Cтраница 2
Аналогично, больше 1 и отношение понижения давления насыщенного пара, температуры кристаллизации и осмотического давления растворов электролитов и неэлектролитов. Все формулы, относящиеся к этим явлениям, в приложении к растворам электролитов должны быть уточнены путем введения предложенного Вант-Гоффом изотонического коэффициента i, который учитывает увеличение соответствующих эффектов по сравнению с растворами неэлектролитов. [16]
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 по уравнению Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов такой же молярной концентрации. [17]
Следовательно, осмотическое давление раствора зависит не от природы растворенного вещества, а от числа частиц в единице его объема. Если наблюдаемое осмотическое давление раствора электролита оказывается большей величиной, чем теоретически найденное для него значение, то это говорит о том, что в таком растворе частиц оказывается больше, чем было растворено. Появление же большего числа частиц в водном растворе по сравнению с растворенным их количеством можно объяснить лишь тем, что при растворении в воде исходное вещество распадается на ионы. Такой вывод и был сделан шведским ученым С. [18]
Свойства растворов неэлектролитов с концентрацией растворенного вещества меньше, чем 0 001 мольных долей, хорошо подчиняются законам Рауля, Генри, Вант-Гоффа. Однако этим законам не подчиняются растворы электролитов. Так, вычисленные значения упругости пара ( Р), температур кипения ( Тк) и замерзания ( Ts), осмотического давления растворов электролита росм) всегда оказываются заниженными по сравнению с опытными. [19]
Теория электролитической диссоциации позволила объяснить, почему растворы кислот, солей и оснований не подчиняются закону Вант-Гоффа ( см. гл. I, § 3), зависит от числа частиц в единице объема. Если осмотическое давление раствора электролита, определяемое экспериментально, больше, чем вычисленное по уравнению Вант-Гоффа, то, значит, число частиц в единице объема этого раствора больше, чем это следует из его молярной концентрации. Увеличение числа частиц возможно только при диссоциации части молекул на ионы. Аррениус показал, что степень диссоциации а связана с изотоническим коэффициентом t ( см. гл. [20]
В самом деле, осмотическое давление прямо пропорционально концентрации частиц, находящихся в том или ином растворе. Причина осмотического давления-тепловое движение этих частиц, производящих бомбардировку полупроницаемой оболочки. Само собой разумеется, что общий, суммарный эффект, выражающийся в осмотическом давлении, будет зависеть не только от количества недиссоциированных молекул, но также и от ионов. Следовательно, при диссоциации увеличивается концентрация частиц в данном растворе и пропорционально этому увеличению повышается и осмотическое давление раствора электролита. А отсюда следует, что теория Вант-Гоффа, по которой закономерности осмотического давления подчиняются всем газовым законам, при мей и ма ко всем растворам, включая и растворы электролитов. [21]
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 NaCl на 1000 г воды температура замерзания понижается на 3 36 град 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. [22]