Коэффициент осмотический растворителя в ионит

Осмотический коэффициент ( практический ) растворителя в растворе, содержащем N сортов ионов, равен [c.12]

Используя уравнения (7.8), (7.16), (7.22), (7.24) и (7.28), можно по экспериментальной зависимости давления насыщенного пара от моляльности раствора определить активность и осмотический коэффициент растворителя, средний коэффициент активности, среднюю ионную и моляльную активности электролита. [c.148]

Цель работы. Изучение зависимости давления насыщенного пара от концентрации раствора электролита при заданной температуре. Определение активности и осмотического коэффициента растворителя, среднего ионного коэффициента активности, средней ионной и моляльной активностей растворенного электролита. [c.153]

Расчет для растворов, не содержащих общего иона. Одним из наиболее надежных и распространенных методов определения осмотических коэффициентов является изопиестический метод. Идея метода заключается в том, что исследуемый раствор и эталонный раствор, давление пара которого хорошо известно, помещают в одно замкнутое пространство. Растворитель, испаряясь из раствора, давление паров которого больше, конденсируется в растворе, давление паров которого меньше, до тех пор, пока давление в обоих растворах не будет одинаково, т. е. пока не наступит изопиестическое равновесие. [c.30]

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]

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]

Давление паров и коэффициенты активности водных растворов хлорной кислоты были измерены Пирсом и Нелсоном и Робинсоном и Бекером . Эти исследователи указывают активность растворителя, коэффициенты активности ионов, парциальные молекулярные объемы, осмотические коэффициенты и изменения [c.26]

Рассмотрим зависимость осмотического коэффициента от степени диссоциации растворенного вещества. Выделим три случая 1) растворенное вещество не диссоциирует на ионы, тогда в растворе существуют два вида частиц — растворитель и растворенное вещество 2) растворенное вещество полностью диссоциирует на ионы, тогда в растворе существуют три вида частиц — растворитель, катионы и анионы 3) существует равновесие [c.181]

Практически применяемый осмотический коэффициент <р в растворе электролита выражается соотношением = 1п (Р°/Р), где л — молярное отношение электролита к растворителю, ч — число ионов электролита, Р — парциальное давление пара растворителя над раствором, Р — давление паров чистого растворителя. В водных растворах молярное отношение г связано с моляльностью т, выраженной в моль/кг воды, соотношением т = 55,51 г. [c.552]

Известно, что ион серебра в растворе образует ионные пары. Так, по данным работ [244, 245], при образовании ионной пары иона серебра с сульфат-анионом АЯ° = 1,5 ккал/моль и Д5° = = 11 э. е. Есть данные, говорящие, что ион серебра образует ионные пары с сульфогруппой и в ионите. В частности, на это указывают малые величины осмотических коэффициентов растворителя в Ад -форме ионита [246], большое необменное поглощение электролита [247], малые величины электропроводности и коэффициента самодиффузии ионитов, насыщенных ионом Ag+ [248]. [c.159]

Интерпретация полученных кривых сложна, потому что они относятся не к растворам только электролитов, а к смеси электролита с молекулами и ионами, образующимися при самодиссоциации растворителя. Концентрация ионов, образующихся в процессе самодиссоциации, ничтожно мала при относительно высокой концентрации электролита, однако роль этих ионов увеличивается с уменьшением концентрации электролита, и при бесконечном разбавлении раствор будет состоять только из них. Ионная сила раствора не может быть меньше ионной силы 100%-ной серной кислоты, поэтому при / = 0,0189 и Ф = 0,98, т. е. в случае 100%-ной серной кислоты, все кривые сходятся в одной точке. Зависимость осмотического коэффициента от концентрации может быть выражена следующим уравнением [c.127]

Для всех доступных концентраций растворов веществ в серной кислоте вклад электростатических межионных сил в осмотический коэффициент хотя и не мал, но почти постоянен (см. расчетную кривую при а = 10 А). Это следствие, скорее всего, высокой диэлектрической проницаемости и относительно больших размеров молекул серной кислоты и кислого сульфат-иона. Различия в поведении электролитов обусловлены различным характером взаимодействия растворителя с растворенным веществом. [c.129]

Межионное притяжение стремится втянуть ионы внутрь раствора, частично освобождая от них поверхность раствора и тем самым уменьшая задерживающее влияние растворенных частиц (ионов) на скорость испарения растворителя. Благодаря этому понижение давления пара (и изменения других свойств растворов, связанных с давлением пара) будет меньше по сравнению с тем, если бы ионы действовали независимо друг от друга. Величину межионного взаимодействия в растворах сильных электролитов принято характеризовать значением осмотического коэффициента [c.239]

