Phys. Chem. 1992. V.96. N1. P.403−407.
  338. Rard J. A. Isopiestic determination of the osmotic and activity coefficients of H2S04+Na2S04 (aq) at the temperature 298.15K. // J. Chem. Therm. 1992. V.24. N1. P.45−66.
  339. Todorovic M., Nincovic R. Osmotic and activity coefficients of KN03-Mg (N03)2 (aq) at the temperature 298.15K. //J. Chem. Therm. 1992. V.24. N9. P.937−941.
  340. Holmes H.F., Mesmer R.E. Isopiestic studies of aqueous solutions at elevated temperatures, NaCl-CsCl (aq) //J. Phys. Chem. 1990. V.94. N20. P.7800−7805
  341. Haghtalab A., Vera J.H. Mean activity coefficients in the ternary NaCl-NaN03-H20 and NaBr-NaN03-H20 systems at 298.15K//J. Chem. and Eng. Data. 1991. V.36. N3. P.332−340.
  342. Haghtalab A., Vera J.H. Mean activity coefficients at 25 °C for NaBr-Ca (N03)2 -H20 mixtures, a ternary system without a common ion // J. Solut. Chem. 1991. V.20. N5. P.479−493.
  343. П.Я. Коэффициенты активности хлорида натрия в растворах NaCl-MgCl2-H20 при различных температурах, применение метода Питцера//Электрохимия. 1991. Т.27. № 9. С.1148−1153.
  344. П.Я. Коэффициенты активности хлорида натрия в растворах NaCl-MgS04-Н20 при различных температурах, проверка метода Питцера //Электрохимия. 1991. Т.27. № 10. С. 1290−1294.
  345. В.Е., Пашков Г Л., Ступко Т В., Новиков Л. К. Коэффициенты активности Н и СГ в водных растворах смесей перхлората и хлорида натрия с постоянными ионными силами//Деп. ВИНИТИ. 1992. 3171. В92. 10 с.
Заполнить форму текущей работой

На отлично!