Колігативні властивості розчинів.
Властивості розчинів неелектролітів.
Способи вираження концентрації розчинів.
Найчастіше застосовують наступні способи:
· масова частка;
· об’ємна частка;
· молярна концентрація;
· мольна частка;
· моляльна концентрація;
· титр розчину.
Масова частка – це відношення маси розчиненої речовини до маси розчину. Виражається в частці від 1 або в %:
W = (m(розч.реч-ни) / m(р-ну) )× 100%
Об’ємна частка – це відношення об’єму розчиненої речовини до об’єму розчину. Виражається в частці від 1 або в %:
WV = Vреч / Vзаг × 100%
У фармації застосовують іноді масово-об’ємну частку – це відношення маси розчиненої речовини до об’єму розчину.
W = mреч / Vрозч × 100%
Молярність (молярна концентрація) – це число молів розчиненої речовини в
(М)СМ = n(реч, моль) / Vроз – ну (моль/л)
нормальність (нормальна концентрація) – це число еквівалентів розчиненої речовини в 1л розчину. Нормальність позначають N і вимірюють в молях на літр: N, моль/л.
N = n(еквів) / Vр-ну, моль/л
Доповнення до закону еквівалентів: якщо дві речовини 1 і 2 взаємодіють між собою, то для їх розчинів з концентраціями N1 і N2 характерна рівність:
N1 ×V1 = N2 ×V2
Де N1 і N2 – нормальності розчинів речовин 1 і 2, які взаємодіють між собою;
V1 і V2 – об’єми розчинів речовин 1 і 2.
Знаючи, нормальність і об’єм однієї речовини, а також об’єм іншої речовини, що вступає в реакцію з першою, можна розрахувати її нормальність:
N2 = N1 ×V1/ V2
Мольна частка – це відношення числа молів розчиненої речовини до загального числа молів розчину (розчинника і розчиненої речовини). Якщо розчин складається з двох компонентів – розчиненої речовини і розчинника, то мольна частка розчиненої речовини:
Х1 = n1/n1+n2
Де n1, n2 – кількості молів розчиненої речовини у розчині і розчинника відповідно.
Моляльна концентрація (моляльність) – це кількість молів розчиненої речовини в
m = n(реч)/Vр-ну, (г/мл, г/л)
Титр розчину – це число грамів розчиненої речовини в 1 мл розчину
Т = m(реч)/Vр-ну, (г/мл, г/л).
Електроліти і неелектроліти. Осмос і осмотичний тиск в розчинах неелектролітів.
Властивості розчинів визначаються характером міжмолекулярних взаємодій. Істотне значення можуть мати водневий зв’язок, асоціація, сольватація, дисоціація, хімічна взаємодія. Властивості розчинів, які не залежать від природи (складу і хімічної будови) розчиненої речовини, а залежать тільки від його молярної концентрації, називають колігативними. Кожною з цих властивостей користуються для визначення молярної (молекулярної) маси, ступеня дисоціації, показника асоціації, розчиненої речовини методами тонометрії, ебуліометрії, кріометрії і осмометрії. Кріометрія застосовується також для кількісного визначення домішок.
Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм називаються електролітами; відповідно речовини, розплави чи розчини яких не проводять електричного струму називаються неелектролітами.
Електроліти-провідники другого роду, носіями електричного струму є іони: катіони й аніони, які існують в розчинах або розплавах електролітів. Метали-провідники першого роду, носіями електричного струму – електрони.
Вивчення властивостей розбавлених розчинів неелектролітів показало, що їхні властивості змінюються прямо пропорційно концентрації розчинів. Це і зрозуміло, адже в розбавлених розчинах між молекулами розчиненої речовини немає помітної взаємодії і тому їхні властивості залежать лише від відносного числа часточок речовини у розчині і не залежать від природи розчиненої речовини.
Властивості розчинів, які залежать лише від їхньої концентрації і не залежать від природи розчиненої речовини, називаються колігативними.
Внаслідок того, що в розбавлених розчинах немає сил взаємодії між молекулами розчиненої речовини, такі розчини наближено розглядають як “ідеальні” системи. Проте це не означає, що можна проводити повну аналогію між газами і розчинами, оскільки будова розчинів ближча до будови рідких і твердих тіл, ніж до газів.
Якщо налити в циліндр концентрований розчин якої-небудь речовини, наприклад, цукру, а зверху нього обережно налити шар більш розбавленого розчину цукру, то утворена таким способом система спочатку буде неоднорідною. Але через деякий час молекули цукру і води знову рівномірно розподіляться по всьому об’єму рідини. Так відбувається через те, що молекули цукру безладно рухаючись, проникають як з концентрованого розчину у розбавлений, так, і в зворотньому напрямку;але при цьому протягом будь-якого проміжку часу з більш концентрованого розчину у менш концентрований переходить більше молекул цукру, ніж з розбавленого розчину в концентрований. Так само молекули води рухаються у різних напрямках, але при цьому з розбавленого розчину, багатшого на воду, вконцентрований розчин переходить більше молекул води, ніж за той же час переноситься в зворотньому напрямі. Так виникає напрямлене переміщення цукру з концентрованого розчину в розбавлений, а води з розбавленого розчину в концентрований; кожна речовина переноситься туди, де її концентрація менша. Такий процес називається дифузією.
Дифузієя – процес самовільного вирівнювання концентрації розчину речовини.
Під час дифузії деяка початкова впорядкованість у розподілі речовин (висока концентрація речовини в одній частині системи і низька – в іншій) змінюється цілковитою безладністю їх розподілу. При цьому ентропія системи зростає. Коли концентрація розчину в усьому його об’ємі вирівнюється, ентропія досягає максимуму і дифузія припиняється.
Дифузію можна спостерігати, якщо налити у скляний циліндр який-небудь забарвлений розчин, наприклад, розчин KMnO4, а зверху нього обережно, щоб не викликати перемішування, добавити води. Спочатку буде помітна різка межа, але поступово вона розмиватиметься; через деякий час розчинена речовина рівномірно розподілиться по всьому об’ємі розчину і вся рідина матиме однаковий колір.
У розглянутому прикладі часточки розчинника і розчиненої речовини дифундують у протилежних напрямах. Такий випадок називається зустрічною, або двостороньою дифузією. Інакше буде тоді, коли між двома розчинами поставити перегородку, через яку розчинник може проходити, а розчинена речовина – не може. Такі перегородки, що отримали назву напівпроникних, існують у природі, а також їх можна виготовити штучно. Наприклад, якщо просочити глиняний пористий циліндр розчином мідного купоросу, а потім занурити його в розчин гексаціано-(ІІ) ферату калію K4[Fe(CN)6], то у порах циліндра осяде гексаціана-(ІІ) ферат міді Cu2[Fe(CN)6]. Оброблений таким способом циліндр має властивості напівпроникної перегородки: через його стінки можуть проходити молекули розчиненої речовини вони непроникні.
Якщо в такий циліндр налити розчин якої – небудь речовини, наприклад цукру, і занурити циліндр у воду, то концентрації вирівнюватимуться тільки внаслідок переміщення молекул води. Останні в більшій кількості дифундують у розчин, ніж назад, тому об’єм розчину поступово збільшуватиметься, а концентрація цукру в ньому зменшуватиметься.така одностороння дифузія через напівпроникну перегородку називається осмосом.
Процес односторонньої дифузії молекул через напівпроникну перегородку називається осмосом.
На відміну від звичайної двосторонньої дифузії, яка є результатом теплового руху молекул, механізм односторонньої дифузії ще не з’ясовано. Не можна розглядати напівпроникну перегородку як щось подібне до молекулярного сита, крізь яке проходять лише невеликі за розміром і не проходять великі молекули. Осмос – складний фізико-хімічний процес. У природі не існує ідеальних мембран, які пропускали б лише молекули розчинника і не пропускали молекул розчиненої речовини. Реальні напівпровідники перегородки пропускають переважно молекули розчинника (зокрема, води) і деякою мірою затримують молекули розчиненої речовини. Тому вважати осмос одностороньою дифузією не зовсім правильно, оскільки проникнення молекул розчинника (води) крізь мембрану відбувається в обох напрямках: з чистого розчинення в розчин (або з розбавленого розчину в концентрований) і навпаки. Отже, осмос – процес динамічний.
Осмотичний тиск – це тиск, який чисельно дорівнює додатковому тиску, який необхідний для припинення осмосу.
Вимірюючи гідростатичний тиск при такій рівновазі, можна тим самим визначити величину осмотичного тиску. Як показав Я. Г. Вант – Гофф (1885.), осмотичний тиск розчину чисельно лорівнює тиску, який чинила б розчинена речовина, якби вона при тій самій температурі перебувала в газоподібному стані і займала об’єм, що дорівнює об’єму розчину. Це і є закон осмотичного тиску.
Вимірявши осмотичний тиск різних розчинів, встановили, що величина осмотичного тиску залежить від концентрації розчину і його температури, але не залежить від природи розчиненої речовини і розчинника.
У 1886 році Вант – Гофф показав, що осмотичний тиск розбавлених розчинів підлягає законом ідеальних газів Бойля – Маріотта і Гей – Люссака і що залежність осмотичного тиску від концентрації і температури розчину виражається рівнянням:
Pосм = CRT, (1)
Де Р – осмотичний тиск розчину;
С – молярна концентрація розчину;
R – універсальна газова стала;
Т – абсолютна температура розчину.
Це рівняння за формою збігається з рівнянням стану ідеального газу Меделєєва – Клапейрона.
Математичне вираження закону осмотичного тиску Вант – Гофф є справедливий лише для дуже розбавлених розчинів не електронів. З цього рівняння (1) видно, що осмотичний тиск розчину прямо пропорційний його концентрації і температурі.
Осмотичний тиск має велике значення для життєдіяльності рослин і тварин, оскільки тканини їхніх клітин, зокрема мембрана, – це та сама напівпроникна перегородка рослинного або тваринного походження, а клітини наповнені водними розчинами різних речовин. Осмотичний тиск клітинного соку дорівнює 0,4 – 2,0 МПа. Якщо клітини рослини занурити у воду (або поливати рослину водою), то вода проникає в клітини, створюючи в них гідростатичний тиск, внаслідок чого рослина стає міцною і пружною (явище тургору). Навпаки, якщо занурити клітину в розчин, концентрація розчинених речовин в якому більша, ніж у клітині, то вода з останньої переходить у зовнішній розчин, а в клітині цитоплазма відшаровується від стінки клітини і клітина зморщується (явище плазмолізу). Тому рослин, в яких осмотичний тиск у клітинах кореневої системи дорівнює 0,2 – 0,4 МПа, не можуть рости на солонцевих грунтах, осмотичний тиск яких може дорівнювати 1,2 – 1,3 Мпа. Осмос зумовлює піднімання води і поживних речовин від кореневої системи по стовбурах дерев і стебел рослин. Усі процеси обміну речовин у клітинах пов’язані з явищем осмосу. Тому це явище вперше було вивчене не фізиками і хіміками, а вченим – ботаніком В.Пфеффером.
У клітинах організмів тварин і людини спеціальні біологічні механізми підтримують сталий осмотичний тиск (» 0,8 Мпа). Так, нирки людини контролюють водообмін, тим самим контролювати осмотичний тиск у клітинах за допомогою антидіуретичного гормона, який регулює проникність ниркових осмотичних мембран для води. Осмотичний тиск у клітині регулюють і потові залози. Необхідність сталості осмотичного тиску в клітинах організму людини зумовлює те, що розчини деяких ліків (наприклад, пеніциліну) для внутрішньовенного вливання приготовляють не на дистильованій воді, а на 0,9 % – му розчині NaCl (фізіологічний розчин), який має такий самий осмотичний тиск, як і плазма крові. Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними. Розчин з вищим осмотичним тиском – гіпертонічний, а з нижчим – гіпотонічним.
У клітинах організмів тварин і людини спеціальні біологічні механізми підтримують сталий осмотичний тиск (» 0,8 Мпа).
Закони Рауля.
Відомо, що при певній температурі тиск насиченої пари над кожною рідиною – величина стала. Це випливає з діаграми стану рідини. Розчинена речовина ускладнює випаровування розчинника внаслідок взаємодії молекул речовини і розчинника. Тому при сталій температурі тиск пари над розчином нелеткої речовини менший, ніж над розчинником, за винятком розчинів, в яких розчинена речовина є леткою (NH3, HCl тощо). Отже, крива кипіння (яка показує значення тиску пари над розчином при певній температурі) розташована нижче, ніж крива кипіння чистого розчинника.
Зниження тиску пари над розчином (різниця між тиском насиченої пари розчинника і тиском насиченої пари розчину), тим більше, чим вища концентрація розчину.
Відношення величини зниження тиску пари над розчином до тиску насиченої пари над чистим розчинником називається відносним зниженням тиску пари над розчином.
Позначимо тиск насиченої пари розчинника над чистим розчинником ро , а над розчином р. Тоді відносним зниженням тиску пари над розчином буде дріб:
Р0 – Р/Р0
У 1887 році фр. фізик Рауль, вивчаючи розчини різних нелетких рідин і речовин у твердому стані, установив закон, що зв’язує зниження тиску пари над розбавленими розчинами неелектролітів з концентрацією:
Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці розчиненої речовини. (тонометричний закон Рауля).
Математично закон Рауля можна записати так:
Р0 – Р/Р0 = n/N + n
n – число молів розчиненої речовини;
N – число молів розчинника;
n/N + n – мольна частка розчиненої речовини.
Якщо розчини дуже розбавлені, то n << N і тоді рівняння можна спростати, ввівши DР = Р0 – Р: DР = Р0 × n/N.
Розчинність. Ненасичені, насичені і пересичені розчини.
Коли кристал вносять у рідину, в якій він може розчинятися, від його поверхні відриваються окремі молекули. Останні завдяки дифузії рівномірно розподіляються по всьому об’єму розчинника. Відокремлення молекул від поверхні твердого тіла зумовлюється, з одного боку, їх власним коливальним рухом, а з другого боку, – притягання з сторони молекул розчинника. Цей процес повинен би був продовжуватися до повного розчинення будь-якої кількості кристалів, якщо б одночасно не відбувався б зворотній процес – кристалізація. Молекули, які перейшли в розчин, вдаряючись у ще нерозчинені кристали речовин, знову притягуються кристалами і входять у їх склад. Цей перехід молекул з розчину у кристалічний стан буде тим інтенсивнішим, чим вище концентрація їх в розчині. А так, як остання по мірі розчинення речовини зростає, то, нарешті, наступить такий момент, коли швидкість розчинення стає рівною швидкісті кристалізації.
Тоді встановлюється динамічна рівновага, при якій за одиницю часу стільки ж молекул розчинення, скільки і виділяється з розчину.
Розчин, який знаходяться в рівновазі з речовиною, яка розчиняється називається насиченим розчином.
Розчинність різних речовин у тому самому розчиннику або будь-якої речовини в різних розчинниках може коливатись у досить широких межах. Кількісно розчинність визначають вмістом речовини (концентрацією) у насиченому розчині. Найчастіше розчинність визначають кількістю грамів речовини на 100г розчинника.
Отже, насичений розчин – це розчин, в якому досягнута межа насичення для певних зовнішніх умов (t° або р).
Якщо розчин містить менше розчиненої речовини, ніж потрібно для насичення, то такий розчин називається ненасиченим розчином. У ненасичених розчинах межа насичення не досягнута, але, змінюючи, наприклад, температуру розчину, можна її досягти.
Деякі речовини можуть утворювати так звані пересичені розчини, які при певній температурі містять більше розчиненої речовини, ніж це зумовлено межею розчинення.
Проте на відміну від насичених розчинів, які є термодинамічно стабільними системами, пересичений розчин – нестійка система.вони утворюються при повільному і обережному охолодженні насичених розчинів деяких речовин.
Вивчення розчинності виявило наступні закономірності. Взаємне розчинення речовин відбувається тим легше, чим ближчі їх хімічні будови і характер (тип) зв’язку:
· речовини з іонними зв’язками добре розчинні в полярних розчинниках солі добре розчинні у розплавах солей та воді, але нерозчинні у (бензолі) неполярних розчинниках;
· речовини з полярними або з молекулами, які легко поляризуються, тим легше взаємно розчинні, чим ближчий характер їх міжмолекулярних взаємодій (ацетон розчинний в ефірі і спирті; аміак у воді); неполярні і молекули, які важко поляризуються, добре розчинні одне в одному (рідкий азот в рідкому кисні);
· речовини з різним типом зв’язку і міжчастинкових взаємодій взаємно нерозчинні (метали нерозчинні у воді (за окремим винятком)) і органічних розчинниках.
Оскільки, процес розчинення може проходити ендо- і екзотермічно, то вплив температури на розчинення речовин значний (суттєвий). Якщо процес розчинення відбувається ендотермічно, то з підвищенням температури розчинність зростає, а якщо екзотермічно, то – зменшується. Залежність між розчинністю і температурою зручно зображати графічно – у вигляді кривих розчинності.
При розчиненні твердих речовин у воді, об’єм системи звичайно змінюється незначно. Тому розчинність речовин, які знаходяться в твердому стані, практично не залежить від тиску.
Рідини можуть розчинітися в рідинах. Деякі з них необмежено розчинні взаємно, тобто змішуються в будь-яких пропорціях: етанол-вода; інші – взаємно розчинні до певної межі. Так, якщо змішати інтенсивно диетиловий ефір з водою, то утворяться два шари: верхній – насичений розчин води в ефірі, нижній – насичений розчин ефіру у воді. В більшості випадків з підвищенням температури взаємна розчинність рідин збільшується доти, поки не буде досягнута температура, при якій обидві рідини змішуються в будь-якій пропорціях.
Температура, при якій обмежена взаємна розчинність рідин переходить в необмежену, називається критичною температурою розчинення. Так при t°< 66,4°С фенол обмежено розчинний у воді, а вода – в фенолі. Температура 66,4°С – критична температура розчинення для системи вода – фенол: починаючи з цієї температури, обидві рідини необмежено розчинні одна в одній.
Розчинність газів – процес екзотермічний, тому з підвищенням температури розчинність газів зменшується. Кип’ятінням води можна видалити з неї все розчинене у ній повітря. Однак розчинення газів в органічних рідинах нерідко супроводжується поглинанням теплоти; в таких випадках з підвищенням t° розчинність газу зростає.
При розчиненні газу в рідині встановлюється рівновага:
Газ + рідина Û насичений розчин газу в рідині.
При цьому об’єм системи істотно зменшується. Відповідно, підвищення тиску повинно приводити до зміщення рівноваги вправо, тобто до збільшення розчинності газу.
Молекули газу, які містяться над рідиною в закритій посудині, бомбардують поверхнею рідини і розчиняються в рідині із швидкістю пропорційною концентрації газу. Молекули газу в розчині вдаряються в поверхню рідини з середини і вилітають з рідини. В міру розчинення газу концентрація розчинених молекул буде збільшуватися, швидкість їх виділення з розчину теж буде зростати, доки врешті не вирівняється із швидкістю розчинення. В результаті встановлюється рівновага, тобто рідина буде вже насиченою газом.
Якщо тепер збільшити тиск газу, приблизно, наприклад, в 2 рази, то у стільки ж разів зросте і концентрація його молекул над рідиною, а відповідно і швидкість розчинення газу. Рівновага порушиться. Щоб при новому значенні тиску знову встановилася рівновага, концентрація розчинених молекул також повинна зростати вдвоє.
Отже, висновком звідси є закон Генрі-Дальтона:
Розчинність газу при сталій температурі в рідині прямо пропорційна його парціальному тиску.
Або в математичній формі (Т = соnst):
m = k×p,
де m – маса газу, який розчиняється в
р – тиск газу (або парціальний тиск, коли маємо суміші газів);
k – коефіцієнт, який характеризує природу компонентів розчину.
Важливий наслідок із закону Генрі: об’єм газу, який розчиняється при постійній температурі в даному об’ємі рідини, не залежить від його парціального тиску.
Саме тому розчинність газів звичайно виражають не в грамах, а в мілілітрах, вказуючи об’єм газу, який розчиняється в 100мл розчинника.
Якщо над рідиною знаходиться суміш декількох газів, то розчинність кожного з них визначається його парціальним тиском. Це необхідно врахувати при розрахунку розчинності газів, які є в суміші з іншими газами.
Парціальним тиском називається внесок кожного з газів в загальний тиск. Або парціальний тиск – це тиск, який створював би газ, якби займав весь простір посудини.
Закон Дальтона парціальних тисків звучить так:
В суміші газів, які хімічно не взаємодіють між собою, сумарний тиск рівний сумі парціальних тисків газів, що утворюють цю суміш.
Парціальний тиск кожного газу рівний добутку загального тиску цього газу.
Різниця між температурами кипіння розчину і чистого розчинника називається підвищенням температури кипіння розчину (Dt кип). Різниця між температурами замерзання чистого розчинника і розчину називається зниженням температури замерзання розчину (Dt зам).
Нехай tкип і tзам – температури кипіння і замерзання розчину; tкип і tзам температури кипіння і замерзання чистого розчинника; тоді
Dtкип = t¢кип – tкип;
Dtзам = t¢зам – tзам.
Вивчаючи замерзання і кипіння розчинів, Рауль встановив, що для розбавлених розчинів неелектролітів підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання пропорційні концентрації розчину (другий закон Рауля):
Dtкип = Е × m,
Dtзам = K × m.
Де m – молярна концентрація розчину;
Е – ебуліоскопічна стала;
К – кріоскопічна стала.
Фізичний зміст ебуліоскопічної і кріоскопічної сталих: якщо моляльність розчину m = 1, то зниження температури замерзання є власне кріоскопічна стала, а підвищення температури кипіння – ебуліоскопічна стала.
Отже, ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі показують підвищення температури кипіння або зниження температури замерзання одномоляльного розчину порівняно з температурами кипіння і замерзання чистого розчинника.
Значення Е і К сталих не залежить від концентрації і природирозчиненої речовини, а залежить лише від природи розчинника.
Величини Е і К вимірюються в градусах.
Користуючись математичним записом другого закону Рауля і знаючи моляльну концентрацію розчину за відомим значенням зниження температури замерзання розчину чи підвищення температури кипіння розчину можна розрахувати молекулярну масу речовини – неелектроліта. Визначення молекулярних мас ресовини за зниженням температури замерзання або підвищенням температури кипіння розчинів називається відповідно кріоскопією (кріоскопічний метод) і ебуліоскопією (ебуліскопічний метод). Ці методи використовуються для встановлення складу сполук, визначення ступеня дисоціації електролітів, вивчення процесів полімеризації й асоціації речовин у розчинах.
).
Фізичні властивості розчинів електролітів (р, Росм., Dtкип., Dtзам.)
Справедливість законів Рауля і Вант-Гоффа підтверджується результатами багатьох експерементів. Але є речовини, розчини яких дуже відхиляються від усіх розглянутих законів. До подібних речовин належать солі, кислоти, луги. Для них осмотичний тиск, зниження тиску пари, зміни температур кипіння і змамерзання завжди більші, ніж це відповідає концентрації розчину. Та навіть для неелектролітів лінійна залежність фізичних властивостей розчинів від концентрації спостерігається лише для досить розбавлених розчинів, в яких взаємодії між молекулами речовин і розчинника практично немає. Такі розчини називаються ідеальними. Відхилення від ідеального стану у розчинах неелектролітів зрочтає із збільшенням їхньої концентрації, а в розчинах електролітів відхилення зростають із зменшенням концентрації розчину електроліту.
Експерементальні значення величин Dр, Росм, Dtкип і Dtзам для розчинів електролітів більші за теоретично обчислені за відповідними законами Рауля, Вант-Гоффа. Тому для оцінки міри відхилення від ідеальних систем Я.Г. Вант- Гофф запропонував ввести так званий поправочний коефіцієнт – ізотонічний коефіцієнт і, який є відношенням відповідних експериментальних значень величин Dр, Dtкип , Dtзам і Росм до теоретично обчислених:
І = DРексп/DРтеор = Dtкип експ/Dtкип теор = Dtзам експ/Dtзам теор = Росм експ/Росм теор
Крім того помітили, що водні розчини солей, кислот і основ проводять електричний струм. Безводні тверді солі і основи, а також безводні кислоти струму не проводять; майже не проводить чиста вода. Очевидно, що при розчиненні у воді такі речовини зазнають якихось глибоких змін, які й зумовлюють електропровідність добутих розчинів.
Гіпотеза Арреніуса про розпад молекул речовин – електролітів в розчинах на іони в розчинах в процесі розчинення лягла в основу теорії електролітичної дисоціації.
Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм називаються електролітами; відповідно речовини, розплави чи розчини яких не проводять електричного струму називаються неелектролітами.
Електроліти-провідники другого роду, носіями електричного струму є іони: катіони й аніони, які існують в розчинах або розплавах електролітів. Метали-провідники першого роду, носіями електричного струму – електрони.
Вивчення властивостей розбавлених розчинів неелектролітів показало, що їхні властивості змінюються прямо пропорційно концентрації розчинів. Це і зрозуміло, адже в розбавлених розчинах між молекулами розчиненої речовини немає помітної взаємодії і тому їхні властивості залежать лише від відносного числа часточок речовини у розчині і не залежать від природи розчиненої речовини.
