Full resolution (TIFF) - On this page / på denna sida - Den elektrolytiska dissociationsteorien av docent Erik Larsson
<< prev. page << föreg. sida << >> nästa sida >> next page >>
Below is the raw OCR text
from the above scanned image.
Do you see an error? Proofread the page now!
Här nedan syns maskintolkade texten från faksimilbilden ovan.
Ser du något fel? Korrekturläs sidan nu!
This page has never been proofread. / Denna sida har aldrig korrekturlästs.
övriga som lösta ämnen. Dessas koncentrationer i blandningen
brukar man ange i olika koncentrationsenheter. Vanliga enheter
äro mol/liter, mol/1,000 gr lösningsmedel och molbråk. Ett
molekyl- eller jonslags koncentration, uttryckt i dessa enheter
betecknas i det följande med ci9 mt, x{ resp.
För att isotermt och reversibelt taga bort 1 grammol
lösningsmedel från lösningen, erfordras ett arbete, som vi kalla A 0. Detta
arbete kan skrivas som produkt av lösningsmedlets
molekylarvolym v och ett tryck P, som vi kalla lösningens osmotiska tryck:
(1) A0 = v-P.
Denna ekvation kan användas som en definitionsekvation för
osmotiska trycket. Då vi ha möjlighet att experimentellt
bestämma AQi så är osmotiska trycket en experimentellt bestämbar
storhet:
(2) P{ Äa
exp.
Van’t Hoffs idé var hu den, att man skulle kunna teoretiskt
beräkna detta osmotiska tryck genom att på lösningen tillämpa
de för ideala gaser gällande lagarna. Han skrev sålunda:
(3) P^^RT-Zct
det han använde mol/liter som koncentrationsenhet. Man kan
med samma rätt använda andra koncentrationsenheter, då vi få
andra ideallagar:
(4a) P^^RT-Zmt
m P^^RT-^.
Det enligt dylika formler beräknade osmotiska trycket stämmer
endast sällan med det experimentellt funna. Förhållandet mellan
det experimentellt funna och det teoretiskt beräknade osmotiska
trycket kallas lösningens osmotiska koefficient g:
(5) 9 =
<< prev. page << föreg. sida << >> nästa sida >> next page >>
