Осмос уравнение вант гоффа для осмотического давления

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Зависит ли осмотическое давление от природы растворённого вещества?

Осмосом называют преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя(диффузию) через полунепроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Осмотическим давлением называют величину, измеряемую минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации, коэффиценту пропорциональности и абсолютной температуре: π =С(Х)RT,

Где π- осмотич давление,кПа; С(Х)- молярная концентрация, моль/л

С(Х)= n/V, где n-число молей неэлектролита, V- объём раствора; R- универсальная газовая постоянная,равная 8,31кПа*л/(моль*К); T-абсолютная температура, K.

π = n/V * RT или πV= nRT.

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Осмотическое давление зависит от концентрации растворенного вещества и температуры. Так, при увеличении концентрации с сахарозы в воде в два раза осмотическое давление возрастает примерно в два раза, при увеличении концентрации c в три раза осмотическое давление возрастает почти во столько же и т. д.

28. Гипо-, гипер- и изотонические растворы. Изотонический коэффицент

Изотонический раствор- жидкость внутренней среды или искусственно приготовленный раствор имеет такое же осмотическое давление, как нормальная плазма крови, подобную жидкую среду или раствор

Гипертонический раствор жидкость с более высоким осмотическим давлением

Гипотонический раствор жидкость с более низким осмотическим давлением

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа (i)– это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита, по его величине вычисляют степень электролитической диссоциации:

Формулы для расчета коллигативных свойств разбавленных растворов электрполитов с учетом изотонического коэффициента имеют вид:

— осмотическое давление Росм = ί С_м RT;

— 1-й закон Рауля ΔР / Р(z) = ί Сm ;

Нетрудно увидеть, что изотонический коэффициент ί может быть вычислен как отношение ΔР, Δt_кp, Δt_кип, Р_осм, найденных экспериментально на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (Δр_выч, Δt_{кp выч}, Δt_{кип выч}; Р_{осм выч}):

Изотонический раствор- жидкость внутренней среды или искусственно приготовленный раствор имеет такое же осмотическое давление, как нормальная плазма крови, подобную жидкую среду или раствор

Гипертонический раствор жидкость с более высоким осмотическим давлением

Гипотонический раствор жидкость с более низким осмотическим давлением

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа (i)– это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита, по его величине вычисляют степень электролитической диссоциации:

Формулы для расчета коллигативных свойств разбавленных растворов электрполитов с учетом изотонического коэффициента имеют вид:

— осмотическое давление Росм = ί С_м RT;

— 1-й закон Рауля ΔР / Р(z) = ί Сm ;

Нетрудно увидеть, что изотонический коэффициент ί может быть вычислен как отношение ΔР, Δt_кp, Δt_кип, Р_осм, найденных экспериментально на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (Δр_выч, Δt_{кp выч}, Δt_{кип выч}; Р_{осм выч}):

36. Объясните, почему большинство буферных систем организма имеет буферную емкость по кислоте больше, чем по основанию.
Потому что в живом организме в результате метаболизма образуются большие количества кислых продуктов. Так, в организме человека за сутки образуется такое количество различных кислот, которое эквивалентно 20-30 л однонормальной сильной кислоты. И для того чтобы поддерживать рH организма, у буферных систем организма буферная емкость по кислоте больше, чем по основанию.
37. Патологические явления: ацидоз и алкалоз
Алкалоз — одна из форм нарушения кислотно- щелочного равновесия организма; характеризуется абсолютным или относительным избытком оснований, т.е. Веществ, присоединяющих ионы водорода(протоны), по отношению к кислотам, отщепляющим их. Алкалоз может быть компенсированным или некомпенсированным в зависимости от значения pH. При компенсированном алкалозе pH крови удерживается в пределах нормальных величин (7,35-7,45), отмечаются лишь сдвиги в буферных системах и физиологических регуляторных механизмах. При некомпенсированном алкалозе pH превышает 7,45, что обычно связано со значительным избытком оснований инедостаточностью физико-химических и физиологических механизмов регуляции кислотно- щелочного равновесия. Ацидоз — сдвиг кислотно-щелочного равновесия в организме в сторону относительного увеличения количества анионов кислот, характеризуется абсолютным или относительным избытком кислот, т.е. веществ, отдающих ионы водорода (протоны), по отношению к основаниям, присоединяющим их. Ацидоз также может быть компенсированным или некомпенсированным в зависимости от значения pH. При компенсированном ацидозе pH крови смещается к нижней границе физиологической нормы (7,35). При более выраженном сдвиге в кислую сторону (pH менее 7,35) ацидоз считается некомпенсированным. Такой сдвиг обусловлен значительным избытком кислот и недостаточностью физико-химических и физиологических механизмов регуляции кислотно- щелочного равновесия.

38. Какое химическое равновесие поддерживают в организме буферные системы?
В организме буферные системы поддерживают кислотно-щелочное равновесие. В организме человека особенно большую роль играют белковый, гидрокарбонатный, гемоглобиновый и фосфатный буферы.

39. Какая буферная система вносит максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза во внутренней среде эритроцитов? Максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза во внутренней среде эритроцитов вносит гемоглобиновая буферная система.

40.Какие соединения называются координационными? Приведите примеры.
Комплексные соединения или координационные соединения — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Примеры: [Cu(NH3)4] SO4 — сульфат тетраамминмеди (II) K4[Fe(CN)6] — Гексацианоферра́т(II) ка́лия [Pt(NH3)2Cl2] — транс-Дихлородиамминплатина(II)

41. Классификация координационных соединений
Координационные соединения классифицируют: Катионные комплексы образованы вñ1)По заряду комплекса: результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3и др.). [Zn(NH3)4]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II) [Co(NH3)6]Cl2 — хлорид гексаамминкобальта(II) Анионные комплексы: в ролиñ комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы. K2[BeF4] — тетрафторобериллат(II) калия Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат (III) калия Нейтральные комплексы образуются приñ координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул. [Ni(CO)4] — тетракарбонилникель [Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II) 2) По числу мест, занимаемых лигандами в координационной сфере Монодентатные лиганды.ñ Полидентатные лиганды.ñБидентатные лиганды.ñ

42. Природа химической связи в комплексных соединениях
Во внутренней сфере комплексного соединения связь между комплексообразователем и лигандами ковалентная, образованная по донорно-акцепторному механизму. Ион или атом- комплексообразователь является акцептором, а лиганды являются донорами электронных пар.

№43) Как расчитывается общая и стуаенчатая константа нестойкости(устойчивости).

Ступенчатые константы нестойкости этих комплексов равняются соответственно &. Высокие значения & Г1 и k2 — l свидетельствуют о том, что при образовании комплексов с медью ( II) этилендиамин выступает как полидентатный лиганд. Произведение ступенчатых констант нестойкости равно общей константе нестойкости, индекс которой показывает, из каких множителей она образовалась.Зная величины ступенчатых констант нестойкости ( в частности константы, отвечающей отщеплению первой молекулы аммиака или амина от комплексного иона), концентрацию комплекса, константу RH как основания и константу Me. Зная функцию закомплексованности, ступенчатые константы нестойкости вычисляются методом Ледена. Так, при рассмотрении ступенчатых констант нестойкости комплексных аммиакатов Ni ( II), Cu ( II) пли Со ( П) видно, что для этих солей сольватацпонное равновесие с отщеплением свободного основания будет выражено гораздо сильнее, чем усиление степени кислотной диссоциации аммиака пли аминов в поле двухвалентных ионов. Так, при рассмотрении ступенчатых констант нестойкости комплексных аммиакатов Ni ( II) Cu ( II) или Со ( П) видно, что для этих солей сольватационное равновесие с отщеплением свободного основания будет выражено гораздо сильнее, чем усиление степени кислотной диссоциации аммиака или аминов в поле двухвалентных ионов.]

Эл 1, Рп-называют ступенчатыми константами нестойкости.

Рп ] ( Рп называют ступенчатыми константами нестойкости.

Значение общей константы нестойкости равно произведению значений всех ступенчатых констант нестойкости. [9]

Последние применительно к диссоциации комплексных ионов называются их ступенчатыми константами нестойкости

А — ион водорода или адденд, Ki — кажущаяся ступенчатая константа нестойкости комплексного соединения МА, которая может считаться в первом приближении величиной постоянной только при постоянной ионной силе раствора. Термодинамические уравнения, описывающие соответствующие процессы, идентичны для обоих процессов. [11По кривой комплексообразования, как было показано Бьеррумом, можно определить ступенчатые константы нестойкости аммиакатов меди с различным числом молекул МНз в координационной сфере и, зная их, рассчитать концентрации комплексов различного состава при любых концентрациях свободного аммиака в растворе. [12]Каждой стадии диссоциации комплекса соответствует ступенчатая константа диссоциации, которую называют ступенчатой константой нестойкости и обозначают йнест. Чем сильнее диссоциирует комплекс, тем большее значение имеет / г ест — Константы нестойкости используют для характеристики устойчивости любой комплексной частицы в растворе независимо от того, какие лиганды она отщепляет. [13]Каждой стадии диссоциации комплекса соответствует ступенчатая константа диссоциации, которую называют ступенчатой константой нестойкости и обозначают йвест. Чем сильнее диссоциирует комплекс, тем большее значение имеет Анест. Константы нестойкости используют для характеристики устойчивости любой комплексной частицы в растворе независимо от того, какие лиганды она отщепляет. [14]

Дата добавления: 2015-12-26 ; просмотров: 4519 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Коллигативные свойства растворов

Любому раствору характерны те или иные физические свойства, к которым относятся и коллигативные свойства растворов. Это такие свойства, на которые не оказывает влияние природа растворенного вещества, а зависят они исключительно от количества частиц этого растворенного вещества.

К коллигативным свойствам растворов относятся:

• Понижение давление паров
• Повышение температуры кипения
• Понижение температуры затвердевания (кристаллизации)
• Осмотическое давление раствора.

Рассмотрим подробнее каждое из перечисленных свойств.

Понижение давления паров

Давление насыщенного пара (т.е. пара, который пребывает в состоянии равновесия с жидкостью) над чистым растворителем называется давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

Если в некотором растворителе растворить нелетучее вещество, то равновесное давление паров растворителя при этом понижается, т.к. присутствие какого – либо вещества, растворенного в этом растворителе, затрудняет переход частиц растворителя в паровую фазу.

Экспериментально доказано, что такое понижение давления паров напрямую зависит от количества растворенного вещества. В 1887 г. Ф.М. Рауль описал количественные закономерности коллигативных свойств растворов.

Первый закон Рауля

Первый закон Рауля заключается в следующем:

Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:

p — давление пара над раствором, Па;

p₀ — давление пара над чистым растворителем, Па;

χ_р-ль — мольная доля растворителя.

n_в-ва и n_р-ля – соответственно количество растворенного вещества и растворителя, моль.

Иногда Первому закону Рауля дают другую формулировку:

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

При этом принимаем, что χ_в-ва + χ_р-ль= 1

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа

Для растворов электролитов данное уравнение приобретает несколько иной вид, в его состав входит изотонический коэффициент i:

Δp — изменение давления паров раствора по сравнению с чистым растворителем;

i – изотонический коэффициент.

Изотонический коэффициент (или фактор Вант-Гоффа) — это параметр, не имеющий размерности, который характеризует поведение какого – либо вещества в растворе.

То есть, изотонический коэффициент показывает, разницу содержания частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита такой же концентрации. Он тесно связан связан с процессом диссоциации, точнее, со степенью диссоциации и выражается следующим выражением:

n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество.

α – степень диссоциации.

Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации). Второй закон Рауля

Равновесное давление паров жидкости имеет тенденцию к увеличению с ростом температуры, жидкость начинает кипеть, при уравнивании давления ее паров и внешнего давления.

При наличии нелетучего вещества, давление паров раствора снижается, и раствор будет закипать при более высокой температуре, по сравнению с температурой кипения чистого растворителя.

Температура замерзания жидкости также определяется той температурой, при которой давления паров жидкой и твердой фаз уравниваются.

Ф.М. Рауль доказал, что повышение температуры кипения, так же как и понижение температуры замерзания разбавленных растворов нелетучих веществ, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворённого вещества. Это правило известно как Второй закон Рауля:

K — криоскопическая константа,

m_в-ва — моляльность вещества в растворе.

Растворы электролитов не подчиняются Законам Рауля. Но для учёта всех несоответствий Вант-Гофф предложил ввести в приведённые уравнения поправку в виде изотонического коэффициента i, учитывающего процесс распада на ионы молекул растворённого вещества:

Осмотическое давление раствора

Некоторые материалы имеют способность к полупроницаемости, т.е. им свойственно пропускать частицы определенного вида и не пропускать частицы другого вида.

Перемещение молекул растворителя (но не растворенного, в нем вещества), через полупроницаемую мембрану в раствор с большей концентрацией из более разбавленного представляет собой такое явление как осмос.

Представим два таких раствора, которые разделены полупроницаемой мембраной, как показано на рисунке выше. Растворы стремятся к выравниванию концентраций, поэтому вода будет проникать в раствор, тем самым уменьшая его концентрацию.

Для того, чтобы осмос приостановить, необходимо приложить внешнее давление к раствору. Такое давление, которое требуется приложить, называется осмотическим давлением.

Осмотическое давление и концентрацию раствора неэлектролита позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева:

где C — молярная концентрация раствора, моль/м 3 ,

R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль·К);

T — абсолютная температура раствора.

Преобразуем уравнение следующим образом:

C = n/V = m/(M·V)

π = т·R·T / M·V или

Для растворов электролитов осмотическое давление определяется уравнением, в которое входит изотонический коэффициент:

где i — изотонический коэффициент раствора.

Для растворов электролитов i > 1, а для растворов неэлектролитов i = 1.

Если полупроницаемой перегородкой разделены два раствора, имеющие одинаковое осмотическое давление, то перемещение растворителя через перегородку отсутствует. Такие растворы называются изотоническими.

Раствор, с меньшим осмотическим давлением, по сравнению с более концентрированным раствором, называют гипотоническим, а раствор с большей концентрацией – гипертоническим.

Осмос уравнение вант гоффа для осмотического давления

65. Осмос. Определение осмотического давления и уравнения его вычисления.

Осмос – это самопроизвольный переход растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку. Избыточное давление, которое необходимо приложить к раствору на высоте h = 0, чтобы воспрепятствовать проникновению растворителя в раствор, называют осмотическим давлением. Величина этого давления равна весу столба жидкости в трубке высотою h .

Осмотическое давление может быть рассчитано по выражению

где ρ — плотность раствора,

g – сила земного притяжения,

h – вес столба жидкости.

Величина осмотического давления зависит от концентрации раствора. Вант-Гофф установил, что осмотическое давление растворов прямолинейно меняется с изменением их концентрации, а произведение их осмотического давления на объём раствора, содержащего 1 моль растворенного вещества, есть величина постоянная и равна

π ∙ ν = 22,9 Дж/моль

Осмотическое давление равно такому давлению, которое развивало бы растворенное вещество в заданном объёме раствора, если бы оно находилось в идеальном газообразном состоянии и занимало бы объём указанного раствора.

Растворы, обладающие одинаковыми осмотическими давлениями, называют изоосмотическими. Для растворов одинакового объёма осмотическое давление прямо пропорционально температуре:

для разбавленных растворов неэлектролитов : π ∙ ν / T = R

учитывая, что ν = 1/ C , получаем уравнение Вант-Гоффа :

66. Термодинамический вывод уравнения Вант-Гоффа осмотического давления.

Пусть в заданном сосуде давление, развиваемое 1 молем пара от Р_о до Р, производит работу за счёт изменения величины потенциальной энергии, которую можно определить по выражению 1-го закона термодинамики при Т= const в таком виде:

знак минус определяет затраченную системой работу. Для идеального газа v = RT / p , откуда получим

интегрируем в пределах от Р_о до Р:

W = RT ln P_o / P

1 моль вещества можно механически перенести на высоту h , затрачивая работу

W = Mgh , где М – молекулярная масса растворителя.

Тогда Mgh = RT ln P_o / P

Откуда h =

Для разбавленного раствора давление насыщенного пара над чистой жидкостью p_o = p + ∆ p

Для разбавленных растворов ∆ p / р

допуская ρ = n ₁ / v и М=М₁, получим

при n₂ находим

67. Связь осмотического давления с понижением давления для разбавленных растворов.

Осмометр термостатирован . В нём через некоторое время устанавливается динамическое равновесие, которое характеризуется равенством скоростей обмена жидкостью между раствором и растворителем через пленку.

В равновесном состоянии системы давление пара над поверхностью чистой жидкости будет равно Р_о , а над поверхностью раствора на высоте h – P = P ’. Давление пара Р_о над уровнем чистой жидкости будет выше, чем давление над раствором на высоте h на величину ∆Р = Р_о – Р. Условие равенства Р = Р’ над раствором на высоте h доказывается невозможностью построения вечного двигателя при Т = const , в равновесной изолированной системе. Этот двигатель невозможно построить и в открытых системах.

где ρ — плотность раствора, кг/м 3 ;

g – сила земного притяжения, м/ c 2 ;

В этом случае π имеет размерность н /м 2 . Изменение давления насыщенного пара растворителя с изменением высоты h можно определить по формуле Лапласа

h = откуда

Для разбавленного раствора давление насыщенного пара над чистой жидкостью p_o = p + ∆ p

Для разбавленных растворов ∆ p / р

68. Термодинамический вывод уравнения, связывающего понижение температуры замерзания с моляльностью .

Жидкость замерзает при условии, что давление насыщенного пара над нею равно давлению над твёрдым телом. На рис. Это условие выполняется в точке пересечения кривых СО и ОА, при температуре Т₃. Раствор также замерзает, когда давление пара над ним будет равно давлению насыщенного пара над твёрдым растворителем, что определяется точкой О₁ от пересечения кривых О₁А₁ и СО₁. В этой точке давление ниже, чем в точке О, поэтому раствор замерзает при более низкой температуре, чем чистая жидкость, то есть при Т₃’. Давление над разбавленным раствором снижается согласно закону Рауля

где р_н , р₁ о – давление над твёрдым телом в растворе и чистым растворителем.

∆ H_T возг , ∆ H_T исп – мольные теплоты возгонки и испарения Дж/моль.

для разбавленных растворов Т₃ — Т₃’ мала, поэтому ∆ H_T пл = const :

lnx ₁ = для бинарной смеси х₁ = 1- х₂

— ln (1- x ₂ )=

для разбавленных растворов Т₃ ≈ Т₃’ , x ₂

x ₂ =

для разбавленных растворов n ₁ >> n 2, тогда x ₂ = :

x ₂ =

∆ T ₃ =

∆ H_T пл / M ₁ = ρ _пл – удельная теплота плавления

∆ T ₃ =

∆ T ₃ = ,

где n ₂ m – моляльность раствора;

E ₃ – эбулиоскопическая константа.

69. Термодинамический вывод уравнения, связывающего повышение температуры кипения раствора с его моляльностью .

На рис. кривые ОА и О₁А₁ определяют изменение давления насыщенного пара над чистой жидкостью и над раствором. Для определения условий, при которых закипают жидкости, проводим изобару внешнего давления, которая пересекает кривые в точках а₁ и а₂. Эти точки определяют Т_кип чистой жидкости и раствора. Жидкость закипает при условии, что давление пара её равно внешнему давлению. Над раствором давление пара ниже, чем над чистой жидкостью, на величину∆р , поэтому для закипания раствора его необходимо дополнительно нагреть до Т_к ’, причем

Формула закона Рауля для растворителя

∆ H_T исп – молекулярная теплота испарения жидкости, Дж/моль.

для бинарной смеси х₁ = 1- х₂

— ln (1- x ₂ )=

для разбавленных растворов x ₂

x ₂ =

n ₁ >> n 2, тогда x ₂ = :

x ₂ =

∆ T _к =

∆ H_T исп / M ₁ = L – удельная теплота испарения

∆ T _к =

∆ T _к = ,

где n ₂ m – моляльность раствора;

E _к – эбулиоскопическая константа.

70. Свойства разбавленных растворов электролитов и методы их вычисления. Изотонический коэффициент.

Разбавленные растворы электролитов – солей, оснований, кислот в воде – показывают систематические отклонения от свойств идеальных растворов. Эти отклонения связаны с тем, что молекулы электролита в водном растворе распадаются на ионы, и в единице объёма раствора будет содержаться большее число частиц, чем в исходной загрузке соли, кислоты, основания.

Для расчета свойств разбавленных растворов электролитов необходимо уравнения законов идеальных растворов исправить, введя в них коэффициент, учитывающий изменение числа частиц в растворе вследствие диссоциации или ассоциации растворенного вещества. Этот коэффициент обозначают i и называют изотоническим коэффициентом. Он показывает отношение числа частиц, образующихся в растворе, к числу частиц в исходной порции вещества. Для электролитов:

N ₁ – число образовавшихся ионов или распавшихся молекул

N(1-α) – число нераспавшихся молекул

Σ N_i = N — Nα + Nα + Nα i = Σ N_i / N = 1+ α

если исходные молекулы распадаются на ν новых частиц, то

Σ N_i = N [1+ α ( ν -1)] i = Σ N_i / N = 1+ α ( ν -1)

если α =0, то i =1, если α =1, то i = ν .

Для раствора, в котором молекулы растворенных веществ ассоциируют друг с другом:

Nα / n – число ассоциированных молекул

N (1- α ) – число исходных молекул

Σ N_i = N — Nα + Nα /n i = Σ N_i/N = 1+α(1/n -1)

С учетом этой поправки законы разбавленных растворов электролитов запишутся:

71. Определение молекулярной массы растворенного вещества по понижению температуры замерзания раствора, по повышению температуры кипения раствора и по осмотическому давлению.

1 . по понижению температуры замерзания раствора

x ₂ =

для разбавленных растворов n ₁ >> n 2, тогда x ₂ = :

x ₂ = ∆ T ₃ =

∆ H_T пл / M ₁ = ρ _пл – удельная теплота плавления

M₂ = M ₂ = ,

где ∆ T ₃ – понижение температуры замерзания раствора;

E ₃ – эбулиоскопическая константа.

2. по повышению температуры кипения раствора

x ₂ = , n ₁ >> n 2, тогда x ₂ = :

x ₂ = ∆ T _к =

∆ H_T исп / M ₁ = L – удельная теплота испарения

M₂ = M ₂ = ,

где ∆ Т_к – повышению температуры кипения раствора;

E _к – эбулиоскопическая константа.

3. по осмотическому давлению

уравнение Вант-Гоффа : π = cRT

→ πν = → M ₂ = ,

где π – осмотическое давление.

72. Методы расчета активностей и коэффициентов активности растворителя и растворенного вещества по давлению насыщенного пара, осмотическому давлению, по повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания растворов.

1. по давлению насыщенного пара

2. по осмотическому давлению

3. по повышению температуры кипения

∆ T _к =

4. по понижению температуры замерзания растворов

∆ T ₃ =