Cтраница 3
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. Он зависит от степени диссоциации растворенного вещества а. Величина а представляет собой отношение числа дис-сощшрованных молей к исходному числу молей растворенного вещества после установления равновесия диссоциации. [31]
Мелвин-Хьюз и Рольф из значений klt определенных при разных температурах, вычислили этим путем теплоту диссоциации этилового спирта на ионы, которая в пределах 1 ккал согласуется с термохимической величиной для метилового спирта. Идея о том, что большинство химических процессов в растворах протекает с участием ионов, хотя эти процессы можно записать и без допущения существования ионов, является отнюдь не новой. Для ее проверки необходимо знать степени диссоциации слабо диссоциированных растворенных веществ, которые в общем случае неизвестны. Гидратация кислотных ангидридов в воде, вначале представляющая собой реакцию первого порядка, ускоряется образующимися ионами водорода. Филипп показал, что гидратация уксусного ангидрида в ацетоне переходит в реакцию второго порядка, когда концентрации обоих реактивов становятся сравнимыми. [32]
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. [33]
Различают идеальные и реальные растворы. В идеальных растворах компоненты смешиваются, как идеальные газы, без изменения объема и энтальпии. Увеличение энтропии таких растворов рассчитывают по уравнениям для идеальных газов. Растворы, подчиняющиеся законам идеальных растворов при всех концентрациях, называют совершенными; если это условие соблюдается лишь при сильном разбавлении, то их называют бесконечно разбавленными. Изучение свойств идеальных растворов ( давление насыщенного пара, температура кипения, температура кристаллизации) используют для определения молекулярного веса, степени диссоциации растворенных веществ. В физико-химических исследованиях концентрацию растворов выражают через моляль-ность - число молей вещества на 1000 г растворителя; или мольные доли, равные числу молей вещества, деленному на число молей всех компонентов в растворе. [34]