Дальтона, формула

Давление насыщенных паров смесей и растворов, в отличие от индивидуальных углеводородов, зависит не только от температуры, но и от состава жидкой и паровой фаз. Для растворов и смесей, подчиняющихся законам Рауля и Дальтона, общее давление насыщенных паров может быть вычислено по формуле [c.43]

На основании атомистической теории Дальтона, гипотезы Авогадро, закона Дюлонга и Пти и метода Канниццаро стало возможным получать атомные массы элементов ио данным химического анализа, плотности газов и удельной теплоемкости твердых тел. Все это привело к известной нам таблице атомных масс, помещенной на внутренней стороне обложки этой книги. Объяснение формул химических соединений, которые стало возможным получать на этой основе, представляло собой очередную важнейшую задачу химии. [c.294]

Так как по закону Дальтона общее давленпе паров равно сумме парциальных давлений [формула [8.20)1, то, подставив значение последних из уравнения закона Рауля (8. 22), получим [c.146]

Таким образом, предложенные Дальтоном формулы веществ отражали не только качественный состав соединений, но и количественный. [c.92]

Для растворов и смесей, подчиняющихся законам Рауля и Дальтона, общая упругость паров может быть вычислена по формуле [c.60]

Введем обозначение A ni=A. Разделим переменные в полученном выражении йА = —niP dV. Введем в эту формулу парциальное давление по закону Менделеева—Клапейрона и Дальтона, откуда находим [c.152]

Отметим, что многие применявшиеся Дальтоном формулы были неверны. [c.41]

Дальтон на основании данных анализа и относительных плотностей газов правильно установил формулы для трех окислов азота КгО, N0, КОа. Для двух окислов углерода он правильно выбрал формулы СО и СОг, а не С О и СО, что также было совместимо с правилом наибольшей простоты и с данными анализа. Вероятно, правильные формулы были выведены им главным образом на основании величин плотностей газов. Наконец, для окислов серы Дальтон принял формулы 80 и 80 , а не 8 0 и 80, надо полагать, по той же причине. Однако некоторые выбранные Дальтоном формулы оказались неверными из-за того, что данные, которыми располагал Дальтон, были недостаточно убедительны, чтобы побудить его отказаться от правила наибольшей простоты. [c.124]

Для описания конвективной массоотдачи на границе раздела поверхность — среда используют формулу Дальтона [126] [c.106]

При рассмотрении скорости испарения топлива отмечалось, что величина коэффициента пропорциональности в формуле закона Дальтона зависит от коэффициента диффузии паров топлива в окружающую среду. [c.42]

Основываясь на правиле простоты, Дальтон начал с ошибочного предположения, что вода имеет двухатомную формулу НО. Вследствие этого атомная масса кислорода оказалась равной его соединительному весу 8 (относительно 1 для водорода). Затем он обратился к оксидам углерода и азота возможные варианты их предполагаемого состава приведены в табл. 6-2. (Все атомные массы, привлекаемые нами для последующих рассуждений, основаны на достоверных экспериментальных данных, а не на данных, которыми пользовался Дальтон. Он был удивительно плохим экспериментатором. Например, атомная масса кислорода, по его собственным данным, сначала составляла 6,5, а затем он постепенно изменял ее до [c.281]

Один из оксидов углерода характеризуется отношением масс углерода к кислороду, равным 0,75, а другой оксид-отношением 0,375. Если один из оксидов имеет формулу СО (Дальтон полагал, что так оно и должно быть), то, как показывает табл. 6-2, другой должен иметь формулу СОз-Следовательно, атомная масса углерода должна равняться 6. Если же второй оксид имеет формулу СО, то тогда первый из них должен иметь фор- [c.281]

Так как по формуле (35) у = р р (по закону Дальтона), то при = ру получаем [c.85]

Варианты выбора химических формул, рассматривавшиеся Дальтоном для оксидов углерода и амта [c.282]

Задача построения согласованной таблицы атомных масс оказалась не из легких, и сам Дальтон пошел по неверному пути. Порочный круг рассуждений, включающих предполагаемые атомные массы и предполагаемые молекулярные формулы, удалось разорвать лишь в 1860 г., когда Канниццаро обратился к гипотезе Авогадро, высказанной последним еще в 1811 г., но игнорировавшейся в течение 50 лет. Согласно гипотезе Авогадро, при одинаковых температуре и давлении в равных объемах любых газов содержится равное число молекул. Поскольку из этого следует, что плотность газа пропорциональна его молекулярной массе, гипотеза Авогадро открывала способ установления стандартной шкалы атомных масс, которы.м пользуются до настоящего времени. Тем самым была заложена количественная основа современной химии. [c.295]

В начале XIX в. Ж- Пруст в длительном споре с К- Бертолле отстаивал мысль, что вещество независимо от способов получения обладает одним и тем же составом. Это утверждение было сформулировано в закон постоянства состава. Исходя из данных о составе вещества выводилась его химическая формула с постоянным количественным соотношением элементов ( Oj, HjO, СН4). Поэтому соединения постоянного состава были названы стехиометрическими соединениями (стехиометрия от греческого stoi heian — основание, элемент и metreo — мерю). Закон постоянства состава и стехио-метричность соединений долгое время считались незыблемыми. Однако в начале XX в. И. С. Курнаков на основании своих исследований пришел к выводу о существовании нестехиометрических соединений, т. е. характеризующихся переменным составом. Н. С. Курнаков отмечал, что было бы ошибкой считать соединения переменного состава... чем-то редким и исключительным . Соединения постоянного состава Н. С. Курнаков назвал дальтонидами в честь Д. Дальтона, широко применявшего атомно-молекулярную теорию к химическим явлениям. Нестехиометрические соединения были названы в честь К. Бертолле бертоллидами. [c.105]

С начала XIX в. атомно-молекулярная теория строения материи прочно укрепилась в науке. Измерения относительных количеств, в которых различные элементы соединяются между собой, привели к установлению понятия химического эквивалента и открытию простых закономерностей, управляющих химическими процессами 1) закон постоянства состава 2) закон кратных отношений 3) закон Авогадро 4) закон кратных объемов. Большая роль в этом принадлежит Дальтону, работы которого дали возможность количественно характеризовать состав различных веществ и выражать его химическими формулами. [c.9]

Однако при установлении атомных весов других элементов встретились затруднения. Известные данные, что водород соединяется с кислородом в весовом отношении 1 8, оказались недостаточными для установления атомного веса кислорода — необходимо было еще знать, сколько атомов водорода и кислорода образуют частицу воды. Если принять, что в воде один атом водорода соединен с одним атомом кислорода, то атомный вес кислорода будет равен 8 если на один атом водорода приходится два атома кислорода — 4 если на два атома водорода приходится один атом кислорода — 16 и т. д. Не имея возможности решить этот вопрос, Дальтон принял самое простое допущение, а именно, что вода состоит из одного атома водорода и одного атома кислорода. Отсюда вытекало, что атомный вес кислорода оказывался равным 8. Около этого времени — в 1814 г. — Берцелиусом были введены сокращенные обозначения химических элементов начальными буквами их латинских названий. В соответствии с предположением Дальтона вода обозначалась формулой НО. [c.20]

Оба эти положения далеко не всегда верны. Действительно, закон простых кратных отношений неприменим в ряде случаев, например к гомологическим рядам органических соединений или к тем же окислам азота (1 2), если расчет вести на одну весовую часть не азота, а кислорода. Допущение об особой устойчивости именно бинарных соединений внесло в химию чрезвычайную путаницу (например, заставило приписывать воде формулу НО) и в течение 50 лет тормозило установление правильных атомных весов и общеупотребительных формул. Таким образом, принятая современниками в целом теория Дальтона одновременно и сильно двинула науку вперед (экспериментальным обоснованием атомистических представлений), и сильно задержала ее развитие. [c.216]

В тот же период происходило постепенное создание химического языка (Дальтон, Берцелиус), вырабатывались обозначения элементов и соединений, входили в употребление химические формулы и уравнения. [c.4]

Д. Дальтон определял атомные массы элементов, исходя из тех соотношений масс, в которых элементы образуют химические соединения. За единицу измерения Д. Дальтон принял атомную массу водорода, равную 1. Атомную массу кислорода он нашел на основании данных анализа воды НО (85% кислорода и 15% водорода), полученных А. Лавуазье. Относительная масса атома кислорода была вычислена из соотношения 85 15 = 5,66. Атомную массу атома азота Д. Дальтон установил, пользуясь данными анализа аммиака N11 (80% азота и 20% водорода) 80 20 = 4. Атомную массу углерода он вычислил из данных анализа углекислого газа (72% углерода), полученных А. Лавуазье, причем была использована ранее установленная масса кислорода, а угольной кислоте приписывал формулу СО2 наконец, атомная масса серы была получена в результате анализа серной кислоты (61,5% серы), при этом он учитывал уже известную атомную массу кислорода и предполагал, что формула серной кислоты ЗОг- [c.125]

Таблица химических формул и молекул)П)ных весов (из записной книжки Дальтона, 19 сентября 1803 г.) [c.125]

Еще во времена Бенджамина Франклина и Джона Дальтона высказывалось предположение, что силы взаимодействия между частицами материи должны иметь главным образом электрическое происхождение. Однако поскольку одноименные заряды отталкиваются друг от друга, существовало неправильное мнение, что между одинаковыми атомами не могут возникать связи тем не менее в настоящее время все хорошо знают, что большинство распространенных газов состоит из двухатомных молекул Н2, N2, О2, р2, С12 и т.д. Эта грубая ошибка привела к почти полувековой путанице с молекулярной структурой и атомными массами так, полагали, что газообразный водород описывается формулой Н, а не Н2, воду описывали формулой НО вместо Н2О, а кислороду приписывали атомную массу 8 вместо 16. Лишь в 1913 г. Льюис ввел представление о том, что электронные пары являются тем клеем , который соединяет между собой атомы с образованием ковалентных связей, однако теоретическое объяснение роли электронных пар было дано спустя еще 20 лет. Опыты Фарадея показали, что заряды на ионах всегда кратны некоторым элементарным единицам заряда, причем моль этих зарядов составляет 1 Р, а Стоней назвал эту элементарную единицу заряда электроном. Однако Стоней отнюдь не отождествлял электрон с какой-либо частицей, которую можно было попытаться изолировать и исследовать. [c.47]

Дальтон и атомистическая теория. Количественные отношения соеди-няюшихся элементов и молекулярные формулы. Закон кратных отношений. [c.267]

Хотя все указанные здесь соединения бьыи изиестпы во времена Дальтона, их химические формулы оставались неустановленными. [c.277]

Сложнее всего обстоит дело с азотом. В аммиаке он имеет соедини-1ельный вес 4 . а в трех оксидах, известных еще со времен Пристли, его соединительные веса равны соответственно Зу, 7 и 14. Если известны химические формулы соединений, не составляет большого труда вычислить соединительные веса входящих в них элементов, и читатель легко проверит приведенные выше данные. Но если известны только соединительные веса, можно ли определить на их основании формулы соединений Важную роль, которую играет количественное отношение элементов в соединениях, трудно было оценить еще и потому, что данные о составе соединений было принято сообщать в весовых процентах ведь только Джон Дальтон предложил записывать эти данные в виде отношений к одному распро- [c.278]

Дальтон придавал столь же большое значение весовым измерениям, как и Лавуазье, но, кроме того, Дальтон предложил удобное символическое обозначение атомов, показанное на рис. 6-5. Предложенный Дальтоном символ водорода означает нечто большее, чем просто произвольное количество водорода. Он означает один атом водорода либо некоторое стандартное весовое количество водорода, содержащее стандартное число атомов (подобно тому как атомная масса элемента содержит авогадрово число его атомов). Это придавало химическим формулам и уравнениям не только символический, но и количественный смысл. [c.280]

Дальтон принял в качестве отправной точки таблицу соединительных весов элементов и задался вопросом, почему должно быть постоянным количественное отношение соединяюшихся элементов. Его ответ заключался в следующем всякое соединение состоит из большого числа одинаковых молекул, каждая из которых построена из одного и того же небольшого числа атомов, связанных между собой одинаковым образом. Но все же Дальтону еше необходимо было знать, какое именно число атомов углерода и кислорода соединено друг с другом в каждой молекуле оксида углерода и сколько атомов водорода и кислорода соединено друг с другом в молекуле воды. Лишенный возможности руководствоваться иными соображениями, он выдвинул правило простоты , которое вначале очень помогало ему, но затем привело к серьезному затруднению. Наиболее устойчивыми двухкомпонентными молекулами, рассуждал Дальтон, должны быть простейшие двухатомные молекулы типа АВ. Если известно только одно соединение двух элементов, оно должно иметь формулу АВ. Следующими по устойчивости должны быть трехатомные молекулы типа АВ и А В. Если известны только два или три соединения двух элементов, они должны принадлежать к этим трем типам. Это правило было одним из принципов экономии , подобным правилу минимизации энергии в механике или принципу наименьшего действия в физике, которые верно сформулированы не во всех случаях. Дальтон оказался здесь на неверном пути. [c.281]

Дальтон должен был почувствовать неладное, когда он перешел к аммиаку, Основываясь на правиле простоты, он предположил, что аммиак имеет молекулярную формулу НН. Однако поскольку 4 г азота соединяются с 1 г водорода, это предположение должно было означать, что азот имеет атомную массу 4 , но это противоречило бы значению 7, вычисленному на основании данных для оксидов азота. Вместо этого Даль-юн мог приня1ь атомную массу а ота равпой 7 я, основываясь на зтог. , получить формулу аммиака путем следующих рассуждений [c.282]

Поскольку молярное отношение водорода к азоту (а следовательно, и отношение числа их атомов) в аммиаке составляет 1 0,667 = 3 2, аммиаку следовало бы приписать химическую формулу NjHj, N4Hg или высшее кратное первой из них. Такой результат должен был пошатнуть веру Дальтона в правило простоты, заставить его начать все сначала и отыскать правильный ход рассуждений. Однако его подвело низкое качество собственных экспериментальных данных. Полученное им первоначальное значение соединительного веса кислорода равнялось 6,5, и лишь в 1808 г. он изменил его до 7. Дэви довел это значение до 7,5, и наконец Пруст получил правильный соединительный вес кислорода-8 (основываясь на предположениях Дальтона). Дальтон отказывался верить этим результатам (поразительное упрямство для столь плохого экспериментатора ) и все проведенные здесь для соединений азота расчеты выполнял, пользуясь значением атомной массы азота 5 вместо 1. [c.283]

По мере того как химики пытались вывести формулы для новых и новых соединений, становилась все более очевидной ошибочность принятых Дальтоном атомных масс и его правила простоты. Никто не мог предложить надежный метод определения химических формул. Из трех возможных источников молекулярной информации-соединительные веса элементов, ато.мные массы элементов и молекулярные формулы - можно было вычислить любой, если были известны два других. Однако прямые измерения позволяли определить только соединительные веса. Неверные предположения Дальтона о химических формулах приводили к неправильным атомным массам, а это в свою очередь вело к ошибочным формулам для новых соединений. Между 1850 и 1860 гг. было предложено более 13 различных формул уксусной кислоты - обычной кислоты, содержащейся в сто.товом уксусе. Французский химик Жан Дюма писал [c.284]

В конце XVIП и начале XIX века учеными были определены относительные весовые количества, в которых соединяются между собой различные элементы в результате было установлено понятие химического эквивалента и определены относительные веса атомов различных элементов. В развитии этих понятий большая роль принадлежит работам Дальтона. Эти работы дали возможность характеризовать количественный состав веществ их атомным составом и химическими формулами. В начале XIX века атомистические представления получили уже широкое признание. Однако существование молекул, несмотря на работы Авогадро (1810) и Ампера (1814), получило широкое признание только в 1860 г., когда Международный съезд химиков принял по докладу Канниццаро решение различать понятия атома и молекулы. [c.25]

Несколько хуже обстоит дело с предельной частью первой фракции. Как указывалось выше, она содержит метан и этан. Кроме того, если анализируемые газы богаты пропаном, то вместе с пропиленом в первую фракцию попадает некоторая часть пропана (пропорционально его упругости и концентрации). Таким образом, в первой фракции могут содер каться три пре-,дельных углеводорода, раздельное определение которых посредством сжигания уже невозможно. В этом случае применяется следующий метод, основанный на законе Генри-Дальтона и дающий сравнительно точные результаты. Содержание пропана в первой фракции вычисляется из соотношения между упругостями паров пропилена и пропана при температуре перехода (—65°) и концентрации этих углеводородов во второй фракции по формуле [c.864]

Уже 200 лет в химии существует устойчивое стремление описать всю материю графами, именуемыми химическими формулами. Классическая химия, например, имеет дело с веществами, синтезированными в лаборатории или принудительно изъятыми из естественной природной системы. Со времен знаменитого спора Дальтона и Бертолле [19, 20] широко известен факт, что в природе существуют системы, которые невозможно описать химической формулой. Известным примером являются бертолиды, в том числе растворы и системы, состоящие из огромного множества компонентов со случайным (стохастическим) распределением состава. Согласно моим представлениям, любое вещество является многокомпонентной стохастической системой (МСС) различного уровня организации. Стохастическая система - это система с случайным, хаотическим химическим составом. Особенностью МСС является одновременное сосуществование в элементарном объеме широ- [c.23]

Рассмотрение нефтяных систем как молекулярных растворов господствовало достаточно долго. При этом в связи с трудностями аналитического выделения отдельных компонентов из средних и высших фракций нефти (масляных и газойлевых фракций) их характеризовали с помощью гипотетической средней молекулы. Модельные представления о строении молекулы смолисто-асфальтеновых веществ (САВ) получили широкое распространение. Характеристика таких гипотетических молекул — средняя молекулярная масса — входит во многие расчетные формулы зависимости свойств нефтяной фракции от Р, V, Т-условий и используется в технологических расчетах. Хотя сегодня достоверно показано, что это не всегда верно, поскольку молекулярная масса нефтяных фракций сильно зависит от условий ее определения (растворителя, температуры) [1]. До сих пор многие явления в нефтяных системах и технологические расчеты трактуются на основе физических законов, установленных для молекулярных растворов (законов Рауля-Дальтона, Генри, Ньютона, Дарси и т. д.). В результате теоретически рассчитанные доли отгона при выделении легкокипя-щих компонентов из нефти не совпадают с экспериментальными данными. Часто обнаруживающаяся в нефтяных системах (особенно с высоким содержанием парафинов и САВ) зависимость эффективной вязкости от скорости деформации свидетельствует о ее надмолекулярной организации. Отклонения от закона Дарси при течении таких систем впервые были подмечены в 1941 г. профессором В. П. Треби-ным. Однако эффекты нелинейного отклика, обусловленные особен- [c.172]

Аппаратура для испарения при 1емпературе ниже температуры кипения. В испарителях этого типа газы насыщаются парами жидкости при температуре ниже температуры ее кипения. Состап образующейся парогазовой смеси зависит главным образом от температуры жидкости и в соответствии с законом Дальтона может быть определен по формуле [c.401]

Область составов, в которой существует данное химическое соединение, называется областью его гомогенности. Так, область гомогенности упоминавшегося соединения TaVa составляет 31 — 37 ат.% Та, Na l - 50,00-50,05 ат.% Na и т. д. Во всех этих случаях стехиометрический состав находится внутри области гомогенности такие соединения называются дальтонидами в честь Дальтона (см. гл. 2 и 13). Существуют и соединения, стехиометрический состав которых находится вне области гомогенности, иными словами, при стехиометрическом составе они вообще не существуют такие соединения называются бертоллидами в честь Бертолле (см. гл. 2 и 13). Примером бертоллида может служить оксид железа (И), область гомогенности которого составляет 43—48 ат.% Fe, что отвечает формуле Fe(o,84-o,96)0, т. е. состав РеО лежит вне пределов области гомогенности. [c.37]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология