Осмотический коэффициент связь с коэффициентом Вант-Гоффа

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]

Осмотический коэффициент раствора g и коэффициент Вант-Гоффа 1, в свою очередь, связаны уравнением где V — [c.15]

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]

Для растворов электролитов величина осмотического давления, понижение температуры замерзания и другие свойства определяются суммарной концентрацией частиц — ионов и недиссоциированных молекул. С. Аррениус показал, что степень диссоциации электролита можно связать с изотоническим коэффициентом / Вант-Гоффа. Если до диссоциации в растворе находилось N молекул электролита и степень диссоциации его равна а, то число диссоциированных молекул равно аЫ, а число недиссоциированных молекул будет Ы о,М= =М —а). В частном случае, когда каждая молекула способна распадаться на два иона, число всех частиц (молекул и ионов) будет [c.198]

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]

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]

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]

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]

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]

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]

Через соотношение коэффициента активности /с с множителем Вант-Гоффа и осмотическим коэффициентом мркно найти связь /с с остальными формами коэффициентов активности в растворе слабого электролита. [c.15]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология