Sleutelverskil – Kolligatiewe eienskappe van elektroliete vs nie-elektroliete
Koligatiewe eienskappe is fisiese eienskappe van 'n oplossing wat afhang van die hoeveelheid van 'n opgeloste stof, maar nie van die aard van opgeloste stof nie. Dit beteken soortgelyke hoeveelhede heeltemal verskillende opgeloste stowwe kan hierdie fisiese eienskappe in soortgelyke hoeveelhede verander. Gevolglik hang die kolligatiewe eienskappe af van die verhouding tussen die hoeveelheid opgeloste stof en die hoeveelheid oplosmiddel. Die drie belangrikste kolligatiewe eienskappe is dampdrukverlaging, kookpuntverhoging en vriespuntverlaging. Vir 'n gegewe opgeloste stof-oplosmiddel massaverhouding is alle kolligatiewe eienskappe omgekeerd eweredig aan opgeloste stof molêre massa. Elektroliete is stowwe wat oplossings kan vorm wat in staat is om elektrisiteit deur hierdie oplossing te gelei. Sulke oplossings staan bekend as elektrolitiese oplossings. Nie-elektroliete is stowwe wat nie in staat is om elektrolitiese oplossings te vorm nie. Beide hierdie tipes (elektroliete en nie-elektroliete) het kolligatiewe eienskappe. Die sleutelverskil tussen kolligatiewe eienskappe van elektroliete en nie-elektroliete is dat die effek van elektroliete op kolligatiewe eienskappe baie hoog is in vergelyking met dié van die nie-elektroliete.
Wat is kolligatiewe eienskappe van elektroliete?
Koligatiewe eienskappe van elektroliete is die fisiese eienskappe van elektrolitiese oplossings wat afhang van die hoeveelheid opgeloste stowwe, ongeag die aard van opgeloste stowwe. Die opgeloste stowwe wat in elektrolitiese oplossings teenwoordig is, is atome, molekules of ione wat elektrone verloor of verkry het om elektries geleidend te word.
Wanneer 'n elektroliet in 'n oplosmiddel soos water opgelos word, skei die elektroliet in ione (of enige ander geleidende spesie). Daarom lewer die oplossing van een mol elektroliet altyd twee of meer mol geleidende spesies. Gevolglik verander die kolligatiewe eienskappe van die elektroliete aansienlik wanneer 'n elektroliet in 'n oplosmiddel opgelos word.
Byvoorbeeld, die algemene vergelyking wat gebruik word om vriespunt- en kookpuntveranderinge te beskryf, is soos volg, ΔTb=Kbm en ΔTf=Kf m
ΔTb is kookpunt hoogte, en ΔTf is vriespunt depressie. Kb en Kf is kookpunt hoogte konstante en vriespunt depressie konstante onderskeidelik. m is die molariteit van die oplossing. Vir elektrolitiese oplossings word die bogenoemde vergelykings soos volg gewysig,
ΔTb=iKbm en ΔTf=iKf m
"i" is 'n ioonvermenigvuldiger bekend as Van't Hoff-faktor. Hierdie faktor is gelyk aan die aantal mol ione wat deur 'n elektroliet gegee word. Daarom kan Van’t Hoff-faktor bepaal word deur die aantal ione te bepaal wat deur’n elektroliet vrygestel word wanneer dit in’n oplosmiddel opgelos word. Byvoorbeeld, die waarde van Van’t Hoff-faktor vir NaCl is 2 en in CaCl2 is dit 3.
Figuur 01: 'n Grafiek wat die chemiese potensiaal teen temperatuur toon wat vriespunt depressie en kookpunthoogte beskryf
Die waardes wat vir hierdie kolligatiewe eienskappe gegee word, verskil egter van die teoreties voorspelde waardes. Dit is omdat daar opgeloste stof en oplosmiddel interaksies kan wees wat die effek van ione op daardie eienskappe verminder.
Bogenoemde vergelykings is verder gewysig om vir swak elektroliete gebruik te word. Die swak elektroliete dissosieer gedeeltelik in ione, gevolglik beïnvloed sommige van die ione nie die kolligatiewe eienskappe nie. Die mate van dissosiasie (α) van 'n swak elektroliet kan soos volg bereken word, α={(i-1)/(n-1)} x 100
Hier is n die maksimum aantal ione wat per molekule van die swak elektroliet gevorm word.
Wat is kolligatiewe eienskappe van nie-elektroliete?
Koligatiewe eienskappe van nie-elektroliete is die fisiese eienskappe van nie-elektrolitiese oplossings wat afhang van die hoeveelheid opgeloste stowwe, ongeag die aard van opgeloste stowwe. Nie-elektroliete is stowwe wat nie geleidende oplossings skep wanneer dit in 'n oplosmiddel opgelos word nie. Suiker is byvoorbeeld 'n nie-elektroliet, want wanneer suiker in water opgelos word, bestaan dit in molekulêre vorm (dissosieer nie in ione nie). Hierdie suikermolekules is nie in staat om elektriese strome deur die oplossing te lei nie.
Die aantal opgeloste stowwe teenwoordig in 'n nie-elektrolitiese oplossing is minder in vergelyking met 'n elektrolitiese oplossing. Daarom is die effek van nie-elektroliete op kolligatiewe eienskappe ook baie laag. Byvoorbeeld, die mate van dampdrukverlaging deur NaCl by te voeg, is hoër in vergelyking met die byvoeging van suiker by 'n soortgelyke oplossing.
Wat is die verskil tussen kolligatiewe eienskappe van elektroliete en nie-elektroliete?
Koligatiewe eienskappe van elektroliete vs nie-elektroliete |
|
| Koligatiewe eienskappe van elektroliete is die fisiese eienskappe van elektrolitiese oplossings wat afhang van die hoeveelheid opgeloste stowwe ongeag die aard van opgeloste stowwe. | Koligatiewe eienskappe van nie-elektroliete is die fisiese eienskappe van nie-elektrolitiese oplossings wat afhang van die hoeveelheid opgeloste stowwe, ongeag die aard van opgeloste stowwe. |
| Oplosmiddels | |
| Elektroliete verskaf meer opgeloste stowwe aan die oplossing via dissosiasie; gevolglik is die kolligatiewe eienskappe aansienlik verander. | Geenelektroliete verskaf lae opgeloste stof aan die oplossing aangesien daar geen dissosiasie is nie; dus word die kolligatiewe eienskappe nie aansienlik verander nie. |
| Effekt op kolligatiewe eiendomme | |
| Die effek van elektroliete op kolligatiewe eienskappe is baie hoog in vergelyking met nie-elektroliete. | Die effek van nie-elektroliete op kolligatiewe eienskappe is baie laag in vergelyking met elektroliete. |
Opsomming – Kolligatiewe eienskappe van elektroliete vs nie-elektroliete
Koligatiewe eienskappe is fisiese eienskappe van oplossings wat nie afhang van die aard van 'n opgeloste stof nie, maar die hoeveelheid opgeloste stowwe. Die verskil tussen kolligatiewe eienskappe van elektroliete en nie-elektroliete is dat die effek van elektroliete op kolligatiewe eienskappe baie hoog is in vergelyking met nie-elektroliete.
