Full resolution (JPEG) - On this page / på denna sida - Sidor ...
<< 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.
Lösningars egenskaper
För vatten är ^ = 1,86°, alltså
1,86 • 1 000 • 1,504 3 _.
M2=n-i-— = 74 >3
(2,053—1,908; • 50,5T
Elektrolyter. För syror och baser an*
vändes som koncentrationsmått oftast
normaliteten. Motsvarar molekylen (om
molekylbegreppet se nedan) q väte? resp.
hydroxyljoner, blir normaliteten = q • mo?
lariteten. Vätejonaktiviteten anges ofta
genom pH = —log aH+, där aH+ =
—fn+ • mH+(mH+ = vätejonmolaliteten).
Är aktivitetsfaktorn ej känd, kan man ap?
proximativt sätta /H+ = 1. Det är vidare
att märka, att molalitet och molaritet ha
ungefär samma värde i utspädda vatten*
lösningar.
Då det torde vara uteslutet att jonen
H+, alltså protonen, förekommer fri i
lösningar, undvika många författare denna
beteckning och använda i stället OHs+
hydroniumjon, vari protonen är förenad
med en vattenmolekyl. I verkligheten
torde även högre komplex såsom 02H3+
osv. förekomma.
De starka elektrolyt er ri a ha i fast till?
stånd icke några avgränsade molekyler.
Ett exempel härpå är natriumklorid, vari
kristallgittrets enheter (se under »Fasta
kroppar», s. 506) utgöras av natrium?
och klorjoner, och var och en av dessa
tillhör lika mycket sex joner av motsatt
slag. Då elektrolyten löses i vatten, kom?
mer lösningen att innehålla fria natrium?
och klorjoner, Na+ och Cl— och ej några
elektrolytmolekyler. På samma sätt för?
hålla sig med mycket få undantag övriga
oorganiska salter samt s. k. starka syror
och baser. Salpetersyra innehåller alltså
jonerna H+ och NOs— , natronlut joner?
na Na+ och OH—. I koncentrerad salt?
syra finnas utom H+ och Cl- även märk?
bar mängd HCl?molekyler, och i svavel?
syra torde man utom H+ och SO/- även
få räkna med förekomsten av HS04—,
varför dessa syror i viss mån skilja sig
från övriga starka elektrolyter. De bruka
emellertid på grund av sin mycket långt
gående dissociation ( = sönderdelning) räk?
nas till dessa.
Då man talar om molalitet för en lös?
ning av en stark elektrolyt, hänför sig
molekylbegreppet till det klassiska NaCl,
KOH etc. Innehåller en dylik formelenhet
v joner, blir antalet fria partiklar i lös?
ningen v gånger större än molaliteten ger
vid handen. I det ideala fallet bli därför
de osmotiska storheterna (ångtrycksned?
sättning, kokpunktsförhöjning, fryspunkts?
nedsättning och osmotiskt tryck) också v
gånger större än det ur molaliteten på
vanligt sätt beräknade värdet. För verk?
liga lösningar gäller detta strängt taget
blott vid oändlig utspädning. I medel?
måttigt koncentrerade lösningar påverka
jonerna varandra med Coulombska kraf?
ter (elektrostatiska) vilket nedsätter de?
ras aktivitet, och fullt ^?dubbla verkan
erhålles ej.
I lösningar av svaga elektrolyter stå
ansenliga mängder odissocierade molé?
kyler i jämvikt med jonerna, t. ex. i ättik?
syra: CH3COOH ~ H+ +
CH3COO-Den rena elektrolyten består av molé?
kyler i klassisk mening. I ammoniak, som
hör hit, undviker man numera att tala
om NH4OH?molekyler, då sådanas exi?
stens är mycket osäker. Man skriver här
dissociationsjämvikten:
NH3+H2O ~nh4++OH-
Många organiska baser förhålla sig på
samma sätt. Till de svaga elektrolyterna
höra flertalet organiska syror och baser.
I gränsfallet oändlig utspädning är dis?
sociationen fullständig, och på samma sätt
som hos de starka elektrolyterna svarar
gränsvärdet för de osmotiska storheterna
mot den ^?faldiga molaliteten. Vid de
medelmåttiga koncentrationerna erhålles
svagare verkan, vilken delvis kan tillskri*
vas samma effekter som ovan, men som
ALLMÄNNA DELEN
33
513
<< prev. page << föreg. sida << >> nästa sida >> next page >>