Активности и коэффициенты активности веществ в растворах определяют, измеряя коллигативные свойства растворов (понижение упругости насыщенного пара над раствором по сравнению с упругостью насыщенного пара чистого растворителя, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем, осмотическое давление раствора), а также электродвижущую силу и электродные потенциалы обратимо работающих гальванических элементов. Можно, например, определить активность хлорида калия в растворе, поскольку можно приготовить такой раствор и измерить его коллигативные свойства. Однако в настоящее время неизвестны методы, с помощью которых можно было бы приготовить заряженные растворы, т. е. содержащие только катионы или только анионы, и измерить их коллигативные свойства, поскольку растворы электронейтральны и содержат эквивалентные количества как катионов, так и анионов. Следовательно, невозможно экспериментально определить активности и коэффициенты активности индивидуальных ионов (катионов или аниогюв) в растворе. [c.59]

Напомним, что неосмотическая теория требует, чтобы коэффициент активности растворителя в сшитом ионите в равновесии с чистым растворителем был больше единицы [см. уравнение (И. 14)]. В ралшах осмотической теории это условие не обязательно, так как /з может быть и меньше единицы за счет заметной величины члена пй. [c.169]

Ранее неосмотическая теория оставляла без внимания факт ограниченного набухания ионитов в растворителе. Как мы уже отмечали, его формальное объяснение может быть сведено к принятию коэффициента активности растворителя в ионите в равновесии с чистым растворителем, fs > I. Внимательный анализ показывает, что этот факт может быть объяснен неосмотической теорией, исходя из свойств матрицы ионита, как и в осмотической теории, но без введения представлений о давлении набухания. [c.180]

Установив, что величины коэффициентов 1, полученные измерением понижения точки отвердевания, совпадают с подсчитанными им самим на основании его данных из электропроводности, т. е. что растворы электролитов ведут себя аналогично и при пропускгнии электрического тока, и в его отсутствие, Аррениус окончательно убедился, что диссоциация молекул растворенных электролитов на ионы происходит уже при самом растворении независимо от того, пропускают через раствор электрический ток или нет. Такой распад электролитов на ноны под действием растворителя называется электролитической диссоциацией. Благодаря этому процессу в растворе увеличивается число частиц, что и ведет к повышениьз осмотического давления и к значению > 1. Отсюда на рис. 58 и 60 кривые растворов при одной и той же концентрации расположатся для электролитов ниже, чем для неэлектролитов. [c.173]

Еще более сложна проблема определения коэффициентов активности ионов в смоле. Ионообменаик можно рассматривать как гомогенный высококонцентрированный электролит. Если не обращать внимания на тот факт, что вода (растворитель), поглощенная ионообменником, частично связана (сольватирует) с неподвижно связанными с матрицей анионными группами катионообменника (которые ввиду своей неподвижности осмотически неактивны), то простой расчет показывает для сульфо-кислотной смолы средней степени сшивки, имеющей емкость 5 мг-экв/г, в набухшем состоянии на один способный к обмену катион приходится 9—10 молекул воды. Для сильносшитых смол количество водь вдвое меньше. Это соответствует концентрации электролита во внутреннем растворе 6 н. и выше. Высокая электропроводность смол в набухшем состоянии подтверждает правильность такого представления о состоянии сорбированного иона. Осложняющими обстоятельствами (по сравнению с обычным концентрированным раствором) являются трудность учета электростатического взаимодействия с неподвижными ионами матрицы определенная неподвижность части воды (растворителя), идущей на сольватацию неподвижных ионов матрицы, что ведет к трудно учитываемому повышению концентрации обменивающихся противоионов в фазе смолы. [c.144]

Первый класс первой группы был рассмотрен в предыдущих параграфах, причем оказалось, что индивидуальные свойства очень сильно зависят. от размера ионов. Взаимодействия специфического характера, которые выэы-вают обращение последовательности коэффициентов активности для катионов в присутствии ионов фтора и гидроксила, согласно Скэтчарду и Прентису, также обусловлены очень малыми размерами этих ионов. Хотя точные экспериментальные данные для фторидов почти совершенно отсутствуют, все же можно полагать, что ион фтора является акцептором протонов, так как осмотический коэффициент 1 М раствора фтористоводородной кислоты почти такой же, как осмотический коэффициент муравьиной кислоты при той же концентрации. Если это допущецие правильно, то механизм взаимодействия катионов с растворителем (водой), рассмотренный в 5, может иметь существенное значение. В анионе большого размера, вроде ацетат-иона, заряд расположен, повидимому, на значительном расстоянии от центра иона. С этим обстоятельством может быть связана способность этих анионов соединяться о протонами и явление обращения последовательности коэффициентов активности для различных катионов. [c.372]

