Вычисление повышения точки кипения

ВЫЧИСЛЕНИЕ ПОВЫШЕНИЯ ТОЧКИ КИПЕНИЯ [c.108]

Ход вычисления повышения точки кипения идет по той же схеме, как и изложенный в 6.7 ход вычисления понижения точки замерзания. [c.108]

В соответствии с классической теорией электролитической диссоциации (см. ниже) множитель I в этом выражении показывает, в каком отношении возросло число молекул благодаря диссоциации. Его можно также определить как отношение получающегося при криоскопических и других определениях числа молекул к числу внесенных в раствор молекул или как отношение найденных опытным путем значений понижения точек замерзания или повышений точек кипения к соответствующим значениям, вычисленным на основании закона Рауля, при допущений, что при растворении не происходит изменения числа растворенных частиц. [c.88]

Если через Д<выч обозначить вычисленное по этой формуле, а через Д найд — найденное экспериментально понижение точки замерзания или повышение точки кипения, то i определится выражением [c.88]

При эбулиоскопическом методе измерение повышения точки кипения производилось дифференциально применялся один кипятильник, содержавший только чистый растворитель, и второй кипятильник, содержавший раствор известного состава. При такого рода измерениях надо иметь уверенность в том, что обе точки кипения определяются при одном и том же давлении и что состав жидкого раствора во втором кипятильнике вычислен правильно. Здесь имеется в виду, что если состав определяется на основании первоначально приготовленного жидкого раствора, загруженного в кипятильник, должна вводиться соответствующая поправка на некоторое-уменьшение количества растворителя в жидкой фазе, которое в результате испарения переходит в газовую фазу в пространстве над жидкостью до холодильника и которое в виде жидкости смачивает стенки парового пространства. [c.238]

Обозначим через Р осмотическое давление раствора, через А/кип—повышение температуры кипения, А/зам — понижение температуры замерзания раствора, не подчиняющегося законам Вант-Гоффа и Рауля, а через Р, А/кип и А/зам — значения тех же величии, вычисленные теоретически по концентрации раствора. Поскольку и осмотическое давление, и изменения температур замерзания и кипения пропорциональны числу находящихся в растворе частиц растворенного вещества, то коэффициент i можно выразить отношениями [c.231]

Если для раствора электролита, концентрация которого известна, найти опытным путем осмотическое давление. понижение давления пара (А/ ), повышение температуры кипения (Д/к п), понижение температуры кристаллизации (А<кр <.,г, то окажется, что эти величины больше теоретически вычисленных в определенное число раз, а именно [c.101]

Вычисление активности растворителя по повышению температуры кипения раствора осуществляется с помощью методов, аналогичных тем, которые применяются при расчетах, основанных на понижении температуры замерзания. Измерения повышения температуры кипения (эбуллиоскопия) менее точны, чем измерения понижения точки замерзания (криоскопия). [c.282]

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]

А/к — то же, повышение температуры кипения р,Д з, — соответственно те же показатели, вычисленные теоретически по молярной концентрации без учета диссоциации. [c.57]

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 кристаллизаций 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 = = сЯТ, А/ = Кс, АГ = Ес, то для растворов электролитов я = кНТ, At = 1Кс, АГ = 1Ес. Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз опытные величины Лоп, А п. больше теоретических, т. е. вычисленных по формулам для растворов неэлектролитов [c.141]

Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации. Поэтому свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества (коллигативные свойства), такие, как осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, проявляются в растворах электролитов в большей степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в г раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете осмотического давления и других коллигативных свойств. Формула для вычисления понижения давления Др пара растворителя приобретает в этом случае следующий вид [c.129]

Молекулярные веса масел определяются наиболее распространенным крио-скопическим методом (по понижению точки замерзания раствора) и менее часто эбулиоскопическим методом (по повышению температуры кипения растворов). Растворяя исследуемое масло в растворителе и наблюдая за изменением температуры замерзания или температуры кипения, вычислением находят молекулярный вес. [c.102]

Так как уравнение ван-дер-Ваальса только приближенное, то значенпп константы зависят от физических данных, использованных для ее вычисления. Приведенные в таблице данные основаны на критических свойствах. Значения, полученные из теплоты испарения и плотности ншдкости в точке кипения при атмосферном давлении, в два или три раза больше, хотя соотношение это уменьшается с повышением точки кипения. [c.85]

