Осмотический коэффициент теоретический

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]

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

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]

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

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

В настоящей 1 лаве будет развита полная теория термодинамических свойств разбавленных ионных растворов путем сочетания теоретических уравнений, полученных для случая равновесия (гл. II, 8 4) с термодинамическими зависимостями, приведенными в гл. I, а также путем дальнейшего обобщения полученных результатов. Будут выведены предельные законы зависимости коэффициента активности, осмотического коэффициента, относительного парциального молярного теплосодержания, теплоемкости, расширяемости и сжимаемости от концентрации. Теория будет распространена на тот случай, когда учитывается влияние конечных размеров ионов. Дальнейшее расширение теории будет заключаться в устранении приближенного характера математической трактовки, которая была обусловлена отбрасыванием ч,ленов высших порядков при разложении в ряд экспоненциальной функции в уравнении (18) гл. II кроме того, будет рассмотрена также теория, учитывающая влияние ассоциации ионов. В сжатой форме будет изложена теория влияния электростатических сил на поверхностное натяжение раствора. Наконец будет рассмотрена теория влияния распадающихся на ионы солей на растворимость нейтральных молекул. [c.46]

Теоретические уравнения для осмотического коэффициента можно полу чить путем сочетания любого из приведенных выше выражений для ]п < уравнением (73) или (74) гл. I. Так, уравнение (74) гл. I можно написать в виде [c.52]

Для применения этой теории необходимо знать температуру, молярный объем и диэлектрическую постоянную растворителя, валентность, молярный объем раствора, эффективные радиусы всех ионов для процесса высаливания , эффективные расстояния сближения ионов а и коэффициент взаимодействия между молекулами Предполагается, что ионы щелочных галогенидов представляют собой сферы. В этом случае Ъ = г ж а = Г1+Гч. В качестве радиусов ионов были приняты значения, найденные Паулингом [53] из кристаллографических данных. Величины объемов ионов в растворе были взяты несколько меньшими, чем 4г.г /Ъ. Постоянная А принималась одинаковой для всех галогенидов. Теория взаимодействия ионов Бренстеда, которая исключает взаимодействие мея ду ионами одинакового знака на близких расстояниях, была тоже использована для упрощения некоторых подстановок. Два параметра были определены эмпирически с помощью осмотических коэффициентов, а именно отношение объема иона в растворе к истинному объему иона и коэффициент А. Первый из этих параметров совпал с теоретическим значением, в то время как для второго параметра получилось лишь приближенное согласие. [c.369]

Вычисленные на основании этой теории осмотические коэффициенты щелочных галогенидов в общем хорошо согласуются с данными, полученными Робинзоном и Синклером, а также Робинзоном. Наиболее важный результат теории Скэтчарда состоит в том, что свойства ионов типа благородных газов характеризуются их валентностями и размерами, которые определяются из кристаллографических данных. Как последовательность, так и величины результатов, полученных для иодидов, бромидов и хлоридов, хорошо согласуются с теоретическими данными. Кроме того, эха теория позволила предсказать обратную последовательность для влияния катионов в случае фторидов на основании данных о температурах замерзания. [c.369]

В настоящем разделе вводятся абсолютная активность, коэффициент активности, средний коэффициент активности и осмотический коэффициент. Два последних коэффициента полезны при табулировании зависимостей термодинамических свойств растворов от их состава, однако их теоретические выражения довольно громоздки. [c.43]

Выведенные теоретически уравнения (16) и (17), так же как и (10) и (11). нельзя проверить экспериментально ввиду отсутствия метода определения коэффициентов активности поглощенных ионов в твердой фазе. Использование осмотических коэ( )-фициентов, как это сделал Грегор, не дает удовлетворительных результатов, так как осмотические коэффициенты и коэффициенты активн.ости, как и надо было ожидать, не оказались равноценными. [c.32]

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]

