Помощь в учёбе, очень быстро...
Работаем вместе до победы

Термодинамика реакций кислотно-основного взаимодействия и комплексообразования лимонной и винной кислот с ионами натрия, калия, магния, кальция в водном растворе

Диссертация: Термодинамика реакций кислотно-основного взаимодействия и комплексообразования лимонной и винной кислот с ионами натрия, калия, магния, кальция в водном растворе
ДиссертацияПомощь в написанииУзнать стоимостьмоей работы

Важную роль во многих биологических системах играют реакции кислотно-сновного взаимодействия и комплексообразования. Выявление основных зако-эмерностей протолитических и координационных равновесий в растворах окси-шшт имеет существенное значение для понимания механизмов многих химико-1алитических, биохимических и других реакций. Изучение процессов комплек-)образования, в свою очередь, связано… Читать ещё >

Содержание

  • ведение.,. лава 1. Протолитические равновесия в водных растворах лимонной винной кислот.,
  • 1. Структура и свойства окснкислот
    • 1. 1. Влияние ионной силы на термодинамику процессов диссоциации в 1створе
  • 2. Равновесия ступенчатой ионизации в растворе лимонной кисло
  • 3. Кислотно-основные равновесия в водных винной кислолава 2. Координационные равновесия лимонной и винной кислот с пионами натрия, калия, магния и кальция в водном раство-г
    • 1. 1. Реакции комплексообразования в водных растворах оксикис
    • 1. 2. Координационные равновесия в водных растворах лимонной и винй кислот с Na+ и К+
    • 1. 3. Координационные равновесия в водных растворах лимонной кисло
  • I. с магнием и кальцием

1.4. Равновесия реакций комплексообразования винной кислоты с каинами магния и кальция. кспериментальная часть и обсуждение результатов. тава 3. Потенциометрическая и калориметрическая установки и гтодики проведения опытов.

I. Описание потенциометрической установки.

I. Описание и основные характеристики калориметрической установ-.-.-.V.

Методика проведения и расчета калориметрического опыта.

I Реактивы. лава 4. Потенциометрическое исследование протолитических и ко-рдинационных равновесий в водных растворах лимонной и винной ислот с ионами Na+, К+, Mg2+ и Са2+.

1. Потенциометрическое исследование протолитических равновесий в >дных растворах лимонной и винной кислот.

2. Определение констант комплексообразования лимонной и винной киют с катионами натрия и калия.

3. Исследование координационных равновесий лимонной и винной киют с катионами Mg2+ и Са2+. лава 5. Термохимическое исследование кислотно-основных равно--сий лимонной и винной кислот в водных растворах.

1. Термодинамика ступенчатой диссоциации лимонной кислоты.

2. Термодинамические свойства растворов винной кислоты.

3. Определение энтальпий образования лимонной и винной кислоты в дном растворе. лава 6. Термохимия координационных равновесий в водных растрах лимонной кислоты с ионами Na+, К+, Mg2+ и Са2+.

1. Термодинамика координационных равновесий в водных растворах [ионной кислоты с ионами натрия и калия.

2. Термохимия координационных равновесий в водных растворах линной кислоты с катионами магния и кальция. пава 7. Термохимическое изучение координационных равновесий в >дных растворах винной кислоты с ионами натрия, калия, магния, шьция.

1. Термохимия координационных равновесий винной кислоты с ионами i+ и К+.

I. Термодинамика реакций комплексообразования винной кислоты с каонами магния и кальция. шва 8. Обсуждение протолитических и координационных равнове-й в водных растворах лимонной и винной кислот.

Термодинамика реакций кислотно-основного взаимодействия и комплексообразования лимонной и винной кислот с ионами натрия, калия, магния, кальция в водном растворе (реферат, курсовая, диплом, контрольная)

Всестороннее изучение оксикислот, а их соединений представляет большой нтерес. Эти кислоты принимают активное участие во многих процессах жизне-еятельности как сами, так и их комплексы с металлами. Разнообразие и важ-ость функций оксикислот общеизвестны. Оксикислоты находят широкое приме-ение в фармакологии, медицине, сельском хозяйстве, пищевой и других отраслях ромышленности. Используются также комплексы оксикислот с металлами (Са, [g, Ni, Со, Си, Zn, Мп, Мо и другми).

Важную роль во многих биологических системах играют реакции кислотно-сновного взаимодействия и комплексообразования. Выявление основных зако-эмерностей протолитических и координационных равновесий в растворах окси-шшт имеет существенное значение для понимания механизмов многих химико-1алитических, биохимических и других реакций. Изучение процессов комплек-)образования, в свою очередь, связано с необходимостью учета реакций кислот-}-основного взаимодействия в системе.

Настоящая работа посвящена изучению термодинамики протолитических и) ординационных равновесий в растворах лимонной и винной кислот с ионами ггрия, калия, магния и кальция.

Актуальность.

Термодинамические исследования растворов оксикислот сравнительно не-ногочисленны. Актуальным является термодинамическое изучение растворов ссикислот в широком интервале температур и концентраций. Получение термо-шамических характеристик реакций ступенчатой диссоциации и комплексообра-вания лимонной и винной кислот делает возможным проведение строгих тер-эдинамнческих расчетов в системах, содержащих эти соединения. Такие термо-шамические характеристики, как константы диссоциации кислот, константы ус-йчивости комплексных соединений, изменение стандартных энергий Гиббса, [тальпии, энтропии, теплоемкости в процессах протолитических равновесий ли-знной и винной кислот и комплексообразования с катионами натрия и калия, льция и магния необходимы, для более глубокого понимания механизмов рекций, протекающих в растворах оксикислот. Эти данные могут быть использова-ы для изучения поведения более сложных биосистем и для нужд биотехнологии.

Цель работы.

Целью настоящей работы является изучение влияния температуры и кон-ентрации фонового электролита на величину констант и энтальпий ступенчатой онизации лимонной и винной кислот и реакций комплексообразования кислот с атионами натрия, калия, магия и кальция методами потенциометрического тит-ования и калориметрии. Определение стандартных термодинамических характе-истик исследуемых реакций.

Научная новизна.

Определены константы координационных равновесий лимонной и винной ислот с ионами натрия, калия, магния и кальция методом потенциометрического 1трования при нескольких значениях ионной силы раствора на фоне хлорида гтраэтиламмония. Методом прямой калориметрии впервые изучены протолити-гские равновесия лимонной и винной кислот в водных растворах, в которых эактически исключена возможность ассоциации анионов кислот с катионом фо-эвого электролита. Исследованы координационные равновесия лимонной и вин-зй кислот калориметрическим методом с указанным рядом металлов. Рассчита->i стандартные термодинамические характеристики взаимодействия протона и 1ТИОНОВ металлов с исследованными лигандами. Получены надежные значения биодинамических характеристик реакций кислотно-основного взаимодействия комплексообразования в исследуемых системах.

Практическое значение работы.

Данные по термодинамическим характеристикам реакций протолитических координационных взаимодействий в растворах лимонной и винной кислот в андартном состоянии и практически важных солевых растворах необходимы в? личных отраслях народного хозяйства, где находят применение эти соедине-!я: фармакологии, медицине, сельском хозяйстве, радиоэлектронике, пищевой и >угих отраслях промышленности, биотехнологии для разработки, обоснования и гтимизации технологических процессов с участием этих соединений.

Работа выполнена в соответствии с «Основными направлениями научных сследований» Ивановского государственного химико-технологического универ-атета по теме: «Термодинамика, строение растворов и кинетика жидкофазных еакций», код по ГАСНТИ: 31.17.29.

Апробация работы.

Отдельные разделы диссертации докладывались на Международной студенткой конференции «Развитие, окружающая Среда, химическая инженерия» 1ваново, 2000 г.) — Научно-практической конференции «Химия и химическая тех-злогия на рубеже веков» (Томск-2000г.) — Международная конференция студен->в, аспирантов и молодых ученых «Молодая наука-XXI веку «(Иваново, 2001 г.).

Объем работы.

Диссертационная работа изложена на 116 страницах машинописного текста, >держит 15 рисунков, 48 таблиц, состоит из двух глав, посвященных рассмотрено и анализу литературных данных, пяти глав, содержащих экспериментальный атериал и его обсуждение, выводов, списка цитируемой литературы из 132 ис-(чников, приложения, содержащего первичный экспериментальный материал.

ОСНОВНЫЕ РЕЗУЛЬТАТЫ И ВЫВОДЫ.

1.Методом потенциометрического титрования определены константы ступен-атой диссоциации лимонной и винной кислот, и константы устойчивости ком-нексных соединений лимонной и винной кислот с катионами натрия, калия, магния, мьция при температуре 298 К и значениях ионной силы 0,1 и 0,3 на фоне хлорида гграэтнламмония. Показано существенное влияние концентрации щелочных метал->в, используемых в качестве фоновых электролитов, на константы диссоциации.

1слот.

2. Измерены тепловые эффекты ступенчатой ионизации лимонной и винной кн-ют в водном растворе при температурах 288,15- 298,15 и 308,15К при значениях >нной силы раствора 0,1- 0,2 и 0,3(ТЭАС1). Применение хлорида тетраэтиламмония качестве фонового электролита позволило избежать поправки на взаимодействие (ионов кислот с катионами фоновых электролитов.

3. Определены тепловые эффекты координационных равновесий в системах: шонная (винная) кислота — натрий, калий, магний, кальций при температурах 288, >8 и 308Д при значениях ионной силы раствора ОД- 0,2 и 0,3 (ТЭАС1).

4. Проведена строгая математическая обработка экспериментальных данных по шверсальной программе «RRSU» с учетом протекания основных процессов ком-1ексообразования и сопровождающих реакций кислотно-основного взаимодейст-1я. Из калориметрических данных рассчитаны тепловые эффекты образования цит-itob и тартратов натрия, калия, магния и кальция. Отмечено, что экзотермичность >акций комплексообразования уменьшается с ростом температуры и ионной силы.

5.Впервые получена полная термодинамическая характеристика (lg (3°, АгН°, 'G°, ArS°, АгСр0) при конечных значениях ионной силы и в стандартных условиях ш 5 реакций кислотно-основного взаимодействия и для 12 реакций комплексооб-130Вания лимоннойд винной кислот с ионами натрия, калия, магния и кальция в >дных растворах. Рассчитаны стандартные энтальпии образования кислот и проектов их диссоциации и образующихся комплексов в водном растворе при >8Д5К. *.

6. Показано, что в рассматриваемых реакциях тепловые эффекты линейно зави-IT от температуры. Теплоты ионизации лимонной и винной кислот в интервале шператур 280−360 К изменяют знак. Температура изменения знака теплового эф-екта с ростом ионной силы повышается. Показано, что величины ArS° зависят в сновном от заряда реагирующих частиц.

7, Проведена оценка влияния процессов комплексообразования ионов натрия и алия (обычных компонентов фоновых электролитов) с лимонной и винной кисло-ши на процессы иошшщидка^ Показано, что неучет взаимо-гйствия ионов изучаемой системы с компонентами фонового электролита привот к завышенным значениям констант устойчивости образующихся комплексов и шяет на тепловые эффекты комплексообразования.

8. Показано, что в реакциях образования цитратов и тартратов натрия и калия эоисходит изменение знака теплового эффекта в интервале температур 300−320 К. зменение знака теплового эффекта для других комплексов лежит в области темпе-лтур, при которых водные растворы не существуют.

9. На основании измерений энтальпий растворения оксикислот в водном рас-юре ТЭАОН рассчитаны стандартные энтальпии образования лимонной и винно зелот, продуктов их ионизации и комплексов с ионами натрия, калия, магния гльция.

Показать весь текст

Список литературы

  1. Д. Биохимия. Химические реакции в живой клетке. -М.:"Мир", 1980.. с.
  2. Общая органическая химия. Карбоновые кислоты и их производные. Соединения фосфора|Под ред. Сазерленда 0.|И. М.: «Химия», 1983, т. 4, 728 с.
  3. Ingold CjK. Remarks on the electrical and mechanical conditions in the neighbourhood of a dissolved ion. //. Chem. Soc., 1931, Partll.^. 2179−2195.
  4. Eucker A. Gesetzma big keiten fur die veranderlichkeit der affinitats Konstanten substituierter organischer Sauren.// Angen. Chem., 1932, v. 45, p. 203−208.
  5. Kirkwood J.lG., Westheimer F.!h. The electro station constants of organic acids. I-II.// J. Chem". Phys., 1938, v. 6,~p. 506−513−517.
  6. Beetlestone J.IG., Irvine D.H. Reactivity differences between hemoglobins I. The ionization of human methemoglobins A, S, Mid C. // Proc. Roy. Sec., 1964, v. 277(A), p. 401,414.
  7. Beetlestone J.G., Irvine Dip. Reactivity differences between hoemoglo-bins. Part III. The effect of ionic strenght and multiple charge changeson the free-energy and enthalpy of ionization of methoemoglobins.// J. Chem. Soc., 1964, p. 5086−5089.
  8. W.J., Рарее H.^l., Laidier K.J. Microcalometric studies of heats of neutralization and ionization of some weak acids in highly dilute aqueous solutions. //Trans. Faraday Soc., 1958, v. 54, p. 502−506.
  9. В.П., Кочергина Л. А. Теплота ионизации уксусной кислоты в растворах нитрата натрия при различных температурах. // Ж. физ. химии, 1967, тЙ1, с. 2777−2782. ^
  10. Christensen J.J., Izatt R.M., Hansen L.D. Thermodynamics of proton ionization in dilute aqueous solution. VII. AH0 and AS0 values for proton ionization from carboxylic acids at 25°CJ/ J. Amer. Chem. Soc., 1967, v. 89, p. 213 222. aJ i 'V
  11. А.С., Темников Т.й. Теоретические основы органической химии. М.: «Химия», 1991, 652 с.
  12. Hepler L.G. Effects of substituents on acidities of organic acids in water. Thermodynamic theory of the Hammett equation. //J. Amer. Chem. Soc., 1963, v. 85, p. 3089−3092.
  13. Cox J.D., Pilch er G. Term о chemistry of Organic and Organometallic Compaunds. Academic Press. London and New York, 1970, Chap. 5, 262
  14. Ring E.J. Acid-Base Equilibria. The Macmillan Co. New York, 1985, Chap. 7, p. 209.
  15. Eberson L., Wadso J. Intramolecular hydrogen bonding as a factor in determining the Kj/K2 ratios of dicarboxylic acids. //?eta Chem. Scand., 1963, v. 17, p. 1552.
  16. Eberson L., Forsen S. Proton macnetic resonance studies on intramolecular hydrogen bonding in mono-anions of sterically hindered succinic acids. j// J. Phys. Chem., I960, v. 64, p. 767−769.
  17. Eberson L. Studies on succinic acids IV. Evidence for the existence of intramolecular hydrogen bonding in certain highly alkylated ssuccinic acids by infra-red spectra.|/ Acta Chem. Scand., 1959, v. 13, p. 224.
  18. К., Оуэн Б. Физическая химия растворов электролитов. М.: ИЛ., 1951. с,
  19. Everett D.H., Wynne-Jones W.F.K. The thermodynamics of acid-base equilibria, //(frans. Faraday Soc., 1939, v. 35, p. 1380J401.
  20. B.JI. Термодинамические свойства растворов электролитов. М.: «Высшая школа», 1982, 264 с.
  21. В.П., Ясинский Ф. Н. Уравнение для пересчета тепловых эффектов на нулевую ионную силу. //Ж. неорг. химии, 1978, т. 23, № 3, с. 579 584.
  22. В.П., Кочергина Л. А., Крутов Д. В., Черников В. В. Термодинамика кислотно-основного равновесия в водных растворах янтарной кислоты. //Ж. физ. химии, 1997, т. 71, № 1, с. 1.
  23. В.П., Кочергина Я. А., Орлова Т. Д. Тепловые эффекты диссоциации и нейтрализации этилендиаминтетрауксусной кислоты по III и IV ступеням при различных температурах. //Ж. общ. химии, 1978, т. 48, № 12, с. 2770−2771.
  24. В.П., Козловский Е. В., Леденков С. Ф. Кислотно-основное равновесие в растворе этилендиаминдиянтарной кислоты. // Ж. физ. химии, 1987, т. 61, № 5, с^1425−1430.
  25. В.П., Кочергина Л. А., Трошева С. Г. Термодинамика реакций ступенчатой диссоциации фосфоноуксусной кислоты. // Ж. физ. химии, 1990, т. 64, № 9, с. 2325−2330.
  26. В.П., Кочергина Л. А., Гаравнн В. Ю. Влияние температуры на термодинамические характеристики диссоциации L-гистиднна в воде. // Ж. общ. химии, 1985, т. 55, № 12, с. 2780−2787.
  27. В.П., Кочергина Л. А., Гаравин В. Ю. Влияние температуры и солевого фона на термодинамические характеристики кислотно-основного взаимодействия в растворах изомеров аланина. //Ж. общ. химии, 1992, т. 62, № 1, с. 213−218.
  28. В.П., Кочергина Л. А., Горболетова Г. Г., Попова О. Н. Тепловые эффекты диссоциации глицил-у-аминомаслянной кислоты. // Ж. физ. химии, 1997, т. 71, № 9, с. 1586−1590.
  29. В.П., Кочергина Л. А., Горболетова Г. Г., Попова О. Н. Теплоты ступенчатой ионизации глицил-Ь-аспарагинав водном растворе. //Ж. физ. химии, 1999, т. 73, № 4, с. 677−682.
  30. Pitzer K.S. The heats of ionization of water, ammonium hydroxide, carbonic, phosphoric, and sulfuric acids. The variation of ionization constants with temperature and the entropy change with ionization. //J. Amer. Chem. Soc., 1937, v. 59, p. 2365−2371.
  31. Л.А. Термодинамические характеристики некоторых реакций кислотно-основного взаимодействия в водном растворе. // Днсс.канд. хим. наук, Иваново, 1967,149 с.
  32. Kolthofl.M, Bosh W. Influence of neutral salts on acid-salt equilibria II-Illj//Rec. Trav. Chim., 1928, v.47, p.558^. 861. ° W
  33. Simms H.S. The effect of salts on weak electrolytes I. Dissociation of weak electrolytes in the presence of salts. y/ J. Phys. Chem., 1928, v.32, p. 1121.
  34. J., Lebel H. // Kgl. Danske Videnskab Selskab, Mat-fys Medd., 1936, № 19, p. 13.
  35. R.G., Pinching G.D. «Resolution of the dissociation constants of citric acid at 0 to 50 °C, and determination of certain related thermodynamic functions»//J. Amer. Chem. Soc., 1949, v.71, p. 1274−1283.
  36. E. //Biochem. Z., 1951, p. 314, 321.
  37. Warner R.G., Weber I. The cupric and ferric citrate complexes.// J. Amer. Chem. Soc., 1953, v.75, p. 5086.
  38. C.W., Hoyle B.E. «The interaction of calcium ions with some phosphate and citrate buffers»// J. Chem. Soc., 1953, p. 4134−4135.
  39. Bates R.G., Bower V.E. Standard potential of the silver-silver-chloride electrode from 0° to 95 °C and the thermodynamic properties of dilute hydrochloric acid solutionsj/J. Res. Nat. Bur. Standards., 1954, v.53, № 3jp.283.
  40. Hamm R.E., Shull S.M. Citrate complexes with iron (II) and iron (III).// J. Amer. Chem. Soc., 1954, v.76, p. 2111.
  41. MigalP.K., Sycheu A.Y. //J. Inorg. Chem., 1958, v.3,p.314.
  42. Li N.C., Lindenbaum A., White J.M. Some metal complexes of citric and tricarb ally lie acids.//J. Inorg. Nucl. Chem., 1959, v.12, Ш-2, p.122−128.
  43. Okac A., Kolazik Z. Potentiometrische Untersuchung von komplexsalzen der kojisaure in waj3rigen Losungen.// Coll. Czech. Chem. Comm., 1959, v.24, p.266−272.
  44. Campi E., Ostacoli G., Meirone M., Saini G. Complessi degli acidi meso-tartarico e d-tartarico con cationibivalenti in soluzione acquosa.//Ann. Chimica., 1964, v.54, № p.639−646.
  45. Timberleke C.F. Iron-malate and iron-citrate complexes.//J. Chem. Soc., 1964, v.86, p. 5078−5085.
  46. Tate S.S., Grzybowski A.K., DattaS.P." The stability constants of magnesium citrate complexes" //J. Chem. Soc., 1965, pj3905−3911.
  47. Rajan K.S., Mertell A. Equilibrium studies of uranyl complexes III. Interaction of uranyl ion with citric acid./ZInorgan. Chem., 1965, v.4, № 3jp.j462−469.
  48. Grzybowski A.K., Tate S.S., Datta S.P." Magnesium and manganese complexes of citric and isocitric acids «//J. Chem. Soc. (A)., 1970, p. 241−245.
  49. H.A., Кумок B.H. Протонирование анионов некоторых кислот в спирто-водных растворах. //Ж. неорг. химии, 1971, т.16, сс.1643, 3098.
  50. ВелоедоваТ.В., Казанова Л. В., Скорик Н. А. Устойчивость цитратных комплексов Р.З.Э. и иттрия в воде и водно-спиртовых смесях. // Ж. неорг. химии, 1972, т.17, N
  51. Bottari E., Vicedomini M. On the complex formation between lead (II) and citrate ions in acid solution.^/J. Inorg. Nucl. Chem., 1973, v.35, p. 1269−1278.
  52. Гордиенко В. И, Худякова Л. П. Концентрационные константы диссоциации винной и лимонной кислот при высоких ионных силах^/ Ж. общ. химии, 1973, т.43, сс. 323, 326. 7
  53. A.M., Пальчевский В. В. Взаимодействие в растворах окислительно-восстановительных систем. Л.: 1977, с. 134−137.
  54. Г. В., Короленко Л. И. Общий метод расчета термодинамических констант ионизации трехосновных кислот. // Ж. физ. химии, 1978, т.52, №ll, с. 2760−2764.
  55. Hedwig G., Liddie Z., Reeves R. Complex formation of nichel (II) ions with citric acid in aqueons solution: a potentiometric and spectroscopic studyj// Australian J. Chem, 1980, v .33, p. 1685−1693.
  56. Mali В., Sen D. Equilibrium studies of mixed ligand complexes of zinc ion with citric acid and some aliphatic dicarboxylic acids.// Indian J. Chem., 1981, A20, № 7, p. 695−698.
  57. Avdeef A., Kearney D., Brown J., Chemott A. Bjerrum plots for the determination of systematic concentration errors in titration data.// Anal. Chem. (USA), 1982, v. 54, № 13, p. 2322−2326.
  58. D., Duffield J., Williams D. //Inorg. Chem. Acta., 1987, v. 140, p. 309
  59. ManzurolaE., Apelblat A. Apperent molar volumes of citric, tartaric, malic, succinic, maleic, and acetic acids in water at 298,15K.// J. Chem. Thermodyn.^l985, v. 17, № 6, p. 579−584.
  60. Robertis, Stefano, Rigano, Sammartano Thermodynamic parameters for the protonation of carboxylic acids in aqueous thetraethylammonium iodide solutions^/ J. Solution Chem., 1990, v. 19, К"Тб, p. 569−617.
  61. Glab C., Cummins D., Duffield J., Williams D. Thermodynamic parameters for the protonation of carboxylic acids in aqueous tetraethylammonium iodide solutionsj/ J. Inorg. Biochem., 1993, v. 42, p. 273.
  62. Д.В. Термодинамика протолитических равновесий в водных растворах янтарной, винной, лимонной и этилендитиодиуксусной кислот. Дисс. канд. хим. наук, Иваново, 1998,201 с.
  63. В.А., Васильев В. П., Козловский Е. В. Пакет универсальных программ для обработки экспериметальных данных при изучении сложны равновесий в растворах. Новосибирск, 1985, 219−226.
  64. Cannon R., Kibrick A. Complex formation between carboxylic acids and divalent metal cations. t/ J. Amer. Chem. Soc., 1938, vl60, p. 2314−2320.1. L
  65. Topp N., Davies C. The extent of dissociation of salts in water. Part IX. r
  66. Calcium and Barium salts of dicardoxylic acids. f/J. Chem. Soc., 1940, v62, p. 87−89. «vO 1
  67. R., Canham A. //J. Res. Nat. Bur. Stand., 1951,47, p. 5.
  68. Vartapetian O. Contribution a I’etude des complexes du germanium et qurlques acides a-alcools.1//Ann. Chimie. (France), 1957, v.2, № 11−12, p. 916 964.
  69. Timberlake C. Iron-tartrate complexes.// J. Chem. Soc., 1964, p. 12 291 240. | Д
  70. Rajan K., Martell A. Equilibrium studies of uranyl complexes II. Interaction of uranly ion with tartaric and malic acids.// J. Inorg. Nucl. Chem., 1964, v|6,№jll, p. 1927−1944.
  71. Frei V., Solcova A. Koordinationsverbindungen von organischen oxosubstanzen XIV. Untersuchung von tartrate -b о ratio su n g en A/7 Collec. Czech. Chem. Commun., 1965, vSo, p. 961−975.
  72. Simeon V, Voloder K., Weber 0. Complex formation in the copper (II)-tartaric acid system./Anal. Chim. Acta, 1969, v.|f4, № 2, p. 309−313.
  73. Ramamoorthy S., Manning P. Equilibrium studies of metal-ion complexes of interest to natural waters 1−110/ J. Inorg. Nucl. Chem., 1972, v.34, p. 1977−2007. ^
  74. Dunsmore H., Midgley D. Thermodynamics of (+)-tartaric acid and its sodium and potassium complexes.//J. Chem. Soc., Dalton Trans., 1972, Ш, p. 64−69. f. lV
  75. Vanni A., Gennaro M., Ostacoli G. Equilibrium studies of beryllium complexes. Interaction of beryllium ion with succinic, DL-malic and D (+)-, L (-)-, meso-tartaric acids.//J. Inorg. Nucl. Chem., 1975, 37,1443.
  76. Pettit L., Swash J. Complexes of D-, L-, LD-, and meso-tartaric acid with hydrogen and oxovanadium (IV) cations. //J. Chem. Soc., Dalton Trans., 1978, №(4, p|86−290.
  77. Johansson L. Complex formation in the copper (II) meso-tartrate system in acid and neutral equeous solution // Acta Chem. Scand., 1980, A34, № 7, p.507−514.
  78. Daniele P., Rigano C., Sammartano S. Ionic strength dependence of formation constants. I. Protonation constants of organic and inorganic acids. // Talanta, 1983, Д0,^2, p.81−87.
  79. Kiss Т., BuglyO P., SannaD., MiceraG. //Inorg. Chim. Acta, 1995, p.239, 145. :
  80. P., Стоке P. Растворы электролитов. M., Й.Л., 1963. с,
  81. К.Б., Васильев В. П. Константы нестойкости комплексных соединений. Изд. Академия Наук СССР, М. 1959.. с,
  82. К.Б. Термохимия комплексных соединений. М.- Изд-во АН СССР, 1951.
  83. В.П. Температурная зависимость констант равновесия реакций в растворах. //Ж. фнз. хнмни, 2000, т. 74, № 6, с^Л 146−1148.
  84. Rechnitz G., Zamochnick S. The response of cationsensitive glass electrodes to alkali metal ions in partially aquated medi? j//fralanta., 1964JJ,№f6, 979 983. 11
  85. Robertis, Giacomo, Foti.//Anal. Chim. Acta., 1995,300,45.
  86. Pearce K. Formation constants for magnesium and calcium citrate complexes.//Australian J. Chem., 1980, v.33, p.1511−1517. ^
  87. Dunsmore H., Midgley D. Sodium glass electrode studies of sodium tartrate complexes.//!. Chem. Soc.(A)$ 97?n°20, 3238−3240.• —. ^ p
  88. Dunsmore H., Midqley D. Thermodynamics of (+) tartaric asid and its sodium and potassium complexes.// J. Chem. Soc., Dalton Trans. 1972№l, 6469. y -77
  89. Daniele P., Rigano C., Sammartano//Ann. Chim. (Rome), 1980,70,119.
  90. Daniele P., Robertis A., Stefano CM I Chem. Res. (S), 199оЗооГ~Г
  91. Tobia S., MiLad N.//J.Chem.Sjc^964Jim5. 1 «^
  92. Tate S., Grzybowski A., Datta S. The stability constants of magnesium citrate complexes.//J. Chem. Soc., 1965,3905−3912. 0
  93. Grzybowski S, Tate ., Datta S. Magnesium and manganese complexes of citric and isocitric acids.//J.Chem.Soc.(A), 1970,241−245.9
  94. Amico P., Daniele P., Rigano C. et al. //Ann. Chim.(Rom е) Д982,75Д15Я
  95. ClabS., Maj-Zurawska M.//And.Chim.Acta., jl993l273,^493.
  96. Schubert J. Complexes of alkaline earth cations including radium with amino acids and related compounds^/J. Am. Chem.Soc., l954, v.76> рТ3442−3446.1.j
  97. Davies C., Hoyle B. The interaction of calcium ions with some citrate buffers: A correction.// J.Chem.Soc.J955p.l038.
  98. Patnaik R., Pani S., Studies on the citrate complex of calcium.// J. Indian Chem.Soc.^961, v.38, № 429−232.
  99. Campi E, Ostacoli
  100. McDowell W., Keller 0. et ai. Nobrlium chemistry: aqueous complexing with carboxylate ions+ .//J. Inorg. Chem., J.976, 36, 1207−1210.
  101. Cragges A., Moody G., Thomas J. Calcium ion-selective electrode measf~ r~ «rurements ш the presence of complexing iigands.// Analyst, 1979, v. l04|№jl243,7 p.961−972. «» L W
  102. Tripathy N., Tripathy K.K., Patnaik R.K. Studies of the tartrate complexes of magnesum, strontium and barium.//!. Indian. Chem. Soc., 1967,44,№ 4,329−333. 7f>! n)
  103. MasIowska’J., Owezarek A. Potentiometric studis on mixed complexes of alkaline earth group metals with ascorbicand tartratic acids.//Pol. J. Chem., 1988,62^-3,75−83.
  104. Cannon R.,^i3rick A. «Complex formation between carboxylic acids and divalent metal cations'7/J. Am. Chem. Soc., 1938,60,2314
  105. Tripathy N., Patnaik R. Tartrate complex of calcium.// J. Indian. Chem. Soc., 1965, v. 42, .ф», p.712−714.
  106. Ш. Никулин Н. В., Назаров А. С. Радиоматериалы и радио ком по ненты.-М.: Высш. школа, 1981.-С.77.118,Parker W.B. Thermal properties of aqueous uni-univalent electrolytes // Washington, NSRDS-NBsSjl965.
  107. U9.Kilday M.V. The entalpy of solution of SRM1655 (KCl) in H20 // J. Research NBS. 1980, v.fo. Щ. p467.
  108. Ш.Коростылев ПЛ. Приготовление растворов для химико-аналитических работ -М:Наука.1964^с.235.
  109. Martell A., Smith Е., Critical stability constants. N.Y.- London: Plenum Press, 1974. v. jl/713p
  110. A.H. Некоторые вопросы статистической обработки термодинамических данных. I. Ошибки интерполяции и экстраполяции линейных функций. //Ж. физ. химии, 1967, т.^1, Ml2, с5з096−3101.и И I
  111. А.В. Стандартные энтальпии сгорания и образования кислород- и азотсодержащих органических соединений. Дисс., канд. хим. наук, ИГХТА, Иваново, 1996, 105с.
  112. Термическр константы веществ // Справочник под ред. Глушко В. П., М.: ВИНИТИ, j 976, Ьф
  113. Herbert H.S., EnibreeN.D. The temperature variation of ionization constants in aqueous solutions, /jj. Amer. Chem. Soc., 1934, v. l56, p. 1050−1053.
  114. King E.J., King G.W. The thermodynamics of ionization of amino ac-ids.II. The ionization constants of some N-acyl amino acids!// J. Amer. Chem. Soc., 1956, v.38, p. 1089−1099. 1
  115. В.П., Шеханова Л. Д., Кочергина Л. А. Теплота ионизации щавелевой кислоты в растворах нитрата натрия при различных температурах.//Ж. общ. химии, 1976, т.46, с. 730.)V? 7
  116. В.П., Кочергина Л. А. Теплоты ионизации гидроокиси аммония в растворах нитрата натрия при различных температурах // Ж. физ. химии, 1968, т|42, с. 373−379.-^
  117. Gurney R.W. Ionis in solutionj/fchapter, 193.113.
  118. В.П. Составляющие термодинамических характеристик реакций кислотно-основного взаимодействия. //ЖНХ., 1984, т.-29, № 11, с.2785−2792.
  119. Ш. Васильев В. П. О зависящих и независящих от температуры составляющих термодинамических характеристик реакций комплексообразования. //ЖНХ., 1985, е|3−8.
Заполнить форму текущей работой

Пора сдавать?