Эффекты среды при образовании гидросульфат-иона в водно-солевых растворах тема диссертации и автореферата по ВАК РФ 02.00.04, кандидат химических наук Баталина, Лейла Султановна

• Баталина, Лейла Султановна
• кандидат химических наук
• 2006

Оглавление диссертации кандидат химических наук Баталина, Лейла Султановна

Введение.

1 Литературный обзор.

1.1 Основные понятия. 1.2 Стандартизация условий изучения равновесий ч 9 комплексообразования в растворах.

1.2.1 Экстраполяция констант устойчивости к нулевой ионной силе.

1.2.2 Метод постоянной ионной среды. ^

1.2.3 Правило Харнеда для 2-компонентной системы.

1.2.4 Поведение микропримеси на фоне бинарного электролита.

1.2.5 Следствия из правила Харнеда.

1.3. Методы изучения комплексообразования.

1.3.1. Потенциометрический (рН-метрический) метод.

1.3.2 Метод растворимости.

1.4 Образование гидросульфат-иона в водных растворах.

2. Экспериментальная часть.

2.1 Подготовка реактивов и анализ растворов.

2.2 Метод исследования.

3. Математическая обработка и обсуждение результатов.

3.1 Обработка экспериментальных данных.

3.1.1 Образование ШО^ в смеси изомолярных растворов перхлоратов лития (или натрия) и хлорной кислоты.

3.1.2 Образование Н804~ в смеси изомолярных растворов хлорида щелочного металла (лития, натрия, калия, цезия) и ^ хлороводородной кислоты.

3.1.3 Образование Н804" на фоне солей аммония (Ж14СЮ4 и №££1).

3.1.4 Образование Н804" на фоне нитратов лития, натрия, калия и азотной кислоты.

3.2 Результаты обработки данных по растворимости нелинейным методом наименьших квадратов.

3.3 Эффекты среды по растворимости ЗгБОд в растворах индивидуальных солей и в смесях их изомолярных растворов.

3.3.1 Эффекты среды при анионной замене.

3.4 Обработка литературных данных по образованию комплексов таллия методом, учитывающих эффекты среды.

Выводы.

Введение диссертации (часть автореферата) на тему «Эффекты среды при образовании гидросульфат-иона в водно-солевых растворах»

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

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

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

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

В связи с вышеизложенным решались следующие задачи:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Связь темы с планами работы СибГТУ

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

I ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР

1.1. Основные понятия

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Заключение диссертации по теме «Физическая химия», Баталина, Лейла Султановна

ВЫВОДЫ

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

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

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

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

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

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

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

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

Список литературы диссертационного исследования кандидат химических наук Баталина, Лейла Султановна, 2006 год

1. Федоров, В.А. Эффекты среды и процессы комплексообразования в растворах электролитов:.дис.д.хим.наук 02.00.01, 02.00.04: защищена 04.10.1990: утверждена 12.02.1991. / Федоров Владислав Андриянович.-Иваново., 1990.-72с.

2. Белеванцев, В.И. Постановка и описание исследований сложных равновесий в растворах / В.И. Белеванцев учебное пособие.-Новосибирск.:изд-во НГУ. 1987.-80с.-500 экз.

3. Белеванцев, В.И. Стандартизация констант равновесий диссоциации (образования) комплксов и кислот и влияние на них смешанных растворителей / В.И. Белеванцев, В.Н. Асеева — препринт 99-01.- Новосибирск.: Изд-во СО РАН. 1999. - 41с. - 200 экз.

4. Белеванцев, В.И. Термодинамические характеристики химических форм и детальных компонентов / В.И.Белеванцев // Журнал физ. химий.-.2002.-Т.7б.-№4.-С.608-614.

5. Белеванцев, В.И. Стандартизация химпотенциалов компонентов детального состава растворов/ В.И.Белеванцев // Изв.СО АН СССР Сер.химическая.-1990,-№5.-С.18-26.

6. Белеванцев, В.И. Исследование сложных равновесий в растворе/В.И. Белеванцев, Б. Пещевицкий.- Новосибирск: Изд-во СО РАН. - 1978.-252 с.-1800 экз.

7. Рабинович, В.А. Термодинамическая активность ионов в растворах электролитов/В .А. Рабинович- Л.: Химия, 1985.-176 е.; 3600 экз.

8. Рабинович, В.А. Реальные и химические коэффициенты активности ионов одного вида в растворах электролитов// Термодинамика и строение растворов/ В.А.Рабинович. межвузовский сборник.- Иваново.- 1979.- С.33-45

9. Федоров, В.А. Стандартизация условий изучения термодинамики реакций образования комплексов в растворех// Тезисы докладов симпозиума на тему

10. Стандартизация условий изучения комплексообразования в растворах» /В.А. Федоров, В.Е. Миронов.- Красноярск. 1982. - С. 1-2

11. Розен A.M. «Стандартное состояние «чистое вещество» как термодинамический инструмент для выявления химического взаимодействия в растворах электролитов»// Докл.АН СССР/ А.М.Розен.-1979. Т.249. - №1. -С.131-139

12. Крестов, Г.А. Термодинамика ионных процессов в растворах/ Геннадий Крестов. 2-е изд., перераб. Л.: Химия. - 1984. - 272 е.- 4500 экз.

13. Крестов, Г.А. Современные проблемы химии растворов / Г.А. Крестов, В.И. Виноградов, Ю.М. Кесслер и др. М.: Наука. - 1986.- 264с. - 2350 экз.

14. Мищенко, К.П. Термодинамика и строение водных и неводных растворов электролитов / К.П. Мищенко, Г.М. Полторацкий,- JL: Химия. 1976. — 328 с. — изд-е 2-е, перераб. - 5400 экз.

15. Мищенко, К.П. Вопросы термодинамики и строения водных и, неводных растворов электролитов / К.П. Мищенко, Г.М. Полторацкий.- Л.: Химия. -1968.-352с.-5500 экз.

16. Измайлов, Н.Ф. Электрохимия растворов / Н.Ф. Измайлов.-Харьков.: изд-во Харьковского унив-та. 1959. - 958 с. - 10000 экз.

17. Карапетьянц М.Х. Химическая термодинамика/ М.Х. Карапетьянц. -М.:Химия, 1975.-584 с.

18. Россотти Ф. Определение констант устойчивости и других констант равновесия в растворах/Ф. Россотти, X. Россотти.- М.: Мир. 1965. - 522 с.

19. Johansson L. Some aspect of constant ionic medium principle. Study of the iron (III) fluoride and trys (propilenediamine) - cobalt (III) iodide system/ L. Johansson // Acta Chem. Scand.- 1975.- V.29.-№3.- P.363-379

20. Рязанов, M.A. Новый метод стандартизации коэффициентов активности при изучении реакций комплексообразования в водных растворах/ М.А. Рязанов // Изв.вузов. Сер. Химия и хим.технология.-1983. -Т.26.- №6.- С.710-714

21. Рязанов, М.А. Возможности определения констант равновесия комплексообразования изопиестическим методом/М.А.Рязанов //Изв. Вузов. Сер.Химия и хим.технология.-1981. — Т.24.- №4 С.435-439

22. Рязанов, М.А. Новый метод сохранения постоянства коэффициентов активности реагирующих частиц при изучении процессов ассоциации и комплексообразования в растворах / М.А. Рязанов // Координационная химия.-1984. -Т.Ю.- №1. С.36-39

23. Вопросы физической химии растворов электролитов / под ред. Г.И.Микулина.- JL: Химия. 1968. - 420 с. - 5200 экз.

24. Розен, A.M. Правило эффективной ионной силы / А.М.Розен // Журнал физической химии.- 1976.-Т.50. №8. - С.2012-2015

25. Бек, М.Т. Химия равновесий реакций комплексообразования / М.Т. Бек.-М.:Мир. 1973.-349 с.

26. Бек, М. Исследование комплексообразования новейшими методами / М. Бек, И.Надьпал М.: Мир. - 1989 .- 413 с. - 3300 экз.

27. Васильев, В.П. Термодинамические свойства растворов электролитов / В.П. Васильев.- М.: Высшая школа. 1982. - 317 с. - 8000 экз.

28. Хартли, Ф.Р. Равновесия в растворах / Ф.Р. Хартли, К. Бергес, P.M. Олкок.-М.: Мир. 1983. - 360 с. - 4500 экз.

29. Васильев,В.П. О наиболее вероятных значениях констант устойчивости координационных соединений / В.П.Васильев, В.Н.Васильева // Журнал неорг. химии- 1977.— Т. 22.-С.1160-1163

30. Миронов, В.Е Образование слабых комплексов ионами металлов в водных растворах/ В.Е. Миронов, В.А. Федоров, И.Д. Исаев // Успехи химии. 1991. -Вып.6 . — Т 60. - С.1128-1153.

31. Васильев, В.П. О влиянии ионной силы раствора на константу нестойкости комплексных соединений./ В.П. Васильев // Журнал неорганич. химии. 1962. - Т.7. - №8.- С. 1789-1794

32. Шахпаронов, М. И. Введение в современную теорию растворов / М. И. Шахпаронов. М.: Высшая Школа. - 1976.- 296 с. - 10000 зкз.

33. Агафонов, В.А. О влиянии состава бинарной электролитной системы на константы равновесия химических реакций при постоянной ионной силе раствора» / В.А. Агафонов, A.M. Кутепов // Доклады академии наук,-1999. -Т. 367.- №1. С.62-63

34. Pitzer, K.S. Thermodynamics of Electrolytes. I. Theoretical Bases and General Equations / K.S. Pitzer// J. Phis. Chem. 1973. - V. 77. - №2. - P.268-277.

35. Pitzer, K.S. Thermodynamics of Electrolytes. I. Activity and Osmotic Coefficients for Strong Electrolytes with One or Both Univalent / Pitzer K.S., Mayorga G. // J. Phis. Chem. 1973. - 77. - №19. - P.2300-2308.

36. Jalenty, R. A Considiration of Pitzer's equation for activity and osmotic coefficients in mixed electrolytes / Jalenty R., Caramazza R. // J. Soc. Faraday Trans. 1984. - Pt.1.80. - №1 P. 55-60

37. Rabundra, R. Application of Pitzer's equation on system HCl+MgCl2+H20 at various temperatures / V. R. Rabundra, N. Gibbons James I, Trower Jonathan K., Lee Gregory A.// J. Solut.Chem. 1980. - V.9. - №7.

38. Nilsson, R.O. The complex formation between thallium (I) ions and halide thiocynate and cyanide ions / R.O. Nilsson // Arkiv Kemi. 1956. - V.10. - №48. -P.363-381

39. Христенсеи, Д. Термохимия растворов неорганических соединений./ Д.Христенсен., Р. Изватт М.:Мир. - 1970. С.13-78

40. Исаев, И.Д. Термодинамика некоторых ацидокомплексов таллия (1).-И.Д. Исаев -Новосибирск. 1973. — 150 с.

41. Миронов, В.Е Константы устойчивости внешнесферных комплексов металлов в растворах / В.Е. Миронов, И.Д. Исаев. Красноярск: изд-во Красноярского Университета. - 1983. - 365 с. - 1000 экз.

42. Федоров, B.A. О выборе инертного электролита в методе постоянной ионной среды / В.А. Федоров // Координационная химия. 1981. -Т.7. - №8. - С.1142-1148

43. Харнед, Г. Физическая химия растворов электролитов/ Г. Харнед, Б. Оуен. -М.: Мир. 1952 .- 253 с.

44. Робинсон, Р. Растворы электролитов /Р. Робинсон, Р.Стокс. М.: Иностранная Литература . 1963. - 643 с.

45. Кульба, Ф.Я. Химия таллия / Ф.Я.Кульба, В.Е.Миронов Л.:Госхимиздат. -1963.-208 с.-3200 экз.

46. Lietzke, M.N. EMF studies in aqueous solutions at elevated temperatures / M.N. Lietzke, H.B. Hupf, B.W. Stoughton // J. Inorg. Nucl. Chem. 1969. - V.31. - №11 -P.3481-3491

47. Reilly, P.J. The prediction of osmotic and activity coefficients in mixed-electrolyte solutions / P.J. Reilly, R.H.Wood, R.A. Robinson // J. Phys. Chem. -1971.-V.75. №9. - P.1305-1315

48. Ивченко, C.M. Эффекты среды и термодинамические параметры равновесий в вводно-солевых растворах: дис. кандидата.хим.наук: 02.00.04. защищена 26.12.85 : утв. 20.10.86 / Ивченко Сергей Михайлович. -Красноярск., 1985. 241 с.

49. Миронов, И.В. Влияние среды и комплексообразование в растворах электролитов/ И.В. Миронов.- Новосибирск: ИНХ СО РАН. 2003.-239 е.- 200 экз.

50. Белеванцев, В.И. Возможности изучения равновесий в растворе при высоких ионных силах / В.И. Белеванцев, И.В. Миронов, Б.И. Пещевицкий.//Изв. СО АН СССР. Серия хим. Наук. 1981. -№4 (344). - №2 - С. 23-25.

51. Белеванцев, В.И. Влияние изменений ионного фона на константу диссоциации одноосновной кислоты./ В.И. Белеванцев, И.В. Миронов, Б.И. Пещевицкий.//Журнал неорганической химии 1982.- В.27. №1 - С. 53-57

52. Bjerrum, J Determinations of Small Stability Constants/ A. Spectrophotometric Study of Copper (II) Chloride Complexes in Hydrochloric Acid / J. Bjerrum // Acta Chem. Scand. -1978. A -41. №6. -P.328-334

53. Мельвин — Хьюз, E. А. Равновесия и кинетика реакций в растворах/Е.А. Мельвин Хьюз.- М.: Химия. - 1975. - 472 с. - 7000 экз.

54. Яцмирский, К. Б. Константы нестойкости комплексных соединений/ К. Б. Яцмирский, В. П. Васильев. Изд-во АН СССР. - 1959. - 315 с.

55. Sillen, LG. .Stability Constants of Metal-ion Complexes / L.G. Sillen // Inorg. Nul. Chem. Soc. 1958. - № 8. - P.176-182

56. Шлефер, Г.Л. Комплексообразование в растворах/Г.JI. Шлефер.- М.: Химия. 1964.- 374 с. - 6000 экз.

57. Пальчевский, В.В. Водные растворы электролитов / В.В. Пальчевский Л.: Изд-во Ленинградского университета. 1984.- 176 с. - 2681 экз.

58. Bieder, G. Ionic media. / G.Bieder //Phys.Chem. Science Research Rep. 1, The nature of seawater. -1975. №1. - P.339-360

59. Кравцов, В.И. Равновесие и кинетика электродных реакций комплексов металлов / В.И. Кравцов Л.: Химия. - 1985. - 208 с.

60. Spiro, М. The calculation of potentials across liquid junction potential / M.Spiro //Electrochim.Acta.-1966.-V.ll.- №6. P.569-580

61. Covington, A. The design off cells with liquid junction and the elimination of liquid junction potential/ A.Covington // Electrochim. Acta. 1966. - V.l 1. - №8. -P.959-962

62. Бейтс, P. Определение pH. Теория и практика./ P. Бейтс. -М.:Химия.,1968. 109 е. - 11500 экз.

63. Васильев, В.П. О влиянии ионной силы раствора на константу нестойкости комплексных соединений / В.П.Васильев // Журнал неорганич. химии. 1962. -Т.7. - Вып.8.-С. 1789-1794

64. Миронов, И.В. Активности компонентов в системах NaCl-NaOH-Н20 и КС1-К0Н-Н20 при 298,2°С / И.В. Миронов, Н.П. Соколова // Журнал физической химии. 1989. - Т.63. - Вып.8. - С. 2085-2091

65. Вдовенко, В.М. Определение констант диссоциации бисульфат-иона при различных ионных силах и температурах растворов / В.М.Вдовенко, Л.Н.Лазарев, Я.С.Хворостин // Журнал неорганической химии. 1967. - Т.12. -Вып.5.-С.1152-1157

66. Young, I.F. Formation Constants and Heats of Ionization of the Bisulfat Ion from 5 to 55°C./ I.F.Young, C.K.Singletery, I.M. Clotz I.M. // J. Phis. Chem. 1978. -V.22. - №6. - P. 671-674

67. Федоров, В.А. Образование бисульфат-иона в водных растворах / В.А.Федоров, Т.Н. Калош, Н.Р.Дерягина // Журнал неорганической химии. -1979. Т.53. - Вып.9. - С.2317-2321

68. Кульба, Ф.Я. Потенциометрическое исследование сульфатных комплексов таллия / Ф.Я.Кульба, Ю.Б.Яковлев, В.Е.Миронов // Журнал неорганической химии. 1965. - Т. 10. - Вып.9. - С.2044-2052

69. Павлюк, JI.A. Вторая константа ионизации серной кислоты в интервале температур 25-175°С / Л.А. Павлюк, Б.С.Стоянов, Л.С.Крюков // Изв.СО РАН СССР. 1972. - №7. -Вып.З. - С.3-7

70. Davis, G.G. The kinetics of the formation of the monosulfatocomplex of iron (III) in aqueous solution / G.G. Davis, W.Smith // Canadian J. Chem. 1962. - V. 40 - №9. - P.1830-1845

71. Rabideou, B.V. The Potential of the Pu(VI)-Pu(IV) Couple and the Equilibrium Constants for some Complex Ions of Pu(IV) / B.V. Rabideou, I.E. Lemans // J. Amer. Chem. Soc. 1951. - V.73. - P. 2895-2899

72. Eiehler, E. The determination of the Bisulfat dissociation quotient from potentiometric measurements / E. Eiehler, S.W. Rabideou // J. Amer. Chem. Soc. -1955 T. 77. - №21. - P.5501-5562

73. Lebroski L.,Alter H.,Neumann F. // J. Amer. Chem. Soc., 1951 T.73 - № - P. 5646

74. Edward J.T., Ultraviolet study of the ionization of bisulfat-ion / J.T. Edward, I.C. Wang / Canadian J. Chem. 1965. - V.34. - P. 3867

75. Пальчевский, B.B. Потенциометрическое определение константы протолитической диссоциации серной кислоты / В.В. Пальчевский, Фан Ты Банг//Вестник ЛГУ. 1972. -№10.-С. 144-146

76. Дерягина, Н.Р. Термодинамика образования моносульфатных комплексов трехзарядных ионов некоторых металлов дис. кандидата.хим.наук: 02.00.04. защищена 31.05.84 : утв. 11.02.85 / Дерягина Надежда Радионовна / Красноярск. -1984

77. Дежина, Г.С. Эффекты среды и межионные взаимодействия в водно-солевых растворах: дис. кандидата.хим.наук: 02.00.04. защищена 26.02.86 : утв. 05.08.86. / Дежина Галина Сергеевна / Красноярск. 1986

78. Ramette, R.W. Solubility Of Lead Sulfate as a Function of Acidity. The Dissociation of Bisulfate Ion. / R.W. Ramette, R.F.Stewart // J. Phis. Chem., 1961. -№2. P. 244-246

79. Дежина, Г.С. О поведении сульфат-иона в смеси изомолярных растворов хлорида лития и остальных щелочных металлов / Г.С. Дежина, В.А. Федоров // Координационная химия 1987. Том 13. - Вып.6.- С.737-740

80. Reynolds, W.L. Iron(II)+Iron(III) Isotope Exchange in Presence of Sulfat Ions / W.L. Reynolds, S.Fukushima// J. Inorg. Chem. 1963. - V.2. - №1. - P.l76-181

81. Дежина, Г.С. О поведении сульфат-иона в изомолярных смесях растворов перхлоратов лития и натрия / Г.С. Дежина, И.И. Шмыдько, В.А. Федоров // Координационная химия. 1984. - Том 10. - Вып.7.- С.935-937

82. Fletcher, A.N. Bisulfat dissociation quotient in mixed electrolytic solutions / A.N. Fletcher // J. Inorg. Nucl. Chem. 1964. - V.26. - P. 955-960

83. Zielen, A. J. Thermodynamics of the Sulfate Complexes of Thorium / A.J. Zielen //J. Amer. Chem. Soc.- 1959.- V. 81. №19.-P. 5022-5028

84. Austin, J.M. Thermodynamics of Ion Association. Part V. Dissociation of the Bisulphat Ion / J.M.Austin, A.D. Moir // J. Phis. Chem. 1962. - V.66. - P. 519

85. Рабинович, В. А. Краткий химический справочник / В. А. Рабинович, 3. Я. Хавин. JL: Химия. - 1978. - 392 с.

86. Справочник химика / Под ред.В. П. Никольского.- М.: Химия, 1966.- 976 с.

87. Физико-химические методы анализа / под ред. В.Б. Алесковского и К.Б. Яцимирского / Л.:Химия. 2-е изд.доп. и пер. - 424 с. - 25000 экз.

88. Шарло, Г Методы аналитической химии / Г. Шарло. Л.:Химия. -1965. — 975 с.

89. Крешков, А.П. Основы аналитической химии / А.П. Крешков Т.2. -М.:Химия. 1971.-456 с. - изд-е 3-е перераб. - 80000 экз.

90. Карякин, Ю.В. Чистые химические вещества / Ю.В.Карякин, И.И.Ангелов.- М. :Химия. 1974. - 4-е изд-е, доп. и пер. -408с. - 31500 экз.92 . Пискарева, С.К. Аналитическая химия / С.К. Пискарева, K.M. Барашков, K.M. Олбшанова.-М.: Высш. шк. 1994 .- 384 с.

91. Шварценбах, Г. Комплексонометрическое тирование / Г. Шварценбах, Г. Флашка. М.: Химия. - 1970 .- 355с. - 10000 экз.

92. Воскресенский, П.И. Техника лабораторных работ / П.И. Воскресенский. -М.:Госхимиздат. 1962. - 5-е изд-е, доп. и пер. - 534 с. - 30000 экз.

93. Савенко, A.B. Произведение растворимости карбоната и сульфата стронция в водных растворах / A.B. Савенко // Журнал неорганической химии.-2001.-Т. 46. -№7. С. 1227-1232

94. Кумок В.Н. Произведение растворимости / В.Н. Кумок. ,Г.М. Кулешова., JI.A. Карабин.- Новосибирск: Наука СО. 1983.- 326 с.

95. Эйке, М.Ю. О термодинамике образования ацидокомплексов таллия (I) в водных растворах: дис. кандидата.хим.наук: 02.00.04. защищена: 31.05.84. утв.22.12.84. / Эйке Михаил Юрьевич / Красноярск. 1984

96. Федоров, В.А. Влияние эффектов среды при образовании гидросульфат- . иона в водных растворах солей аммония / В.А. Федоров, J1.C. Баталина, В.И. Шалыгина//Изв. вузов. Химия и хим. технология. 2005. Т.48. Вып. 8.-С.17-20

97. Дерффель, К. Статистика в аналитической химии / К. Дерффель. М.:Мир.- 1994 г. 268 с. - 5000 экз.

98. Рубан, А.И. Методы оптимизации / А.И. Рубан. учебное пособие. - 2-е изд. испр. и доп. - Красноярск: НИИ ИЛУ. - 2001. - 528 с. - 200 экз.

99. Мс Kenzie, I.D. Conductance of Potassium Nitrate and Silver Nitrate in Dioxane-Water Mixtures at 25°C / Ian D. Mc Kenzie, R. М/ Fuoss // J. Phis. Chem. -1969.-V.73. № 5. P. 1501-1508

100. Федоров, B.A. Константа образования хлорсульфонат-иона в водных растворах / В.А. Федоров, JI.C. Баталина, Т.М. Финогенко // Вестник КГУ №2.2005 г. С.82-84