Вант-Гоффа уравнение для понижения точки замерзания

Коллигативные свойства можно использовать для определения молекулярной массы вещества. Например, если, зная массу т растворенного вещества, определить температуру замерзания (кипения) раствора, то. найдя понижение, повышение) температуры замерзания (кипения) раствора, можно вычислить число молей п раств оренного вещества, а затем и саму молекулярную массу вещества М = т1п. Таким образом можно определить степень диссоциации или ассоциации вещества в растворе. В этом случае следует умножить правую часть уравнений (355) и (356) на введенный Вант-Гоффом в соответствии с уравнением (322) коэффициент . Понижение температуры замерзания раствора повареной соли примерно в два раза больше, чем для раствора сахарозы той же моляльной концентрации. На практике чаще используют криоскопический метод, так как он более прост в экспериментальном исполнении, а кроме того, как правило, криоскопическая константа для одного и того же растворителя больше, чем эбулиоскопическая. Для растворителя камфары, например, =40 К-кг/моль. [c.281]

При попытке применить к растворам электролитов законы Вант-Гоффа и Рауля выяснилось, что эти законы непригодны для описания свойств таких растворов. Так, осмотическое давление растворов электролитов оказалось значительно выше, чем вычисленное но уравнению Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов такой же молярной концентрации. Выяснилось, что определения масс молекул электролитов методами, основанными на законах Вант-Гоффа и Рауля (по осмотическому давлению, понижению давления нара, повышению температуры кипения или понижению температуры замерзания), приводят к величинам, значительно более низким, чем то соответствовало наименьшему значению масс молекул, определенному по данным анализа (см. П). Например, масса молекул К23 04, определенная методом осмотического давления, варьировала в зависимости от концентрации раствора от 160 до 61,7, в то время как истинное значение массы простейшей молекулы К28 04 должно быть равно 174,4. [c.108]

Эта теория электролитической диссоциации, или ионная теория, не привлекала к себе особого внимания до 1887 г., когда была опубликована классическая работа Вант-Гоффа по теории растворов. Вант-Гофф показал, что уравнение состояния идеального газа, если заменить в нем давление газа осмотическим давлением, применимо к разбавленным растворам неэлектролитов однако в случае растворов электролитов обнаруживаются значительные отклонения. Так, например, осмотическое давление растворов соляной кислоты, хлоридов и гидратов окисей щелочных металлов, измеренное по понижению точки замерзания или другими методами, почти вдвое больше, чем то значение, которого можно было ожидать на основании газового закона. В некоторых случаях, например для растворов гидроокиси бария, сернокислого и щавелевокислого калия, отклонения были еще больше. Вант-Гофф не дал объяснения этим фактам, а ввел эмпирический множитель i в уравнение газового закона для растворов электролитов [c.34]

Понижение давления насыщенного пара над раствором вызывает изменение температуры кипения и замерзания раствора но сравнению с чистым растворителем. Так как давление насыщенного пара над раствором ниже, чем над чистым растворителем при этой же температуре, то растворы кипят при более высокой температуре. Повышение температуры кипения раствора сравнительно с растворителем будет тем значительнее, чем выше его концентрация. Это соотношение, полученное Вант-Гоффом (1886), выражается уравнением [c.21]

В растворах электролитов часть молекул диссоциирована на ионы, вследствие чего число частиц в растворе электролита больше, чем в растворе неэлектролита той же концентрации. Это влечет за собой увеличение осмотического давления, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов электролитов относительно растворов неэлектролитов той же концентрации. Отношение экспериментально установленных значений этих величин к рассчитанным теоретически по уравнениям для растворов неэлектролитов показывает, во сколько раз число частиц в растворе электролита больше общего числа растворенных молекул. Знаменатель этого отношения называется коэффициентом Вант-Гоффа и обозначается буквой I. [c.123]

Это становится понятным, если рассматривать электропроводность данного веш,ества как величину, пропорциональную количеству его ионов. Предположение, что степень диссоциации определяется отношением молярных электропроводностей, было впервые в 1887 г. сделано Аррениусом. Он установил это в результате измерения температур замерзания электролитов. А именно, как показал в 1886 г. Вант-Гофф, понижение температур замерзания и повышение температур кипения растворов пропорциональны осмотическому давлению растворенного вещества, а оно в свою очередь пропорционально числу молекул, находящихся в определенном объеме, совершенно так же, как это происходит в отношении давления газа газообразных веществ. Поэтому для осмотического давления имеет силу то же уравнение, как и для газового состояния [c.80]

Понижение точки замерзания измеряется легче, чем осмотическое давление, а поэтому как г, так и g обычно находят криосконическим путем. Табл. 6 содержит некоторые опытные данные, нолученвые интерполированием до целочисленных значений концентраций азотнокислого лантана в водном растворе [И]. Криоскопическая постоягшая, использованная при расчете понн/кения точки замерзания (третий столбец), равна 1,854°. Степень диссоциации получена но уравнению Вант-Гоффа [c.231]

Вывод уравнений для расчета понижения точки замерзания и повышения точки кипения проведен при помощи формулы Клапейрона в применении к растворам (Вант-Гофф). Следовательно, правильные результаты могут быть получены лишь при криоскопии и эбуллиоскопии разбавленных растворов. В таких случиях ДГ мало, и его следует отсчитывать при помощи термометра Бекм. на с точностью до 0,005°. [c.132]