ELEKTROLÜÜDID JA MITTEELEKTROLÜÜDID (0)

ELEKTROLÜÜDID JA MITTEELEKTROLÜÜDID
Elektrolüüdid on ained, mis sisaldavad ioone ning tänu sellele nad juhivad sulatatud olekus või vesilahustes elektrivoolu.
Elektrolüüdid sisaldavad ioone juba tahkes olekus (NaCl, KNO3, NaOH ) või moodustavad neid lahustumise protsessis (NaCl, H2SO4). Tahkes olekus ei juhi soolad elektrivoolu, sest ioonid ei suuda tugeva ioonilise sideme tõttu kristallvõrest väljuda. Ioonide liikumine saab võimalikuks kas tahke soola sulatamisel või soola lahustamisel vees.
Ioonide olemasolu ja nende suunaline liikumine elektriväljas annabki ainele või lahusele elektrijuhtivuse. Seega saab elektrijuhtivuse kaudu kindlaks määrata, kas antud aine on elektrolüüt või mitte.
Elektrolüütideks võivad olla need ained, mis sisaldavad tugevalt polaarseid kovalentseid või ioonilisi sidemeid .
Keemilise sideme iseloomu järgi jaotatakse elektrolüüdid:

Ioonilised elektrolüüdid – nendeks on soolad, leelis - ja leelismuldmetallide hüdroksiidid. Näiteks: NaCl, NaOH, Ba(OH)2.

Polaarsed kovalentsed ehk molekulaarsed elektrolüüdid – nendeks on happed ja paljud hüdroksiidid. Näiteks: HCl, Mg(OH)2, H3PO4
Sõltuvalt sellest, kui suurel määral aine ioonideks laguneb, jaotatakse elektrolüüdid:

Tugevad elektrolüüdid – on ained, mis lagunevad (dissotseeruvad) täielikult ioonideks ja seetõttu on lahuses ainult ioonid. Nendeks on tugevad happed, leelised , soolad. Näiteks: KCl, NaOH, HCl
***Ka praktiliselt lahustumatud soolad annavad lahusesse vähesel määral ioone (molekule ei ole), mistõttu on nad tugevad elektrolüüdid, kuigi ioone on vähe.

Nõrgad elektrolüüdid – on ained, mis dissotseeruvad oaliselt ioonideks ja seetõttu on lahuses nii ioonid kui ka molekulid. Nendeks on nõrgad happed ja alused. Näiteks: CH3COOH, NH3*H2O, Fe(OH)3, H2CO3.
Mitteelektrolüüdid on ained, mis ei dissotseeru ioonideks, mistõttu ka nende vesilahustel elektrijuhtivus puudub. Mitteelektrolüütide vesilahustes esinevad ainult molekulid.
Mitteelektrolüütideks võivad olla nõrgalt polaarse ja mittepolaarse kovalentse sidemega ained. Sellisteks aineteks on näiteks destilleeritud vesi, enamik orgaanilisi aineid ( suhkur, etanool ), lihtained (I2), oksiidid (CaO)

ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSATSIOON

Elektrolüütiliseks dissotsatsiooniks nimetatakse elektrolüütide vees lahustumise protsessi, mille tagajärjel elektrolüüdid lagunevad kas osaliselt või täielikult ioonideks.
Dissotsatsiooni põhjustab hüdraatumine ehk vee molekulide seostumine ioonidega.
Iooniliste ainete dissotsatsioonil rebivad vee molekulid ioonid kristallist välja. Nimelt esineb sool (näiteks NaCl) tahkes olekus ioonidest koosneva kristallidena. Kristalli kokkupuutel veega orienteeruvad vee molekulid ümber NaCl kristalli nii, et osa vee molekule pöördub oma positiivse poolusega kloriidioonide suunas ja teine osa vee molekule pöördub oma negatiivse poolusega naatriumioonide poole. Kuna kristallis on ioonid omavahel üksteisega iooniliste sidemetega tugevalt seotud, siis kulub vee molekulidel ioonide kristallvõrest lahtirebimiseks palju energiat. Kristallvõrest lahtirebitud ioonid saavad ümbritsetud nüüd täielikult vee molekulidega (hüdraatumine) ja nende vahele tekivad sidemed. Sidemete tekkimise hetkel ereldub energiat.
Molekulaarsete ( polaarsete ) ainete dissotsatsioonil toimub vee molekulide mõjul lahustatava aine molekulide polariseerumine ja lagunemine ioonideks. Nimelt polaarse aine lahustamisel vees eemalduvad vee dipoolide mõjul polaarse molekuli erinimelised poolused ning molekul nagu veniks pikemaks. Kui erinimelised poolused on teineteisest küllalt kaugel, siis lagunebki molekul ühel hetkel ioonideks.
Kristallvõre või molekuli lõhkumiseks kulub energiat, ioonide hüdraatumisel eraldub energiat. Kui kristallvõre või molekuli lõhkumiseks kuluv energiahulk on suurem ioonide hüdraatumisel eralduvast energiahulgast, siis toimub ainesse energia neeldumine ja lahus jahtub (endotermiline protsess). Kui ioonide hüdraatumisel eralduv energiahulk on suurem kristallvõre või molekuli lõhkumiseks kuluvast energiahulgast, siis toimub ainest energia eraldumine ja lahus soojeneb (eksotermiline protsess).

DISSOTSATSIOONIVÕRRANDID

Dissotsatsioonivõrrandid näitavad, milliseid ioone sisaldavad elektrolüüdi lahused . Dissotsiatsioonivõrrandid peavad olema tasakaalus ning positiivsete ja negatiivsete laengute summa peab olema null.

1) HAPETE DISSOTSATSIOON

Happed dissotseeruvad positiivseteks vesinikioonideks ja negatiivseteks happeanioonideks (happejääkioonideks). Seetõttu võib hapeteks nimetada ka aineid, mis eraldavad prootoneid.
Hapete dissotsatsioonil tekkiv vesinikioon ühineb vee molekuliga , moodustades
+ +
hüdrooniumiooni H3O , mida lihtsamalt tähistatakse reaktsioonides vesinikiooniga H .
+ - + -
HCl + H2O  H3O + Cl ehk lihtsustatult HCl  H + Cl
Mitmeprootoniliste hapete dissotsatsioon toimub astmeliselt. Elektrolüütide järkjärgulist dissotsatsiooni, mis on iseloomulik mitmeprootonilistele hapetele, nimetetakse astmeliseks dissotsatsiooniks.
+ -
H2SO4  H + HSO4 I järk
- + 2 -
HSO4  H + SO4 II järk
+ 2-
Ehk kokkuvõtlikult H2SO4  2H + SO4
Mitmeprootoniliste hapete dissotsatsioon toimub praktiliselt esimeses astmes .

ALUSTE DISSOTSATSIOON
Alused disotseeruvad positiivseteks metalliioonideks ja negatiivseteks hüdroksiidioonideks. Et hapete reageerimisel alustega vesinikioonid reageerivad hüdroksiidioonidega, siis seetõttu võib aluseid nimetada ka aineteks, mis liidavad prootoneid.
+ -
NaOH  Na + OH
Mitmehüdroksiidsete aluste dissotsatsioon:
+ -
Mg(OH)2  Mg OH + OH I järk
+ 2+ -
MgOH  Mg + OH II järk
2+ -
Summarselt Mg(OH)2  Mg + 2OH
Ammoniaakhüdraat dissotseerub nõrga alusena :
+ -
NH3*H2O  NH4 + OH

SOOLADE DISSOTSATSIOON
Lihtsoolad dissotseeruvad positiivseteks metalliioonideks ja negatiivseteks happejääkioonideks.
+ - + 2-
NaCl  Na + Cl K2CO3  2K + CO3
Vesiniksoolad dissotseeruvad astmeliselt:
+ -
NaHSO4  Na + HSO4 I järk
- + 2-
HSO4  H + SO4 II järk
Vesiniksoolad dissotseeruvad praktiliselt I astmes.
Dissotsatsioonivõrrandite koostamisel peab silmas pidama , et positiivsete laengute üldarvu ja negatiivsete laengute üldarvu summa võrduks nulliga..
3+ 2-
Näiteks: Fe2(SO4)3  2Fe + 3SO4
Kahel raud(II) ioonil on 2 * (+3) = +6 laenguühikut, kolmel sulfaatioonil on 3 * (-3) = -6.
(- 6 + 6 = 0)

VEE DISSOTSATSIOON
Vesi on äärmiselt nõrk elektrolüüt, kuna 556 miljoni vee molekuli kohta dissotseerub üks molekul vett.
+ -
H2O  H + OH
Vesi dissotseerub üheaegselt nii happe kui alusena, mistõttu tal on võrdselt nii happelisi kui ka aluselisi omadusi. Et vee molekulide dissotsatsioonil tekib võrde arv vesinik - kui ka hüdroksiidioone, siis on ka puhtas vees nende kontsentratsioon võrdne, suurusega 0,0000001 mooli liitris
+ - -7
C(H ) = C (OH ) = 10 mol/dm³

DISSOTSATSIOONIMÄÄR

Elektrolüütilise dissotsatsiooni ulatust iseloomustab dissotsatsionimäär. Dissotsatsioonimäär ehk dissotsatsiooniaste (α – alfa) näitab, kui suur osa lahustunud aine molekulidest on jagunenud ioonideks. Dissotsatsioonimäära väljendatakse kümnendmurruna või ka protsentides.
Cd Cd – ioonideks dissotseerunud molekulide arv
α = ------
C C - molekulide üldkontsentratsioon
Tugevate elektrolüütide korral dissotsatsioon on täielik (α = 1 ehk α = 100%) ja ei ole pöörduv.
+ -
Näiteks: NaCl  Na + Cl
Nõrkade elektrolüütide dissotsatsioonimäär on osaline ja kulgeb pöörduvalt ( 0 α α
- +
CH3COOH  CH3COO + H
Nõrkade elektrolüütide dissotsatsioonimäär sõltub temperatuurist (kui temperatuur on kõrgem, siis on ka α suurem) ja kontsentratsioonist ( lahjemates lahustes on α suurem).