Таким образом, теоретический подсчет осмотического давления растворов сильных электролитов дает возможность определить значение осмотического коэффициента для этих растворов. Знание величины осмотического коэффициента /о позволяет определить эффективную концентрацию раствора. На этом основании возможно определение величины упругости пара над раствором, температуры его кипения и температуры замерзания. [c.114]

Сравним ЭТО выражение с другими теоретическими выражениями для осмотического коэффициента. Дебай и Хюккель дают [c.33]

Поскольку ряд практических и теоретических соображений заставляет думать, что конфигурация линейных несшитых полиэлектролитов может достаточно сильно отличаться от конфигурации сшитых полиэлектролитов, что должно сказываться на их осмотической активности, то лучше производить оценку осмотического коэффициента смол из изопьестических определений, выполненных на смолах с очень небольшой степенью сшивки. [c.117]

Все эти уравнения основаны на предположении о том, что среднеионные коэффициенты активности электролитов в их насыщенных растворах близки, а их отношение стремится к единице. Строгое термодинамическое решение уравнения (7.4) возможно лишь при условии теоретического описания коэффициентов активности у или осмотического коэффициента ф как в бинарных, так и в многокомпонентных системах в широкой области концентрации. [c.261]

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]

Теоретическая кривая зависимости осмотического коэффициента от [c.129]

Рациональный, или теоретический осмотический коэффициент g определяется [232] из выражения [c.149]

Решая совместно уравнения (6.9) и (6.7), получим формулу, связывающую между собой практический и теоретический осмотические коэффициенты (для не слишком концентрированных растворов) [c.149]

Число, показывающее, во сколько раз экспериментально найденные величины (осмотического давления, понижения давления пара и др.) больше, чем вычисленные для того же раствора теоретически по его молярной концентрации, носит название изотонического коэффициента. Обозначив этот коэффициент через I, можно на писать [c.135]

Теоретически показано [71], что после определенного ( 1 —1,5 часа) времени измерения кривая зависимости логарифма осмотического давления от времени представляет собой прямую, которая может быть экстраполирована к нулевому времени измерения. Истинное значение начального осмотического давления вычисляется путем исправления экстраполированного значения с учетом скорости перехода растворенного вещества и растворителя через мембрану и с учетом коэффициента распределения растворенного вещества между мембраной и растворителем. Для этого из экспериментально найденных величин вычисляются различные поправки. [c.198]

С — дифференциальное молярное или парциальномолярное свойство. g— теоретический осмотический коэффициент. [c.939]

Применение уточненных уравнений позволило расширить пределы соответствия теории с опытом в сторону еще больших концентраций. Надежное соответствие достигается до концентраций порядка 0,1 моль л. Далее различные электролиты ведут себя по-разному. Некоторые электролиты обнаруживают удовлетворительное согласие с рассчитанными величинами коэффициентов активности и осмотических коэффициентов до концентраций почти 1 моль1л. Другие электролиты при этих концентрациях обнаруживают уже резкое расхождение с теоретически подсчитываемыми значениями коэффициентов активности. [c.131]

Т аким образом, коэффициент или фактор Вант-Гоффа г есть отношен 1ие осмотического давления, практически найденного, к осмотическому давлению, теоретически вычисленному на основании молекулярной концентрации раствора. У неэлектролитов осмотическое давление, практически найденное, не расходится с величиной давления, высчитанного на основания молекулярной концентравди, а поэтому для них /=1. Для электролитов, у которых всегда измерение осмотического давления дает более высокие величины, чем это следовало ожидать на основании теоретических подсчетов, фактор Вант-Гоффа всегда больший единицы [c.121]

Параметр д в этом уравнении называется теоретическим осмотическим коэ4фи1 <ентом раствора. В практических применениях используется осмотический коэффициент , который прямо связан с коэффициентом Вант Гоффа 1 в уравнении для осмотического давления "К в растворе [c.472]

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

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]

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]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология