Βασική διαφορά – Συλλογικές ιδιότητες ηλεκτρολυτών έναντι μη ηλεκτρολυτών
Οι συλλογικές ιδιότητες είναι φυσικές ιδιότητες ενός διαλύματος που εξαρτώνται από την ποσότητα μιας διαλυμένης ουσίας αλλά όχι από τη φύση της διαλυμένης ουσίας. Αυτό σημαίνει ότι παρόμοιες ποσότητες εντελώς διαφορετικών διαλυμένων ουσιών μπορούν να αλλάξουν αυτές τις φυσικές ιδιότητες σε παρόμοιες ποσότητες. Ως εκ τούτου, οι συλλογικές ιδιότητες εξαρτώνται από την αναλογία της ποσότητας της διαλυμένης ουσίας και της ποσότητας του διαλύτη. Οι τρεις κύριες συλλογικές ιδιότητες είναι η μείωση της τάσης ατμών, η ανύψωση του σημείου βρασμού και η κατάθλιψη του σημείου πήξης. Για μια δεδομένη αναλογία μάζας διαλυμένης ουσίας-διαλύτη, όλες οι συλλογικές ιδιότητες είναι αντιστρόφως ανάλογες με τη μοριακή μάζα της διαλυμένης ουσίας. Οι ηλεκτρολύτες είναι ουσίες που μπορούν να σχηματίσουν διαλύματα που είναι ικανά να μεταφέρουν ηλεκτρισμό μέσω αυτού του διαλύματος. Τέτοια διαλύματα είναι γνωστά ως ηλεκτρολυτικά διαλύματα. Οι μη ηλεκτρολύτες είναι ουσίες που δεν είναι ικανές να σχηματίσουν ηλεκτρολυτικά διαλύματα. Και οι δύο αυτοί τύποι (ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες) έχουν συλλογικές ιδιότητες. Η βασική διαφορά μεταξύ των συλλογικών ιδιοτήτων των ηλεκτρολυτών και των μη ηλεκτρολυτών είναι ότι η επίδραση των ηλεκτρολυτών στις συλλογικές ιδιότητες είναι πολύ υψηλή σε σύγκριση με αυτή των μη ηλεκτρολυτών.
Ποιες είναι οι συλλογικές ιδιότητες των ηλεκτρολυτών;
Συλλογικές ιδιότητες των ηλεκτρολυτών είναι οι φυσικές ιδιότητες των ηλεκτρολυτικών διαλυμάτων που εξαρτώνται από την ποσότητα των διαλυμένων ουσιών ανεξάρτητα από τη φύση των διαλυμένων ουσιών. Οι διαλυμένες ουσίες που υπάρχουν στα ηλεκτρολυτικά διαλύματα είναι άτομα, μόρια ή ιόντα που είτε έχουν χάσει είτε έχουν αποκτήσει ηλεκτρόνια για να γίνουν ηλεκτρικά αγώγιμα.
Όταν ένας ηλεκτρολύτης διαλύεται σε έναν διαλύτη όπως το νερό, ο ηλεκτρολύτης διαχωρίζεται σε ιόντα (ή σε οποιοδήποτε άλλο αγώγιμο είδος). Επομένως, η διάλυση ενός mole ηλεκτρολύτη αποδίδει πάντα δύο ή περισσότερα mole αγώγιμων ειδών. Ως εκ τούτου, οι συλλογικές ιδιότητες των ηλεκτρολυτών αλλάζουν σημαντικά όταν ένας ηλεκτρολύτης διαλύεται σε έναν διαλύτη.
Για παράδειγμα, η γενική εξίσωση που χρησιμοποιείται για την περιγραφή των αλλαγών του σημείου πήξης και του σημείου βρασμού είναι η εξής, ΔTb=Kbm και ΔTf=Kf m
Το
ΔTb είναι υψόμετρο σημείου βρασμού και το ΔTf είναι κατάθλιψη σημείου πήξης. Οι Kb και Kf είναι σταθερά ανύψωσης σημείου βρασμού και σταθερά κατάθλιψης σημείου πήξης αντίστοιχα. m είναι η μοριακότητα του διαλύματος. Για ηλεκτρολυτικά διαλύματα, οι παραπάνω εξισώσεις τροποποιούνται ως εξής,
ΔTb=iKbm και ΔTf=iKf m
Το
"i" είναι ένας πολλαπλασιαστής ιόντων γνωστός ως παράγοντας Van't Hoff. Αυτός ο παράγοντας είναι ίσος με τον αριθμό των γραμμομορίων ιόντων που δίνονται από έναν ηλεκτρολύτη. Επομένως, ο παράγοντας Van’t Hoff μπορεί να προσδιοριστεί βρίσκοντας τον αριθμό των ιόντων που απελευθερώνονται από έναν ηλεκτρολύτη όταν αυτός διαλύεται σε έναν διαλύτη. Για παράδειγμα, η τιμή του παράγοντα Van’t Hoff για το NaCl είναι 2 και σε CaCl2, είναι 3.
Εικόνα 01: Ένα γράφημα που δείχνει το χημικό δυναμικό έναντι της θερμοκρασίας που περιγράφει την κατάθλιψη του σημείου πήξης και την άνοδο του σημείου βρασμού
Ωστόσο, οι τιμές που δίνονται για αυτές τις συλλογικές ιδιότητες είναι διαφορετικές από τις θεωρητικά προβλεπόμενες τιμές. Αυτό συμβαίνει επειδή μπορεί να υπάρχουν αλληλεπιδράσεις διαλυμένης ουσίας και διαλύτη που μειώνουν την επίδραση των ιόντων σε αυτές τις ιδιότητες.
Οι παραπάνω εξισώσεις τροποποιούνται περαιτέρω για να χρησιμοποιηθούν για ασθενείς ηλεκτρολύτες. Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες διασπώνται εν μέρει σε ιόντα, επομένως ορισμένα από τα ιόντα δεν επηρεάζουν τις συλλογικές ιδιότητες. Ο βαθμός διάστασης (α) ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη μπορεί να υπολογιστεί ως εξής, α={(i-1)/(n-1)} x 100
Εδώ, n είναι ο μέγιστος αριθμός ιόντων που σχηματίζονται ανά μόριο του ασθενούς ηλεκτρολύτη.
Ποιες είναι οι συλλογικές ιδιότητες των μη ηλεκτρολυτών;
Συλλογικές ιδιότητες των μη ηλεκτρολυτών είναι οι φυσικές ιδιότητες των μη ηλεκτρολυτικών διαλυμάτων που εξαρτώνται από την ποσότητα των διαλυμένων ουσιών ανεξάρτητα από τη φύση των διαλυμένων ουσιών. Οι μη ηλεκτρολύτες είναι ουσίες που δεν δημιουργούν αγώγιμα διαλύματα όταν διαλύονται σε διαλύτη. Για παράδειγμα, η ζάχαρη είναι ένας μη ηλεκτρολύτης γιατί όταν η ζάχαρη διαλύεται στο νερό, υπάρχει σε μοριακή μορφή (δεν διασπάται σε ιόντα). Αυτά τα μόρια σακχάρου δεν είναι ικανά να μεταφέρουν ηλεκτρικά ρεύματα μέσω του διαλύματος.
Ο αριθμός των διαλυμένων ουσιών που υπάρχουν σε ένα μη ηλεκτρολυτικό διάλυμα είναι μικρότερος σε σύγκριση με ένα ηλεκτρολυτικό διάλυμα. Επομένως, η επίδραση των μη ηλεκτρολυτών στις συλλογικές ιδιότητες είναι επίσης πολύ χαμηλή. Για παράδειγμα, ο βαθμός μείωσης της τάσης ατμών με την προσθήκη NaCl είναι υψηλότερος σε σύγκριση με την προσθήκη ζάχαρης σε ένα παρόμοιο διάλυμα.
Ποια είναι η διαφορά μεταξύ των συλλογικών ιδιοτήτων των ηλεκτρολυτών και των μη ηλεκτρολυτών;
Συλλογικές ιδιότητες ηλεκτρολυτών έναντι μη ηλεκτρολυτών |
|
| Συλλογικές ιδιότητες των ηλεκτρολυτών είναι οι φυσικές ιδιότητες των ηλεκτρολυτικών διαλυμάτων που εξαρτώνται από την ποσότητα των διαλυμένων ουσιών ανεξάρτητα από τη φύση των διαλυμένων ουσιών. | Συλλογικές ιδιότητες των μη ηλεκτρολυτών είναι οι φυσικές ιδιότητες των μη ηλεκτρολυτικών διαλυμάτων που εξαρτώνται από την ποσότητα των διαλυμένων ουσιών ανεξάρτητα από τη φύση των διαλυμένων ουσιών. |
| Διαλύσεις | |
| Οι ηλεκτρολύτες παρέχουν περισσότερες διαλυμένες ουσίες στο διάλυμα μέσω διάστασης. Ως εκ τούτου, οι συλλογικές ιδιότητες έχουν αλλάξει σημαντικά. | Οι μη ηλεκτρολύτες παρέχουν χαμηλή διαλυμένη ουσία στο διάλυμα αφού δεν υπάρχει διάσταση. Ως εκ τούτου, οι συλλογικές ιδιότητες δεν έχουν αλλάξει σημαντικά. |
| Επίδραση στις συλλογικές ιδιότητες | |
| Η επίδραση των ηλεκτρολυτών στις συλλογικές ιδιότητες είναι πολύ υψηλή σε σύγκριση με τους μη ηλεκτρολύτες. | Η επίδραση των μη ηλεκτρολυτών στις συλλογικές ιδιότητες είναι πολύ χαμηλή σε σύγκριση με τους ηλεκτρολύτες. |
Σύνοψη – Συλλογικές ιδιότητες ηλεκτρολυτών έναντι μη ηλεκτρολυτών
Συλλογικές ιδιότητες είναι φυσικές ιδιότητες διαλυμάτων που δεν εξαρτώνται από τη φύση μιας διαλυμένης ουσίας αλλά από την ποσότητα των διαλυμένων ουσιών. Η διαφορά μεταξύ των συλλογικών ιδιοτήτων των ηλεκτρολυτών και των μη ηλεκτρολυτών είναι ότι η επίδραση των ηλεκτρολυτών στις συλλογικές ιδιότητες είναι πολύ υψηλή σε σύγκριση με τους μη ηλεκτρολύτες.
