Вычисление растворимостей для идеальных растворов

Уравнение (1.69) может служить для вычисления по данным о растворимости газа при атмосферном давлении и его парциальном мольном объеме в этих условиях, а также определения величины Уз по известными К(р 1 атм - Естественно, что экстраполированное выше критической температуры значение /з уже не имеет физического смысла летучести насыщенного пара сжиженного газа. При равенстве внутренних давлений компонентов раствора (т. е. в случае идеального раствора) мы можем написать [c.58]

Это уравнение решается методом последовательных приближений, что даст = 0,088, где Vg —молярная доля в насыщенном сероуглеродном растворе при 25° С. Экспериментально определенная растворимость равна 0,0576, а вычисленная в предположении идеальности раствора = 0,25. [c.187]

Если раствор вещества в газе является идеальным, то вычисление растворимости этого вещества производят по уравнению [c.102]

Характеристика, данная Е. В. Бироном идеальному раствору, заставляет крайне отрицательно отнестись к мысли о рассмотрении растворов метанола в указанных сжатых газах, как идеальных растворов. Даже не входя в детальное изучение силовых полей молекул метанола и, например, азота, уже по резкому различию в зависимости Р — v — Т для метанола и азота можно заключить о весьма большом различии молекулярных силовых полей этих веществ. Поэтому уравнение (111.10) не может быть применено для вычисления растворимости жидких или твердых веществ в сжатых газах. При теоретическом расчете растворимости веществ в сжатых газах необходимо учитывать различие в молекулярных силовых полях газа и растворенного в нем вещества. [c.103]

Коэффициенты активности могут быть найдены сравнением с экспериментальными значениями какой-либо термодинамической величины, вычисленной из термодинамических уравнений для идеальных растворов. С этой целью можно воспользоваться данными по растворимости плохо растворимых солей, давлением пара растворителя, электродвижущими силами или результатами кри-оскопических и эбулиоскопических измерений. [c.66]

Вычисление растворимостей. Применение термохимических данных для вычисления растворимостей в случае идеальных растворов, регулярных растворов и водных растворов электролитов иллюстрируется тремя приведенными ниже примерами. По Гильдебранду [1], регулярным является раствор, состоящий из неполярных компонентов, не ассоциирующихся и не образующих соединений в растворе идеальные растворы характеризуются подчинением каждого компонента закону Рауля. Регулярные растворы считают отли-чающин1гся от идеальных вследствие того, что внутренние давления конноиеитов отличаются друг от друга величина различия является мерой отклонения от закона Рауля [1] и от идеального поведения. [c.185]

Вычисление растворимостей для идеальных растворов. Промер 1. Молярная теплота плавления я-дибромбензола равна 4660 ал, его температура плавления 89,3°С. Найти растворимость-лг-дибромбеязола в Sj при 25°С, предполагая, что образуется идеальный раствор. [c.185]

Келли [130с] широко использовал эти уравнения для вычисления скрытой теплоты плавления неорганических веществ. Уравнение (47) также полезно для вычисления растворимости чистого твердого компонента в идеальном жидком растворе, если известна теплота плавления компонента. [c.447]

Растворимость газов в жидкостях под давлением. Если раствор является идеальным при всех концентрациях и если температура, при которой происходит растворение газа, лежит выше его критической температуры, то величина давления насыщенного пара Р в уравнении Pi = PfiVi (VIII, 45) утрачивает свой смысл и для вычисления растворимости приходится экстраполировать значения р = ( (Г) в область температуры выше критической. Такая экстраполяция осуществляется по графику lgP = 9(7 "i), и хотя она имеет условный характер, однако приводит к надежным результатам. На это указывает совпадение рассчитанных данных с экспериментально найденными в растворителях с более высокими критическими параметрами (следует, впрочем, отметить недостаточность опытного материала). [c.284]

Коллоидный характер концентрированных мыльных растворов известен почти столь же давно, как и коллоидное состояние материи вообще. Но начало периода количественных исследований природы мыльных растворов может быть датировано 1911 годом, когда появились первые в этой области работы Мак-Бэна с сотрудниками. Эти авторы показали, что мыла (т. е. растворимые соли высших жирных кислот) в отношении электропроводности и осмотических свойств ведут себя в очень разбавленных растворах по существу как обычные неорганические электролиты. При несколько более высоких концентрациях величины осмотических эффектов (осмотическое давление, понижение температуры замерзания и понижение упругости пара) начинают заметно отклоняться от значений, вычисленных на основании закона Рауля для идеальных растворов. Эти отклонения от закона [c.287]

Джонсом [163] для сплавов меди, серебра и золота предложен метод определения кривых ликвидуса и солидуса из данных теплоты и температуры плавления в виде сложного уравнения. Рейнор [164] в своей монографии п6 магниевым сплавам широко применил уравнения Ван Лаара и Джонса для установления закономерностей растворимости в твердом состоянии. Но, конечно, нельзя ожидать строго количественного выполнения этих закономерностей без учета большого числа других факторов, влияющих на поведение вещества в процессе кристаллизации. Анализ опытных данных показывает, что результаты вычислений, наиболее сходящиеся с опытом, получаются для малых значений растворимости одного вещества в другом и, конечно, при отсутствии образования широкой области твердых растворов на основе компонентов и образующихся химических соединений. В противном случае расчетные данные бывают значительно ниже полученных практически. Таким образом, здесь существуют те же ограничения, что и при попытке применения законов идеальных газов и идеальных растворов к реальным газам и жидким смесям. [c.33]

Здесь / — газовая постоянная, Г — абсолютная температура, К — произведение растворимости, L — теплота, выделяющаяся при растворении одного моля (включающая работу против постоянного атмосферного давления Ь является взятой с отрицательным знаком величиной ДЯ процесса), и Д5 — гипотетическое изменение энтропии при растворении одного моля твердой соли с образованием молярного раствора. Под гипотетическим изменением энтропии подразумевают изменение, которое произошло бы, если бы раствор был идеальным, т. е. если бы было возможным пренебречь взаимодействием ионов, находящихся в растворе. (Мы называем такой гипотетический идеальный раствор молярной концентрации гипотетическим молярным раствором.) Так как растворы солей далеки от идеальных, то уравнение (2) является грубьш упрощением, но оно должно бы достаточно хорошо передавать растворимость трудно растворимых солей (в этих случаях мы никогда не имеем дела с большими концентрациями и можем пренебречь взаимодействием ионов) и, во всяком случае, давать вполне удовлетворительное приближение. Тот факт, что молярная концентрация может быть и не достигнута, не мешает вычислению величины энтропии такого раствора. [c.402]

Семенченко для растворов резорцина. На рис. 94 приведена кривая Семенченко для растворов бромистой ртути. На всех этих рисунках по оси абсцисс отложены диэлектрические проницаемости чистых растворителей, по оси ординат—растворимости в молярных дробях. Пунктир на рис. 92 и 93 соответствует идеальной растворимости, вычисленной по уравнению Шредера. На рис. 95 дапа кривая Семенченко для растворов натрия в расплавленных металлах, а на рис. 96 изображена кривая Семенченко для растворов хлористого калия в расплавленных хлоридах при 750° С. Здесь по оси абсцнсс отложены значения разности обобщенных моментов ионов растворителя. [c.465]

Изучено фазовое равновесие жидкость — пар бинарных растворов GHi — G3H1 в области температур от 130 до 190° К и СР4 — GjH, от 150° К до 210° К. В системе GjH. — GH4 установлена неограниченная взаимная растворимость компонентов с положительным отклонением от идеальности, а во второй системе обнаружено расслаивание растворов на две жидкие фазы с верхней критической температурой (203,3 + 0,2)° К при концентрации (47 + + 0,3) мол.% Fj. Вычисленные избыточные термодинамические функции при разных температурах сопоставлены с результатами расчетом по теории регулярных растворов неэлектролитов Гильде()ранда. Удовлетворительное количественное согласие между сравниваемыми величинами имеет место только в узкой области температур 130—140° К для растворов СН, — С,Н, и 190-200 К для раатворов СР4-С,Не. [c.305]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология