Осмотический и теоретический

Параметр х не может быть рассчитан теоретически, но легко определяется экспериментально из концентрационной зависимости осмотического давления [2), а также по данным сорбции паров [37] или газожидкостной хроматографии [38]. [c.34]

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]

Если для раствора электролита, концентрация которого известна, найти опытным путем осмотическое давление. понижение давления пара (А/ ), повышение температуры кипения (Д/к п), понижение температуры кристаллизации (А<кр <.,г, то окажется, что эти величины больше теоретически вычисленных в определенное число раз, а именно [c.101]

Найдя опытным путем коэффициент / одним из четырех рассмотренных методов, основанных на превышении опытных величин — осмотического давления, понижения давления пара, повышения температуры кипения, понижения температуры кристаллизации, над теоретически вычисленными, можно для данного раствора электролита установить относительную долю молекул, распавшихся на ионы, или, иначе говоря, степень диссоциации электролита в растворе. Степень диссоциации показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. [c.102]

Бьеррум [16] ввел понятие рационального или теоретического осмотического коэффициента g, определяемого из выражения [c.21]

Сочетая уравнепия (1.10) и (1.6), получим связь между практическим и теоретическим осмотическими коэффициентами (для не слишком концентрированных растворов) [c.22]

Суммирование ведется по растворенным веществам. Для случая смеси двух электролитов приводится термодинамический вывод. Теоретический расчет осмотического коэффициента морских и солоноватых вод приводится в работе [30] по уравнению [c.32]

В 1914 г. Л. В. Писаржевским было дано новое толкование электродных процессов, позволившее заменить формальную схему осмотической теории Нернста реальной физической картиной. Несколько позже (1926 г.) аналогичные идеи высказаны Н. А. Изгарышевым и А. И. Бродским. По Л. В. Писаржевскому, причинами перехода ионов металла в раствор являются диссоциация атомов металла иа ионы и электроны и стремление образовавшихся ионов сольватиро-ваться, т. е. вступать в соединение с растворителем. Необходимо, следовательно, учитывать два равновесия одно — между атомами металла и продуктами его распада (ионы и электроны) и другое — при сольватации (в водных растворах — гидратации). Таким образом, потенциал металла, погруженного в раствор, зависит от обоих процессов и состоит из двух слагаемых, одно из которых зависит от свойств металла, а второе — от свойств как металла, так и растворителя. Эти новые взгляды, основанные на электронных представлениях, качественно совпадают с современными представлениями, которые, таким образом, были предвосхищены Л. В. Писаржевским задолго до квантовой механики, статистики Ферми и других современных теоретических методов, [c.216]

Отношение фактического значения осмотического давления данного раствора к теоретически рассчитанному дает значение i [c.44]

Мембранное равновесие Доннана. Более детальное изучение осмотического давления коллоидных растворов показало, что даже применение в качестве внешней жидкости ультрафильтрата этого же золя не дает результатов, которые бы точно соответствовали теоретическим. В некоторых случаях экспериментально определенное осмотическое давление того или иного золя было больше теоретического, оно не зависело в ряде случаев от концентрации коллоида нли изменялось не пропорционально концентрации его и т. п. Как показали более углубленные исследования, проведенные в свое время Доннаном, причина подобных отклонений кроется в особом равновесии электролитов, которое устанавливается в присутствии частиц (или ионов), не способных проникать через полупроницаемую мембрану. [c.305]

Теоретическое пояснение. Если раствор п растворитель разделить полупроницаемой мембраной, молекулы растворителя будут проходить через мембрану. Это явление самопроизвольного перехода молекул растворителя называют осмосом, а силу, заставляющую молекулы растворителя переходить через полупроницаемую мембрану,— осмотическим давлением. Вант-Гофф показал, что осмотическое давление (л, Па) в разбавленных растворах неэлектролитов [c.28]

Однако, несмотря на ограниченность применения предельного закона, он имеет больщое теоретическое значение, так как обосновал существующую и выявленную экспериментально зависимость g7+. Из предельного закона можно найти коэффициент активности. Коэффициенты активности определяют также по ионной силе раствора (см. 8.6) и экспериментально эбулиоскопическим, криоскопическим или осмотическим методом, методом ЭДС или по понижению давления насыщенного пара растворителя над раствором. Зная коэффициент активности, можно определить другие свойства раствора, в том числе и активность [c.135]

В этом выражении g является теоретическим осмотическим коэффициентом. [c.51]

Этот коэффициент отличается от — теоретического осмотического коэффициента. [c.52]

Флори и Ренер провели теоретическое рассмотрение процесса набухания полимера сетчатого строения. Набухание такого полимера происходит до тех пор, пока осмотическая сила растворителя, проникающего в фазу полимера, не уравновесится упругой силой полимерной сетки. Поглощение растворителя набухающим поли- [c.85]

О. П. Мчедлов-Петросян и В. И. Бабушкин на основе теоретических расчетов показали, что в присутствии электролитов объемные изменения коллоидных систем определяются не только величиной осмотического давления, но и толщиной диффузионного слоя коллоидных частиц, зависящей от электрокинетического потенциала. Необходимым условием появления расширения структуры является согласование во времени процесса образования частиц коллоидных размеров (с достаточной концентрацией их) и более крупных частиц в единице объема. При этом процесс образования положительно заряженных продуктов гидратации во времени должен быть согласован с процессом структурообразования системы. Считают, что гидросиликаты кальция имеют отрицательный заряд, что и опреде- [c.361]

Таким образом, наблюдаемое осмотическое давление уменьшается по сравнению с его теоретическим значением на величину Рвз, которая зависит от межионного взаимодействия. [c.114]

Экспериментально а определяют, наблюдая отклонении свойств растворов электролитов от теоретических зависимостей, установленных для идеальных растворов. Законы идеальных растворов (см. гл. УП, 3) связывают их свойства — упругость насыщенного пара, температуры кипения и замерзания, осмотическое давление с концентрацией молекул растворенного вещества. При диссоциации вещества на ионы число его частиц в растворе возрастает и в уравнениях появляется изотонический коэффициент 1, учитывающий степень диссоциации. Сравнивая расчетные и наблюдаемые показатели свойств растворов, можно определить поправочный коэффициент, а по нему а. [c.156]

Повышение температуры в растворах высокополимеров увеличивает осмотическое давление в большей мере, чем следует из теоретического расчета. Это зависит от повышения степени диссоциации ионогенных групп белков и от дезагрегации белков на микроглобулы. Дополнительная i-идратация микроглобул уменьшает количество свободного растворителя, что соответствует увеличению концентрации частиц в растворе. [c.193]

Согласно закону действия масс, скорость химической реакции пропорциональна активным массам реагентов. Этот закон был впервые установлен на основании результатов экспериментальных наблюдений Гульдбергом и Вааге в 1864—1867 гг. (см., например, литературу ), а затем теоретически обоснован на базе теории молекулярных столкновений в жидкостях и газах. В первоначальной трактовке под активной массой понимали концентрацию в единицах массы на единицу объема, но время от времени высказывались и другие интерпретации данного термина. Так, например, Аррениус предполагал, что осмотическое давление, а Вант-Гофф считал, что растворимость, так же как и концентрация, связаны с активной массой. [c.22]

Таким образом, с привлечением обобщенной теории ДЛФО классификация молекулярно связанной воды на адсорбционно (прочно связанную) воду, воду граничных слоев и осмотически связанную воду получает надежное теоретическое обоснование. Первые две категории воды в теории ДЛФО рассматриваются как внутренняя, более прочно связанная с гидрофильной поверхностью, и внешняя часть граничного слоя, обладающего измененной по сравнению с объемной водой структурой. Формирование слоя осмотически связанной воды регулируется ионноэлектростатической составляющей расклинивающего давления. [c.45]

В настоящее время для описания адсорбционного равновесия на микропористых адсорбентах нашли применение уравнения теории объемного заполнения микропор (ТОЗМ) [6] и осмотической теории адсорбции [3]. Результаты этих теорий, имеющих термодинамический характер, с высокой точностью описывают экспериментальные данные по адсорбционному равновесию на адсорбентах с различными свойствами. Однако следует отметить, что некоторые уравнения изотерм адсорбции, предложенные в указанных теориях, не имеют строгого теоретического обоснования. Решение задачи теоретического обоснования предложенных уравнений изотерм адсорбции, имеющих различную математическую структуру, позволяет обобщить описание единого физического явления [79]. [c.223]

По уравнению, выражающему зависимость осмотического давления от концентрации и температуры те = MRT, находим теоретическое значение осмотического давления для 0,01М раствора тгтеор.= 2 0,082 273 = 44,8 атм. [c.44]

С коллигативными свойствами растворов связано и осмотическое давление. Рассмотрим так называемую ячейку Пфеффе-ра. Она представляет собой трубку, заполненную раствором и закрытую снизу полупроницаемой мембраной (перегородкой) последняя проницаема для молекул растворителя и не пропускает растворенное вещество. Трубка погружена в сосуд с растворителем (рис. Б.27). В начальный момент времени система неравновесна, и растворитель начинает переходить через мембрану в т]р убку. Теоретически равновесие должно характеризоваться равенством химических потенциалов чистого растворителя и раствора. Разумеется, такое положение недостижимо, так как химический потенциал раствора включает остаточный потенциал а следовательно, химический потенциал [c.281]

Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз наблюдаемое осмотическое давление (роп) раствора больше теоретически вычисленного (Рвыч) для раствора неэлектролита, т. е. [c.109]

Таким образом, мы нашли общее число частиц в растворе электролита. Если бы у нас был раствор неэлектролита, то число частиц осталось бы равным N. Осмотическое давление, как уже отмечалось, пропорционально числу частиц. Следовательно, на- блюдаемое осмотическое давление роп пропорционально общему числу частиц N + — теоретическое же Рвыч пропорционально N. Исходя из этого, можем записать [c.111]

Дониановское равновесие имеет очень большое значение для понимания и теоретического обоснования целого ряда явлений осмотического давления лиофобных коллоидов и растворов высокомолекулярных соединений, отрицательной адсорбции ионов, явлений набухания, а также различных физиологических процессов. [c.306]

В растворах электролитов вследствие электролитической диссоциации и увеличения числа частиц опытное осмотическое давление всегда больше, чем теоретически вычисленное по уравнению (П1.5). Степень отклонения наблюдаемого осмотического давления Поп от теоретически вычисленной величины Явыч выражается изотоническим коэффициентом = Поп/явыч. Поэтому при вычислении осмотического давления растворов электролитов в уравнение [c.83]

Например, понижение температуры замерзания раствора, содержащего 1 г Na l в 100 г воды, почти вдвое превышает ЛТ,, вычисленное по закону Рауля. Во столько же раз и осмотическое давление этого раствора больше теоретической величины. [c.231]

При исследовании растворов электролитов (кислот, щелочей, солей) были получены результаты, которые не совпадали с теоретически рассчитанными по законам Вант-Гоффа и Рауля. Значения осмотического давления, понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения, определявшиеся экспериментально для этих растворов, получались всегда более высокими, чем это следовало из моляльных концентраций. Так, например, при растворении г/моль Na l в 1000 г воды понижение температуры замерзания составляло не 1,86°, а 3,36 , т. е. примерно в 2 раза больше ожидаемого. [c.206]

Теоретическое выражение для осмотического давления получил Я. Вант-Гофф (1887), рассматривавший поведение частиц вещества в растворе аналогично П9ведению молекул газа, занимающего такой же объем, как и раствор. Это позволило использовать уравнение Клапейрона — Менделеева, из которого следует р=(т/МУ)ЯТ. Отношение т(МУ) является молярной концентрацией раствора, поэтому [c.150]

Теоретическое выражение для осмотического давления получил Я. Вант-Гофф (1887), рассматривавший поведение частиц вещества в растворе аналогично поведению молекул газа, занимающего такой же объем, как и раствор. Это позволило использовать уравнение Клапей- [c.199]

При изучении свойств растворов было обнаружено, что растворы электролитов (кислот, солей, оснований) не подчиняются законам Вант-Гоффа и Рауля. Они имеют большие, чем вычисленные по соответствующим формулам, осмотическое давление, понижение давления пара, понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения. Чтобы распространить на электролиты расчетные формулы законов Вант-Гоффа и Рауля, в них был введен поправочный коэффициент I, называемый также изотоническим коэффициентом или коэффициентом Вант-Гоффа. Тогда, если для неэлектролитов я= 7, к1=Кс, Ы =Ес, то для растворов электролитов л--=i RT, А1=1Кс, М =4Ес. Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз опытные величины Яо , больше теоретических, т. е. [c.150]

Что называется осмотическим давлением Как можно изме-оить на опыте его величину и рассчитать теоретически [c.254]

Найдя опытным путем коэффициент г одним из четырех рассмотренных методов, основанных на пребышении опытных величин — осмотического давления, понижения давления пара, повышения температуры кипения, понижения температуры кристаллизации, над теоретически вычисленными, можно для данного раствора элeкtpoли-та установить относительную долю молекул, распавшихся на ионы, или, иначе говоря, степень диссоциации [c.148]

Полученное уравнение показывает, что при неизменном объеме и постоянной температуре величина осмоти-, ческого давления зависит только от числа молекул растворенного, вещества, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы растворителя. Поэтому растворы одинаковой молярности обладают прп одной и той же температуре и одинаковым осмотическим давлением. В частности, растворы, содержащие в 22,4 л одну грамм-молекулу растворенного вещества, обладают при 6° С осмотическим давлением, равным одцой атмосфере. Исключение составляют растворы электролитов (кислот, щелочей и солей), у которых величина осмотического давления всегда превышает вели чину, вычисленную теоретически. [c.122]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология