Коэффициенты связь с осмотическим давлением

Осмотическое давление растворов, так же как и давление газов (см. гл. I, 3), зависит от числа частиц в единице объема. Если осмотическое давление раствора электролита, определяемое экспериментально, больше, чем вычисленное по уравнению Вант-Гоффа, то, значит, число частиц в единице объема этого раствора больше, чем это следует из его молярной концентрации. Увеличение числа частиц возможно только при диссоциации части молекул на ноны. Аррениус показал, что степень диссоциации а связана с изотоническим коэффициентом i (см. гл. Ill, 9) уравнением [c.116]

Для растворов электролитов величина осмотического давления, понижение температуры замерзания и другие коллигативные свойства определяются суммарной концентрацией частиц — ионов и недиссоциированных молекул. С. Аррениус показал, что степень диссоциации электролита можно связать с изотоническим коэффициентом i. Если до диссоциации в растворе находилось N молекул электролита и степень диссоциации его равна а, то число диссоциированных молекул равно aN, а число недиссоциированных молекул будет N — aN = = N — а). В общем случае, когда каждая молекула способна распадаться на V ионов, число всех частиц (молекул и ионов) будет [c.216]

Если с принять за массовую концентрацию, то в знаменателе будет плотность в квадрате. Результаты анализа в данном методе могут иметь погрешности, обусловленные взаимодействием между макромолекулами в растворах. Для исключения этих погрешностей в определенпи молекулярной массы полимеров, мнцеллярной массы ПЛВ или просто массы частиц осмотически активных золей вместо метода сравнения применяют абсолютный метод Дебая. Для выражения интенсивности рассеянного света по этому методу используют уравнение Эйнштейна, получаемое на основе учета флуктуаций оптической плотности, возникающих в результате изменения осмотического давления и концентраций. Так как основной причиной рассасывания флуктуаций концентраций является изменение осмотического давления, то это дает возможность связать соотношения для рассеяния света и осмотического давления. Используя уравнение осмотического давления до второго внри-ального коэффициента Л2, учитывающего мел<частичное взаимодействие, Дебай получил следующее соотношение между мутностью раствора полимера, его концентрацией и молекулярной массой полимера [c.264]

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]

Аррениус обратил внимание на тесную связь между способностью растворов солей, кислот и оснований проводить электрический ток и отклонениями растворов этих веществ от законов Вант-Гоффа и Рауля. Он показал, что по электрической проводимости раствора можно рассчитать его осмотическое давление, а следовательно, и поправочный коэффициент г. Значения г, вычисленные им из [c.232]

Для растворов полимеров связь между осмотическим давлением и концентрацией имеет более сложный характер. В последнем случае используется уравнение с вириальными коэффициентами [c.140]

Теория электролитической диссоциации. Я. Вант-Гоффу при установлении осмотической теории пришлось ввести в уравнение Клапейрона изотонический коэффициент i. Это отступление можно было объяснить диссоциацией растворенных веществ, подобно тому как аномальная плотность пара при сублимации хлорида аммония была объяснена распадом молекул на аммиак и хлороводород. Однако такое объяснение казалось в 80-х гг. неприемлемым, так как было неясно, что же представляют собой продукты диссоциации. Ответ на этот вопрос был дан в 1887 г. С. Аррениусом , который в результате определения электропроводности водных растворов солей нашел, что между осмотическим давлением и электрическими свойствами растворов существует определенная связь. [c.166]

С малым и средним числом поперечных связей, что селективность ионитов любого данного типа с ростом числа поперечных связей увеличивается [18, 40, 54, 55]. Это подтверждается почти всеми теориями селективности, начиная с тех теорий, в которых главная роль приписывается осмотическому давлению набухания, и кончая теми теориями, в основе которых лежат представления об образовании ионных пар между противоионами и фиксированными группами или электростатических взаимодействиях более сложного характера. Принятое в настоящей главе представление об обмене как о распределении противоионов между концентрированным раствором (ионитом) и разбавленным раствором также хорошо объясняет увеличение селективности с ростом числа поперечных связей. В самом деле, при уменьшении числа поперечных связей облегчается растяжение матрицы ионита, что способствует поглощению ионитом большего количества воды и, следовательно, приводит к уменьшению концентрации фиксированных групп. Таким образом, фаза ионита становится более похожей на разбавленную фазу раствора, й поэтому коэффициенты разделения имеют тенденцию приблизиться к единице. Это справедливо, конечно, лишь в отсутствие специфических взаимодействий, дающих одному из противоионов преимущество перед другим (пример такого взаимодействия см, в разделе П.2). [c.191]

Теория электролитической диссоциации. Аррениус обратил внимание на тесную связь между способностью растворов солей, кислот и оснований провод 1ть электрический ток и отклонениями растворов этих веществ от законов Вант-Гоффа и Рауля. Он показал, что по электрической проводимости раствора можно рассчитать его осмотическое давление, а следовательно, и поправочный коэффициент (. Значения /, вычисленные им пз электрической проводимости, хорошо совпали с величинами, найденными для тех жо растворов иными методами. [c.225]

В области влажного состояния тела влага в основном связана осмотическими силами. Давление набухания коллоидных тел является потенциалом влагопереноса в этом интервале влагосодержания, оно практически не зависит от температуры. Поэтому температурный коэффициент потенциала влагопереноса равен нулю, а следовательно, и термоградиентный коэффициент тоже будет равен нулю [см. формулу (1-5-18)]. [c.76]

Осмотический коэффициент при изучении осмотического давления растворов электролитов имеет такое же значение, как и коэффициент активности. Между этими коэффициентами, естественно, существует математическая связь, которая здесь не рассматривается. [c.387]

Однако фактически измеренное осмотическое давление многих растворов было выще, чем вычисленное по уравнению (Х.15). В связи с указанным был введен поправочный множитель, названный изотоническим коэффициентом i (V.17). [c.302]

В 1887 году Аррениус показал, что повышенное осмотическое давление находится в связи со способностью растворов проводить электрический ток. При дальнейшей разработке теории электролитической диссоциации Аррениус пришел к выводу, что величина осмотического давления, а следовательно, и давление пара над раствором определяется не числом молекул растворенного вещества, а числом отдельных частиц, образующихся в результате процесса растворения. Если вещество при растворении диссоциирует на ионы, то каждый ион влияет на величину осмотического давления так же, как и недиссоциированная молекула. Поэтому при расчете осмотического давления раствора необходимо вводить дополнительный множитель, вносящий поправку на фактически имеющееся в растворе число частиц. Этот множитель называется коэффициентом Вант-Гоффа и обозначается буквой L Он зависит от степени диссоциации растворенного вещества а. Величина а представляет собой отношение числа диссоциированных молей к исходному числу молей растворенного вещества после установления равновесия диссоциации. [c.98]

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

Вант-Гофф пришел к заключению, что в отношении осмотического давления, они ведут себя так, как будто содержат частиц больше, чем это соответствует числу молекул растворенного вещества. В связи с этим для электролитов Вант-Гофф ввел в уравнение (7) поправочный множитель I, называемый изотоническим коэффициентом, который показывает, во сколько раз наблюдаемое осмотическое давление (Яи) раствора больше вычисленного (я,), т. е. [c.159]

При бесконечном разбавлении г = п и /о = 1. Для растворов с конечными концентрациями значения осмотического коэффициента меньше единицы. Осмотический коэффициент представляет собой ту часть общего количества вещества, присутствующего в рассматриваемом растворе в виде свободных ионов, которая способна вызвать понижение давления пара и осмотического давления. Часть ионов не может вызывать эти явления, так как они связаны с ионами противоположного заряда в виде пар ионов и в других состояниях. [c.163]

Интерпретация данных достаточно проста, если эксперимент проводили при условиях, в которых приложим закон Рауля. В этом случае (д 1п у2/дс2) = о, и зависимость 1п Са от является линейной. После оценки парциального удельного объема 2 по угловому коэффициенту этой зависимости можно рассчитать молекулярный вес растворенного вещества. Если макромолекулы растворены не в 0-растворителе, следует учитывать вклад второго члена, стоящего в скобках правой части уравнения (1У-38). Из уравнения Дюгема — Гиббса можно показать, что (д 1п У2/9с2)р связано с вириальными коэффициентами осмотического давления следующим образом [c.159]

Одновременно для растворенного веществав соответствии с уравнениями (VII.50) — (VII.52) должен оправдываться закон Генри в форме (VII.52) или (VII.54). При этом для неидеального раствора коэффициент Генри к отличается от летучести чистого вещества На рис. VII.4, а показаны и области применимости закона Генри. Аналогию между веществом в предельно разбавленном растворе и идеальным газом расширяет закон Вант-Гоффа, устанавливающий связь между осмотическим давлением, концентрацией раствора (мольностью) и температурой. Как известно, если раствор и растворитель разделены полупроницаемой перегородкой , то наблюдается явление осмоса — проникновением растворителя в раствор. Процесс осмоса может быть остановлен избыточным со стороны раствора давлением, которое и называется осмотическим. [c.277]

Свойства растворов неэлектролитов с концентрацией растворенного вещества меньше, чем 0,001 мольных долей, хорошо подчиняются законам Рауля, Генри, Вант-Гоффа. Однако этим законам не подчиняются растворы электролитов. Так, вычисленные значения упругости пара (Р), температур кипения (7") и замерзания (Тз), осмотического давления растворов электролита (росм) всегда оказываются заниженными по сравнению с опытными. В связи с этим Вант-Гофф ввел поправочный коэффициент г, показывающий, во сколько раз расчетные значения р. Г", Т , ро<=м ниже опытных . Им было установлено, что для водного раствора электролита данной концентрации справедливы соотношения [c.283]

Т. е. отношением числа молекул, распавшихся на ионы п, К первоначально взятому их числу в данном объеме раствора N. Степень диссоциации можно связать с изотоническим коэффициентом t простым соотношением. В самом деле, если каждая молекула, диссоциирующая в растворе, распадается на v ионов, то общее число молекул и ионов равно N —a)+aviV. Осмотическое давление растворов пропорционально концентрации. Поэтому изотонический коэффициент [c.34]

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]

Свойства обычно подразделяют на две группы. В одну группу относят такие свойства, изучение которых не связано с нарушением термодинамического равновесия плотность, теплоемкость, сжимаемость, диэлектрическая проницаемость, показатель преломления, интенсивность и степень деполяризации молекулярного расссяния света, коэффициент объемного расширения, давление пара, растворимость, поверхностное натяжение, осмотическое давление и т. д. На эти свойства и будет обращено здесь главное внимание. В другую группу входят свойства, изучение которых связано с нарушением термодинамического равновесия внзкость, теплопроводность, электропроводность, диффузия, температурный коэффициент электропроводности, время релаксации, скорость кристаллизации, скорость химических реакций и т. д. Хотя вторая группа не менее важна, чем первая, мы почти полностью исключаем ее из рассмотрения, так как круг вопросов, излагаемых в этой книге, ограничивается методами и проблемами, связанными с состоянием термодинамического равновесия. [c.192]

В смешанном растворе, содержащем тпр молей поли-элёктролита, обладающего V зарядами, и т молей 1 1 (однозарядного) простого электролита на каждые 1000 г НдО, осмотическое давление л, активность воды и осмотический коэффициент ф связаны между собой хорошо [c.25]

ТОЛЬКО изменения объема,связанные с осмотическим давлением, поляризация или образование электростатических ионных пар, то на основании самых обш,их соображений можно прийти к выводу, что селективность ионитов должна уменьшаться с уменьшением числа поперечных связей, причем при содержании в ионите только 0,5% ДВБ коэффициент селективности должен стать равным единице. Это объясняется тем, что в результате поглоп] е-ния таким ионитом больших количеств воды фаза ионита настолько разбавляется водой, что становится похожей на фазу раствора. В этих условиях противоионы должны распределяться между фазами приблизительно поровну. (Описаппое явление действительно наблюдалось при обмене катионов поблочных металлов на сильнокислотных суль-фокатионитах см. раздел П.З.) Если, однако, противоионы имеют большой размер, нарушения структуры воды в фазе ионита сохраняются и при малом числе поперечных связей. В этом случае достаточно, чтобы фаза ионита содержала большие гидрофобные иопы противоположного знака, и тогда под влиянием структуры воды происходит образование ионных пар описанного выше типа. Результатом этого является неожиданно высокая селективность. (Для нодида тетрабутиламмония образование таких ионных пар наблюдалось в 0,001 М водных растворах [6]). [c.205]

Член в фигурных скобках, эквивалентный 2В, в точности равен члену, фигурирующему в формуле (VII.24) для осмотического давления (см. в связи с этим разд. 4 гл. VII). На фиг. 23 значения второго вириального коэффициента для бычьего сыворо- [c.153]

Грегор [25] первый четко указал на то, что явление ионного обмена в смолах можно рассматривать как пример доннанов-ского равновесия, причем осмотическое давление внутреннего раствора уравновешивается механическим давлением напряженной полимерной сетки. Основная идея этой концепции, однако, принадлежит Проктору и Вильсону (1916 г.), которые использовали ее для объяснения влияния pH на набухание желатины, Незаряженный сшитый гель набухает в подходящем растворителе до равновесного объема, определяемого главным образом отношением объема, приходящегося на одну поперечную связь, к молярному объему растворителя и величиной термодинамического коэффициента взаимодействия между полимером и растворителем для степени набухания можно вывести термодинамические или статистические формулы (см., например, [26]), причем свободная энергия смешивания уравновешивается свободной энергией растяжения полимерных цепочек. Эта теория, однако, не нашла применения для ионообменных смол, используемых на практике, во-первых, ввиду того, что степень их сшивки достаточно высока, а во-вторых, потому, что свободная энергия растворения сшитой смолы относительно невелика по сравнению с энергией смешивания растворителя с диссоциированными ионами. Если рассматривать фазу набухшей смолы как раствор, то станет очевидным, что молярная концентрация ионов несравнимо больше, чем концентрация полимера таким образом, ответственными за понижение химического потенциала растворителя в среде являются главным образом противоионы. Следовательно, вода из внешнего раствора имеет тенденцию диффундировать внутрь до тех пор, пока энергия растяжения матрицы не скомпенсирует противоположный по знаку член в выражении для свободной энергии. [c.115]

Весьма бегло очерченная в 8—13 теория растворов поли меров (разработанная в том виде, как она здесь изложена Флори с сотрудниками [11]), удовлетворительно согласуется экспериментом. Это показывает, что рассмотрение макромоле кулы как облака сегментов с гауссовым распределением плот ности вполне пригодно для описания целого ряда ее термоди намических свойств в растворе. Дальнейшее улучшение теори состояло в учете более высоких степеней концентрации поли мера 2 в разложении (1.93) осмотического давления в ряд по концентрации [25]. Более строгие в математическом отношенир теории второго вириального коэффициента Лг, учитывающие как связь сегментов в цепочку, так и мультиплетные взаимодействия, не всегда приводили (как мы увидим в 11 гл. IV) к лучшему согласию с экспериментом. [c.65]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология