Інтенсивність електричного поля всіх іонів розчину характеризується. Електрична провідність
Рух іонів в електролітах в деяких випадках може бути дуже наочно.
Просочимо листок фільтрувального паперу розчином електроліту (сірчанокислого натру, ) і фенолфталеїну і помістимо на скляну пластинку (рис. 107). Поперек паперу покладемо звичайну білу нитку, змочену розчином їдкого натру (NaOH). Папір під ниткою забарвиться в малиновий колір завдяки взаємодії іонів гідроксилу (ОН) з NaOH з фенолфталеїном. Потім притиснемо до країв листка дротяні електроди, приєднані до гальванічного елемента, і включимо струм. Іони гідроксилу з їдкого натру почнуть рухатися до анода, забарвлюючи папір малинового кольору. За швидкістю переміщення малинового краю можна судити про середню швидкість руху іонів під впливом електричного полявсередині електроліту. Досвід показує, що ця швидкість пропорційна напруженості поля всередині електроліту. При заданому полі ця швидкість різних іонів дещо різна. Але загалом вона невелика і для полів, що зазвичай застосовуються, вимірюється сотими і навіть тисячними частками сантиметра в секунду.
Рис. 107. Досвід, що показує рух іонів. Листок фільтрувального паперу просочений розчином електроліту та фенолфталеїну, – нитка, змочена розчином електроліту
68.1. Для визначення знака полюсів джерела використовують «полюсошукачі», що є невеликою скляною ампулою з двома введеними в неї дротиками (рис. 108). Ампула
заповнюється розчином кухонної соліз доданим до нього фенолфталеїном, що червоніє під дією лугу. На якому з полюсів з'являтиметься червоне забарвлення?
Рис. 108. До вправи 68.1
Швидкість спрямованого руху іона, тобто шлях, пройдений іоном у розчині під дією електричного поля в напрямку до електрода за одиницю часу, залежить від сили, що діє на іон, тобто від напруженості електричного поля:
де v - швидкість руху іона, м/с; Е- Напруженість поля, В/м; і- Коефіцієнт пропорційності, званий електричною рухливістю іона або просто рухливістю іона, м 2 / (В * с).
Рухливість іона характеризує його здатність долати опір середовища при спрямованому русі електричному полі. Розглянемо основні чинники, що впливають рухливість іона у водних розчинах за наявності електричного поля.
Заряд та радіус іона,тобто його природа. Вплив цих характеристик іона взаємопов'язаний, але неоднозначно: чим більший заряд і чим менший радіус іона, тим сильніше гідратується іон, тим товщі його гідратна оболонка і, отже, нижча рухливість іона в розчині. Відповідно до цього в ряді однозарядних іонів Li + , Na + , К + , Rb + , Cs + , який характеризується послідовним зростанням іонного радіусу, радіус гідратованого іона, навпаки, зменшується, а певна дослідним шляхом електрична рухливість іонів зростає від Li + до Cs + :
Відсутність різких відмінностей у рухливості багатозарядних і однозарядних іонів також пояснюється більшою гідратацією багатозарядних іонів, що збільшує розмір і знижує рухливість в електричному полі незважаючи на більший заряд.
Природа розчинника,його діелектрична проникністьта в'язкість. Чим полярніший розчинник, тим краще сольватується іон, тим більше розміригідратованого іона і, отже, менша його рухливість. В'язкість розчинника обумовлює опір середовища іону, що рухається: чим більше в'язкість, тим менше рухливість іона.
Температура розчину.При підвищенні температури зменшуються в'язкість розчинника та товщина сольватних оболонок іонів, а також знижується міжіонна взаємодія. Усе це призводить до збільшення рухливості іонів.
Іонна сила розчину.Чим більша іонна сила розчину, тим сильніша міжіонна електростатична взаємодія і створювані ним гальмівні ефекти.
Концентрація іонів.Чим більша концентрація іонів у розчині, тим сильніша електростатична взаємодія іонів, що знижує їх рухливість. Концентрація іонів залежить від сили електроліту ійого кількості у розчині. При розведенні розчинів сильних електролітів рухливість відповідних іонів зростає, оскільки зменшується їхня концентрація, а отже, знижується міжіонна взаємодія в розчині. У розчинах слабких електролітів (зазвичай а< 0,03) подвижность ионов практически не зависит от разбавления, так как концентрация ионов в этих растворах всегда невелика.
Оскільки рухливість іонів залежить від багатьох факторів, іперш за все від їх концентрації в розчині, то для характеристики властивостей іонів використовуються значення граничної електричної рухливості іонів в даному розчиннику при даній температурі, які водних розчинівнаведено у табл. 24.1.
Граничною рухливістю іона(І°, м 2 /(В * с)) називається Середня швидкістьйого спрямованого руху, що придбавається ним у нескінченно розведеному розчині в однорідному електричному полі напруженістю 1 В/м.
Розрізняють граничні рухливості катіонів та + 0та аніонів і - 0,оскільки в електричному полі ці частинки рухаються у протилежних напрямках.
Гранична рухливість іона в даному розчиннику залежить лише від природи іона та температури. Наведені у таблиці дані показують, що з більшості іонів граничні рухливості дуже малі: (3 - 8) * 10 -8 м 2 /(В * с). Значно більша рухливість іонів Н + (Н3О +) і ОН-. Це з тим, що дані іони утворюються при оборотній дисоціації молекул води, тому їм характерний «естафетний» механізм переміщення. Під дією електричного поля іон гідроксонію передає протон водневого зв'язку молекулі води найближчого асоціату. В результаті цей асоціат набуває надлишкового. позитивний заряд, який він передає сусідньому асоціату, віддаючи протон від найближчої до нього молекули води вздовж силових лінійелектричного поля:
Таким чином, за рахунок перескоку протону від асоціату до асоціату водневого зв'язку відбувається швидке переміщення іона гідрок-сонія до негативного полюса.
Аналогічно відбувається переміщення іона гідроксилу в водному середовищідо позитивного полюса шляхом відщеплення ним протона від молекули води найближчого асоціату. Однак рухливість іона гідроксилу менша, ніж іона Н 3 0 +, так як протон в іоні Н 3 0 + пов'язаний менш міцно, ніж у молекулі води. У неводних розчинниках, де неможливий "естафетний" механізм руху, іони Н+ та ВІН - немають аномально великої швидкостіруху.
У нескінченно розведених розчинах еквівалентна електропровідність досягає межі і від концентрації більше не залежить, тому що в розчинах слабких електролітів настає повна дисоціація (α = 1), а в розчинах сильних електролітівміжіонна взаємодія зникає.
Еквівалентна електропровідність нескінченно розведених розчинів називається електропровідністю при нескінченному розведенні та позначається l ∞ (або l 0).
Еквівалентна електропровідність при нескінченному розведенні, згідно із законом незалежного руху іонів Кольрауша, дорівнює сумі граничних рухливостей іонів.
Рухливість пов'язана з абсолютною швидкістю руху іонів n:
l + = n + F, l - = n - F, = F, = F
де F –число Фарадея, 96487 к. ≈ 96500к.
Під абсолютною швидкістю руху іона v розуміють швидкість переміщення його в електричному полі з градієнтом потенціалу 1 в/див. Розмірність n см 2 сек -1 - -1. Величина абсолютної швидкостірухи іона за інших рівних умов (температура, в'язкість середовища, градієнт поля) залежить від концентрації розчину і досягає граничного значення в нескінченно розбавлених розчинах, тобто при φ→∞, n + → , n - →.Так як швидкість руху іонів дуже мала, то використовують величини в Fраз більші - рухливості l + та l - .
Рухливість також називається еквівалентною електропровідністю іонів. Вона вимірюється в тих самих одиницях, що і еквівалентна електропровідність електроліту (Ом -1 см 2 -г-екв -1). Рухливості іонів залежить від концентрації, особливо у розчинах сильних електролітів, у яких межионное взаємодія велике (f l < 1). Предельные подвижности ионов и достигаются при бесконечном разведении (φ→∞,f l →1), їх значення наводяться у довідковій літературі.
Залежність еквівалентної електропровідності від ступеня дисоціації та міжіонної взаємодії описується рівнянням:
У розчинах слабких електролітів кількість іонів, що беруть участь у перенесенні електрики, визначається ступенем дисоціації a. У концентрованих розчинах слабких електролітів α дуже мала, тому кількість іонів у розчині також мало і практично відсутня межионное взаємодія. При сильному розведенні розчинів α зростає та збільшується число
іонів у розчині, проте міжіонні відстані такі великі, що взаємодія іонів також відсутня (f l = 1). Таким чином, в розчинах слабких електролітів при будь-яких розведеннях іони мають граничну рухливість і еквівалентна електропровідність залежить тільки від ступеня дисоціації.
Отже, відношення електропровідностей відповідатиме ступеню дисоціації слабких електролітів.
Це рівняння називають формулою Арреніуса, практично його використовують визначення ступеня дисоціації розчинів електролітів.
Для 1–1–валентного слабкого електроліту, що дисоціює за схемою АВ↔А+ В – , використовуючи закон розведення Оствальда та враховуючи, що можна визначити константу дисоціації через еквівалентну електропровідність за формулою:
(10.8)
де С – концентрація електроліту, моль/л.
Відповідно до теорії Дебая-Хюккеля, сильні електроліти в розчинах повністю дисоційовані на іони (α = 1) і міжіонні взаємодії великі (f l < 1), значит уравнение (10.6) должно быть записано в виде
звідки коефіцієнт електропровідності дорівнює
;
Коефіцієнт електропровідності є функцією концентрації, експериментально його визначають, виходячи з еквівалентної електропровідності розчину. Розмір залежить від валентності іонів: 1–1–валентного електроліту (типу NaCI, HCI) 0,1 н. розчині 0,8; для 1-2-валентних (Na 2 SО 4 СаСI 2) f x~ 0,75; 2-2-валентних (CuSО 4) ~ 0,4. При розведенні розчинів зменшується міжіонна взаємодія, і ці відмінності згладжуються: еквівалентна електропровідність досягає межі та
10.4 Механізм впливу іонів атмосфери на електропровідність
розчинів, закон квадратного кореняКольрауша.
Якісно механізм впливу іонної атмосфери на електропровідність полягає в наступному: центральний іон, наприклад катіон, при накладенні постійного електричного поля рухається до катода, заряджена протилежно іонна атмосфера переміщається до анода. Це викликає так зване електрофоретичне гальмування.
Атмосфера, що оточує центральний іон, повинна зникати позаду іона, що рухається в електричному полі, і знову утворюватися попереду нього. Обидва процеси руйнування та утворення іонної атмосфери відбуваються не миттєво, наприклад, у 0,1 н розчині хлористого калію за 0,6·10 -9 сек, а в 0,001 н розчині – за 0,6·10 -7 сек. Це викликає релаксаційне гальмування.Тому коефіцієнт електропровідності набуває значення менше одиниці над результаті неповної дисоціації, а й за рахунок прояви цих гальмування.
Крім електрофоретичного та релаксаційного гальмування, існує третя сила, що гальмує рух іонів у розчині. Це сила тертя, що залежить від в'язкості розчинника, в якому рухається іон. Тому підвищення температури викликає збільшення швидкості руху іонів і як наслідок зростання електропровідності.
Для розбавлених розчинів сильних електролітів теорія дає лінійну залежністьеквівалентної електропровідності від кореня квадратного із концентрації (Закон квадратного кореня Кольрауша)
(10.9)
Постійна А,залежить від природи розчинника, температури та валентного типу електроліту, експериментально визначається тангенсом кута нахилу прямої до осі абсцис (рис. 10.2).
Граничну еквівалентну електропровідність сильних електролітів можна знайти екстраполяцією дослідних даних до значення С = 0. Необхідно підкреслити, що, хоча граничну електропровідність розуміють як провідність при концентрації електроліту, близької до нуля, вона аж ніяк не ідентична еквівалентної електропровідності розчинника.
Рис. 10.2 Залежність еквівалентної електропровідності від квадратного кореня з концентрації для сильних електролітів (НСI, КОН, LiCI) ,
та слабкого електроліту (СН 3 СООН) у водних розчинах.
Для розчинів слабких електролітів залежність еквівалентна
електропровідності від концентрації випливає із закону розведення Оствальда. При α1 отримуємо
(10.10)
звідки
або у логарифмічному вигляді
Ця залежність не є лінійною, тому значення неможливо визначити екстраполяцією, його визначають лише непрямим шляхом виходячи з закону незалежного руху іонів Кольрауша.
Дані про рухливість іонів показують, що радіуси іонів у кристалічні гратине зберігаються у розчинах. Наприклад, радіуси
іонів лужних металівпо ряду Li +
Зі збільшенням заряду іонів швидкість переміщення їх у електричному полі, отже, і електропровідність розчину зростають. Однак найбільші швидкості мають іони Н+ (точніше іони гідроксонія) і ВІН - . Тільки їх рухливості виражаються тризначними числами (= 349,8; = 198,3 ом -1 -см 2 -екв -1). Це, мабуть, пояснюється тим, що протон може переноситися від молекули до молекули води за так званим «естафетним» механізмом.
анод (+) | Н 3 O + Н 2 O | катод (-).
Внаслідок такого перескоку протон проходить 0,86 А, що відповідає переміщенню катіону гідроксонію на 3,1 Ǻ, або перенесення гідроксилу в електричному полі до анода
анод (+) | Н 2 O ВІН - | катод (–),
при якому перескок протона вправо має наслідком переміщення гідроксилу вліво. При цьому гідроксил, що приймає протон, перетворюється на молекулу води, а замість нього виникає новий аніон, що знаходиться до анода ближче, ніж той, що зникає внаслідок приєднання протона. Природно, що за такого механізму провідності рухливість іонів водню та гідроксилу значно більша, ніж іонів, які просто рухаються в електричному полі.
Рух іонів в електролітах в деяких випадках може бути дуже наочно.
Рис. 2.
Просочимо листок фільтрувального паперу розчином електроліту (сірчанокислого натру, Na 2 SO 4) і фенолфталеїну і помістимо на скляну пластинку (рис. 2).
Поперек паперу покладемо звичайну білу нитку, змочену розчином їдкого натру (NaOH). Папір під ниткою забарвиться в малиновий колір завдяки взаємодії іонів гідроксилу (ОН) з NaOH з фенолфталеїном. Потім притиснемо до країв листка дротяні електроди, приєднані до гальванічного елемента, і включимо струм.
Іони гідроксилу з їдкого натру почнуть рухатися до анода, забарвлюючи папір малинового кольору. За швидкістю переміщення малинового краю можна судити про середню швидкість руху іонів під впливом електричного поля всередині електроліту. Досвід показує, що ця швидкість пропорційна напруженості поля всередині електроліту. При заданому полі ця швидкість різних іонів дещо різна. Але, загалом, вона невелика і для полів, що зазвичай застосовуються, вимірюється сотими і навіть тисячними частками сантиметра в секунду.
Теорія електролітичної дисоціації
Сванте Арреніус звернув увагу на тісний зв'язок між здатністю розчинів солей, кислот і основ проводити електричний струм та відхиленнями розчинів цих речовин від законів Вант-Гоффа та Рауля. Він показав, що з електропровідності розчину можна розрахувати величину його осмотичного тиску, отже, і поправочний коефіцієнт i. Значення i, обчислені ним з електропровідності, добре збіглися з величинами, знайденими для тих самих розчинів іншими методами.
Причиною надмірно високого осмотичного тиску розчинів електролітів є, згідно з Арреніус, дисоціація електролітів на іони. Внаслідок цього, з одного боку, збільшується загальна кількість частинок у розчині, а, отже, зростають осмотичний тиск, зниження тиску пари та зміни температур кипіння та замерзання, з іншого, - іони зумовлюють здатність розчину проводити електричний струм.
Ці припущення надалі були розвинені в струнку теорію, що отримала назву теорії електролітичної дисоціації. Відповідно до цієї теорії, при розчиненні у воді електроліти розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони. Позитивно заряджені іони називаються катіонами; до них відносяться, наприклад, іони водню та металів. Негативно заряджені іони називаються аніонами; до них належать іони кислотних залишків та гідроксид-іони. Як і молекули розчинника, іони у розчині перебувають у стані невпорядкованого теплового руху.
Процес електролітичної дисоціації зображують, користуючись хімічними рівняннями. Наприклад, дисоціація НСl виразиться рівнянням:
НСl = Н + + Сl -
Розпад електролітів на іони пояснює відхилення від законів Вант-Гоффа та Рауля. Як приклад можна навести зниження температури замерзання розчину NaCl. Тепер неважко зрозуміти, чому зниження температури замерзання цього розчину настільки велике. Хлорид натрію перетворюється на розчин як іонів Na + і Сl - . При цьому з одного моля NaCl виходить не 6,02 * 10 23 частинок, а вдвічі більше їх числа. Тому і зниження температури замерзання в розчині NaCl має бути вдвічі більшим, ніж у розчині неелектроліту тієї ж концентрації.
Так само в дуже розведеному розчині хлориду барію, що дисоціює відповідно до рівняння, осмотичний тиск виявляється в 3 рази більшим, ніж обчислений за законом Вант-Гоффа, оскільки кількість частинок у розчині в 3 рази більша, ніж, якби хлорид барію знаходився в ньому в вигляді молекул ВаСl 2 .
Сl 2 = 2 + + 2Сl -
Таким чином, особливості водних розчинів електролітів, що суперечать з першого погляду законам Вант-Гоффа і Рауля, були пояснені на основі цих законів.
Однак теорія Арреніуса не враховувала всієї складності явищ у розчинах. Зокрема вона розглядала іони як вільні, незалежні від молекул розчинника частинки. Теорії Арреніуса протистояла хімічна, або гідратна, теорія розчинів Менделєєва, в основі якої лежало уявлення про взаємодію розчиненої речовини з розчинником. У подоланні здається протиріччя обох теорій велика заслуга належить російському вченому І. А. Каблукову, який уперше висловив припущення про гідратацію іонів. Розвиток цієї ідеї призвело надалі до об'єднання теорій Арреніуса та Менделєєва.
2. Рухливість іонів
Зв'яжемо електропровідність електроліту зі швидкістю руху його іонів в електричному полі. Для обчислення електропровідності достатньо підрахувати число іонів, що проходять через будь-який поперечний переріз електролітичної судини в одиницю часу за стандартних умов, тобто при напруженості поля, що дорівнює 1 в/див. Так як електрика переноситься іонами різних знаків, що рухаються в протилежних напрямках, загальна кількість електрики, що проходить через розчин в 1 сек, тобто сила струму I,складається з кількостей електрики, перенесених відповідно катіонами I+ та аніонами I- :
Позначимо швидкість руху катіонів через і" (см/сек), швидкість руху аніонів через v" (см/сек), еквівалентну концентрацію іонів через сi (в г-экв/см3), поперечний переріз циліндричної судини через q (см ), відстань між електродами через l (в см) і різницю потенціалів між електродами через Е (в). Підрахуємо кількість катіонів, що проходять через поперечний переріз електроліту за 1 сек. За цей час в один бік через перетин пройдуть всі катіони, що знаходилися в початковий момент на відстані не більше ніж і см від обраного перерізу, тобто всі катіони в обсязі uq. Кількість катіонів n+, що пройшли через поперечний переріз 1 сек:
Так як кожен грам-еквівалент іонів несе згідно із законом Фарадея F = 96485 K електрики, то сила струму (а):
I+ = n+ F = u"qc+F
Для аніонів, швидкість руху яких дорівнює v", міркуючи таким же чином, отримаємо
Для сумарної сили струму (еквівалентні концентрації іонів однакові, тобто c+ = c- = ci):
I = I++ I-= (і "+ v") qciF (24)
Швидкості руху іонів та "і V" залежать від природи іонів, напруженості поля E/l, концентрації, температури, в'язкості середовища і т. д.
Нехай всі фактори, крім напруженості поля, постійні, а швидкість руху іонів у рідині постійна в часі при постійній прикладеній силі, якщо середовище, в якому вони рухаються, має достатню в'язкість. Отже, вважатимуться, що швидкість іонів пропорційна прикладеної силі, т. е. напруженості поля:
і "= u; v" = v (25)
де і та v-коефіцієнти пропорційності, які рівні швидкостей іонів при напруженості поля, що дорівнює 1 в/див.
Величини і і v називаються абсолютними рухливістю іонів. Вони вимірюються см2/(сек·в).
Підставивши вираз (25) до рівняння (24), отримаємо
За законом Ома
Підставляємо в рівняння (27) значення К і, прирівнявши праві частини рівняння (26) і (27) матимемо:
Розв'язавши рівняння (28) щодо λ, отримаємо
Для сильних електролітів, дисоціацію яких вважають повною, відношення 1000 с/с = 1; для слабких електролітів 1000 с/с = α. Введемо нові позначення:
U = uF; V=vF (30)
і назвемо величини U і V рухомості іонів . Тоді для сильних електролітів
а для слабких електролітів
λ = (U + V)α (32)
При нескінченному розведенні (тобто при φ → ∞, U → U∞, V → V∞ та α → 1) отримаємо
λ∞ = U∞ + V∞ (33)
як сильних, так слабких електролітів. Величини U∞ та V∞, очевидно, є граничними рухливістю іонів. Вони дорівнюють еквівалентним електропровідностям катіону та аніону окремо при нескінченному розведенні та вимірюються в тих же одиницях, що λ або λ∞ тобто в см2/ (ом г-екв). Рівняння (33) є виразом закону К.ольрауша: еквівалентна електропровідність при нескінченному розведенні дорівнює сумі граничних рухливостей іонів.
Рухливості U і V у рівнянні (32) залежать від концентрації (розведення), особливо для сильних електролітів, де при великих концентраціях значення U і V менше, ніж U∞ і V∞, внаслідок зростаючої взаємної зв'язаності іонів різних знаків (вплив іонної атмосфери) . Те саме має значення й у слабких електролітів, але у меншою мірою, оскільки концентрація іонів мала.
Потрібно пам'ятати, що величини U та V (а отже, і U∞ і V∞) відносяться до 1 г - екв даних іонів.
Рухливість є найважливішою характеристикою іонів, що відбиває їхню специфічну участь в електропровідності електроліту.
У водних розчинах всі іони, за винятком іонів H3О+ і ОН-, має рухливості одного порядку. Це означає, що абсолютні рухливості іонів (і і v)-також величини одного порядку, рівні декільком сантиметрам на годину (K+-2,5; ВІН-4,16; H3О+ - 10 см/год).
Якщо іони забарвлені, їх переміщення за певних умов можна виміряти безпосередньо і, в такий спосіб, визначити абсолютні рухливості.
Користуючись таблицею граничних рухливостей іонів та законом Кольрауша, можна легко обчислити граничну електропровідність відповідних розчинів.
Еквівалентна електропровідність розчинів солей виражається величинами порядку 100-130 см2/(г-екв ом). Зважаючи на винятково велику рухливість іона гідроксонію величини λ∞ для кислот у 3-4 рази більше, ніж λ∞ для солей. Луги займають проміжне положення.
Рух іона можна уподібнити до руху макроскопічної кульки у в'язкому середовищі і застосувати в цьому випадку формулу Стокса:
де е-заряд електрона; z-число елементарних зарядів іона; r-ефективний радіус іона; η – коефіцієнт в'язкості; Е/1 – напруженість поля.
Руху силу - напруженість поля Е/1 при обчисленні абсолютних рухливостей приймаємо рівною одиниці. Отже, швидкість руху іонів обернено пропорційна їх радіусу. Розглянемо ряд Li+, Na+, К+. Так як у зазначеному ряду справжні радіуси іонів збільшуються, то рухливості повинні зменшуватися в тон послідовності. Однак насправді це не так. Рухливості збільшуються під час переходу від Li+ до К+ майже удвічі. З цього можна зробити висновок, що в розчині і в іонній решітці іони мають різні радіуси. При цьому чим менший істинний («кристалохімічний») радіус іона, тим більший ефективний його радіус в електроліті. Це можна пояснити тим, що у розчині іони не вільні, а гідратовані чи (загалом) сольватовані. Тоді ефективний радіус іона, що рухається в електричному полі, буде визначатися в основному ступенем його гідратації, тобто кількістю пов'язаних з іоном молекул води.
Зв'язок іона з молекулами розчинника, зокрема з молекулами води, іонно-дипольна, а так як напруженість поля на поверхні іона літію набагато більша, ніж на поверхні іона калію (бо поверхня першого менша за поверхню другого, а радіус, тобто відстань диполів води від ефективного точкового заряду в центрі іона, менше), то ступінь гідратації іона літію більший за ступінь гідратації іона калію. Згідно з формулою Стокса багатозарядні іони повинні мати більшу рухливість, ніж однозарядні. Швидкості руху багатозарядних іонів мало відрізняються від швидкостей однозарядних руху, що, очевидно, пояснюється більшим ступенем їх гідратації внаслідок більшої напруженості поля, створюваного багатозарядними іонами.