Поэтому константы равновесия можно получить из измерений точек кипения методами, аналогичными описанным для криоскопических данных в гл. 12 (разд. 1) и гл. 16 (разд. 1). Однако для количественных работ этот метод используется в меньшей степени, поскольку повышение точек кипения может быть измерено менее точно, чем понижение точек замерзания. Кроме того, нельзя использовать фоновый электролит для контроля осмотических коэффициентов. Подобно криоскопии, эбуллиоскопия не является строго изотермическим методом, но ее преимущество заключается в том, что точка кипения раствора или растворителя может меняться с изменением давления, и поэтому она не ограничена одной температурой. Так, Аллен и Кальдин [1] изучили димеризацию карбоновых кислот в бензоле при температуре 50—80° с помощью дифференциального терморавновесного метода, подобного методу, описанному для криоскопии. Давление контролировалось с точностью 0,1 мм рт. ст. с помощью маностата. Константы димеризации, вычисленные по уравнению (12-20) в предположении, что Ф=1, хорошо согласовались с результатами, полученными другими методами (ср. гл. 16). Бурьон и Руйер [4а] использовали подобный метод при изучении комплексов галогенидов цинка и ртути(П). [c.317]

СКОГО расположения и наличием структурных пустот, объемы которых достаточны для размещения отдельных мономерных молекул. Вычисления показывают, что в точке плавления число мономерных молекул составляет 2,5% общего числа молекул. С повышением температуры это число увеличивается и достигает 40% в точке кипения и 80% при 250 °С. Изложенная тецрия, отличающаяся в некоторых деталях от теорий Самойлова, Данфорда, Леви и Полипга (см. далее) [37, 41, 54], правильно описывает ряд свойств воды, хотя и имеются значительные расхождения результатов этой теории с экспериментальными данными. Следовательно, такая модель все же не дает удовлетворительного описания структуры воды. [c.51]

Степень диссоциации электролита в растворе может быть определена различными способами. Ее можно вычислить, например, по понижению температуры замерзания или по повышению температуры кипения раствора. Если через А зам обозначить практически наблюдаемое понижение температуры замерзания раствора электролита, через А кип — практически наблюдаемое повышение температуры кипения, через А4ам и А кип — значения тех же величин, вычисленных по формуле At — k с, то [c.124]

Задаваясь различными значениями скоростей, можно для заданной потребителем постоянной температуры хладоносителя при определенной плотности теплового потока q вычислить зависимость П = f (w). Эта зависимость всегда будет иметь минимум, так как с ростом ш мощность насоса (вентилятора) Na увеличивается, а мощность компрессора N . = Qol s уменьшается из-за повышения температуры кипения при интенсификации теплообмена. Вычисляя оптимальные значения скоростей хладоносителя для различных q, можно получить точку, соответствующую оптимальному значению q, и, следовательно, определить минимум миниморум приведенных годовых затрат для данного испарителя (точка А на рис. 1-16). Сопоставление "iid,pyi/(гоо-кдт) отдельных испарителей надо производить по значениям минимальных приведенных годовых затрат Ямин> вычисленных указанным выше способом и отнесенных к одному киловатту холодопроизводительности Луд. [c.31]

Поэтому свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества коллигативные свойства), такие, как осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзагп я, проявляются в растворах электролитов в больше11 степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в I раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете осмотического давления и других коллигатив-ных свойств. Формула для вычисления понижения давления Др пара растворителя приобретает в этом случае следующий вид [c.124]

Но это удивительно Я вычислил, что осмотическое давление должно быть 11 атмосфер, а при измерении оказалось — 21,8 атмосферы. Понижение температуры замерзания должно составлять 0,9°, а измерения Станфорда дали 1,76°. А повышение температуры кипения Вместо 0,25° получено 0,49°. Если разделить величины, полученные опытным путем, на вычисленные, то получим число, близкое к двум. Так ли это и для других растворов [c.63]

Сравнение данных, приведенных в табл. 3, со свойствами углеводородов, приведенными в табл. 1, показывает, что в обоих случаях катализаты представляют собой смесь не вошедшего в реакцию 1,1,2-триметилциклопропана и 2,2-диметилбутана. На отсутствие в катализате 2,3-диметилбутана и 2-метилпентана указывает понижение анилиновых точек по мере повышения температуры кипения фракций. Вычисление состава бинарных смесей на основании аддитивности показателей преломления, удельных объемов и анилиновых точек показывает, что в случае платинированного угля гидрогенолиз прошел на 65%, а в случае палладированного — на. 50%. [c.96]

Если обозначить через А° повышение температуры кипения, понижение температуры плавления или осмотическое давление для такого соединения, как Na l (мол. вес М° = 23 + 35,5 = 58,5), то можно заметить, что значения А больше вычисленных и соответствуют меньшим молекулярным весам, чем рассчитано. Результаты выражаются в удобной форме в виде величины /, называемой фактором Вант-Гоффа [c.163]

Почему электролиты не подчиняются законам В сущности, если в каждом случае вычисленный тео-)етически результат умножить на некое число (Вант-"офф назвал его изотоническим коэффициентом), то получится истинная величина осмотического давления, и величина понижения температуры замерзания раствора, и величина повышения температуры его кипения. Вант-Гофф назвал растворы с одинаковым осмотическим давлением изотоническими. Если какой-то раствор имел осмотическое давление ниже, чем другой, то он назывался гипотоническим, а если его давление было выше — то гипертоническим раствором. [c.63]