Atšķirība starp elektrolītu un neelektrolītu kolagējošajām īpašībām
Share
Galvenā atšķirība - Kolektīvs Elektrolītu un neelektrolītu īpašības
Koliģējošās īpašības ir šķīduma fizikālās īpašības, kas ir atkarīgas no izšķīdinātā daudzuma, bet ne no izšķīdinātā veida. Tas nozīmē, ka līdzīgs daudzums pilnīgi atšķirīgu izšķīdušo vielu var mainīt šīs fizikālās īpašības līdzīgos daudzumos. Tādējādi kolidācijas īpašības ir atkarīgas no izšķīdušā daudzuma un šķīdinātāja daudzuma attiecības. Trīs galvenās kolagējošās īpašības ir tvaika spiediena pazemināšanās, viršanas temperatūras paaugstināšanās un sasalšanas punkta pazemināšanās. Dotajai izšķīdinātā šķīdinātāja masas attiecībai visas koligācijas īpašības ir apgriezti proporcionālas izšķīdušās molārajai masai. Elektrolīti ir vielas, kas var radīt šķīdumus, kas caur šo risinājumu spēj vadīt elektrību. Šādi risinājumi ir pazīstami kā elektrolītiski risinājumi. Neklelektrolīti ir vielas, kas nespēj radīt elektrolītiskus šķīdumus. Abiem šiem veidiem (elektrolītiem un neelektrolītiem) ir koligācijas īpašības. galvenā atšķirība starp elektrolītu un neelektrolītu koliatīvajām īpašībām ir tā elektrolītu ietekme uz koligācijas īpašībām ir ļoti liela, salīdzinot ar neelektrolītu iedarbību.
SATURS
1. Pārskats un galvenās atšķirības
2. Kādas ir elektrolītu kollītiskās īpašības
3. Kādas ir neelektrolītu kollītiskās īpašības
4. Salīdzinājums blakus - elektrolītu un neelektrolītu koliatīvās īpašības tabulas veidā
5. Kopsavilkums
Kādas ir elektrolītu koleģitīvās īpašības?
Elektrolītu kolagējošās īpašības ir elektrolītisko šķīdumu fizikālās īpašības, kas ir atkarīgas no izšķīdušo vielu daudzuma neatkarīgi no izšķīdušo vielu veida. Elektrolītiskos šķīdumos esošās šķīstošās vielas ir atomi, molekulas vai joni, kuri zaudējuši vai ieguvuši elektronus, lai kļūtu elektriski vadāmi.
Kad elektrolītu izšķīdina šķīdinātājā, piemēram, ūdenī, elektrolīts sadalās jonos (vai citos vadošos veidos). Tāpēc, izšķīdinot vienu molu elektrolīta, vienmēr rodas divi vai vairāki moli vadītspējīgu sugu. Tādējādi elektrolītu kolidācijas īpašības ievērojami mainās, kad elektrolītu izšķīdina šķīdinātājā.
Piemēram, vispārīgais vienādojums, ko izmanto, lai aprakstītu sasalšanas un viršanas temperatūras izmaiņas, ir šāds,
ΔTb = Kbm un ΔTf = Kfm
ΔTb ir viršanas temperatūras paaugstinājums un ΔTf ir sasalšanas punkta nomākums. Kb un Kf ir vārīšanās punkta paaugstināšanās konstante un sasalšanas punkta pazemināšanās konstante. m ir šķīduma molaritāte. Elektrolītiskiem risinājumiem iepriekš minētie vienādojumi ir modificēti šādi,
ΔTb = iKbm un ΔTf = iKfm
“I” ir jonu reizinātājs, kas pazīstams kā Van't Hoff koeficients. Šis koeficients ir vienāds ar jonu molu skaitu, ko piešķir elektrolīts. Tāpēc Van't Hoff koeficientu var noteikt, atrodot jonu skaitu, ko atbrīvo elektrolīts, kad tas ir izšķīdis šķīdinātājā. Piemēram, Van't Hoff koeficienta vērtība NaCl ir 2 un CaCl2, tas ir 3.
01. attēls. Diagramma, kurā parādīts ķīmiskais potenciāls pret temperatūru, aprakstot sasalšanas punkta depresiju un viršanas temperatūras paaugstināšanos
Tomēr šīm kolīdzīgajām īpašībām sniegtās vērtības atšķiras no teorētiski prognozētajām. Tas ir tāpēc, ka var būt mijiedarbība ar šķīdinātājiem un šķīdinātājiem, kas samazina jonu ietekmi uz šīm īpašībām.
Iepriekš minētie vienādojumi tiek tālāk modificēti, lai tos izmantotu vājiem elektrolītiem. Vājie elektrolīti daļēji sadalās jonos, līdz ar to daži joni neietekmē koligācijas īpašības. Vāja elektrolīta disociācijas pakāpi (α) var aprēķināt šādi,
α = (i-1) / (n-1) x 100
Šeit n ir maksimālais jonu skaits, kas veidojas uz vāja elektrolīta molekulas.
Kādas ir neelektrolītu koliatīvās īpašības?
Neelektrolītu kolagējošās īpašības ir neelektrolītisko šķīdumu fizikālās īpašības, kas ir atkarīgas no izšķīdušo vielu daudzuma neatkarīgi no izšķīdušo vielu veida. Neelektrolīti ir vielas, kas, izšķīdinot šķīdinātājā, nerada vadošus šķīdumus. Piemēram, cukurs ir neelektrolīts, jo, izšķīdinot cukuru ūdenī, tas eksistē molekulārā formā (nesadalās jonos). Šīs cukura molekulas nespēj vadīt elektriskās strāvas caur šķīdumu.
Neelektrolītiskā šķīdumā esošo šķīdinātāju skaits ir mazāks nekā elektrolītiskā šķīdumā. Tāpēc arī neelektrolītu ietekme uz kolagējošajām īpašībām ir ļoti maza. Piemēram, tvaika spiediena pazemināšanās pakāpe, pievienojot NaCl, ir augstāka, salīdzinot ar cukura pievienošanu līdzīgam šķīdumam.
Kāda ir atšķirība starp elektrolītu un neelektrolītu koligātiskajām īpašībām?
Elektrolītu un neelektrolītu kolagētās īpašības | |
| Elektrolītu kolagējošās īpašības ir elektrolītisko šķīdumu fizikālās īpašības, kas ir atkarīgas no izšķīdušo vielu daudzuma neatkarīgi no izšķīdušo vielu veida.. | Neelektrolītu kolagētās īpašības ir neelektrolītisko šķīdumu fizikālās īpašības, kas ir atkarīgas no izšķīdušo vielu daudzuma neatkarīgi no izšķīdušo vielu veida.. |
| Šķīdumi | |
| Elektrolīti disociācijas rezultātā nodrošina vairāk šķīduma šķīdumu; tātad, kolidācijas īpašības ir ievērojami mainītas. | Nekādi elektrolīti nesatur šķīdumu, jo nav disociācijas; līdz ar to kolidācijas īpašības netiek ievērojami mainītas. |
| Ietekme uz kolektīvajām īpašībām | |
| Elektrolītu ietekme uz koligācijas īpašībām ir ļoti liela, salīdzinot ar neelektrolītiem. | Neelektrolītu ietekme uz koligācijas īpašībām ir ļoti maza, salīdzinot ar elektrolītiem. |
Kopsavilkums - Kolektīvs Īpašības elektrolītu un neelektrolītu skaits
Koliģējošās īpašības ir šķīdumu fizikālās īpašības, kas nav atkarīgas no izšķīdušās vielas veida, bet no izšķīdušo vielu daudzuma. Atšķirība starp elektrolītu un neelektrolītu koligācijas īpašībām ir tāda, ka elektrolītu ietekme uz koligācijas īpašībām ir ļoti liela, salīdzinot ar neelektrolītiem.
Atsauce:
1. “5.9.: Elektrolītu šķīdumu koleģitīvās īpašības.” Ķīmija LibreTexts, Libretexts, 2016. gada 21. jūlijs. Pieejams šeit
2. “Kolektīvās īpašības”. Wikipedia, Wikimedia Foundation, 2018. gada 10. marts. Pieejams šeit
3.Britannica, enciklopēdijas redaktori. “Elektrolīts.” Encyclopædia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc., 2017. gada 7. jūnijs. Pieejams šeit
Attēla pieklājība:
1. 'Sasalšanas punkta pazemināšanās un viršanas temperatūras paaugstināšanās' Tomass er - Savs darbs, (CC BY-SA 3.0), izmantojot Commons Wikimedia
