ELEKTROLÜÜDID JA ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSED 1. Elektrolüüdid · Elektrolüüt on aine (happed, alused, soolad), mis vesilahuses jaguneb täielikult või osaliselt ioonideks · Elektrolüütiline dissotsiatsioon on lahustumisega kaasnev aine jagunemine ioonideks. · Mitteelektrolüüt on aine, mis vesilahustes ei jagune ioonideks. · Mida rohkem alused või happed dissotsieeruvad vees ioonideks, seda tugevamad nad on. Tugevate aluste ja hapete dissotsiatsioon on täielik (HCl H+ + Cl-). Nõrgad alused ja happed dissotsieeruvad ioonideks vaid osaliselt (H2CO3 ja paljud orgaanilised happed). Miks juhivad elektrolüüdid elektrit (NaCl Na+ + Cl-)? Ioonid saavad lahuses vabalt ringi liikuda ning lahuse ioonid hakkavad välise elektrimõju mõjul liikuma kindlas suunas vastaslaenguga elektroodi suunas. 2. Ioonsete ainete lahustumine · Ioonsed ained ...
n2 X2 , n1 n 2 milles n1 on lahusti moolide arv, n2 lahustunud aine moolide arv. Elektrolüütide lahustes on osakeste arv elektrolüütilise dissotsiatsiooni tõttu suurem. Dissotsiatsionimäär näitab, missugune osa lahustunud molekulidest on dissotsieerunud. Dissotsiatsioonist tingitud osakeste arvu kasvu arvestab van't Hoffi koefitsient e isotoonilisustegur i. i ja vahel kehtib seos: i = 1 + ( - 1) , (9) kus on elektrolüüdi valemile vastav ioonide arv. Mitteelektrolüütide lahustes i = 1, elektrolüütide lahustes i > 1 ja täieliku dissotsiatsiooni korral, kui = 1, i = . Elektrolüütide lahustes on aururõhu suhteline langus arvutatav järgmise seose abil:
d) hüdroksokompleksid ligandiks on OH- rühmad. Tugev kompleksühendist elektrolüüt dissotsieerub ioonideks nagu mistahes tugev elektrolüüt. Nii on kompleksühendi [Ag(NH ) ]Cl vesilahuses [Ag(NH ) ]+ ja Cl- ioonid. 3 2 3 2 [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl- Lisaks ülaltoodud ioonidele on esimeses lahuses veel [Ag(NH3)]+ ja Ag+ ioone. Nende osakeste olemasolu on tingitud kompleksioonide endi vähesest dissotsiatsioonist. [Ag(NH3)2]+ dissotsiatsioon kulgeb järgmiselt: [Ag(NH3)2]+ [Ag(NH3)]+ + NH3 + + 3 3 [Ag(NH )] Ag + NH Kuna kompleksioonide dissotsiatsioonireaktsioonid on tasakaalureaktsioonid, saab määrata nende reaktsioonide tasakaalukonstante, milliseid antud juhul nimetatakse astmelisteks ebapüsivuskonstantideks. Avaldised viimaste arvutamiseks ja nende suurused on alljärgnevad. Ioonile [Ag(NH3)2]+:
lahusti poole ja hüdrofoobsed osad on ühendatud omavahel. Mitsellid moodustuvad pindaktiivsete ainete (PAA) molekulidest. Need molekulid on amfifiilsed, st osa molekulist on polaarne, osa mittepolaarne.Seetõttu kuuluvad PAA hulka paljud orgaanilised ained, mis sisaldavad hüdrofoobset süsivesinikahelat ja mõnda polaarset rühma.PAA jagatakse mitteionogeenseteks (nt etoksü-rühma sisaldavad estrite derivaadid) ja ionogeenseteks.Viimased võivad sõltuvalt nende dissotsiatsioonist vesilahuses olla katioonaktiivsed (nt mõned alkaloidid) või anioonaktiivsed (nt pesemisvahendid).Näiteks Na-stearaadi C17H35COONa dissotsiatsioonil tekib pindaktiivne anioon C17H35COO- ja Na+- ioon. Mitsellide suurus ja mikrostruktuur sõltub kontsentratsioonist, 50-100 molekulist moodustunud agregaat on enamasti sfäärilise kujuga. Mitsellid võivad moodustada erinevaid kujusid: sfääriline, kettakujuline, silindriline ja ellipsikujuline. 29
Nii on kompleksühendi [Ag(NH3)2]Cl vesilahuses [Ag(NH3)2]+ ja Cl- ioonid, H2[AgI3] vesilahuses H+ ja [AgI3]2- ioonid jne: [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl H2[AgI3] 2H+ + [AgI3]2 Lisaks ülaltoodud ioonidele on esimeses lahuses veel [Ag(NH3)]+ ja Ag+ ioone, ja teises lahuses [AgI2]-, I ja Ag+ ioone ning dissotsieerumata hõbejodiidi, kuid oluliselt väiksemas kontsentratsioonis. Nende osakeste olemasolu on tingitud kompleksioonide endi vähesest dissotsiatsioonist. [Ag(NH3)2]+ dissotsiatsioon kulgeb järgmiselt: [Ag(NH3)]2 [Ag(NH3)]+ + NH3 (1) [Ag(NH3)]+ Ag+ + NH3 (2) ja [AgI3]2- dissotsiatsioon: [AgI3]2- [AgI2]- + I- (1) [AgI2]- AgI + I- (2) AgI Ag+ + I- (3) Kuna kompleksioonide dissotsiatsioonireaktsioonid on tasakaalureaktsioonid, saab määrata
Kui me muudame kas [H+] või [OH-] lisades vette kas hapet või alust, siis peavad [H+] ja [OH-] muutuma kooskõlastatult. Kui üks kasvab, siis teine peab vähenema vastavalt nii, et nende korrutis oleks alati jääv (Kw). Kõrge vesinikioonide kontsentratsiooniga [H+] lahuses on madal hüdroksüülioonide kontsentratsioon [OH-] ja vastupidi. Kui me vaatame puhast vett, kuhu pole lisatud ei happelisi ega aluselisi ühendeid, siis peavad kõik H+ ja OH- ioonid pärinema vee dissotsiatsioonist, järelikult: [H+] = [OH-] = 10-14 M2 = 1 x 10-7 M (kui t = 25ºC) (3.5) 4 Lahuse kohta, kus [H+] = [OH-] öeldakse, et lahus on neutraalne, s.t. et lahus pole ei happeline ega aluseline. Kuna Kw sõltub temperatuurist, siis ei ole neutraalses lahuses alati [H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 M. Näiteks 37ºC juures on neutraalses lahuses [H+] = [OH-] = 1,6 x 10-7 M.
kasutamine). Mitsellid moodustuvad pindaktiivsete ainete (PAA) molekulidest. Need molekulid on amfifiilsed, st osa molekulist on polaarne, osa mittepolaarne.Seetottu kuuluvad PAA hulka paljud orgaanilised ained, mis sisaldavad hüdrofoobset süsivesinikahelat ja mõnda polaarset rühma.PAA jagatakse mitteionogeenseteks (nt etoksu-ruhma sisaldavad estrite derivaadid) ja ionogeenseteks.Viimased võivad sõltuvalt nende dissotsiatsioonist vesilahuses olla katioonaktiivsed (nt moned alkaloidid) voi anioonaktiivsed (nt pesemisvahendid). 50. Pindaktiivsed ained. Vähendavad pindpinevust, näiteks seep, parkained ja värvained. Need on ained, millel on poolkolloid omadused. 51. Kolloidsüsteemide stabiilsus. Termodünaamiliselt ebastabiilne. Püsivus seisneb kineetilistel iseärasustel e kineetiliselt stabiilne. Stabiilsuse põhjustab kolloidosakese elektriliselt laetud pind. => elektriline kaksikkiht
Aluselises keskkonnas: Ka vesi ise on lahuses mõningal määral ioniseerunud CH+ < 1.00*107 H2O D H+ + OH ehk pH > 7.00 seega on happe lahuses ka OH ioone ja aluse lahuses H+ ioone, mis tekivad vee dissotsiatsioonist. Kuid kõikides vesilahustes kehtib seos 5.13 5.14 KKY3031 Üldine keemia A.Trikkel, 2001
po p kus p o on puhta lahusti aururõhk, p - lahuse aururõhk ja X 2 - lahustunud aine moolimurd. n2 X2 = , n1 + n 2 milles n 1 on lahusti moolide arv, n 2 - lahustunud aine moolide arv. Elektrolüütide lahustes on osakeste arv elektrolüütilise dissotsiatsiooni tõttu suurem. Dissotsiatsionimäär näitab, missugune osa lahustunud molekulidest on disotsieerunud. Dissotsiatsioonist tingitud osakeste arvu kasvu arvestab van't Hoffi koefitsient e isotoonilisustegur i. i ja vahel kehtib seos i = 1 + ( - 1) , (9) kus on elektrolüüdi valemile vastav ioonide arv. Mitteelektrolüütide lahustes i = 1, elektrolüütide lahustes i > 1 ja täieliku dissotsiatsiooni korral, kui = 1, i = . 13 Elektrolüütide lahustes on aururõhu suhteline langus arvutatav järgmise seose
Mõjutab vee jaotumist kudedes. 63. Elektrolüüdid on ühendid mis lahustudes vees moodustavad ioone ja põhjustavad lahuste elektrijuhtivust. Tugevad elektrolüüdid ioniseeruvad täielikult lahustudes vees nt HCl, KOH. Nõrgad elektrolüüdid ei ioniseeri aga täielikult vees nt NH 3, HgBr2, HF. Sahharoos-mitteelektr 64.Vee ioonkorrutis: Ka vesi ise on lahuses mõningal määral ioniseerunud:H2OH++OH. Seega on happe lahuses ka OH ioone ja aluse lahuses H+ ioone, mis tekivad vee dissotsiatsioonist. Kuid kõikides vesilahustes kehtib seos C H+*COH-=KV KV ongi ioonkorrutis. 65. Lahuste happelisi - aluselisi omadusi kirjeldatakse arvuliselt vesinikeksponendi ehk pH mõistega: Selle võttis kasutusele Rootsi keemik pH=log(CH+). pH on oluline materjalide püsivuse seisukohalt. Kunstmaterjalid, elusorganismid, polümeerid jm. Vere pH tase on kitsastes piirides, vastasel korral haigus. Annab joogile hapu(nt Coca-Cola pH 2,2) maitse, fosfaatanioon on organismile kasulik
parameeter retseptori ja aine interaktsioonis. Asendajate muutmine võib mõjutada tugevalt aine hüdrofoobseid omadusi. Seetõttu tuleb kirjeldada ühendite hüdrofoobsust kvantitatiivselt tervikuna sõltuvalt üksikutest struktuurifragmentidest. Elektroonsed efektid. Mõjutavad pKa-d, polaarsust, laengujaotust Aromaatsetes süsteemides on asendajate elektroonsete efektide hindamiseks Hammeti σ konstandid, mis on määratud asendatud bensoehappe dissotsiatsioonist. PhCO 2−¿ ¿ ¿ K H =¿ KX σ X =log =log K X −log K H KH 18 Kus elektrodonoorsete rühmade σX väärtused on <0 ja elektronaktseptoorsete rühmade σX väärtused on >0. Hammeti σ konstantide väärtused sõltuvad asendajate asendist aromaatses tuumas, kus sõltuvust kirjeldab võrrand: 1 C ∑ i log = K +K j Hammeti σ asemel saab kasutada eraldi induktsioonikonstanti σ 0ja
Näited: vesi H2O; ammoniaak NH3; soolad: HgCl2, HgBr2; enamus orgaanilisi happeid: metaanhape (HCOOH), etaanhape (CH3COOH), oblikhape - (COOH)2; happed: HF, H2S, HCN, H2CO3, H2SiO3, H3PO4 Mitteelektrolüüdid - molekulaarne aine, mis lahustumisel ei moodusta ioone. Näiteks lihtained (hapnik, jood), oksiidid (CO, NO, Al2O3) ning paljud orgaanilised ained (suhkur ehk sahharoos, etanool). 72. Vee ioonkorrutis. Happe lahuses on OH ioone ja aluse lahuses H+ ioone, mis tekivad vee dissotsiatsioonist. Nende korrutist tähistatakse Kv, mis ongi ioonkorrutis. 1,00*10^(-14) 73. pH mõiste, näited, määramine. pH näitab lahuse happelisust; negatiivne logaritm lahuse vesinikioonide kontsentratsioonist (mol/l) Gaseeritud vesi: pH ~5,5; Pepsi cola, Coca-cola pH 2,2. Määratakse indikaatoritega, näitaks Fenoolftaleiin või metüülpunane. 74. Kristalsed ained, näited. Kristalsed - osakesed paiknevad korrapäraselt, osakesed paiknevad tasapinnaliselt;
on suhteliselt ebapüsivad 61. Gaaside lahustuvus vedelikes (Henry-Daltoni seadus). 70. Vee ioonkorrutis. Gaaside lahustuvus väheneb t° tõusuga ja suureneb rõhu kasvuga. happe lahuses on OH ioone ja aluse lahuses H+ ioone, mis tekivad vee Gaaside lahustuvus vees väheneb, kui vesi sisaldab lahustunud soolasid. dissotsiatsioonist. Gaasi lahustuvus vedelikus on võrdeline tema osarõhuga lahuse kohal. Rõhu Nende korrutist tähistatakse Kv, mis ongi ioonkorrutis. 1,00*10^(-14) kiire vähenemine põhjustab osa gaasimeraldumist lahusest. Seadus ei kehti veega reageerivate ainete kohta 71. pH mõiste, näited, määramine.
happed: HF, H2S, HCN, H2CO3, H2SiO3, H3PO4 Gaaside lahustuvus vees väheneb, kui vesi sisaldab lahustunud soolasid. Gaasi lahustuvus vedelikus on võrdeline tema osarõhuga lahuse kohal. Rõhu 70. Vee ioonkorrutis. kiire vähenemine põhjustab osa gaasimeraldumist lahusest. Seadus ei kehti happe lahuses on OH ioone ja aluse lahuses H+ ioone, mis tekivad vee veega reageerivate ainete kohta dissotsiatsioonist. Nende korrutist tähistatakse Kv, mis ongi ioonkorrutis. 1,00*10^(14) 62. Gaaside lahustuvuse sõltuvus temperatuurist. n Gaasi lahustuvus temperatuuri tõustes väheneb 71. pH mõiste, näited, määramine. n Näiteks külma vee soojenemisel eralduvad anuma seinale õhumullid
Nt. HO, NH, HgCl, HgBr, enamus orgaanilisi happeid: HCOOH, (COOH), happed, HF, HS, HCN, HCO, HPO, mitmealuselised happed II ja eriti III dissotsiatsioonijärgus. · Mitteelektrolüüdid ained, mis lahustuvad vees, kuid ei dissotsieeru, juhtivuse muutust ei esine. Nt. CH5OH, CHO. Vee ioonkorrutis happe lahuses on OH ja aluse lahuses H ioone, mis tekivad vee dissotsiatsioonist. · Standardtingimustel: Kv=1.00·10^-14 . · Puhtas vees: nimetatakse ka neutraalseks lahuseks. Happelises lahuses (CH+ > COH-) ja aluselises lahuses (CH+ < COH-) Vesinikeksponent ehk pH kirjeldab arvuliselt aluselisi ja happelisi omadusi. · Neutraalses keskkonnas: pH=-log(1.00*10^-7)=7.00 · Happelises keskkonnas: pH<-log(1.00*10^-7)<7.00 · Aluselises keskkonnas: pH>-log(1.00*10^-7)>7.00 Maomahl 1,6-1,8 Coca-cola 2,2 Tomati mahl 4,3
on võimalik seda viia vee faasi (seepide, pesemivahendite kasutamine) *Mitsellid moodustuvad pindaktiivsete ainete (PAA) molekulidest. Need molekulid on amfifiilsed, st osa molekulist on polaarne, osa mittepolaarne. *Seetõttu kuuluvad PAA hulka paljud orgaanilised ained, mis sisaldavad hüdrofoobset süsivesinikahelat ja mõnda polaarset rühma. *PAA jagatakse mitteionogeenseteks (nt etoksü-rühma sisaldavad estrite derivaadid) ja ionogeenseteks. *Viimased võivad sõltuvalt nende dissotsiatsioonist vesilahuses olla katioonaktiivsed (nt mõned alkaloidid) või anioonaktiivsed (nt pesemisvahendid). *Näiteks Na-stearaadi C17H35COONa dissotsiatsioonil tekib pindaktiivne anioon C17H35COO- ja Na+- ioon. PAA molekuli mudel *Polaarne osa molekulist lahustub vees hästi, mittepolaarne aga halvasti, kuna selle lahustumisel peaksid katkema vesiniksidemed vee molekulide vahel. *Seetõttu koguneb (adsorbeerub) osa PAA molekule vesilahuse pinnale, molekuli hüdrofoobne osa
võimalik seda viia vee faasi (seepide, pesemivahendite kasutamine) *Mitsellid moodustuvad pindaktiivsete ainete (PAA) molekulidest. Need molekulid on amfifiilsed, st osa molekulist on polaarne, osa mittepolaarne. *Seetõttu kuuluvad PAA hulka paljud orgaanilised ained, mis sisaldavad hüdrofoobset süsivesinikahelat ja mõnda polaarset rühma. *PAA jagatakse mitteionogeenseteks (nt etoksü-rühma sisaldavad estrite derivaadid) ja ionogeenseteks. *Viimased võivad sõltuvalt nende dissotsiatsioonist vesilahuses olla katioonaktiivsed (nt mõned alkaloidid) või anioonaktiivsed (nt pesemisvahendid). *Näiteks Na-stearaadi C17H35COONa dissotsiatsioonil tekib pindaktiivne anioon C17H35COO- ja Na+- ioon. PAA molekuli mudel *Polaarne osa molekulist lahustub vees hästi, mittepolaarne aga halvasti, kuna selle lahustumisel peaksid katkema vesiniksidemed vee molekulide vahel. *Seetõttu koguneb (adsorbeerub) osa PAA molekule vesilahuse pinnale, molekuli hüdrofoobne osa ("saba")
annaabi.ee 