Пуллин п Поллок опубликовали данные о растворимости перхлоратов лития и серебра в ряде органических растворителей ими получены спектры растворов этих солей в ацетоне. Было замечено, что в таких растворах некоторые полосы поглощения ацетона расщепляются на две характерные линии исходя из относительной интенсивности линий, авторы пришли к заключению, что в растворе присутствуют комплексные ионы типа [Ы(СНзСОСНз)2]+ или [Ag( Hз O Hз)2l При 25 °С измерены коэффициенты диффузии перхлоратов лития и калия , осмотические коэффициенты и коэффициенты активности перхлоратов лития и натоия [c.42]

Давление набухания зависит от степени сшивки смолы В самом деле, если мы рассмотрим смолу (катионит) как полупроницаемую перегородку (за полупроницаемую перегородку принимают поверхность зерна ионита, проницаемую для молекул растворителя и катионов, но непроницаемую для фиксированных ионов, для анионов), то осмотическое давление со стороны внешнего раствора всегда превышает осмотическое давление со стороны раствора в фазе ионита по несколоким причинам Во первых, в фазе ионита всегда раствор высокой концентрации (6 н и выше) Во-вторых, фиксированные ионные группы, определяющие емкость смолы, осмотически неактивны В третьих, матрица (каркас) смолы для уравновешивания внешнего осмотического давления оказывает на раствор в фазе смолы давление, обусловленное упругостью каркаса Набухание смолы с большим процентом сшивки мало, концентрация внутреннего (при равной емкости) раствора выше, следовательно, и давление Р, оказываемое каркасом смолы на внутренний раствор, выше Как видно из приведенного уравнения, Повышение количества сшивок должно привести к увеличению избирательности Чем больше разница объемов гидратированных ионов, тем выше избирательность Для ионов с небольшой разницей объемов решающее значение приобретает соотношение коэффициентов активности Как было сказано выше, соотношение коэффициентов активности во внешнем растворе мало влияет на коэффициент избирательности Однако такое явление в растворе, как меньшая диссоциация соли АУ по сравнению с В (и, как следствие, уменьшение а, в по сравнению с в.в), должно благоприятно сказываться на избирательности [c.145]

Силы структурирования растворителя вначале были постулированы Диамондом [144] для объяснения наблюдаемого снижения коэффициента активности и осмотических коэффициентов водных органических солей при увеличении размера иона (см. гл. 1. разд. З.Б). Утверждается, что большая энергия образования полости в растворителях с высокой когезией, подобных воде, достигает минимального значения в растворах солей, состоящих из двух гидрофобно гидратиро-ванных ионов или одного гидрофобно, а другого отрицательно гидра-тированных ионов, если одна полость одновременно занята двумя ионами. Это называется ионной ассоциацией, усиленной структурированием воды. [c.507]

Рассматривая уравнение (78) исходя из модели полиэлектролитов, мы можем дать более точную оценку членов этого уравнения. Так, наша оценка моляльных объемов конкурирующих ионов [в третьем члене уравнения (78)3, проведенная на основании изучения осмотических свойств слабосшитых ионитов, менее произвольна, чем у Грегора. Гидратационные параметры определяются с учетом сделанного нами ранее допущения о том, что изменение осмотического коэффициента макроионов при изменении моляльности фиксированных групп является следствием только взаимодействия между ионами и растворителем (если только макромолекула полностью вытянута). Средний моляльный объем различных гидратированных ионных форм ионита можно рассчитать с помощью радиусов негидратированных ионов и объема, занимаемого молекулами воды принимается, что объем молекулы воды [c.68]

Мы полагаем, что фундаментальная оценка факторов, определяющих распределение противоионов в заряженных полимерах, может быть осуществлена с помощью интерпретации данных по осмотическим коэффициентам. Из проведенного анализа ясно, что взаимодействия между ионом и растворителем дают наиболее ощутимый вклад в селективность при ионном обмене в смолах на основе полистиролсульфоната. Соответствия между предсказанными и наблюдаемыми характеристиками распределения можно достигнуть, не прибегая к калибровке при каждом измерении коэффициентов активности в полимере. Это согласие является веским доказательством правильности предложенной интерпретации. [c.384]

Обмен ионов с учетом содержания в ионите растворителя и необменно поглощенных электролитов рассмотрен также Дикелем [91] в рамках осмотической теории. Учет роли растворителя осуществлен им вполне корректно, тогда как учет содержания необменно поглощенных электролитов основан не на уравнении вида (IV. 30), а на уравнении вида (IV. 34), включающем в произведение активностей дополнительные члены, относящиеся к иону X. В результате полученные - им уравнения определяют коэффициенты активности некоторых сложных комплексов /а, к, х и /в, к, х, а не коэффициенты активности резинатов. [c.140]

Грегор [25] первый четко указал на то, что явление ионного обмена в смолах можно рассматривать как пример доннанов-ского равновесия, причем осмотическое давление внутреннего раствора уравновешивается механическим давлением напряженной полимерной сетки. Основная идея этой концепции, однако, принадлежит Проктору и Вильсону (1916 г.), которые использовали ее для объяснения влияния pH на набухание желатины, Незаряженный сшитый гель набухает в подходящем растворителе до равновесного объема, определяемого главным образом отношением объема, приходящегося на одну поперечную связь, к молярному объему растворителя и величиной термодинамического коэффициента взаимодействия между полимером и растворителем для степени набухания можно вывести термодинамические или статистические формулы (см., например, [26]), причем свободная энергия смешивания уравновешивается свободной энергией растяжения полимерных цепочек. Эта теория, однако, не нашла применения для ионообменных смол, используемых на практике, во-первых, ввиду того, что степень их сшивки достаточно высока, а во-вторых, потому, что свободная энергия растворения сшитой смолы относительно невелика по сравнению с энергией смешивания растворителя с диссоциированными ионами. Если рассматривать фазу набухшей смолы как раствор, то станет очевидным, что молярная концентрация ионов несравнимо больше, чем концентрация полимера таким образом, ответственными за понижение химического потенциала растворителя в среде являются главным образом противоионы. Следовательно, вода из внешнего раствора имеет тенденцию диффундировать внутрь до тех пор, пока энергия растяжения матрицы не скомпенсирует противоположный по знаку член в выражении для свободной энергии. [c.115]

Решение. Изотонический коэффициент г показывает, во сколько раз величина осмотического давления р осм, повышение температуры кипения ДГкип (или понижение температуры замерзания Д/ зам)> понижение давления пара растворителя Др для раствора электролита, найденные опытным путем, больше соответствующих величин (росм. Д кип, Д зам. Др) Для растворов неэлектролитов при той же молярной или моляльной концентрации. Отклонение растворов электролитов от законов Вант-Гоффа и Рауля объясняется тем, что при растворении электролита в воде увеличивается общее число частиц, так как электролиты диссоциируют на ионы. [c.87]

Ионит и раствор из ампулы количественно переносят на воронку с без-зольным фильтром и отмывают ионит от продуктов деструкции водой или специально подобранным растворителем. В полученном фильтрате анализируют содержание образовавщихся катионов, анионов и продуктов превращения контактирующей среды и деструкции ионитов. После проведения опыта необходимо исследовать как можно более щирокий спектр физико-химических свойств ионита, включая массу в набухшем и сухом состоянии, коэффициент плагоемкости и обменную емкость по сильно- и слабодиссоцйнрующпм группам. В отдельных опытах целесообразно определять плотность в сухом и набухшем состоянии, пористость, осмотическую и механическую прочность, содержание основного элемента в составе функциональных групп и сорбционные характеристики. [c.26]

Под руководством М. С. Стахановой развивалось и другое направление в изучении растворов, начатое по идее А. Ф. Капустинского. Изучались теплоемкости и п,(ютности простейших смешанных растворов электролитов 1,1-валентного типа, по изопиестическим характеристикам тех же систем найдены активности воды, коэффициенты активности, изменения избыточной энергии смешения и осмотические коэффициенты. Обнаруженные отклонения теплоемкости, плотности и активности воды объяснены на основе представлений о разрушающем и стабилизующем влиянии ионов на структуру растворителя. Проведен ряд интересных сопоставлений наблюдаемых отклонений от аддитивности с природой ионов. В частности, в ряде случаев подтверждена существенная роль перехода границы полной сольватации, понятие о которой введено К. П. Мищенко и А. М. Сухотиным в 1951 г. [23]. Дальнейшие исследования посвящены измерению теплот смешения ранее изученных систем. В последнее время успешно применяются методы сравнительного расчета, разработанные М. X. Караиетьянцем. [c.196]

Изотонический коэффициент 1 показывает, во сколько раз значения осмотического давления п, повышения температуры кипения АТ кип ( и понижение температуры замерзания ДТ замерз)> понижения давления пара растворителя ДР для раствора электролита, найденные экспериментально, больше соответствующих значений (п, ДТ ип, ДТзамерз. ДР) для растворов неэлектролитов при той же молярной концентрации или моляльности. Отклонение растворов электролитов от законов Вант - Гоффа и Рауля объясняется тем, что при растворении электролита в воде увеличивается общее число частиц, так как электролиты диссоциируют на ионы. [c.129]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология