Точка замерзания и точка кипения растворов

Жидкие растворы по своей природе, свойствам, характеру взаимодействий между частицами очень разнообразны, в связи с чем трудно создать единую количественную теорию, описывающую поведение различных растворов в широкой области концентраций. Наука о растворах —одна из наиболее старых областей естествознания, в развитие которой сделан вклад многими исследователями. В ходе развития учения о растворах были высказаны две точки зрения на природу растворов —физическая и химическая. Физическая теория растворов, возникшая главным образом на основе трудов Вант-Гоффа, Аррениуса и Оствальда, опиралась на экспериментальное изучение коллигативных свойств разбавленных растворов (осмотическое давление, новышение температуры кипения, понижение температуры замерзания раствора и т. п.), зависящих главным образом от концентрации растворенного вещества, а не от его природы. Количественные законы (законы Вант-Гоффа, Рауля) были открыты в предположении, что в разбавленных растворах молекулы растворенного вещества подобны молекулам идеального газа. Отступления от этих законов, наблюдаемые для растворов электролитов, были объяснены на основе теории электролитической диссоциации Аррениуса. Простота представлений физической теории и успешное применение ее как для объяснения свойств растворов электролитов, так и для количественного изучения электрической проводимости растворов обеспечили быстрый успех этой теории. Химическая теория растворов, созданная преимущественно Менделеевым и его последователями, рассматривала процесс образования раствора как разновидность химического процесса, характеризующегося взаимодействием частиц смешивающихся компонентов. Менделеев рассматривал растворы как системы, образованные частицами растворителя, растворенного вещества и неустойчивых химических соединений, которые образуются между ними и находятся в состоянии частичной диссоциации. В классических трудах Менделеева четко сформулированы основные положения теории растворов. Менделеев указывал на необходимость использования всей суммы химических и физических сведений о свойствах частиц, [c.344]

Здесь 1=1+а(у—1)—изотонический коэффициент Вант-Гоффа, показывающий, во сколько раз увеличилось число частиц в растворе вследствие диссоциации. В соответствии с этим наблюдаемый эффект (например, понижение температуры замерзания, повышение точки кипения) должен увеличиться в I раз по сравнению с теоретическим, т. е. [c.80]

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]

Все химически чистые вещества имеют определенные температуры (точки) замерзания и кипения вода замерзает при 0° и кипит ири 100 С (имеется в виду нормальное давление). У растворов этого пе наблюдается, они отличаются от чистых растворителей по свойствам. Присутствие растворенного вещества понижает температуру замерзания и повышает температуру кппенпя раствора. Поэтому водные растворы замерзают прп более низкой температуре, чем чистая вода. Чем копцентрированнее раствор, тем ниже точка его замерзания. Например, если в 100 г воды растворено 10 г поваренной соли, то раствор замерзает при —13,6 , а если растворить 30 г Na l, то он будет замерзать при —21,2 °С. Подобно этому, температура кипения водных растворов лежит выше 100 °С и зависит от копцептрацпи. Так, если в 100 г воды растворить 21 г хлористого кальция, то раствор закипит при 104 , а если растворить 69 г a L, — то при 120 °С. [c.113]

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 [c.127]

Осмотические явления. Степень диссоциации сильных электролитов в водных растворах определяли из результатов измерений точек замерзания и кипения, величин осмотического давления и давления пара растворителя. [c.161]

Согласно исследованиям Рауля, повышение точки кипения растворов, так же как и понижение точки замерзания их, пропорциональны частичной концентрации этих растворов. [c.184]

Так как коэффициент активности в растворах сильных электролитов меньше единицы (/ он <С то активность ионов меньше их концентрации (а,юн<С иои)- Так, в 0,1 М растворе соляной кислоты коэффициент f для однозарядных ионов Н" и 1 равен 0,81. Поэтому активная концентрация ионов Н и I", проводящих электрический ток, создающих осмотическое давление и влияющих на изменение температуры замерзания и кипения раствора, равна [c.131]

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]

Уравнение (18) неприменимо для концентрированных растворов или водных растворов электролитов, так как нельзя легко определить понижение точки замерзания. Точку кипения, однако, можно определить с достаточной степенью точности по эмпирическому правилу. Дюринг (1878 г.) обнаружил, что точка кипения [c.84]

Прежде чем приступить к обсуждению некоторых относительно простых уравнений, позволяющих рассчитывать давление пара, точку замерзания, точку кипения, а также осмотическое давление растворов, мы должны сначала познакомиться с двумя фундаментальными соотношениями, лежащими в основе предельных уравнений, а именно с правилом фаз и с уравнением Клаузиуса — Клапейрона. [c.130]

Замерзание и кипение раствора. Все чистые жидкости характеризуются строго определенными температурами или точками кипения и замерзания. [c.204]

Величина давления пара раствора ближайшим образом влияет на температуру замерзания и кипения раствора. При этом под точкой замерзания раствора подразумевается та температура, при которой в жидкости начинается выделение твердой фазы. Так как мы здесь [c.179]

Все чистые жидкости характеризуются строго определенными температурами или точками замерзания и кипения. Присутствие в жидкости растворенного вещества понижает ее точку замерзания и повышает точку кипения. Поэтому растворы замерзают при более низких, а кипят при более высоких температурах, чем чистые растворители. [c.127]

В отношении точек замерзания и кипения разбавленных растворов неэлектролитов справедливы следующие закономерности [c.127]

Величина давления пара раствора ближайшим образом влияет на температуру замерзания и кипения раствора. При этом под точкой замерзания раствора подразумевается та температура, при которой в жидкости начинается выделение твердой фазы. Так как мы здесь рассматриваем разбавленные (слабые) водные растворы, то этой твердой фазой будут мелкие кристаллики льда. [c.227]

Найти, пользуясь диаграммой линейности, точку замерзания 40%-ного раствора нитрата натрия по следующим данным температура кипения раствора при атмосферном давлении = 107,3°, при давлении 92,3 мм рт. ст. = 66° температура льда, равная —24°, соответствует температуре воды, равной —23°. [c.207]

Точка кипения растворов всегда выше, а точка замерзания всегда ниже, чем точки кипения и замерзания растворителя, причем эквимолекулярные количества разных веществ, будучи растворены в одном и том же количестве одного и того же растворителя, вызывают одно и то же повышение точки кипения и одно и то же понижение точки замерзания раствора, пропорциональное количеству растворенного вещества (законы Рауля). [c.136]

Для измерения температуры замерзания или кипения раствора обычно применяют дифференциальный термометр Бекмана, который изображен на рис. 50. Этот термометр имеет шкалу, разделенную на 5—6 градусов. Каждый градус в свою очередь разделен на десятые и сотые доли градуса, так что с помощью лупы можно брать отсчеты с точностью до 0,002° С. Особенностью термометра Бекмана является то, что он имеет в отличие от обычных ртутных термометров дополнительный резервуар с ртутью на верху капиллярной трубки. Наличие этого резервуара дает возможность менять количество ртути в нижнем резервуаре, что, позволяет определять с помощью такого термометра разность температур в широком интервале и использовать его для измерения температур замерзания, а также для измерения температур кипения различных растворов. [c.134]

Температура замерзания и кипения растворов. Если к растворителю прибавить нелетучее вещество, то давление пара растворителя над раствором уменьшается. А это в свою очередь вызывает повышение температуры кипения раствора и понижение температуры его замерзания по сравнению с чистым растворителем. [c.152]

Пример 3.3. Расчет точки замерзания и точки кипения из данных по давлению пара. Давление пара водного раствора при 28 °С равно 27,995 мм. Давление пара воды при той же температуре равно 28,065 мм. Каковы приблизительно точка замерзания и точка кипения этого раствора [c.146]

Для разбавленных растворов, когда молекулы уксусной кислоты полностью распадаются на ионы, степень диссоциации достигает единицы (а=1) и изотонический коэффициент становится равным двум (i = 2). Согласно (X, I), величина осмотического давления, а также депрессии упругости пара точек замерзания и кипения будут удвоенными но сравнению с нормальными (т. е. в случае отсутствия диссоциации). [c.134]

Экспериментальные методы определения степени диссоциации, основанные на опытных данных измерения электрической проводимости, или понижения температуры замерзания раствора электролита, или его осмотического давления, были предложены в 1887 г. С. Аррениусом. Указанные методы находят применение и в настоящее время. Для точного определения температуры вблизи точек замерзания или кипения используется термометр специальной конструкции с растянутой шкалой измерения — термометр Бекмана, названный в честь его изобретателя немецкого химика Э. Бекмана. [c.55]

Если обозначить температуры замерзания и кипения раствора Гз и Гк, а эти же величины для растворителя Т° и TS, то получают ДГк = 7 к - Гк > О, [c.68]

Если растворенное вещество распадается в растворе на ионы, то число частиц в растворе увеличивается. Поэтому понижение давления пара, повышение точки кипения и понижение температуры замерзания в растворе электролита больше, чем в растворе неэлектролита с той же моляльной концентрацией. По понижению температуры замерзания, повышению точки кипения и понижению давления пара можно судить о степени диссоциации растворенного слабого электролита, если эта величина не слишком мала (не менее 0,1). [c.80]

Коллигативные свойства растворов. Понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания и осмотриеское давление. Моляльные константы повышения точки кипения (эбулиоскопическая константа) и понижения точки замерзания (криоскопическая константа). Определение молекулярного веса растворенного вешества. [c.119]

В лабораторной практике криоскопический метод нашел значительно большее распространение по сравнению с методом эбуллиоскопии измерять точки замерзания растворов при этом значительно проще и безопаснее, чем точки кипения их. [c.107]

Иначе обстоит дело с растворами. Присутствие растворенного вещества повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания (или температуру плавления твердой фазы, что одно и то же) растворителя, и тем сильнее, чем концентрированнее раствор. В большинстве случаев из раствора кристаллизуется (при замерзании) или выкипает (при кипении) только растворитель, вследствие чего концентрация раствора в ходе его замерзания или кипения возрастает. Это, в свою очередь, приводит к еще большему повышению температуры кипения и снижению температуры кристаллизации. Таким образом, раствор кристаллизуется и кипит не при определенной температуре, а в некотором температурном интервале. Температуру начала кристаллизации и начала кипения данного раствора называют его температурой кристаллизации и температурой кипения. [c.229]

Осмотические явления. Степень диссоциации сильных электролитов в водных растворах определяли из результатов измерений точек замерзания и кипения, величин осмотического давления и давления пара растворителя. Оказ.а-лось, что значения а, полученные при помощи простых уравнений (например АГз = 1/СзИг), не совпадали друг с другом при использовании экспериментальных данных, полученных различными методами. [c.213]

Ван т-Го фф (Van t Hoff) Якобус Генрикус (1852—1911) — голландский химик. Ещё до окончания университета В.-Г. в небольшой брошюре изложил идеи, которые он развил впоследствии в новый раздел химии — стереохимию. Важное значение имеют работы В.-Г. по растворам, в которых он выяснил связь между осмотическим давлением, упругостью пара и точками замерзания и кипения. В.-Г. ввёл в науку понятие о подвижном равновесии и показал, что мерой химического сродства является убыль свободной энергии системы в результате реакции. [c.156]

Кряоскопическая и эбулиоскопическая постоянные вычисляются не непосредственным измерением. В действительности наблюдают точки замерзания иди кипения разбавленных растворов, а затем путем экстраполяции вычисляют изменение точки замерзания или кипения для растворов, содержащих в 1 ООО г растворителя I г-мол растворенного вещества. [c.39]

Согласно этой теории, противоположно заряженные ионы в растворе притягиваются друг к другу. Отрицательные ионы окружают себя атмосферой положительных ионов, и наоборот. Межионное притяжение стремится втянуть ионы внутрь раствора, частично освобождая от них поверхность раствора и тем самым уменьшая задерживающее влияние растворенных частиц (ионов) на скорость испарения растворителя. Благодаря этому понижение давления пара будет меньше по сравнению с тем, которое можно было ожидать, если бы ионы действовали независимо друг от друга. Понижение давления пара находится в тесной связи с другими свойствами раствора, такими, как осмотическое давление, понижение точки замерзания и повышение точки кипения. Б более концентрированных растворах поэтому благодаря возрастанию межионного притяжения наблюдается уменьшение осмотического давления, а также уменьшение депрессий точек замерзания и кипения раствора против ожидаемых величин. Величиной, характеризующей межионное взаимоде11Ствие в растворах сильных электролитов, принят осмотический коэффи ц и-е я т g [c.135]

Определение молекулярных весов полимеров. Осмотическое влепие — единственное коллигативное свойство (стр. 205), которое дает практический метод для определения молекулярных весов выше 10000. Например, водный раствор, содержащий 10 г л вещества с молекулярным весом 20000, показывает понижение точки замерзания всего лишь на 0,001 град, а повышение точки кипения — на 0,00025 град, хотя осмотическое давление 128 мм вод. ст. Незначительное количество примесей с низким молекулярным весом может вызвать большее понижение точки замерзания или большее повышение точки кипения, но эти примеси не будут влиять. на осмотическое давление, так как молекулы их будут проходить через мембрану при измерениях осмотического давления. [c.606]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология