Молярное повышение точки кипения

Кэ — эбулиоскопическая константа (молярное повышение точки кипения раствора) [c.470]

Кэб — эбулиоскопическая константа (молярное повышение точки кипения раствора) кип— точка кипения чистого растворителя, °С. [c.81]

Жидкость кипит при той температуре, при которой давление насыщенного пара над ней достигает внеЩнего давления. Поэтому, чтобы найти нормальную точку кипения жидкости или раствора, надо провести изобару, отвечающую нормальному атмосферному давлению (760 лж рт. ст.). Точки пересечения ее с кривыми ОЛ, ВС и ОЕ соответствуют температурам кипения растворителя Г,, и растворов различной концентрации и Т . Из рис. 41 видно, что раствор кипит при более высокой температуре, чем растворитель, причем повышение точки кипения АТ=Т—Тд тем больше, чем ниже расположена соответствующая кривая, т-. е. чем выше молярная концентрация растворенного вещества. Можно вывести и количественную зависимость между повышением точки кипения и концентрацией раствора, используя условия равновесия—равенство химических потенциалов растворителя в жидкой фазе (в растворе) и в паре (стр. 42). [c.129]

Существует большая группа методов, связанных с осмотическим давлением и предусматривающих определение молекулярной массы в растворе. Так как для разбавленных растворов справедливо правило Рауля—Вант-Гоффа, согласно которому осмотическое давление прямо пропорционально молярной концентрации, то для определения молекулярной массы принципиально пригодны все величины, находящиеся в простой зависимости от осмотического давления. Обычно пользуются такими величинами, которые поддаются простому и легкому измерению понижение точки замерзания растворов, повышение точки кипения растворов и депрессия точки плавления смесей (твердых растворов). В нефтяной практике наиболее широкое распространение получил криоскопический метод, основанный на измерении понижения температуры замерзания растворителя при добавлении к нему исследуемого вещества. [c.127]

Различие в упругости пара между растворителем и раствором можно измерять также непосредственно по понижению упругости пара методом изотермической перегонки и по понижению точки замерзания или повышению точки кипения раствора. Однако эти методы, пригодные для обычных растворов низкомолекулярных веществ, мало чувствительны для измерений в коллоидных растворах. Так, в приведенном примере белковый раствор, дающий осмотическое давление в 25,3 см НгО, вызывает понижение точки замерзания лишь на 0,00186°С, а упругость пара — лишь на 0,00 058 см НгО, что явно затрудняет проведение измерений (Булл). Однако, хотя метод осмотического давления наиболее чувствительный из перечисленных методов, он также имеет определенные пределы применимости. Для низкомолекулярных растворов метод ограничен отсутствием подходящих полупроницаемых мембран, а для очень крупных частиц — низкой величиной осмотического давления при возможных концентрациях этих частиц в растворе. Так, в приведенном примере при молярной концентрации 10 осмотическое давление составляло хорошо измеримую величину 25,3 см НгО, но уже при 10 мол/л измерение = 0,25 сж НгО крайне затруднительно, а для 10 мол/л — уже невозможно. Между тем, обычный золь золота с концентрацией 0,1 % и радиусом частиц 2 х содержит около 10 частиц в I мл, что соответствует около 2 10 мол поэтому в обычных лиофобных золях величины осмотического давления слишком незначительны. Таким образом, область применения осмотических измерений ограничена веществами с молекулярным весом приблизительно от 10 тыс. до 200—300 тыс. и лишь при особых условиях — до 1 млн., что включает, однако, ряд таких важных веществ, как белки, каучуки, многие красители и др. [c.36]

Такая перегонка улучшает отделение алкилбензолов от нафталина и алкилнафталинов. Фактическое смещение точек кипения ароматических углеводородов с понижением давления по сравнению с точками кипения циклопарафиновых углеводородов таково, что если азеотропной перегонке смеси при нормальном давлении предпослать перегонку при пониженном давлении, то это вызовет небольшое снижение эффективности разделения, достижимого при азеотропной перегонке однако это изменение не существенно, так как отделение ароматических углеводородов от цикло парафиновых при азеотропной перегонке уже достигло высокой степени. Далее, пря перегонке смеси углеводородов с одинаковой точкой кипения, но различных типов, ароматические углеводороды, по сравнению с парафиновыми и циклопарафиновыми углеводородами, имеют тенденцию к передвижке в низкокипящие фракции, так как отношение упругости пара ароматических углеводородов к молярной доле их в той же смеси больше, чем циклопарафинов и парафинов. В случае перегонки при нормальном давлении фракций нефти, содержащих разветвленные парафины и цикло парафины, пики на графике показателя преломления но объем указывают области концентрации циклопарафинов. В непосредственной близости к такому пику, где показатель преломления увеличивается с повышением точки кипения, основными загрязнениями концентрата циклопарафинов являются [c.96]

Популярность моляльности среди экспериментаторов, работающих в физической химии, видимо, объясняется тем, что ее легко получить непосредственно из масс компонентов в растворе, без отдельного определения плотности. Концентрация в молярной шкале более удобна при анализе процессов транспорта в растворах. Кроме того, моляльность особенно неудобна, если в рассматриваемую область концентраций входит расплавленная соль, поскольку моляльность при этом обращается в бесконечность. Можно использовать шкалу мольных долей, но тогда приходится решать, как рассматривать диссоциированный электролит. Массовая доля имеет то преимущество, что она зависит лишь от масс компонентов и к тому же не зависит от шкалы атомных весов, которая, как известно, изменялась даже в последние годы. Однако шкала массовой доли не позволяет просто рассмотреть взаимосвязанные свойства растворов (понижение точки замерзания, повышение точки кипения, понижение давления пара), а также свойства разбавленных растворов электролитов. Единственной из этих шкал, изменяющейся с температурой при нагревании данного раствора, является молярная концентрация. [c.44]

Повышение точек кипения и понижение точек замерзания растворов изучали многие исследователи (Вант-Гофф, Рауль и др.). Было установлено, что водные растворы различных веществ, имеющие одинаковую молярную концентрацию, понижают точку замерзания или повышают точку кипения на одно и то же число градусов. Например, при растворении в 100 г воды [c.111]

Здесь 1 обозначает активность растворителя, рх — давление пара, п — осмотическое давление, АТ — понижение точки плавления (или повышение точки кипения), а р[, Т ж Ь1 — соответственно давление насыщенных паров, молярный объем, точку плавления (или кипения) и молярную скрытую теплоту плавления (парообразования) для чистого растворителя. При рассмотрении повышения точки кипения или понижения точки плавления считать, что испаряющийся газ или выпадающая твердая фаза состоит из чистого растворителя. [c.228]

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]

Растворы электролитов обнаруживают отклонения от закона Рауля для идеальных растворов в сторону больших величин осмотического давления, понижения температуры затвердевания, повышения температуры кипения и т. д. по сравнению с растворами неэлектролитов той же молярной концентрации. В связи с этим Я. Вант-Гофф (1886 г.) предложил ввести эмпирический фактор I (причем 1 > 1), на который следует умножить величину молярной концентрации (с) раствора электролита, чтобы получить соответствие между экспериментальной величиной осмотического давления (л , ,,) и рассчитанной на основе закона Рауля (л , р). Поэтому для разбавленных растворов электролитов выражение для Ядщ.,, принимает вид [c.158]

Так как при электролитической диссоциации суммарное число частиц (молекул и ионов) в растворе больше числа растворенных молекул, то в растворе электролита осмотическое давление, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания выше, чем в растворе неэлектролита при одинаковой молярной (моляльной) концентрации. Поэтому в формулы (Vn. I), (VH.7), (VH.IO), (VH.U) и (VII.13) следует ввести коэффициент 1, называемый коэффициентом Вант-Гоффа. Для растворов электролитов эти формулы примут следующий вид [c.169]

При попытке применить к растворам электролитов законы Вант-Гоффа и Рауля выяснилось, что эти законы непригодны для описания свойств таких растворов. Так, осмотическое давление растворов электролитов оказалось значительно выше, чем вычисленное но уравнению Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов такой же молярной концентрации. Выяснилось, что определения масс молекул электролитов методами, основанными на законах Вант-Гоффа и Рауля (по осмотическому давлению, понижению давления нара, повышению температуры кипения или понижению температуры замерзания), приводят к величинам, значительно более низким, чем то соответствовало наименьшему значению масс молекул, определенному по данным анализа (см. П). Например, масса молекул К23 04, определенная методом осмотического давления, варьировала в зависимости от концентрации раствора от 160 до 61,7, в то время как истинное значение массы простейшей молекулы К28 04 должно быть равно 174,4. [c.108]

А/к — то же, повышение температуры кипения р,Д з, — соответственно те же показатели, вычисленные теоретически по молярной концентрации без учета диссоциации. [c.57]

Из изложенного следует, что диссоциация электролитов приводит к увеличению общего числа частиц в растворе, так как при распаде электролита на ионы из одной молекулы получается два и более ионов. Поэтому, если учитывать как самостоятельные частицы не только молекулы, но и ионы, то становится понятным, почему повышение осмотического давления, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора электролита оказывается значительно больше, чем у раствора неэлектролита такой же молярности. [c.20]

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 степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в г раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете осмотического давления и других коллигативных свойств. Формула для вычисления понижения давления Др пара растворителя приобретает в этом случае следующий вид [c.129]

Ранее уже отмечалось, что растворы электролитов не подчиняются законам Рауля, Вант-Гоффа, т. е. имеют завышенные по отношению к молярной концентрации значения относительного понижения давления пара, осмотического давления, понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения. Все эти особенности указывают на то, что истинная концентрация частиц (молекул, ионов) в растворах электролитов не соответствует молярной концентрации. [c.197]

Любой раствор кипит при более высокой температуре, чем соответствующий чистый растворитель. Водные растворы кипят не при 100° (если барометрическое давление равно 760 мм ртутного столба), а ири более высокой температуре, в зависимости от концентрации. Чем больше концентрация раствора, тем выше температура кипения. Растворение в 1000 г воды 1 моля вещества (кроме солей, кислот и щелочей) вызывает повышение температуры кипения на 0,52°. Следовательно, если в 1000 г воды растворить 342 г сахара или 60 г мочевины, или 180 г глюкозы, то эти растворы будут кипеть (при нормальном давлении) при 100,52°. Однако стоит приготовить молярный раствор какой-нибудь соли или кислоты (нелетучей) или щелочи, как обнаружится, что эти растворы кипят не при 100,52°, а при более высокой температуре. Так, например, раствор, содержащий 58,5 г хлорида натрия (т. е. 1 моль) в 1000 г воды, кипит при 101,04°. Так как повышение температуры кипения растворов зависит от числа частиц, находящихся в единице объема, то в данном случае мы должны сделать в третий раз тот же вывод — его молекулы подвергаются какому-то делению. [c.179]

Используя уравнения (8.2) и (8.3), можно определить молярную массу вещества. Для этого экспериментально определяют повышение температуры кипения или замерзания раствора. Если известна масса растворенного вещества и растворителя т , то молярную массу растворенного вещества Мв определяют по уравнению [c.206]

Константу Ез называют молярным повышением точки кипения или эбулиоскопической константой. Есл,и продолжить кривую давления пара над раствором до пересечения с кривой равновесия между твердой фазой растворителя и паром (с кривой сублимации), то получится тройная точка раствора. Кривая сублимации для раствора со впада.ет с кривой сублимации для растворителя, так как с полным правом можно принять, что при постепенном охлаждении раствора прежде всего переходит в твердое состояние растворитель. [c.279]

Молярное понижение точки замерзания и молярное повышение точки кипения для идеального одномоляльного раствора называют соответственно криоскопической (/Ск) и эбулиоскопиче-ской (Кэ) константой. Эти константы зависят от природы растворителя, как это видно из данных, приведенных в табл. 3.1. [c.142]

В действительности же оказалось, что цианиды ртути хорошо растворимы и дают двойное молярное повышение точки кипения [68]. Кроме того, цианид ртути образует в НР хорошо проводящий раствор, изучение электролиза которого приводит к неожиданным результатам (см. статью 12). Азиды серебра и ртути ведут себя в жидком фтористом водороде также необычно. Известно, что большинство азидов реагирует с ним, образуя азотистый водород, нерастворимый в НР. Эти же две соли заметно не реагируют с НР, несмотря на то, что один из этих фторидов, а именно фторид серебра, хорошо растворим, а фторид ртути вовсе не растворим в НР. Повышение точки кипения для азида серебра указывает на наличие четырех ионов на моль (AgFH, HNзH, 2Р"), а для азида ртути на наличие трех ионов на моль (HgNвH2 , 2Р ). [c.203]

Растворы зг1кипают при температуре, превышающей температуру кипения чистых растворителей, и кристаллизуются при темгге-ратуре, лежащей ниже температуры кристаллизации чистых растворителей. Если приготовить раствор из 1000 г растворителя и 1 моля неэлектролита , то такой раствор из 1000 г растворителя и 1 моля неэлектролита повышение температуры кипения по сравнению с температурой кипения чистого растворителя. Это повышение температуры кипения называется молярным повышением температуры кипения растворителя или его эбулиоскопической константой. Эбу-лиоскопическая константа воды, обозначаемая символом равна 0,52° это значит, что растворы, содержащие по 1 молю неэлектролита на 1000 г воды, будут кипеть при 100,52°С. [c.98]

Методы определения. Исторически первый метод (обоснованный исследованиями С, Канниццаро и А, Авогадро) предложен Ж. Дюма в 1827 и заключался в измерении плотности газообразных в-в относительно водородного газа, молярная масса к-рого принималась первоначально равной 2, а после перехода к кислородной единице измерений молекулярных и атомных масс-2,016 г. След, этап развития эксперим, возможностей определения М, м. заключался в исследовании жидкостей и р-ров нелетучих и недиссоциирующих в-в путем измерения коллигативных св-в (т. е, зависящих только от числа раствореш1ых частиц)-осмотич, давления (см. Ос аометрия), понижения давления пара, понижения точки замерзания криоскопия) и повышения точки кипения (W. шоскопия) р-ров по сравнению с чистым р-рителем. При этом было открыто аномальное поведение электролитов. [c.112]

При прямг м определении повышения точки кипения с применением многоточечнгй термопары в обоих кипятильниках можно калибровать прибор, непосредственно используя одно или два растворенных вещества известного молекулярного веса. В этом случае величина (i" — i, ) может быть выражена в единицах термометрической системы, как например в милливольтах, и величина А может быть выражена в единицах молярной долина милливолг т. [c.238]

Теплоты образования соединений элементов главной подгруппы III группы, если их отнести к эквивалентным количествам, лежат значительно ниже теплот образования соединений элементов главных подгрупп I и II групп. Отчасти это обусловлено значительно возросшей работой отрыва электронов (см. табл. 63). Однако ее повышение у соединений бора и алюминия приблизительно компенсируется увеянчением энергии взаимодействия ионов в кристаллической решетке. Для уменьшения теплоты образования, приходящейся на 1 г-аке, в рядах Li — Be — В и Na —Mg—Al существенное значение имеет значительное повышение в этом же направлении теплоты сублимации. Последняя, однако, для большинства этих элементов непосредственно еще не измерена. То, что от Li и В и от Na к А1 она существенно возрастает, следует на основании правила Трутона из значительного повышения температур кипения. Правило Трутона гласит, что для высококипящих веществ молярная теплота испарения К изменяется приблизительно так же, как и абсолютная температура кипения Tg. Отношение XITs (константа Трутона) составляет обычно около 21,5. Можно поэтому получать приблизительные значения теплот испарения веществ в калориях путем умножения абсолютной температуры кипения на 21,5. Для алюминия рассчитанная таким образом теплота испарения равна 2543 х 21,5 55 ООО кал г-атом. Для алюминия непосредственно измерена и теплота плавления она составляет 92 ал/г=2500 кал г-атом. Сложением теплот плавления и испарения можно получйть приблизительное значение теплоты сублимации. [c.359]

Рассчитайте осмотическое давление (в см вод. ст.), повы-щение температуры кипения, понижение температуры замерзания и упругости пара для 1%-ного раствора белка молекулярного веса 100 10 . Повышение температуры кипения рассчитывают по формуле Atb = Kbtn, а понижение температуры замерзания — по формуле Atf=Kjtn, где т — моляльность раствора белка для водных растворов /(b = 0,51 град/моль и Kf = 1,86 град/моль. По закону Рауля парциальное давление паров растворителя над раствором равно Р = Х Р, где Xi — молярная доля растворителя, а Р — давление паров чистого растворителя при той же температуре. Покажите, что для бинарного [c.145]

По закону Рауля понижение давления пара растворителя, обусловленное растворенным веществом, пропорционально молярной концентрации последнего и сопровождается повышением температуры кипения. Это явление лежит в основе нескольких давно разработанных методов определения молекулярных весов. Однако только в последние годы эбуллиоскопия привлекла серьезное внимание в качестве метода измерения молекулярных весов, значительно превышающих 1000. Данный метод имеет следующие преимущества. Он дает возможность быстро и легко проводить измерения и учитывать при этом наличие даже самых малых полимерных молекул в то время как осмометрия и изотермическая перегонка требуют очень строгого термостатирования приборов, аппаратура, применяемая в эбул-лиометрии, является в некотором смысле самотермостати-рующейся, а изменение температуры и есть та величина, которая должна быть измерена. [c.158]

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]

Понижение упругости пара растворителя Ар и связанное с ним понижение температуры замерзания Д з, повышение температуры кипения Дг, и осмотическое давление я раствора зависят от числа счастиц растворенного вещества. Для разбавленных растворов иеэлектролитов все эти величины находятся в простой пропорциональной зависимости от числа молекул растворенного вещества. Для растворов электролитов (кислот, оснований и солей), однако, наблюдаются ненормально большие значения я, Ар, А1з и Д к, которые в одно и то же чпсло (г) раз превышают соответствующие нормальные величины Яц, (Д )о, (А<з)о и (Д ь),, растворов неэлектролитов с равной молярно концентрацией, так что [c.133]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология