Осмотический коэффициент связь с коэффициентом активност

На основе уравнений (VHI.45) — (VIH.48) можно получить выражения для термодинамических свойств, растворов электролитов. Связь осмотического коэффициента и коэффициента активности дается уравнением (VI.93). У электролитов типа I—I величина ионной силы совпадает с моляльностью /=т, и если для коэффициента активности ограничиться предельным законом Дебая, то для электролитов этого типа [c.151]

Связь между осмотическим коэффициентом и коэффициентами активности ионов при постоянной температуре и постоянном давлении дается уравнением Бьеррума [c.250]

Связь между коэффициентами активности и осмотическим коэффициентом растворителя. Вводя осмотический коэффициент растворителя, определяемый уравнением (ХП.9), для изменений состава при постоянных температуре и давлении в соответствии с (ХИ.80) можно записать [c.317]

Связь между осмотическим коэффициентом и коэффициентом активности растворенного вещества можно найти, используя одно из уравнений Гиббса—Дюгема. [c.145]

Установим связь между осмотическими коэффициентами и коэффициентами активности. [c.51]

Сравнивая это уравнение с (6.70), можно установить связь между осмотическим коэффициентом и коэффициентом активности растворителя в растворе, т. е. [c.118]

Для выявления связи между моляльным осмотическим коэффициентом и коэффициентом активности можно использовать уравнение Гиббса—Дюгема (П.23). Представим это уравнение в форме [c.37]

Чтобы установить связь между осмотическим коэффициентом и коэффициентом активности, запишем уравнения осмотического давления для идеального и реального растворов [c.97]

Выведем выражение для осмотического коэффициента. Связь осмотического коэффициента и коэффициента активности описывается уравнением (132.19). Для 1,1-валентных электролитов величина ионной силы совпадает с моляльностью / = т и, если для коэффициента активности ограничиться предельным законом Дебая, то [c.444]

Уравнение (55.26) показывает связь повышения температуры кипения со свободной энергией разведения, осмотическим давлением и коэффициентами активности растворителя. Таким образом, последний может быть определен измерением повышения температуры кипения. Так как для расчета молекулярного веса растворенного вещества нужно экстраполировать на бесконечное разведение, то для этого [c.289]

Связь коэффициентов активности с осмотическими коэффициентами [c.50]

Теперь вернемся к основному вопросу о связи коэффициентов активности и осмотических коэффициентов. Из уравнений (1,96) и (1,976) следует [c.53]

Связь коэффициентов активности с осмотическими [c.75]

Таким образом, величины концентрации, активности и осмотического коэффициента связаны между собой соотношением [c.112]

Для вычисления давления пара воды, температур кипения и замерзания растворов достаточно определить осмотический коэффициент ф или активность воды a jjO> которые связаны соотношением г/пф = — 55,51 1п a Q. [c.28]

Уравнения (1.4) и (1.10) дают связь между коэффициентом активности и осмотическим коэффициентом [c.22]

Кроме коэффициентов активности применяют и другие приемы для оценки отклонения системы от идеального состояния. Очень часто такая оценка производится с помощью осмотических коэффициентов Ф, величины которых связаны с коэффициентами Вант-Гоффа 1 = vФ. [c.51]

Ранее была установлена связь между осмотическим коэффициентом и коэ( )фициентом активности (1,98а) [c.87]

Для строго регулярного раствора найдите связь между коэффициентами активности и а) константами Генри б) осмотическими коэффициентами. [c.82]

Коэффициент активности растворителя оказывается сравнительно мало чувствительной характеристикой не-идеальности. Для характеристики неидеальности растворителя в термодинамике растворов электролитов обычно используют осмотический коэффициент. Его определение также связано со шкалой концентраций. [c.122]

Коэффициент активности и осмотический коэффициент связаны с другими парциальными молярными характеристиками растворенного вещества и растворителя фундаментальными термодинамическими соотношениями. Важное значение имеет, например, температурная производная коэффициента активности. Чтобы получить это соотношение, разделим обе части уравнения (VI.73) на Т и продифференцируем полученное выражение по температуре [c.125]

Среднеионный коэффициент активности и осмотический коэффициент однозначно связаны между собой дифференциальным уравнением Гиббса— Дюгема [c.755]

Тем не менее заслуживает упоминания возможность дальнего взаимодействия между ионами через посредство поляризованных молекул воды в соответствии с концепцией локального гидролиза, принадлежащей Робин-сон г и Харнеду [37]. Если катион поляризует соседнюю с ним молекулу воды, то входящие в эту молекулу атомы водорода становятся более положительными (с более ярко выраженными кислотными свойствами). Такие атомы по сравнению с водородными атомами обычных молекул воды более склонны к образованию водородных связей с анионом, хотя бы через посредство других частиц. Результат столь тонкого взаимодействия между катионом и анионом не отличается от результата прямого взаимодействия между этими частицами — он состоит в стабилизации ионов в той фазе, где указанное взаимодействие при прочих равных условиях легче возникает. Хотя взаимодействия описанного типа не ведут к образованию устойчивых ионных пар, их роль становится весьма ощутимой в концентрированных растворах, что будет ясно из дальнейшего изложения. Подобные взаимодействия между ионами, по-видимому, широко распространены и находят свое отражение в осмотических коэффициентах и коэффициентах активности галогенидов [37], гидроокисей и ацетатов щелочных металлов [38]. [c.183]

Можно всегда представить такую четверную систему (10), в которую входили бы данный (например, ВМ) и стандартный (ЛЛ1) электролиты. Затем средние ионные осмотические коэффициенты и коэффициенты активности для всех чет1 рех бинарных изопиестических растворов можно связать соотнопгепиямн (21) и (22). В результате получаются более точные уравнения для расчета осмотических коэф-фип.иснтов и коэффициентов активности отдельных ионов. Например, для 1 — 1 электро.литов получим [c.33]

Чтобы связать осмотический коэффициент g с коэффициентом активности растворенного вещества у,, воспользуемся уравнением Гиббса—Дюгема (9.51). Подставляя в него праьую часть (11.72), находим [c.224]

Еще более сложна проблема определения коэффициентов активности ионов в смоле. Ионообменаик можно рассматривать как гомогенный высококонцентрированный электролит. Если не обращать внимания на тот факт, что вода (растворитель), поглощенная ионообменником, частично связана (сольватирует) с неподвижно связанными с матрицей анионными группами катионообменника (которые ввиду своей неподвижности осмотически неактивны), то простой расчет показывает для сульфо-кислотной смолы средней степени сшивки, имеющей емкость 5 мг-экв/г, в набухшем состоянии на один способный к обмену катион приходится 9—10 молекул воды. Для сильносшитых смол количество водь вдвое меньше. Это соответствует концентрации электролита во внутреннем растворе 6 н. и выше. Высокая электропроводность смол в набухшем состоянии подтверждает правильность такого представления о состоянии сорбированного иона. Осложняющими обстоятельствами (по сравнению с обычным концентрированным раствором) являются трудность учета электростатического взаимодействия с неподвижными ионами матрицы определенная неподвижность части воды (растворителя), идущей на сольватацию неподвижных ионов матрицы, что ведет к трудно учитываемому повышению концентрации обменивающихся противоионов в фазе смолы. [c.144]

Первый класс первой группы был рассмотрен в предыдущих параграфах, причем оказалось, что индивидуальные свойства очень сильно зависят. от размера ионов. Взаимодействия специфического характера, которые выэы-вают обращение последовательности коэффициентов активности для катионов в присутствии ионов фтора и гидроксила, согласно Скэтчарду и Прентису, также обусловлены очень малыми размерами этих ионов. Хотя точные экспериментальные данные для фторидов почти совершенно отсутствуют, все же можно полагать, что ион фтора является акцептором протонов, так как осмотический коэффициент 1 М раствора фтористоводородной кислоты почти такой же, как осмотический коэффициент муравьиной кислоты при той же концентрации. Если это допущецие правильно, то механизм взаимодействия катионов с растворителем (водой), рассмотренный в 5, может иметь существенное значение. В анионе большого размера, вроде ацетат-иона, заряд расположен, повидимому, на значительном расстоянии от центра иона. С этим обстоятельством может быть связана способность этих анионов соединяться о протонами и явление обращения последовательности коэффициентов активности для различных катионов. [c.372]

Растворы ПАВ молекулярно-дисперсны вплоть до ККМ, что четко подтверждается результатами измерений осмотического коэффициента [И]. Коллигативные свойства растворов ПАВ также вплоть до ККМ отклоняются от свойств идеальных одноодновалентных электролитов не более чем на 5% [12]. Но, как показали измерения эквивалентной электропроводности [11, 13], некоторые ПАВ образуют димеры. Процесс димеризации, не очень распространенный в растворах ПАВ, сильно зависит от их молекулярной структуры. Если углеводородная цепь достаточно длинна, свободная энергия системы в результате димеризации уменьшается. Для того чтобы уравновесить электрическое отталкивание при сближении двух ионных групп и уменьшение энтропии поступательного движения примерно на 20 э. е., необходима большая площадь контакта между двумя углеводородными цепями и достаточная концентрация молекулярно-диспергированного вещества. Поэтому димеризация облегчается с ростом длины углеводородной цепи. Содержание димера возрастает с увеличением объемной концентрации вплоть до ККМ, оставаясь при дальнейшем росте концентрации почти неизменным. Димериза-цию не следует рассматривать как начало мицеллообразования, так как образование димера из мономера является результатом образования водородных связей аналогично тому, что имеет место для уксусной кислоты в газовой фазе. Когда пар становится насыщенным, начинает выделяться жидкая уксусная кислота, находящаяся в равновесии с мономером и димером. Образование мицелл можно рассматривать подобно этому процессу разделения фаз [14], за исключением того, что в мицеллах объединяется конечное, а не бесконечно большое число частиц. На такой модели основываются многие теории мицеллообразования, причем в соответствии с таким представлением активность ПАВ выше ККМ должна быть практически постоянной. Это подтверждает зависимость поверхностного натяжения от концентрации, ясно показывающая, что выше ККМ активность ПАВ действительно постоянна. При этом в уравнении изотермы адсорбции Гиббса [c.15]

Ранее была установлена связь между величиной осмотического коэффициента Ф и величиной коэффициента активности. На основании зтюй связ1и найдем выражение для осмотического коэффициента. Как известно, величина Ф связана с осмотическим давлением уравнением [c.189]