نظریه شیمیایی الکترولیت ها
چکیده:
در درس قبل گفته شد که می توان مواد حل شده را بر اساس نحوه حل شدن آن ها و رسانای الکتریکی محلول های آن ها به دو دسته الکترولیت و غیر الکترولیت تقسیم کرد. در ادامه به مقایسه خصوصیات این دو دسته و نظریه شیمیایی الکترولیت ها خواهیم پرداخت.
شرح درس:
در سال 1887 سوانته آرنیوس نظریه ای مبنا بر تفاوت صعود نقطه جوش و نزول نقطه انجماد الکترولیت ها و غیرالکترولیت ها از یکدیگر ارائه داد که به نظریه شیمیایی الکترولیت ها معروف است.
صعود نقطه جوش و نزول نقطه انجماد محلول های رقیق الکترولیت ها با غلظت معین، با صعود نقطه جوش و نزول نقطه انجماد محلول های غیر الکترولیت ها با همان غلظت متفاوت است. در واقع از آنجا که یک مول NaCl ، شامل 2 مول یون است ( یک مولNa+ و یک مول Cl- ) انتظار داریم که نزول نقطه انجماد محلول 1 مولال NaCl دو برابر نزول نقطه انجماد یک محلول 1 مولال از یک غیر الکترولیت باشد. البته باید بدانید خواص غلظتی به تعداد ذرات حل شده، نه به ماهیت آن ها، بستگی دارد.
همچنین انتظار داریم که نزول نقطه انجماد یک محلول K2SO4 (شامل 3 مول یون به ازای هر مول K2SO4 ) با غلظت معین، سه برابر نزول نقطه انجماد یک محلول غیر الکترولیت ( که ماده حل شده در آن به یون تفکیک نمی‌شود) با همان غلظت باشد.
• صعود نقطه جوش محلول الکترولیت ها به‌طور نسبی بالاتر از صعود نقطه جوش محلول غیر الکترولیت ها در شرایط تساوی غلظت آن هاست.
آرنیوس مشاهدات خود را با این فرض توضیح داد كه الكترولیت ها در محلول به یون های مربوطه تفكیک می شوند. حل شدن یك نمک در آب و یونیزه شدن آن دو بحث جداگانه هستند، یعنی ممكن است نمكی به خوبی در آب حل شود ولی كاملا به یون تفكیک نشود، بنابراین رسانای ضعیفی خواهد بود.
در تعریفی که در درس قبل از الکترولیت های قوی و ضعیف ارائه شد، گفتیم الکترولیت های قوی رسانای خوبی برای جریان الکتریسیته بوده در حالی که الکترولیت های ضعیف رسانای خوبی نمی باشند. اما در این تعریف به نقش غلظت، دما و تحرک یون ها توجهی نشده است. رسانش الکتریکی یک محلول تابع غلظت یون ها، اندازه یون ها، مقاومت حلال و دما می باشد.
بر این اساس زمانی که می خواهیم دو محلول الکترولیت را از نظر قوی و ضعیف بودن مقایسه کنیم باید در شرایط غلظت و دمای یکسان باشند. بنابراین از نظر درجه تفکیک یونی می توان گفت در غلظت و دمای یکسان آن الکترولیتی قوی تر است که درجه تفکیک یونی بزرگتری داشته باشد.
توجه: محلول یا کم محلول بودن الکترولیت در آب معیار قوی یا ضعیف بودن آن نیست. برای نمونه باریم سولفات یک ترکیب یونی کم محلول در آب است و درجه ی تفکیک یونی آن یک می باشد. حال اگر درجه ی تفکیک یونی را به عنوان ملاکی برای تشخیص قوی یا ضعیف بودن به شمار آوریم، باریم سولفات یک الکترولیت قوی است. از سوی دیگر چون قابلیت انحلال آن بسیار ناچیز است پس غلظت یون ها در محلول آن بالا نبوده و از این رو محلول سیر شده ی آن رسانایی الکتریکی بسیار اندکی دارد حتی در مقیاس معمولی می توان گفت که محلول آن رسانای جریان الکتریسیته نیست.
از دید رسانش الکتریکی نیز گفته می شود الکترولیتی قوی تر است که محلول آن رسانای خوبی برای جریان الکتریسیته باشد. اگر شرایط یکسان بودن غلظت و دما نادیده گرفته شود این تعریف نارسایی هایی خواهد داشت. به عنوان نمونه هر گاه رسانایی ویژه محلول هیدروژن کلرید و هیدروژن فلورید در غلظت و دمای یکسان را با هم مقایسه کنیم، می بینیم که رسانایی محلول هیدروژن کلرید به مراتب بیشتر است.
در مورد مقایسه این دو محلول در غلظت و دمای یکسان از هر یک از دو معیار (درجه ی تفکیک یونی و رسانش الکتریکی) که استفاده شود نتیجه یکسانی به دست آمده و می توان گفت که محلول هیدروژن کلرید الکترولیت قوی تری است.
اما وقتی محلول ٠/٠٠١ مولار پتاسیم کلرید با محلول ٠/٠٠١ مولار هیدروژن فلورید را مورد مقایسه قرار دهیم، از نظر درجه تفکیک یونی محلول هیدروژن کلرید قوی تراست. اما اگر رسانایی الکتریکی را مبنا بگیریم در آن صورت محلول هیدروژن فلورید الکترولیت قوی تری خواهد بود. دلیل آن این است که هر چند تعداد یون های مثبت و منفی در محلول هیدروژن فلورید کمتر است اما رسانایی ویژه الکتریکی آن به علت حضور یون های پر تحرک هیدروژن بیشتر می باشد. ( در واقع رسانایی الکتریکی یون های هیدروژن در غلظت و دمای یکسان بیش از پنج برابر رسانایی الکتریکی یون های پتاسیم است. )
با توجه به این توضیحات زمانی که دو الکترولیت از نظر قوی یا ضعیف بودن مقایسه می شوند باید در نظر داشت این مقایسه بر مبنای کدام معیار (رسانش الکتریکی یا درجه تفکیک یونی) صورت می گیرد و هم چنین باید توجه داشت این مقایسه در شرایط غلظت و دمای یکسان انجام شود.
مرکز یادگیری سایت تبیان – تهیه و تنظیم: مهسا شاه حسینی
