Осмотический множитель Вант-Гоффа

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]

Для раствора поваренной соли осмотическое давление рассчитываем П — i RT, где Сг— концентрация поваренной соли в растворе i — множитель Вант-Гоффа. [c.74]

Не зная, чем можно объяснить эти отклонения, но стремясь сделать соответствующие уравнения пригодными для этих растворов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель I, названный изотоническим коэффициентом. Подстановка коэффициента Вант-Гоффа i в уравнение осмотического давления п в уравнения закона Рауля делает их пригодными для разбавленных растворов всех веществ, в [c.164]

С учетом степени электролитической ионизации можно применить законы разбавленных растворов и к растворам электролитов введением поправочного множителя г, называемого изотоническим коэффициентом Вант-Гоффа. Тогда отношение соответствующего свойства (понижение давления пара, изменение температуры плавления и кипения, осмотическое давление) для электролита к аналогичному свойству раствора неэлектролита той же концентрации равно коэффициенту Вант-Гоффа, т. е. [c.258]

Эта теория электролитической диссоциации, или ионная теория, не привлекала к себе особого внимания до 1887 г., когда была опубликована классическая работа Вант-Гоффа по теории растворов. Вант-Гофф показал, что уравнение состояния идеального газа, если заменить в нем давление газа осмотическим давлением, применимо к разбавленным растворам неэлектролитов однако в случае растворов электролитов обнаруживаются значительные отклонения. Так, например, осмотическое давление растворов соляной кислоты, хлоридов и гидратов окисей щелочных металлов, измеренное по понижению точки замерзания или другими методами, почти вдвое больше, чем то значение, которого можно было ожидать на основании газового закона. В некоторых случаях, например для растворов гидроокиси бария, сернокислого и щавелевокислого калия, отклонения были еще больше. Вант-Гофф не дал объяснения этим фактам, а ввел эмпирический множитель i в уравнение газового закона для растворов электролитов [c.34]

Чтобы применить законы Я. Вант-Гоффа и Ф. Рауля к растворам электролитов, в уравнения, выражающие зависимость свойств раствора от его концентрации, вводится поправочный множитель, который называется коэффициентом Вант-Гоффа, или изотоническим коэффициентом, и обозначается через i. Этот коэффициент показывает, во сколько раз общее число молекул и ионов, содержащихся в растворе электролита, больше числа растворенных молекул. Для осмотического давления раствора электролита будем иметь [c.120]

Законы Вант-Гоффа и Рауля установлены эмпирически для разбавленных растворов неэлектролитов. При изучении растворов электролитов (кислот, щелочей, солей) обнаружилось, что эти вещества вызывают более высокое осмотическое давление, чем это следует по закону Вант-Гоффа для неэлектролитов. Растворы электролитов замерзают при температурах более низких и кипят при температурах более высоких, чем одинаковые с ними по молекулярной концентрации растворы неэлектролитов. Для электролитов Я. Г. Вант-Го ввел поправочный множитель i, называемый изотоническим коэффициентом, который показывает, во сколько раз наблюдаемое осмотическое давление Роп. раствора больше вычисленного [c.129]

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]

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]

Вант-Гофф с самого начала полагал, что множитель г для каждого вещества есть величина постоянная, и вычислял его путем деления наблюдаемого осмотического давления на осмотическое давление для так называемых нормальных растворов той же молярности. Нормально растворяющимися веществами оказались все недиссоциирующие вещества, и в частности сахароза и мочевина. Все сопряженные с осмотическим давлением свойства могли быть выражены аналогичными уравнениями [c.202]

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]

Основы теории электролитической диссоциации. В 1887 г-Вант-Гофф установил, что определенное экспериментально осмотическое давление в растворах солей, кислот и оснований превышает вычисленное по уравнению (2.59). Подобные отклонения измеренных величин от вычисленных по соответствуюш,им уравнениям наб.5юдаются в сторону повышения для температуры кипения и в сторону понижения для температуры отвердевания этих растворов. Так, например, молекулярная масса Na l равна 58,5, а на основании криоскопических измерений она оказалась равной при-щ мерно 30. Не зная, чем можно объяснить эти отклонения, но стремясь сделать соответствующие уравнения пригодными для этих растворов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель i, названный изотоническим коэффициентом . Подставляя коэффициент i в уравнение для расчета осмотического давления и в уравнения законов Рауля, получаем соотношения, пригодные для описания разбавленных растворов всех веществ, в том числе и для растворов солей, кислот и оснований [c.246]

Не зная, чем можно объяснить эти отклонения, но стремясь сделать соответствующие уравнения пригодными для этих растворов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель г, названный изотоничесним коэффициентом . Подстановка коэффициента Вант-Гоффа i в уравнение осмотического давления и в уравнения закона Рауля сделали их пригодными для разбавленных ргстворов всех веществ, в том числе и для растворов солей, кислот и оснований. Коэффициент I вводится в соответствующие уравнения как сомножитель. Для растворов электролитов вместо (IV.4), (IV.6), (IV.7) и (IV.9) получим соответственно [c.172]

Общее число частиц (молекул и ионов вместе) в единице объема раствора электролита больше, чем молекул в таком же объеме эквимолекулярного раствора неэлектролита . Это влияет на количественное выражение тех свойств растворов, которые зависят от частичной концентрации их. Сюда относятся осмотическое давление, понижение давления пара растворов, понижение точки замерзания и повышение точки кипения. Эти свойства для растворов неэлектролитов были рассмотрены в предыдущей главе. Для электролитов же количественное выражение указанных свойств оказывается более высоким, чем для эквимолекулярных растворов неэлектролитов. Поэтому для электролитов был введен поправочный множитель, который обозначается через 1 и называется изотоническим коэффициентом или коэффициентом Вант-Гоффа. Для водных растворов электролитов 1> 1, для растворов неэлектролитов 1=1. Для растворов, в которых имеет место ассоциация молекул растворенного вещества (например, раствор С0Н5ОН в бензоле), / < 1. [c.238]

Другими словами, растворы электролитов, обладая большим осмотическим давлением, замерзали при более низкой температуре и кипели при более высокой температуре, чем растворы неэлектролитов такой же молярной концентрации. По этой причине Вант-Гофф ввел для электролитов в свое уравнение поправочный множитель г, получивший название изотонического (или изоос-мотического) коэффициента и показывающий, во сколько раз наблюдаемое при опыте осмотическое давление выше вычислен- [c.108]

Законам Вант-Гоффа и Рауля подчиняются только растворы неэлектролитов. Растворы электролитов в равных молярных концентрациях показывают большее осмотическое давление, большее понижение давления пара и температуры замерзания, большее повышение температуры кипения. Например, для раствора 1 моль Na l на 1000 г воды температура замерзания понижается на 3,36 грасЗ вместо 1,86 град при равной молярной концентрации неэлектролита. Еще большие отклонения наблюдаются у многоосновных кислот, а также у щелочей и солей, образованных двух- и трехвалентными металлами. Вант-Гофф ввел в уравнение для вычисления осмотического давления растворов электролитов поправочный множитель i, который называется изотоническим коэффициентом, или коэффициентом Вант-Гоффа. Уравнение приняло вид [c.18]

Законы Вант-Гоффа и Рауля выведены для разбавленных растворов неэлектролитов. При изучении растворов электролитов (кислот, щелочей, солей) обнаружилось, что эти вещества вызывают более высокое осмотическое давление, чем это следует по закону Вант-Гоффа для неэлектролитов. Это отражается и на других свойствах растворов растворы электролитов замерзают при температурах более низких и кипят при температурах более высоких, чем одинаковые с ними по молекулярной концентрации растворы неэлектролитов. Следовательно, электролиты в растворе в отношении осмотического давления ведут себя так, как будто они содержат больше частиц, чем это соответствует числу молекул растворенного вещества. Поэтому для электролитов Вант-Гофф ввел поправочный множитель i, называемый изотоническим коэффициентом, который показывает, во сколько раз наблюдаемое осмотическое давление Роп раствора больше вычисленного Рвыч, т. е. [c.164]

Подобные отклонения измеренных величин от вычисленных по соответствующим уравнениям наблюдаются также для температуры кипения и температуры отвердевания растворов электролитов. По этой причине молекулярная масса, например, МаС1, определенная на основании криоскопических измерений, оказалась примерно равной 30 (действительная величина 58,6). Не зная, как можно объяснить эти отклонения, но стремясь приспособить уравнения, описывающие свойства растворов неэлектролитов, к растворам электролитов, Вант-Гофф ввел поправочный множитель г, названный изотоническим коэффициентом . Подставляя коэффициент / в уравнение для расчета осмотического давления и в выражения законов Рауля, получаем соотношения, пригодные для описания свойств разбавленных растворов всех веществ, в том числе и для растворов солей, кислот и оснований, причем для электролитов /> 1 [c.263]

Эти данные показывают, что в водных растворах молярной концентрации количество частиц растворенных веществ превышает теоретическое, благодаря чему 1) раствор закипает выше 100,52° С и замерзает ниже —1,86° С 2) осмотическое давление раствора не соответствует основной формуле росш=сЯТ — она требует соответствующих поправок. Чтобы это уравнение было действительно и для водных растворов кислот, солей и оснований, Вант-Гофф ввел дополнительный множитель — коэффициент /, показывающий, во сколько раз осмотическое давление раствора больше нормального. Этот коэффициент определяется экспериментально для каждого [c.172]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология