Давление диссоциации осмотическое

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]

Зависимости, описываемые уравнениями (1.6) — (1-9), справедливы только для растворов неэлектролитов. Это объясняется тем, что в растворах электролитов вследствие диссоциации находится большее число частиц. Поэтому в уравнения (I.6) — (I-9), которые выражают зависимость свойств раствора от его концентрации, вводится поправочный множитель — изотонический коэффициент г. Он равен отношению определяемого для данного электролита осмотического давления к осмотическому давлению, рассчитанному по формуле (1.9). Изотонический коэффициент для растворов слабых электролитов рассчитывают по формуле [c.23]

Прежде чем приступить к изложению работ Д. И. Менделеева по теории растворов, следует напомнить, что они появились до первых количественных определений осмотического давления, до осмотической теории растворов Вант-Гоффа, до теории электролитической диссоциации Аррениуса, до работ по криоскопии Рауля. [c.110]

В растворах, в которых происходит электролитическая диссоциация, осмотическое давление (вследствие увеличения числа частиц) выше, чем показывает расчет по уравнению. [c.232]

Взгляды Д. И. Менделеева на растворы, как на химические соединения между растворенным веществом и растворителем, с изменяющимися соответственно составу свойствами и образованием определенных гидратов, в свое время, в связи с бурными успехами теории электролитической диссоциации Аррениуса и работами Вант-Гоффа, оспаривались многими крупными исследователями (особенно яростным его противником был В. Оствальд). Однако позднейшие работы в этой области подтвердили наблюдения и выводы Д. И. Менделеева о том, что гидраты существуют не только в твердом состоянии, по и в растворах. Развитая и расширенная химическая теория растворов Д. И. Менделеева, согласованная с физическими теориями (электролитической диссоциации, осмотического давления [c.12]

Теоретические представления Д. И. Менделеева о растворах как хи-мических соединениях с изменяющимися свойствами и образованием определенных гидратов в свое время, в связи с успехами теории электролитической диссоциации Аррениуса и исследованиями Вант-Гоффа, оспаривались многими химиками, но ныне продолжают изучаться и проверяться. В настоящее время большинство исследователей считают, что гидрат-ная теория растворов Д. И. Менделеева, развитая и дополненная физическими представлениями об электролитической диссоциации, осмотическом давлении, термохимическими данными и т. д., является одной из наиболее обоснованных. Его курс Растворы и фундаментальные исследования О соединении спирта с водой и О соотношении между удельными весами и составом серной кислоты , а также собранные им данные о 238 парах веществ продолжают служить не только науке, но и промышленности. Теория растворов Д. И. Менделеева явилась началом многочисленных исследований отечественных и иностранных химиков по глубокому изучению строения и свойств гидратов, аммиакатов и других подобных соединений и неводных растворов. Выдающимися продолжателями работ Д. И. Менделеева в области теории растворов были Д. П. Коновалов, И. А. Каблуков, В. А. Кистяковский, Н. А. Шилов, М. С. Вревский, А. А. Яковкин и многие ныне здравствующие химики. [c.120]

Таблица I I. Степень электролитической диссоциации ряда электролитов по данным измерений электропроводности (о ) и осмотического давления (из)

Надо иметь в виду, что использование осмотического давления, а также методов криоскопии, эбуллиоскопии и давления пара для определения молекулярного веса растворенного вещества возможно только при отсутствии ассоциации или диссоциации растворенного вещества в растворе. [c.246]

Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации. Поэтому свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества (коллигативные свойства), такие, как осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, проявляются в растворах электролитов в большей [c.127]

Кажущаяся степень диссоциации хлорида калия в 0,1 и. растворе равна 0,80. Чему равно осмотическое давление этого раствора при 17 °С [c.132]

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]

Решение. Производим вычисление осмотического давления исходя из предполо жения, что никакой диссоциации в растворе нет. В этом случае [c.103]

Ур. (IX, 15) применимо к любым достаточно разбавленным растворам, за исключением растворов, в которых происходит электролитическая диссоциация. В последнем случае в растворе образуется большее число частиц растворенного вещества и этим вызывается большее осмотическое давление. [c.305]

Для обоснования гипотезы электролитической диссоциации имело значение сопоставление 1) способности разбавленных водных растворов солей, кислот и оснований проводить электрический ток и 2) систематических отклонений некоторых свойств (температуры замерзания, температуры кипения, давления насыщенного пара, осмотического давления и других) этих растворов от таких же свойств других разбавленных растворов. Между этими отклонениями в свойствах и способностью проводить электрический ток легко устанавливается параллелизм и в количественном отношении. Растворы, обнаруживающие большие отклонения в названных свойствах, обладают в общем и большей электропроводностью. [c.381]

Как мы видели в 110—113, растворы электролитов обнаруживают всегда большие отклонения от свойств чистого растворителя, чем растворы неэлектролитов. Отклонения эти определяются числом (концентрацией) частиц растворенного вещества. В растворе электролита вследствие диссоциации его молекул на ионы суммарное число частиц оказывается большим, чем число растворенных молекул. Следовательно, в ур. (IX, 9), (IX, 11), (IX, 13) и (IX, 15), которые выражают зависимость свойств раствора от его концентрации, требуется ввести поправочный множитель, отражающий это явление. Таким образом, если для разбавленного раствора неэлектролита осмотическое давление определяется уравнением Пр = ЯсТ (IX, 15), то для раствора электролита наблюдаемое осмотическое давление Лн больше, чем Яр. Чтобы сделать это уравнение справедливым и для растворов электролитов, в него надо ввести некоторый множитель г, больший единицы [c.390]

Эти соотношения дают возможность определять степень диссоциации путем измерения различных свойств раствора. Значения коэффициента 1 (или степени диссоциации а), получаемые в результате измерения осмотического давления, измерения температур замерзания растворов, а также путем измерений электропроводности для слабых электролитов, находятся в хорошем согласии между собой. [c.391]

Неполная диссоциация молекул, взаимное притяжение ионов, их гидратация и другие эффекты влияют на различные свойства раствора. Суммарное влияние их на любое из термодинамических свойств может быть выражено через коэффициент активности электролита в данном растворе. Поэтому коэффициент активности и активность могут быть определены путем измерения различных свойств растворов температуры замерзания, температуры кипения, давления насыщенного пара, осмотического давления, электродвижущей силы (э. д. с.) гальванической цепи (см. ниже) и др. [c.395]

Жидкие растворы по своей природе, свойствам, характеру взаимодействий между частицами очень разнообразны, в связи с чем трудно создать единую количественную теорию, описывающую поведение различных растворов в широкой области концентраций. Наука о растворах —одна из наиболее старых областей естествознания, в развитие которой сделан вклад многими исследователями. В ходе развития учения о растворах были высказаны две точки зрения на природу растворов —физическая и химическая. Физическая теория растворов, возникшая главным образом на основе трудов Вант-Гоффа, Аррениуса и Оствальда, опиралась на экспериментальное изучение коллигативных свойств разбавленных растворов (осмотическое давление, новышение температуры кипения, понижение температуры замерзания раствора и т. п.), зависящих главным образом от концентрации растворенного вещества, а не от его природы. Количественные законы (законы Вант-Гоффа, Рауля) были открыты в предположении, что в разбавленных растворах молекулы растворенного вещества подобны молекулам идеального газа. Отступления от этих законов, наблюдаемые для растворов электролитов, были объяснены на основе теории электролитической диссоциации Аррениуса. Простота представлений физической теории и успешное применение ее как для объяснения свойств растворов электролитов, так и для количественного изучения электрической проводимости растворов обеспечили быстрый успех этой теории. Химическая теория растворов, созданная преимущественно Менделеевым и его последователями, рассматривала процесс образования раствора как разновидность химического процесса, характеризующегося взаимодействием частиц смешивающихся компонентов. Менделеев рассматривал растворы как системы, образованные частицами растворителя, растворенного вещества и неустойчивых химических соединений, которые образуются между ними и находятся в состоянии частичной диссоциации. В классических трудах Менделеева четко сформулированы основные положения теории растворов. Менделеев указывал на необходимость использования всей суммы химических и физических сведений о свойствах частиц, [c.344]

Электролитическая диссоциация проявляется в сильном отклонении свойств растворов электролитов от идеальности. Вант-Гофф обнаружил, что для электролитов осмотическое давление я больше, чем рассчитанное по формуле (126.11), а именно [c.430]

Многие аномалии в свойствах растворов связаны с полной диссоциацией сильных электролитов. Зависимость электропроводности, осмотического давления и других свойств растворов сильных электролитов от концентрации объясняется главным образом действием межи- [c.431]

Вычислите содержание соли в концентрате после очистки воды обратным осмосом при 20 °С и рабочем давлении 10 МПа, считая осмотическое давление концентрата равным 7б рабочего давления процесса. Какая часть отработанных вод может быть после очистки возвращена в производство Степени электролитической диссоциации солей принять равными 0.80. Расчет производить в г/м . [c.175]

Пример III. Определить степень электролитической диссоциации дихлоруксусной кислоты в 0,01 М водном растворе, если при 27 °С этот раствор развивает осмотическое давление в 43596,4 Па. [c.209]

Водные растворы электролитов (солей, кислот и оснований) по сравнению с неэлектролитами одинаковой молярной (моляльной) концентрации отличаются большим осмотическим давлением, замерзают при более низкой, а кипят при более высокой температуре. Электролиты, находящиеся в растворенном или расплавленном состоянии, обладают электропроводностью. Все это объясняется тем, что молекулы электролитов в растворе или расплаве подвергаются диссоциации распадаются на положительно заряженные катионы Ме+ и отрицательно заряженные анионы А . Для слабых электролитов этот процесс обратим [c.54]

Если в демонстрации требуется показать, что растворы электролитов в силу своей диссоциации обладают по сравнению с растворами неэлектролитов при одинаковых молярных концентрациях более высоким осмотическим давлением, следует в опыте использовать мембрану с большим сроком высушивания. Вполне понятно, что при [c.50]

При изложении раздела Электропроводность растворов необходимо отметить, что законы Вант-Гоффа и Рауля справедливы только для идеальных растворов, в которых не происходит химического взаимодействия между компонентами раствора, а также нет диссоциации или ассоциации молекул растворенного вещества. Опыт показывает, что не все растворы подчиняются этим законам. Установлено, что растворы солей, кислот и оснований, которые способны проводить электрический ток (так называемые электролиты), имеют более высокое, чем это следует по закону Вант-Гоффа, осмотическое давление, кипят при более высокой и замерзают при более низкой температурах, чем это можно ожидать из закона Рауля. В демонстрационном опыте 20 довольно полно рассматриваются явления электропроводности растворов различных органических и неорганических соединений. [c.55]

При умягчении природных вод обратным осмосом через ацетилцеллюлозную мембрану действием рабочего давления в 6,86 МПа содержание СаСОз в них снижается с 843 до 1 мг/л. Каково осмотическое давление на мембрану установки Во сколько раз рабочее давление больше осмотического Степень электролитической диссоциации СаСОз принять равной 0,96, плотности растворов 1000 кг/м , температура процесса 20 С. [c.174]

Теория электролитической диссоциации. Осмотическое давление, понижение давления пара, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов солей, кислот и оснований, определенные экспериментально, всегда больше, чем вычисленные на основании законов Вант-Гоффа и Рауля. Например, вычисленное понижение температуры замерзания для 0,1 мо-ляльного раствора Na l [c.119]

Таким образом мы получаем возможность измерять степень диссоциации осмотическим давлением (равным образом депрессией, криоскопически или эбуллиоскопически). Другие способы определения степени диссоциации будут приведены ниже. [c.292]

При прохождении через промысловую сточную воду электрического тока с постоянной разностью потенциалов катионы и анионы перемещаются соответственно к катоду и аноду. Около катода происходит концентрация катионов Ре", Ре" , Са", К и катиона Нпоявившегося в результате электролитической диссоциации воды. Так как катионы металлов, находящихся в сточной воде, имеют осмотическое давление меньше осмотического давления катионов водорода, на катоде в первую очередь разряжаются катионы водорода, и он выделяется в виде пузырьков газа. По мере разряда водородных ионов диссоциируют все новые количества молекул воды, вследствие чего у катода накапливаются гидроксильные ионы и вода вокруг катода приобретает щелочную реакцию. При понижении концентрации катиона водорода на катоде разряжаются катионы железа. [c.148]

Еще до появления теории электролитической диссоциации было известно, что растворы электролитов обнарулсивают определенные аномалии осмотического давления и упругости пара над раствором, в изменении температур кипения и замерзания с составом и т. д. Во всех этих случаях наблюдаемые эффекты отличаются от тех, какие следовало бы ол<идать при данной молекулярной концент- [c.36]

Степень электролитической диссоциации а, определяющая долю ионизироваиных молекул в данном растворе, должна быть при заданных условиях одной и той >1се (независимо от метода ее измерения), причем в согласии с ее 4 изическим смыслом она не может быть бо.льше единицы и меньше гуля. Насколько хорошо это согласуется с опытом, видно нз табл. ], 1, где для ряда электролитов дано сопоставление величин а, найденных при помощи измерения их осмотического давления и электропроводности. [c.42]

Нри 0°С осмотическое давление 0,1 н. раствора карбоната калия равно 272,6 кПа. Определить кажущуюся степень диссоциации К2СО3 в растворе. [c.131]

Причиной HpeS M piTo высокого осмотического давления растворов электролитов является, согласно Аррениусу, диссоциация электролитов на ионы. Вследствие этого, с одной стороны, увеличивается общее число частиц в растворе, а следовательио, возрастают осмотическое давление, понижение давления пара и изменения температур кииения и замерзания, с другой, — ионы обусловливают способность раствора проводить электрический ток. [c.233]

Степень диссоциации. Сила электролитов. Если бы электролиты полностью диссоциировали на ионы, то осмотическое давление (и другие пропорциоиал[.иые ему величины) всегда было бы в целое число раз больше значений, наблюдаемых в растворах неэлект[)олитов. Но еще Вант-Гофф установил, что коэффициент i выражается дробными числами, которые с разбавлением раствора возрастают, приближаясь к целым числам. [c.236]

Пример I. Вычислить осмотическое давление (при 17°С) раствора NajSO , в 1 л которого содержится 7,1 г растворенной соли. Кажущаяся степень диссоциации соли в растаоре составляет 0,69. [c.103]

Вычислить осмотическое давление при 18,5°С раствора, в 5 л которого содержится 62,4 г Си804 ЗНаО. Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе 0,38. [c.103]

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]

К началу XX в. теория электролитической диссоциации достигла больших успехов. На ее основе были объяснены многочисленные и разнообразные экспериментальные данные по электропроводности растворов, осмотическому давлению, температурам замерзания и другим физико-химическим свойствам растворов. Однако ряд экспериментальных данных теория объяснить не могла. Так, константа диссоциации электролита, выражаемая уравнением типа (152.4), в широком интервале концентраций изменялась. Особенно резкая концентрационная зависимость наблюдалась у водных растворов неорганических кислот, оснований и их солей (H2SO4, НС], NaOH, K l и т. п.). Разные экспериментальные методы часто приводили к неодинаковым значениям степени диссоциации электролита в одних и тех же условиях. [c.431]

Пример 53. Вычислить степень электролитической диссоциации Na l в 2М растворе, если осмотическое давление раствора при 0°С равно 68,1 атм. [c.44]

Опреснительная установка, действующая по принципу обратного осмоса, понижает содержание NaGl в природной воде с 1075 до 18,5 мг/л. Какое осмотическое давление и с какой стороны воздействует при 20°С на ацетилцеллюлозную мембрану установки, отделяющую эти растворы друг от друга Почему рабочее давление значительно превышает осмотическое и в какую сторону оно направлено Плотности растворов принять равными 1000 кг/м , степень электролитической диссоциации Na I 0,98. [c.173]

Отработанные воды производства нитроакриловой кислоты содержат до 740 мг/л u(N0a)2- До какого значения можно повысить в стоках содержание u(NOa)j очисткой отводимых вод обратным осмосом через ацетилцеллюлозиые мембраны, если процесс вести при 20 °С и рабочем давлении в 9,8 МПа, учитывая, что значение последнего в 3—4 раза превышает осмотическое давление концентрата. Какую часть сточных вод можно будет после этого вернуть в производство Степень электролитической диссоциации соли принять равной 0,65, Плотность раствора считать неизменной и равной 1000 кг/м [c.175]

Определите рабочее давление, необходимое для опреснения воды, содержащей до 2 г/л MgSOi, если солесодержание в концентрате достигает 50 г/л. Расчет вести, считая, что процесс ведется при 20°С, степень электролитической диссоциации MgS04 равна 9 %, а рабочее давление процесса в 3 раза превышает максимальное осмотическое давление концентрата. [c.175]

Осмотическое давление 0,1 н. КаСОд при 0° С равно 2,69 атм. Определите кажущуюся степень диссоциации К2СО3 в этом растворе. [c.50]

Рассчитайте осмотическое давление физиологического раствора— 0,86%-НОГО раствора Na l при 37° С. Степень диссоциации Na l принять за 1. [c.50]

Подсчитайте осмотическое давление 0,05 М раствора Na2S04 ирн 300 К, если кажущаяся степень диссоциации сульфата натрия а = 0,8. [c.35]