Вант-Гоффа изотонический коэффициент

Согласно Вант-Гоффу, изотонический коэффициент равен [c.80]

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]

От чего зависит изотонический коэффициент Вант-Гоффа [c.194]

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]

Эмпирический фактор I носит название изотонического коэффициента или коэффициента Вант-Гоффа. [c.158]

Важная характеристика раствора — частичная концентрация. Для растворов неэлектролитов она совпадает с молярной концентрацией, а в случае растворов электролитов, как следует из вышеизложенного, она превышает ее. При расчете свойств растворов электролитов это обстоятельство необходимо учитывать, для чего вводится поправочный коэффициент / — изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Он равен отношению действительного числа частиц растворенного вещества в растворе, с учетом его электролитической диссоциации, к предполагаемому числу частиц этого же вещества в этом же растворе, определяемому из расчета на их молекулярность, т. е. без учета электролитической диссоциации. [c.205]

Отношение повышения температуры кипения электролита и неэлектролита при одинаковых концентрациях растворов обычно значительно больше 1. Аналогично, больше 1 и отношение понижения давления насыщенного пара, температуры кристаллизации и осмотического давления растворов электролитов и неэлектролитов. Все формулы, относящиеся к этим явлениям, в приложении к растворам электролитов должны быть уточнены путем введения предложенного Вант-Гоффом изотонического коэффициента г, который учитывает увеличение соответствующих эффектов по сравнению с растворами неэлектролитов. Растворы электролитов имеют в I раз большее осмотическое давление л, чем растворы неэлектролитов той же концентрации [c.202]

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]

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. Подстановка коэффициента Вант-Гоффа i в уравнение осмотического давления п в уравнения закона Рауля делает их пригодными для разбавленных растворов всех веществ, в [c.164]

Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз наблюдаемое на опыте осмотическое давление (/ ), понижение давления пара (Ар ), повышение температуры кипения (A n), понижение температуры замерзания (A/ ) данного раствора электролита больше тех же величин, вычисленных на основании законов Вант-Гоффа и Рауля для неэлектролитов [c.206]

Здесь Ро — давленне насыщенного пара над чистым растворителем, П2 — количесгво растворенного вещества n — количества вещества растворителя / — изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа. [c.128]

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]

Понижение давления пара над жидкостью при растворении в ней нелетучего вещества пропорционально числу частиц растворенного вещества в объеме жидкости, т. е. частичной концентрации (см. разд. IV. 11). Отсюда следует, что в случае растворов электролитов, аналогично тому, как это было с осмотическим давлением, при расчете изменений температур начала замерзания и кипения следует внести соответствующую поправку, равную изотоническому коэффициенту Вант-Гоффа [c.212]

V ионов каждая. В результате в растворе оказалось Л иох — недиссоциированных молекул и ионов электролита. Таким образом, общее число частиц оказалось равным Л идх — Л д + + vЛ д. Исходя из этого, изотонический коэффициент Вант-Гоффа равен [c.205]

Опираясь на результаты эксперимента, Вант-Гофф пришел к выводу о пропорциональности осмотического давления не молярной, а частичной концентрации раствора. В соответствии с этим, он ввел в уравнение (IV.7) коэффициент г, названный им изотоническим (о физическом смысле этого коэффициента было сказано в разд. IV.9). Так получилось выражение, приемлемое для исследования осмоса в разбавленных растворах электролитов [c.209]

Обобщая наблюдения, Вант-Гофф пришел к выводу, что в отношении осмотического давления растворы электролитов ведут себя так, как будто онн содержат больше частиц, чем это следует из аналитической концентрации. Исходя из этого, Вант-Гофф внес в уравнение (111,9) для растворов электролитов поправку, получившую название коэффициента Вант-Гоффа или изотонического коэффициента (i) [c.109]

Если молекулы электролита полностью диссоциируют и каждая распадается на v ионов, то число ионов в растворе будет равно jVv, где N — число молекул электролита. Если же диссоциируют не все молекулы, а только определенная их доля а (0<а<1), то число частиц в растворе будет больше, чем N в i раз, где i — изотонический коэффициент, или коэффициент Вант-Гоффа. [c.176]

У1еханизм и причины электролитической диссоциации. В 1887 г. С Аррениус выдвинул гипотезу о том, что электролиты в воде диссоциируют (распадаются) на положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Увеличение числа частиц в растворе вследствие электролитической диссоциации обусловливает отклонение от законов Рауля и Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз увеличивается общее число частиц в растворе вследствие диссоциации электролита. Согласно Аррениусу диссоциирует лишь часть молекул, причем процесс имеет обратимый характер. Процесс электролитической диссоциации электролита КА на ионы и А , по Аррениусу, имеет вид КАч=ь + А". Как было установлено позднее, это уравнение можно написать лишь для так называемых слабых электролитов. Аррениус исходил из физической теории растворов. Эта теория рассматривала растворы как механическую смесь молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя, между которыми нет никаких видов взаимодействия. На основании физической теории трудно объяснить разрыв прочных химических связей диссоциирующих молекул. [c.152]

Коэффициент i называют изотоническим коэффициентом (или коэффициентом Вант-Гоффа). Поскольку величина изотонического коэффициента для всех растворов электролитов больше единицы, можно предположить, что в этих растворах число частиц растворенного вещества больше, чем в растворах неэлектролита той же молярной концентрации. [c.92]

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]

Чтобы распространить это уравнение на растворы с ненормальным осмотическим давлением, Вант-Гофф ввел в него поправочный коэффициент г изотонический коэффициент), показывающий, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального [c.231]

То, что изотонический коэффициент для раствора электролита значительно больше единицы, Вант-Гофф объяснил ростом общего числа частиц электролита за счет диссоциации его молекул на ионы. [c.202]

Диссоциация молекул на ионы является неполной, т. е. не все молекулы электролита, а лишь некоторая их доля а, названная степенью диссоциации, распадается на ионы доля молекул, равная (1—а), остается недиссоциированной. Таким образом, если при диссоциации одной молекулы электролита образуется v ионов, то концентрация ионов в растворе оказывается равной va , а концентрация недиссоциированных молекул — (1 —а)с. Следовательно, обш,ая молярная концентрация частиц в растворе составит (1—a) +va = =dH- (v—1)]. Выражение [l+a(v—1)] показывает, во сколько раз увеличивается общая молярная концентрация частиц в растворе за счет диссоциации электролита, т. е. эквивалентно по своему физическому смыслу изотоническому коэффициенту Вант-Гоффа. Поэтому по теории Аррениуса [c.10]

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]

Изотонический коэффициент i. Его иногда называют коэффициентом Вант-Гоффа. Он представляет собой отношение суммы числа ионов и недиссоциированных молекул электролита к общему числу растворенных молекул. Эта величина непосредственно связана со степенью диссоциации. Если в растворе находилось т молей растворенного вещества А Хь, то при диссоциации каждой молекулы образуется (а+Ь) ионов. При степени диссоциации а в растворе образуется [(1—а)т+а(а+й)т] молей частиц (ионов и недиссоциированных молекул). Тогда по определению [c.227]

Значения изотонических коэффициентов можно определить опытным путем по отклонению величин осмотического давления, Д кип и Д/аам от этих же величин, вычисленных по законам Вант-Гоффа и Рауля для растворов неэлектролитов той же концентрации. Следует отметить, что в большинстве случаев коэффициент i не равен предельному целому числу, соответствующему полной диссоциации, а лишь стремится к нему по мере разбавления раствора. [c.92]

Степень диссоциации 0,1 М раствора Кз[Ре(СЫ)в] равна 65%. Вычислить изотонический коэффициент Вант-Гоффа и осмотическое давление этого раствора. [c.126]

Электролиты — проводники второго рода. Это вещества, проводимость которых обусловлена движением ионов в электрическом поле, что сопровождается электролизом. Электролитами являются водные растворы солей, кислот и оснований. Эти вещества также проводят ток в расплавленном состоянии. Электролиты в водных растворах имеют осмотическое давление больше вычисленного по закону Вант-Гоффа. Для пих Роп/Рпыч = >1 (г — изотонический коэффициент Вант-Гоффа, или коэффициент диссоциации). Уравнение (V.3) для электролитов приобретает вид [c.193]

Если рассматривать ионы как самостоятельные частицы, то тогда можно объяснить отклонение от законов Вант-Гоффа и Рауля. Например, при растворении Na l в воде частиц в растворе образуется примерно в 2 раза больше, поэтому они вызывают в 2 раза большее, чем для неэлектролитов, понижение температуры замерзания. Чтобы учесть наблюдаемую зависимость, в формулы для разбавленных растворов электролитов был введен поправочный коэффициент i, названный изотоническим коэсрфициентом или коэффициентом Вант-Гоффа. Тогда для растворов электролитов законы Вант-Гоффа и Рауля получали следующее математическое выражение [c.206]

Особенности растворов электролитов. Растворы электролитов, кроме способности проводить электрический ток имеют и другие особенности. В частности, в растворах электролитов наблюдаются отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа (см. 4Г)ГТ1аггример, согласно теории при введении 0,1 моль вещества на 1000 г воды температура замерзания должна снижаться на 0,186 К, а фактически снижается на 0,318 К у Na l и на 0,52 К у М С1г. Вант-Гофф ввел в уравнение (VI.6) поправочный коэффициент . называемый изотоническим коэффициентом и позволяющий использовать это уравнение для любых растворов [c.152]

Изотонический коэффициент дополнительно входит в аналитические выражения общих законов Вант-Гоффа (IV.8), моляль-ного понижения температуры затвердевания (IV.12), моляльного повышения температуры кипения (IV.14) и др. Причем для растворов слабых электролитов они имеют вид. [c.227]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология