Растворы осмотическое изотонический коэффициент

Не зная, чем можно объяснить эти отклонения, но стремясь сделать соответствующие уравнения пригодными для этих растворов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель I, названный изотоническим коэффициентом. Подстановка коэффициента Вант-Гоффа i в уравнение осмотического давления п в уравнения закона Рауля делает их пригодными для разбавленных растворов всех веществ, в [c.164]

Понижение давления пара над жидкостью при растворении в ней нелетучего вещества пропорционально числу частиц растворенного вещества в объеме жидкости, т. е. частичной концентрации (см. разд. IV. 11). Отсюда следует, что в случае растворов электролитов, аналогично тому, как это было с осмотическим давлением, при расчете изменений температур начала замерзания и кипения следует внести соответствующую поправку, равную изотоническому коэффициенту Вант-Гоффа [c.212]

Обобщая наблюдения, Вант-Гофф пришел к выводу, что в отношении осмотического давления растворы электролитов ведут себя так, как будто онн содержат больше частиц, чем это следует из аналитической концентрации. Исходя из этого, Вант-Гофф внес в уравнение (111,9) для растворов электролитов поправку, получившую название коэффициента Вант-Гоффа или изотонического коэффициента (i) [c.109]

Образование ионных двойников, тройников и незаряженных комплексов является причиной особого поведения сильных электролитов в неводных средах уменьшения изотонического коэффициента, снижения осмотического давления, электрической проводимости и т. д. по сравнению с водными растворами равнозначных концентраций. [c.120]

Чтобы распространить это уравнение на растворы с ненормальным осмотическим давлением, Вант-Гофф ввел в него поправочный коэффициент г изотонический коэффициент), показывающий, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального [c.231]

Отношение повышения температуры кипения электролита и неэлектролита при одинаковых концентрациях растворов обычно значительно больше 1. Аналогично, больше 1 и отношение понижения давления насыщенного пара, температуры кристаллизации и осмотического давления растворов электролитов и неэлектролитов. Все формулы, относящиеся к этим явлениям, в приложении к растворам электролитов должны быть уточнены путем введения предложенного Вант-Гоффом изотонического коэффициента г, который учитывает увеличение соответствующих эффектов по сравнению с растворами неэлектролитов. Растворы электролитов имеют в I раз большее осмотическое давление л, чем растворы неэлектролитов той же концентрации [c.202]

Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз наблюдаемое на опыте осмотическое давление (/ ), понижение давления пара (Ар ), повышение температуры кипения (A n), понижение температуры замерзания (A/ ) данного раствора электролита больше тех же величин, вычисленных на основании законов Вант-Гоффа и Рауля для неэлектролитов [c.206]

Для растворов электролитов величина осмотического давления, понижение температуры замерзания и другие коллигативные свойства определяются суммарной концентрацией частиц — ионов и недиссоциированных молекул. С. Аррениус показал, что степень диссоциации электролита можно связать с изотоническим коэффициентом i. Если до диссоциации в растворе находилось N молекул электролита и степень диссоциации его равна а, то число диссоциированных молекул равно aN, а число недиссоциированных молекул будет N — aN = = N — а). В общем случае, когда каждая молекула способна распадаться на V ионов, число всех частиц (молекул и ионов) будет [c.216]

Значения изотонических коэффициентов можно определить опытным путем по отклонению величин осмотического давления, Д кип и Д/аам от этих же величин, вычисленных по законам Вант-Гоффа и Рауля для растворов неэлектролитов той же концентрации. Следует отметить, что в большинстве случаев коэффициент i не равен предельному целому числу, соответствующему полной диссоциации, а лишь стремится к нему по мере разбавления раствора. [c.92]

Степень диссоциации 0,1 М раствора Кз[Ре(СЫ)в] равна 65%. Вычислить изотонический коэффициент Вант-Гоффа и осмотическое давление этого раствора. [c.126]

Степень диссоциации раствора K [Fe( N) ] концентрации 0,1 мопь/л равна 65 %. Вычислить изотонический коэффициент ( v ) и осмотическое давление эт го раствора при температуре 2 90 К. [c.89]

Осмотическое давление растворов пропорционально концентрации. Поэтому изотонический коэффициент равен [c.68]

Экспериментально а определяют, наблюдая отклонении свойств растворов электролитов от теоретических зависимостей, установленных для идеальных растворов. Законы идеальных растворов (см. гл. УП, 3) связывают их свойства — упругость насыщенного пара, температуры кипения и замерзания, осмотическое давление с концентрацией молекул растворенного вещества. При диссоциации вещества на ионы число его частиц в растворе возрастает и в уравнениях появляется изотонический коэффициент 1, учитывающий степень диссоциации. Сравнивая расчетные и наблюдаемые показатели свойств растворов, можно определить поправочный коэффициент, а по нему а. [c.156]

С учетом степени электролитической ионизации можно применить законы разбавленных растворов и к растворам электролитов введением поправочного множителя г, называемого изотоническим коэффициентом Вант-Гоффа. Тогда отношение соответствующего свойства (понижение давления пара, изменение температуры плавления и кипения, осмотическое давление) для электролита к аналогичному свойству раствора неэлектролита той же концентрации равно коэффициенту Вант-Гоффа, т. е. [c.258]

Диссоциация молекул на ионы оказывает влияние и на осмотическое давление, так как увеличивает число частиц в растворе. Увеличение числа частиц вызывает, при той же исходной концентрации, увеличение осмотического давления, измеряя которое можно определить коэффициент диссоциации, или изотонический коэффициент, как его назвал Вант-Гофф. В самом деле, для растворов электролитов в уравнение закона Вант-Гоффа надо ввести коэффи- [c.189]

Закон Вант-Гоффа справедлив не для всех растворов. Растворы электролитов (солей, кислот, оснований) имеют более высокое осмотическое давление, чем вычисленное по уравнению (1П.6). Для таких растворов Вант-Гофф ввел в это уравнение коэффициент i, названный изотоническим коэффициентом [c.68]

Осмотическое давление растворов, так же как и давление газов (см. гл. I, 3), зависит от числа частиц в единице объема. Если осмотическое давление раствора электролита, определяемое экспериментально, больше, чем вычисленное по уравнению Вант-Гоффа, то, значит, число частиц в единице объема этого раствора больше, чем это следует из его молярной концентрации. Увеличение числа частиц возможно только при диссоциации части молекул на ноны. Аррениус показал, что степень диссоциации а связана с изотоническим коэффициентом i (см. гл. Ill, 9) уравнением [c.116]

Число, показывающее, во сколько раз экспериментально найденные величины (осмотического давления, понижения давления пара и др.) больше, чем вычисленные для того же раствора теоретически по его молярной концентрации, носит название изотонического коэффициента. Обозначив этот коэффициент через I, можно на писать [c.135]

Сделать заключение о возможности применения расчетных формул, выражающих физико-химические свойства растворов неэлектролитов (понижение давления пара растворителя, температуры кипения и кристаллизации, осмотическое давление) для растворов слабых электролитов. При необходимости рассчитать изотонический коэффициент, используя приведенные примеры расчета. [c.79]

Основы теории электролитической диссоциации. В 1887 г-Вант-Гофф установил, что определенное экспериментально осмотическое давление в растворах солей, кислот и оснований превышает вычисленное по уравнению (2.59). Подобные отклонения измеренных величин от вычисленных по соответствуюш,им уравнениям наб.5юдаются в сторону повышения для температуры кипения и в сторону понижения для температуры отвердевания этих растворов. Так, например, молекулярная масса Na l равна 58,5, а на основании криоскопических измерений она оказалась равной при-щ мерно 30. Не зная, чем можно объяснить эти отклонения, но стремясь сделать соответствующие уравнения пригодными для этих растворов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель i, названный изотоническим коэффициентом . Подставляя коэффициент i в уравнение для расчета осмотического давления и в уравнения законов Рауля, получаем соотношения, пригодные для описания разбавленных растворов всех веществ, в том числе и для растворов солей, кислот и оснований [c.246]

Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз наблюдаемое осмотическое давление (роп) раствора больше теоретически вычисленного (Рвыч) для раствора неэлектролита, т. е. [c.109]

В растворах электролитов вследствие электролитической диссоциации и увеличения числа частиц опытное осмотическое давление всегда больше, чем теоретически вычисленное по уравнению (П1.5). Степень отклонения наблюдаемого осмотического давления Поп от теоретически вычисленной величины Явыч выражается изотоническим коэффициентом = Поп/явыч. Поэтому при вычислении осмотического давления растворов электролитов в уравнение [c.83]

Очевидно, изотонический коэффициент всегда больше единицы. Его величина возрастает, стремясь к определенному пределу для данного электролита. Поскольку осмотическое давление пропорционально числу частиц растворенного вещества в растворе, то, очевидно, изотонический коэффициент равен отношению действительного числа всех частиц в растворе Мобщ, т. е. ионов и недиссо-циированных молекул, к числу молекул Мо электролита АтВ в растворе при полном отсутствии диссоциации [c.375]

Разбавленные растворы слабых электролитов близки по свойствам к идеальным растворам. Равновесие в таких растворах определяется константой диссоциации. Степень диссоциации слабого электролита, определенная для разбавленного электролита различными способами, дает удовлетворительные совпадения. Один из способов определения степени диссоциации слабого электролита основан на измерении осмотического давления, понижении давления пара, понижении температуры замерзания или повышении температуры кипения. В этом случае величина измеренного свойства для электролитов оказывается в i раз больше по сравнению с неэлектролитами, причем изотонический коэффициент i достаточно простым соотношением связан со степенью диссоциации. Так, в частаом случае бинарного электролита, молекулы которого распадаются на два иона, например для гидроокиси аммония, получается следующее выражение изотонического коэффициента ( 69) через степень диссоциации [c.238]

Общее число частиц (молекул и ионов вместе) в единице объема раствора электролита больше, чем молекул в таком же объеме эквимолекулярного раствора неэлектролита . Это влияет на количественное выражение тех свойств растворов, которые зависят от частичной концентрации их. Сюда относятся осмотическое давление, понижение давления пара растворов, понижение точки замерзания и повышение точки кипения. Эти свойства для растворов неэлектролитов были рассмотрены в предыдущей главе. Для электролитов же количественное выражение указанных свойств оказывается более высоким, чем для эквимолекулярных растворов неэлектролитов. Был введен поправочный множитель, который обозначается через I и называется изотоническим коэффициентом или коэффициентом Ван т-Г о ф ф а. Для водных растворов электролитов > I, для растворов неэлектролитов I = 1. Для растворов, в которых имеет место ассоциация молекул растворенного вещества (например, раствор С2Н5ОН в бензоле), /< 1. [c.192]

При изучении свойств растворов было обнаружено, что растворы электролитов (кислот, солей, оснований) не подчиняются законам Вант-Гоффа и Рауля. Они имеют большие, чем вычисленные по соответствующим формулам, осмотическое давление, понижение давления пара, понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения. Чтобы распространить на электролиты расчетные формулы законов Вант-Гоффа и Рауля, в них был введен поправочный коэффициент I, называемый также изотоническим коэффициентом или коэффициентом Вант-Гоффа. Тогда, если для неэлектролитов я= 7, к1=Кс, Ы =Ес, то для растворов электролитов л--=i RT, А1=1Кс, М =4Ес. Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз опытные величины Яо , больше теоретических, т. е. [c.150]

Т. е. отношением числа молекул, распавшихся на ионы п, К первоначально взятому их числу в данном объеме раствора N. Степень диссоциации можно связать с изотоническим коэффициентом t простым соотношением. В самом деле, если каждая молекула, диссоциирующая в растворе, распадается на v ионов, то общее число молекул и ионов равно N —a)+aviV. Осмотическое давление растворов пропорционально концентрации. Поэтому изотонический коэффициент [c.34]

Чему был бы равен изотонический коэффициент для раствора Na l концентрации 1 моль/л, если а) условно считать соль неэлектролитом б) электростатические силы взаимодействия между ионами не уменьшали бы истинного значения а при ее экспериментальных определениях в) экспериментальное значение а оказалось равным 86% Какое осмотическое давление при О °С имели бы растворы в каждом из этих случаев [c.205]

Чему равно при 17 °С осмотическое давление раствора, содержащего ada массой 11,2 г в растворе объемом 200 мл, если изотонический коэффициент раствора равен 2,5 Ответ 3,04 МПа. [c.207]

Чему равен изотонический коэффициент раствора Са(ЫОз)г, если для него молярная концентрация эквивалента 0,05 моль/л, а осмотическое давление при О °С составляет 1,474X 10 Па Найдите а соли по этим данным эксперимента. Ответ 2,6 80%. [c.207]

Электролиты — проводники второго рода. Это вещества, проводимость которых обусловлена движением ионов в электрическом поле, что сопровождается электролизом. Электролитами являются водные растворы солей, кислот и оснований. Эти вещества также проводят ток в расплавленном состоянии. Электролиты в водных растворах имеют осмотическое давление больше вычисленного по закону Вант-Гоффа. Для пих Роп/Рпыч = >1 (г — изотонический коэффициент Вант-Гоффа, или коэффициент диссоциации). Уравнение (V.3) для электролитов приобретает вид [c.193]

Изотонический коэффициент 0,2 н. NaOH равен 1,8. Вычислите осмотическое давление этого раствора при 10°С. [c.142]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология