Уравнение Аррениуса идеального газа

Согласно этому уравнению, множитель i для данного раствора равняется отношению найденного из опыта осмотического давления к теоретическому осмотическому давлению, вычисленному с помош,ью уравнения состояния идеального газа. Поскольку осмотическое давление, во всяком случае в первом приближении, пропорционально числу отдельных частиц, то если множитель Вант-Гоффа равен двум, это означает, что раствор содержит вдвое больше частиц, чем следовало ожидать. Этот результат хорошо согласуется с точкой зрения Аррениуса, если предположить, что ионы имеют такое же осмотическое давление, как и незаряженные частицы. [c.35]

Идея о растворении как физическом процессе получила особенное развитие в 80-х годах прошлого века при изучении свойств разбавленных растворов (Вант-Гофф, Аррениус, Оствальд). Заслуга этих ученых состоит в создании количественной теории разбавленных растворов. Исходя из представления о растворе как системе, при образовании которой растворяемое вещество подобно идеальному газу равномерно распределяется в инертном растворителе, Вант-Го< доказал, что для количественной характеристики разбавленных растворов применимо уравнение состояния идеального газа (уравнение Менделеева—Клапейрона). Применение Вант-Гоффом термодинамического метода для количественной характеристики растворов сыграло значительную роль в дальнейшем развитии теории растворов. [c.74]

Установить связь между энергиями активации этой реакции, рассчитанными по уравнению Аррениуса с использованием констант к к кр, приняв, что реакционная система — смесь идеальных газов. [c.218]

Второй недостаток теории Аррениуса связан с игнорированием ион-ионного взаимодействия. Ионы рассматривались как частицы идеального газа, а следовательно, не учитывалось обусловленное кулоновскими силами притяжение катионов и анионов и отталкивание одноименно заряженных ионов. Пренебрежение ион-ионным взаимодействием, совершенно непонятное с физической точки зрения, приводило к нарушению количественных соотношений теории Аррениуса. Так, например, строгая проверка уравнения (1.7) показывала, что константа диссоциации К не остается постоянной, а изменяется с концентрацией электролита. Наиболее отчетливо этот эффект проявляется в растворах сильных электролитов, истинная степень диссоциации которых о. близка к единице (так называемая аномалия сильных электролитов ). Но даже в ра-2 19 [c.19]

Энергии активации в уравнениях Аррениуса для прямой и обратной реакций связаны друг с другом через изменение внутренней энергии для суммарной реакции. Если кинетическое уравнение для реакции идеальных газов написать через концентрации, то константы кик соответственно для прямой и обратной реакций связаны с константой равновесия Кс соотношением [c.299]

Рост температуры увеличивает С зо2. и соответственно снижает ДС. Однако кк повышается с ростом температуры согласно закону Аррениуса [см. ч. I, (11.92)]. Поэтому в начале процесса при низкой степени окисления ЗОд с ростом температуры скорость процесса увеличивается (см. ч. 1, рис. 16), а при приближении фактического выхода к равновесному сильнее сказывается влияние С зОз и скорость процесса с дальнейшим ростом температуры начинает снижаться. Уравнения (IV.9) — (IV.12) справедливы для аппаратов, гидродинамический режим которых близок к режиму идеального вытеснения. В частности, их с успехом применяют при технологических расчетах контактных аппаратов с фильтрующими слоями катализатора. Небольшое продольное перемешивание газа в аппарате, которое снижает ДС, учитывается в коэффициенте запаса уравнения [см. ч. I, (VII.29)] Ок = т, по кО торому рассчитывают количество катализатора. [c.130]

В настоящее время известно, что это совпадение, которое убедило многих ученых в правильности теории Аррениуса, было в значительной мере случайным метод определения степени диссоциации по электропроводности неприменим к растворам солей, и эти растворы во всяком случае не подчиняются уравнению состояния идеальных газов. Тем не менее теория электролитической диссоциации с некоторыми видоизменениями является в настоящее время общепризнанной. Считается, что при растворении вещество, способное образовывать проводящий раствор в данном растворителе, самопроизвольно диссоциирует на ионы. Если растворенное вещество представляет собой соль, сильную кислоту или сильное основание, оно диссоциирует во многих случаях почти нацело при условии, что раствор не является слищком концентрированным ещества, сильно диссоциирующие и дающие с водой хорошо проводящие растворы, называются сильными электролитами Слабые кислоты и основания, например амины, фенолы, большинство органических кислот, некоторые неорганические кислоты и основания, в том числе синильная кислота и гидрат окиси аммония, а также некоторые соли, например хлорная и цианистая ртуть, диссоциированы дри обычных концентрациях лишь в незначительной TeneHH.L9TH вещества представляют собой слабые электролиты = С Соли слабых кислот и сильных оснований или слабых [c.36]

В первой главе анализ окисления ряда характерных для отходящих газов примесей на оксидных катализаторах показал, что зависимость константы скорости реакции к от температуры процесса Т в форме 1пк=/(1/Т) соответствует линейной анаморфозе уравнения Аррениуса и в первом приближении можно допустить протекание глубокого окисления органических примесей на рассмотренных катализаторах в кинетической области. Однако это допущение требует более детального анализа. Кроме того, было необходимо оценить, насколько корректно они-саьие гидродинамики реактора моделью идеального вытеснения, позволяющей пользоваться для расчета констант скорости реакции уравнением (1.1). [c.52]

Зторой недостаток теории Аррениуса был связан с игнорированием ион — ионного взаимодействия. Ионы рассматривались как частицы идеального газа, а следовательно, не учитывалось обусловленное кулоновскими силами притягательное взаимодействие катионов и анионов и отталкивательное взаимодействие одноименно заряженных ионов. Пренебрежение ион— ионным взаимодействием, совершенно непонятное с физической точки зрения, приводило к нарушению количественных соотношений теории Аррениуса. Так, например, строгая проверка уравнения (1.7) показывала, что константа диссоциации К не остается постоянной, а изменяется с концентрацией электролита. Наиболее отчетливо этот эффект проявляется в растворах сильных электролитов, истинная степень диссоциации которых а близка к единице (так называемая аномалия сильных электролитов ). Но даже в растворах слабой уксусной кислоты зависимость К от концентрации СНзСООН значительно превосходит возможные ошибки измерений. Ниже приведены константы диссоциации К для водных растворов КС1 и СНзСООН при 25 С [c.16]

Теория, близкая к современным представлениям, была развита шведом Сванте Аррениусом. Первый вариант теории был изложен в его докторской диссертации в 1883 г., окончательный вариант — в классической работе, опубликованной в конце 1887 г. В ней нашли отражение опубликованные годом раньше предложения Я. Вант-Гоффа об использовании законов идеальных газов для осмотического давления в растворах. Было показано, что в отдельных случаях даже в очень разбавленных растворах наблюдаютск аномальные завышенные значения осмотического давления, которые нельзя приписать отклонению от идеальности. Для объяснения атого Вант-Гофф ввел в уравнение для осмотического давления таких растворов эмпирический поправочный коэффициент i, больший единицы, — так называемый изотонический коэффициент, или фактор Вант-Гоффа [c.163]