Растворители мольное повышение температуры кипения

В конце прошлого века Рауль, Вант-Гофф, Аррениус установили законы, связывающие концентрацию раствора нелетучего вещества с такими его свойствами, как осмос, понижение давления пара растворителя, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения. Эти свойства зависят только от количества частиц растворенного вещества, но не от его природы, они называются коллигативными свойствами. Растворы, подчиняющиеся законам Рауля и Вант-Гоффа, часто называются идеальными растворами. Это — сильно разбавленные (теоретически — предельно разбавленные) растворы неэлектролитов с мольной долей 0,005. Теория идеальных растворов отличается [c.202]

Рис. 18-12 позволяет проиллюстрировать и второе коллигативное свойство растворов повышение температуры кипения. Допустим, что равно окружающему атмосферному давлению, так что представляет собой температуру кипения чистой жидкости В (точка 1). Если к ней добавить такое количество растворенного вещества А, что мольная доля вещества В уменьшится от 1 до Хд, то давление пара растворителя В уменьшится от Рв до Рв = вРв (точка 2). Это давление меньше атмосферного, поэтому раствор при температуре уже не кипит. Чтобы заставить раствор снова кипеть, необходимо повысить его температуру, переходя вдоль штриховой кривой давления из точки 2 в точку 3, где давление пара снова становится равным атмосферному давлению. [c.140]

Здесь Д Гз — изменение температуры затвердевания, т в. и — моляльности твердого и жидкого Р.,Кцр,— криоскопич. постоянная растворителя. С понижением химич. потенциала растворителя в Р. связано и явление осмоса, т. е. проникновение чистого растворителя в Р. через разделяющую их полупроницаемую перегородку. Осмотическое давление, понижение давления пара растворителя, повышение темп-ры кипения и понижение темп-ры затвердевания в бесконечно разбавленных Р. не зависят от природы растворенного вещества, а только от мольной концентрации. Такие свойства наз. коллигативными. Каждым из них можно воспользоваться для определения молекулярного веса, степени диссоциации или показателя ассоциации растворенного вещества (см. Рауля закон, Криоскопия, Эбулиоскопия, Осмотическое давление). Одним из следствий ур-ния (20) является закон распределения. Вещество, способное растворяться в двух несмешивающихся растворителях, распределяется между ними так, что отношение его концентраций в этих растворителях при постоянной темп-ре остается постоянным, независимо от общего количества растворенного вещества [c.258]

Активности и коэффициенты активности растворенного вещества н растворителя можно вычислять также по другим равновесным свойствам раствора по понижению температуры замерзания, по повышению температуры кипения, по растворимости, по осмотическому давлению и др. Недостатком определения активности по этим равновесным свойствам раствора является то, что они зависят ие только от химического потенциала, но и от других парциальных мольных величин (парциальной мольной энтальпии, парциального мольного объема компонента и др.), которые нужно находить из опыта. [c.228]

Растворимость твердого вещества, называемого в процессах кристаллизации солью , обычно увеличивается с повышением температуры. Кривая растворимости ограничена. Наиболее низкая температура соответствует состоянию, в котором замерзает растворитель (эвтектическая точка). Наиболее высокая температура соответствует плавлению чистой соли (когда кипение или критические явления не усложняют процесс). Если содержание соли в растворе выразить мольной или массовой долей, то получится система, изображенная на рис. У-24, а. [c.391]

Таким образом, повышение температуры кипения пропорционально мольной доле растворенного вещества. Коэффициент пропорциональности зависит только от свойств чистого растворителя. Можно преобразовать уравнение (354) таким образом, чтобы вместо мольной доли в него входила моляльность т растворенного вещества [используя уравнение (233)] [c.279]

В конце прошлого века Рауль, Вант-Гофф, Аррениус установили законы, связывающие концентрацию раствора нелетучего вещества с такими его свойствами, как осмос, понижение давления пара растворителя, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения. Эти свойства зависят только от количества частиц растворенного вещества, но не от его природы, они называются коллигативными свойствами. Растворы, подчиняющиеся законам Рауля и Вант-Гоффа, часто называются идеальными растворами. Эго — сильно разбавленные (теоретически — предельно разбавленные) растворы неэлектролитов с мольной долей 0,005. Теория идеальных растворов отличается простотой, так как молекулы компонентов раствора никак не взаимодействуют друг с другом. Изучение предельно разбавленных растворов так же необходимо, как, например, изучение идеальных газов. Свойства этих растворов используются для определения молекулярной массы растворенного вещества, активности и коэффициента активности. [c.202]

Эбулиоскопия полимеров — метод определения среднечисловой молекулярной массы полимеров, основанный на измерении повышения температуры кипения их растворов по сравнению с чистым растворителем. Повышение температуры кипения раствора вызвано относительным понижением давления насыщенного пара растворителя над раствором, которое равно мольной доле растворенного вещества N (закон Рауля) [c.36]

Е называется мольным повышением температуры кипения, т. е. повышением температуры кипения идеального раствора, состоящего из 1000 г растворителя и одного моля растворенного вещества. можно вычислить, если известны температура кипения, теплота испарения и молекулярный вес растворителя. Например, в случае воды имеем [c.92]

Из уравнения (б) следует, что повышение температуры кипения разбавленного раствора пропорционально концентрации растворенного вещества. — называют мольным повышением температуры кипения или эбулиоскопической постоянной растворителя. Она численно равна АТ в растворе с концентрацией с = 1. Эбулиоскопическая постоянная характерна для данного растворителя и не зависит от природы растворенного вещества. В табл. 13 приведены эбулиоскопические постоянные для некоторых ра- створителей. [c.150]

Из закона Рауля (упоминавшегося выше) следует, что при растворении эквимолекулярного массового количества различных веществ точка кипения раствора должна повышаться на одну и ту же величину, поскольку при этом давление паров раствора снижается в одинаковой степени. Таким образом, повышение температуры кипения раствора, вызванное растворением 1 моль какого-либо- вещества в 100 г растворителя (так называемое мольное повышение точки кипения на 100 г растворителя), является постоянной величиной (К) для данного растворителя. Типичные значения К для воды 5,2 °С, для хлороформа 38,8°С, эфира 21,1 °С, ацетона 17,2°С, бензола 25,7°С и этилового спирта 11,5°С. [c.251]

Обсудите возможности методов определения большой мольной массы вещества, основанных на измерении понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения, понижения давления пара растворителя над раствором и осмотического давления. В качестве примера рассмотрите раствор, приготовленный растворением в 100 г воды 1 г вешества с молекулярной массой 10000. [c.279]

В основе физических методов определения среднечисловой молекулярной массы полимера лежит пропорциональность количественных свойств растворов (повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, оомотичеокое давление и др.) числу молекул растворенного вещества. По мере того как концентрация растворенного вещества в разбавленных растворах приближается к нулю, активность растворенного вещества становится пропорциональной его мольной доле. Поэтому в очень разбавленных растворах понижение активности растворителя равно мольной доле растворенного вещества. Измерив понижение активности растворителя при известной массовой концентрации растворенного вещёства, вычисляют его молекулярную массу. Принципиально можно измерить активность растворителя по отношению pIpo, где р — равновесное давление паров растворителя над раствором полимера, а ро — равновесное давление паров над чистым растворителем при той же температуре. Экспериментальное определение р/ро затруднено, поэтому используют кос- [c.164]

Снижение давления паров вызывает также и понижение точки замерзания для каждого растворителя можно найти постоянную мольного понижения точки замерзания (на 100 г растворителя). В этом случае для определения молекулярной массы можно пользоваться тем же уравнением (в этом случае К представляет собой постоянную мольного понижения точки замерзания Т — измеренное снижение точки замерзания). Для данного растворителя постоянная понижения точки замерзания больше, чем коэффициент повышения температуры кипения (например, для воды 18,5 °С, бензола 51,2 °С, камфары 40 °С), поэтому этот подход позволяет получить несколько большую чувствительность. [c.251]

Особенность уравнения (6.62) состоит в том, что мольная доля первого компонента (растворителя) в твердой фазе равна единице. Часто эту фазу называют фазой постоянного состава. Используя уравнение Шредера (6.54) или (6.55) и такую же процедуру, которую мы применяли для определения повышения температуры кипения разбавленных растворов, получим следующее уравнение [c.114]

Повышение температуры кипения раствора какого-либо нелетучего вещества в определенном растворителе, так же как и понижение температуры замерзания, прямо пропорционально мольному содержанию растворенного вещества независимо от его химических свойств, если только при этом не происходит ассоциации или диссоциации молекул. На этом основан эбулиоскопический способ определения молекулярного веса, вычисляемого по уравнению [c.259]

Мольное понижение температуры замерзания раствора, вызываемое растворением 1 моль вещества в 1000 г растворителя, называется криоскопической константой. Соответственно для случая повышения температуры кипения—эбуллиоскопическая константа. [c.48]

Как видно из уравнения (11), криоскопической постоянной называется понижение температуры замерзания раствора, содержащего 1 моль вещества в 1000 г растворителя, т. е. мольное понижение температуры замерзания. Аналогично этому эбулиоскопической постоянной называется мольное повышение температуры кипения. [c.71]

Значение криоскопической и эбулиоскопической формул состоит в возможности определения мольной массы растворенного вещества по понижению температуры замерзания и повышению температуры кипения раствора. В связи с этим они сыграли значительную роль в развитии химии, способствуя установлению правильных молекулярных и атомных весов. Следует указать на необходимость при определении температуры кипения раствора помещать шарик термометра непосредственно в раствор. При нахождении шарика в паре над раствором термометр будет показывать, как это указал еще Фарадей, температуру кипения растворителя. [c.309]

На основании того же закона о пропорциональной зависимости между повышением температуры кипения и мольной концентрацией растворенного вещества можно в ряде сл5гчаев легко установить степень чистоты исследуемого твердого вещества. Для этого применяют растворитель, обладающий относительно слабой растворяющей способностью, в таком количестве, чтобы при кипении всегда оставался избыток нерастворившегося вещества в осадке. Сначала определяют температуру кипения чистого растворителя затем прибавляют исследуемое вещество и устанавливают повышение температуры кипения, являющееся следствием растворения как чистого вещества, так и содержащейся в нем примеси. Растворитель удаляют декантацией или отсасыванием, к осадку прибавляют такое же количество свежего растворителя и снова определяют температуру кипения. [c.237]

Характерные особенности растворов электролитов. В первой половине XIX века Фарадеем было введено понятие об электролитах и неэлектролитах. Электролитами он назвал вещества, растворы которых проводят электрический ток, а неэлектролитами — вещества, растворы которых не проводят электрический ток. Электролитами являются расплавы или растворы солей, кислот и щелочей. Как было указано, в гл. VI свойства разбавленных растворов неэлектролитов изменяются прямо пропорционально мольной концентрации растворенного вещества. Равные числа молей различных неэлектролитов, растворенные в одинаковом количестве растворителя, вызывают одно п то же повышение его температуры кипения (или температуры замерзания). Так, если в 1000 г воды растворить один моль сахарозы, то полученный одномоляльный раст1 ор замерзнет при — 1,85°С. Такое же понижение температуры замерзания будет и у одномоляльного раствора какого-либо другого неэлектролита, например спирта. [c.156]