Вант-Гоффа соотношение

Практический осмотический коэффициент Ф является поправкой к газовому закону и связан с коэффициентом Вант-Гоффа соотношением [c.20]

Соотношения (1.69), (1.70), впервые полученные Вант-Гоффом, называются уравнениями изотермы химической реакции. Продифференцируем их по температуре в пред-N N [c.41]

Как видно из (222.8), скорость реакции не зависит от концентрации Аг- На первый взгляд, зто —отклонение от закона действующих масс. На самом деле это отклонение кажущееся, поскольку в каждой из стадий закон действующих масс соблюдается, а уравнение (222.8) — суммарное. Промежуточное соединение А1Х в процессах (П) называют промежуточным веществом Вант-Гоффа (кислотноосновной катализ). Примером процесса (П) служит реакция бро-мирования ацетона, катализируемая ионами водорода, скорость которой не зависит от концентрации брома. При другом соотношении [c.621]

Это соотношение называется уравнением Вант-Гоффа. Для идеального газа оно непосредственно дает температурную зависимость константы равновесия. Так как в этом случае парциальные мольные энтальпии не зависят от состава и равны стандартным значениям, то ДЯ является истинной (измеренной) энтальпией реакции. Для реальных газов соотношения получаются более сложными, и они здесь не будут рассматриваться. [c.169]

Отношение общего числа частиц (ионов и молекул) в растворе электролита к числу растворенных молекул называется коэффициентом Вант-Гоффа (изотоническим коэффициентом) и обозначается буквой 1. Изотонический коэффициент 1 может быть определен из следующих соотношений [c.43]

Еще в прошлом столетии было установлено, что для многих реакций скорость увеличивается при повышении температуры. Вант-Гофф показал, что при повышении температуры на 10 °С скорость реакции увеличивается примерно в 2—3 раза. Для температурной зависимости константы скорости было найдено эмпирическое соотношение [c.168]

Здесь Кр — константа равновесия, рассчитанная для относительных давлений компонентов. Таким образом, используя термодинамические соотношения, получили закон действующих масс для конкретной реакции. Этот вывод может быть обобщен на любую химическую реакцию. Общая форма уравнения (292) называется уравнением изотермы химической реакции Вант-Гоффа. [c.251]

Особенности растворов электролитов. Уравнения, характеризующие общие свойства растворов неэлектролитов, можно использовать для растворов электролитов, если ввести в них поправочный коэффициент, предложенный Вант-Гоффом и названный им изотоническим коэффициентом. Изотонический коэффициент i показывает, во сколько раз число растворенных частиц в растворе электролита больше числа частиц в эквимолекулярном растворе неэлектролита. Эту величину можно установить по одному из соотношений [c.23]

На скорость химических реакций существенное влияние оказывает даже незначительное изменение температуры. У большинства гомогенных реакций при повышении температуры на 10° С скорость возрастает в 2—4 раза (приближенное правило Вант-Гоффа). Из уравнения (IV.1) следует, что увеличение скорости реакции при повышении температуры связано с возрастанием константы скорости реакции концентрации реагирующих веществ при этом практически не изменяются. Соотношение [c.112]

Нарушение количественных соотношений теории Аррениуса из-за пренебрежения ион — ионным взаимодействием проявляется также в том, что различные методы определения степени диссоциации а дают несовпадающие результаты. Так, а можно рассчитать по уравнению (1.6), зная изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Далее, поскольку электропроводность раствора зависит от концентрации свободных ионов и, следовательно, от степени диссоциации, то а можно определить по измерению электропроводности. Наконец, как следует из электрохимической термодинамики, разность потенциалов на концах равновесной электрохимической цепи связана с концентрацией ионов, участвующих в установлении электрохимического равновесия. Поэтому иногда степень диссоциации а можно было рассчитать по измерениям разности потенциалов соответствующей цепи. Расхождения в величинах а, рассчитанных тремя указанными методами, оказываются весь- [c.16]

Нарушение количественных соотношений теории Аррениуса из-за пренебрежения ион-ионным взаимодействием проявляется также в том, что различные методы определения степени диссоциации а дают несовпадающие результаты. Так, а можно рассчитать по уравнению (1.6), зная изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Далее, поскольку электропроводность раствора зависит от концентрации свободных ионов и, следовательно, от степени диссоциации, то а можно определить по измерению электропроводности. Наконец, как следует из электрохимической термодинамики разность потенциалов на концах равновесной электрохимической цепи связана с концентрацией ионов, участвующих в установлении электрохимического равновесия. Поэтому иногда степень диссоциации а можно рассчитать по измерению разности потенциалов соответствующей цепи. Расхождения в величинах а, рассчитанных тремя указанными методами, оказываются весьма существенными, особенно для растворов сильных электролитов. Для концентрированных растворов сильных электролитов последний метод иногда приводит к не имеющим физического смысла значениям а> 1. [c.20]

Перейдем сейчас к описанию химического равновесия в реальных системах. На основе общего условия равновесия реакции (У.41), т. е. 2 ( Xгv, ) = О [соотношение (У.141), а также выражения для химического потенциала, например в форме (У.196)], можем вывести уравнение изотермы реакции в реальной газовой смеси, по форме совпадающей с уравнением изотермы Вант-Гоффа, т. е. [c.160]

Обрабатывая данные Пфеффера, Вант-Гофф установил соотношение [c.278]

Это важное соотношение, дающее зависимость константы равновесия от температуры, называемое уравнением изобары, было выведено Вант-Гоффом. Оно показывает, что знак производной <1 1п Кр/йТ определяется знаком теплового эффекта реакции. Если эта производная положительна, то функция 1п Кр является возрастающей. В случае эндотермических реакций, для которых АН° положительно, константа равновесия увеличивается при возрастании температуры. Для экзотермических реакций (ЛЯ° отрицательно) константа равновесия уменьшается при увеличении температуры. В тех случаях, когда тепловой эффект реакции очень мал (близок к нулю), Кр почти не зависит от температуры. [c.55]

Правило Вант-Гоффа можно выразить соотношением [c.234]

Установленное соотношение (1У.8) получило название закона Вант-Гоффа. По форме оно совпадает с уравнением состояния идеальных газов. [c.214]

Определение условий химического равновесия тесно связано с нахождением максимальной полезной работы реакции. Решение этой задачи возможно различными путями. Приведем вывод уравнения, определяющего соотношение между константой равновесия и максимальной полезной работой реакции. Наиболее простой и наглядный путь для этого был предложен Вант-Гоффом (1883). Рассмотрим вывод на частной реакции, например, реакции синтеза аммиака [c.123]

Правило Вант-Гоффа может быть выражено следующими соотношениями [c.134]

В соответствии с правилом Вант-Гоффа, изменение скорости химической реакции с температурой может быть выражено соотношением., [c.60]

Активность. Законы Рауля и Вант-Гоффа соблюдаются лишь в разбавленных растворах неэлектролитов. По мере повышения концентрации растворенного вещества возрастают отклонения от законов идеальных растворов. Эти отклонения обусловлены различного рода взаимодействиями между частицами растворенного вец ества, а также растворенного вещества и растворителя. Учет влияния на свойства растворов этих взаимодействий очень сложен и не всегда практически осуществим. Поэтому было предложено сохранить для описания свойств растворов все общие закономерности, применимые к идеальным растворам, но вместо входящей в них концентрации компонентов ввести активность. Активность а связана с концентрацией следующим соотношением [c.152]

Теми приемами, которые здесь не могут быть описаны, но которые приводятся в курсах физической химии, Аррениус (1889 г.) и затем Вант-Гофф нашли следующее соотношение между понижением давления пара в растворе и осмотическим давлением растворенного вещества [c.146]

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа представляет собой меру увеличения числа частиц в растворе электролита, т. е. отношение суммарного числа молекул и ионов в растворе к общему числу молекул вещества до растворения. В зависимости от числа ионов (Р), на которые диссоциирует молекула электролита, коэффициент Вант-Гоффа связан со степенью электролитической диссоциации а следующим соотношением [c.169]

Эти выражения с позиций молекулярной теории вскрывают физический смысл параметров уравнения Вант-Гоффа — Аррениуса (ХП.42) Теория столкновений не дает соотношений для расчета поэтому вычисление константы скорости по формуле (ХП1.11) как правило невозможно. Эту формулу чаще используют для расчета по экспериментальным данным стерического фактора р. [c.729]

Вант-Гофф показал, что отсюда вытекает соотношение (П1.1). Это сильно расширило область использования термодинамики в химии. [c.85]

Это соотношение выполняется для идеальных растворов любой концентрации, однако оно еще не является уравнением Вант-Гоффа. При ЛГ2-С 1 [c.95]

Величина К связана с теплотой плавления растворителя соотношением Вант-Гоффа [c.33]

Степень диссоциации и изотонический коэффициент Вант-Гоффа связаны соотношением [c.289]

Причины, по которым при наличии промежуточных состояний выполняется соотношение 1АЯ,,,1 < 1ДЯр1, ясны. Полученное с помощью уравнения Вант-Гоффа соотношение (21.17) определяет количество тепла, усредненное по всем участвующим в процессе реакциям. Поскольку предполагается, что теплота перехода из свернутого в промежуточное состояние меньше, чем для перехода в полностью развернутую форму, частично развернутые состояния входят с весами, отвечающими меньшему количеству тепла. [c.218]

Опытные данные свидетельствукуг о справедливости приближенного правила Вант-Гоффа (1884 г.)—при повышении температуры на каждые 10 °С скорость гомогенной реакции увеличивается обычно в 2—4 раза. Правило Вант-Гоффа можно выразить соотношением [c.217]

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]

Соотношение (IV. 45) справедливо и для лиозолей. Чтобы перейти к выражению осмотического давления через концентрацию растворенного вещества и упростить соотношение, принимают раствор разбавленным, и тогда оно получает вид, известный под названием закона Вант-Гоффа [c.210]

В своих работах Аррениус показал, что степень диссоциации электролита а можно связать с коэффициентом Вант-Гоффа /. Приведем простейший вывод этих соотношений. Предположим, что в растворе находилось N молекул электролита, из которых только п продиссоциировало на ионы. Число непродиссоциированных молекул N — п, а число образовавшихся ионов vn, где V — число ионов, на которое диссоциирует одна молекула электролита. Тогда число всех частиц в растворе, включая и молекулы, и ионы, (М — п) + п, или после соответствующего преобразования [c.111]

Максимальная работа реакции связана с константой равновесия простым соотношением, которое впервые было выведено Вант-Гоффом в 1885 г. Он доказал, что между константой хпмичоского равновесия и разностью приращения свободных энергий существует логарифмическая зависимость ДЙ7макс = —АО = НТ пК, где/ — универсальная газовая постоянная, Т — термодинамическая температура по Кельвину. [c.193]

В 1879 г. голландский ученый Вант-Гофф установил, что ноаышеные температуры на каждые 10 град увеличивает скорость гомогенных реакций в 2—4 раза (правило Вант-Гоффа). Более точно температурную зависимость скорости химических процессов выражает соотношение, полученное первоначально экспериментальным путем шведским ученым Сванте Аррениусом (1889) [c.145]

Если поддерживать постоянным давление ръ и препятствовать отводу теплоты, то ассоциация будет происходить изобарически и изобразится на рис. 7.4 прямой ась параллельной оси абсцисс. Ко-.нечная точка сг соответствует такому повышению температуры за счет теплоты ассоциации, при котором равновесное давление рв становится равным начальному, а А0=0. Во всех промежуточных случаях, где не сохраняются условия либо изотермичности, либо изобаричности, переход системы из начальных условий к равно весным будет описываться более сложной кривой (например,асз) Таким образом, все точки области I соответствуют условиям су ществования неустойчивого вещества А (например, оксида) и ус тойчивого вещества АВ (соответственно карбоната или оксида) В области И соб[людается обратное соотношение р в<рв. По этому вещество АВ, помещенное в эти условия, неустойчиво и в системе возможна реакция диссоциации, течение которой сопровождается, согласно уравнению изотермы Вант-Гоффа, понижением энергии Гиббса (АО). [c.198]

Основопологающим в химической кинетике является понятие о скорости химических реакций. Скорость химической 15сакции зависит от многих факторов, но важнейшими являются природа реагируюгцих веществ, концентрация, температура, давление и действие катализаторов. При постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ. Данное количественное соотношение известно как закон действующих масс. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа. Если процесс протекает только в одном направлении, то его называют необратимым. Процессы, протекающие в двух противоположных направлениях, называют обратимыми. Когда в обратимом процессе скорости прямой и обратной реакций становятся равными, то в системе устанавливается динамическое равновесие. Смещение химического равновесия осуществляется в соответствии с принципом Ле Шателье. [c.102]

Поскольку 1У1°л к—объем раствора, а при малых значениях Х2 величина —ЯТ[п(1—Х2)с ЯТх2, из написанного выше соотношения получаем уравнение Вант-Гоффа ЯТп2 = яУ или п= С2ЯТ. [c.95]

Это уравнение называют изобарой химической реакции Вант-Гоффа. Оно определяет зависимость константы равновесия Кр от температуры при постоянном об1цем давлении. Уравнение (У.24) наряду с (У.14) относят к ОС110НПЫМ уравнениям химической термодинамики, хотя, конечно, (У.24) непосредственно вытекает из уравнения (У.14) и общих соотношений термодинамики. [c.143]

Свойства растворов неэлектролитов с концентрацией растворенного вещества меньше, чем 0,001 мольных долей, хорошо подчиняются законам Рауля, Генри, Вант-Гоффа. Однако этим законам не подчиняются растворы электролитов. Так, вычисленные значения упругости пара (Р), температур кипения (7") и замерзания (Тз), осмотического давления растворов электролита (росм) всегда оказываются заниженными по сравнению с опытными. В связи с этим Вант-Гофф ввел поправочный коэффициент г, показывающий, во сколько раз расчетные значения р. Г", Т , ро<=м ниже опытных . Им было установлено, что для водного раствора электролита данной концентрации справедливы соотношения [c.283]