Elektrolüüdid (0)

ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSED
1. Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid
Lahuste elektrijuhtivuse alusel võib aineid jaotada 2 liiki: 1) elektrolüüdid – hapete, aluste, soolade vesilahused . Elektrolüüdid juhivad elektrivoolu vesilahuses ja sulatatud olekus (kuna sisaldavad vabu laengukandjaid – ioone); 2) mitteelektrolüüdid – destilleeritud vesi, suhkru, alkoholide ja paljude orgaaniliste ainete vesilahused. Mitteelektrolüüdid praktiliselt ei juhi elektrivoolu (ei ole võimelised vabu ioone moodustama).
Elektrolüüdid- ained, mille vesilahused sisaldavad ioone
Mitteelektrrolüüdid- ained, mille vesilahused ei sisalda ioone
Tugevad elektrolüüdid- lahuses on peamiselt ioonid , juhivad hästi elektrivoolu ELEKTROLÜÜT
Nõrgad elektrolüüdid- lahuses on nii molekulid kui ioonid.
Juhivad halvasti elektrivoolu.
Lahuses on ainult molekulid
Praktiliselt ei juhi elektrivoolu.
Tugevad happed (H2SO4, HNO3 , HCl), leelised (I ja II-A r. metallide hüdroksiidid), soolad
Nõrgad happed (H3PO4,H2SO3, äädikhape, sipelghape , H2S, H2CO3); nõrgad alused (NH3•H2O)
Paljud orgaanilised ained, lihtained , oksiidid .
Ioonilise ja tugevalt polaarse kovalentse sidemega ained. MITTEELEKTROLÜÜT
Nõrgalt polaarse ja mittepolaarse kovalentse sidemega ained.
Meeldetuletuseks: Iooniline side esineb ainetes, milles elementide elektronegatiivsuste erinevus on suur (aktiivne metall + mittemetall). Polaarne side tekib elektronegatiivsuste väiksema erinevuse korral (erinevad mittemetallid ).
? 1.1 Milline on põhierinevus elektrolüüdi ja mitteelektrolüüdi vahel?
1. 2. Millised järgmistest ainetest kuuluvad tugevate, millised nõrkade ja millised mitteelektrolüütide hulka: naatriumkloriid, divesiniksulfiidhape, väävelhape, lämmastikoksiid, etanool , kaltsiumkloriid, süsihape, kaaliumhüdroksiid, vesinikkloriidhape, glükoos, ammoniaakhüdraat, tärklis, baariumhüdroksiid, süsinikoksiid.
1.3 Miks sulatatud NaCl juhib elektrivoolu, aga tahke mitte?
2. Elektrolüütiline dissotsiatsioon
Elektrolüütiline dissotsiatsioon on ioone sisaldavate lahuste tekkeprotsess elektrolüütide lahustumisel vees (elektrolüütide lagunemine ioonideks nende lahustumisel vees). Dissotsiatsiooni põhjustab hüdraatumine – vee molekulide seostumine ioonide ja molekulidega.
Ioonilise aine dissotsiatasioon Polaarsetest molekulidest koosnevate ainete dissotsiatsioon
Ioonid on juba algselt kristallivõres olemas, dissotsiatsioonil Molekulaarsete ainete korral toimub aga kõigepealt
rebivad vee (polaarsed ) molekulid lahustuva aine molekulide polariseerimine vee erinimeliste laengute molekulide poolt ja seejärel hüdraatumine (molekulid
omavahelise tõmbumise tõttu ioonid kristallist välja. justkui rebitakse vee molekulide poolt pooleks). Dissotsiatsiooni tulemusena esinevad lahuses kas ainult ioonid
(tugevad elektrolüüdid) või nii ioonid kui molekulid
(nõrgemad elektrolüüdid).

Soojusefektid lahustumisel:
Kristallivõre või molekuli lõhkumiseks kulub energiat, ioonide hüdraatumisel (kattumisel vee molekulidega) aga eraldub energiat. Kui kristallivõre või molekuli lõhkumiseks kulub rohkem energiat, kui ioonide hüdraatumisel energiat vabaneb, siis lahus jahtub
(tüüpiline paljudele sooladele, kuna neil on tugev ioonvõre)- endotermiline protsess. Kui lõhkumisele kulub vähem energiat kui hüdraatumisel eraldub, siis lahus soojeneb (paljude hapete lahustumine – neil polegi kristallivõret, mida lõhkuda, kuna on vedelikud)- eksotermiline protsess.
? 2.1 Võrdle HCl ( gaas ) ja NaCl (tahke) lahustumisprotsessi. Mis on siin ühist, mis erinevat? Kumma puhul võiks lahus
soojeneda, kumma puhul jahtuda?
2.2 Kaaliumhüdroksiidi lahustumisel lahus soojeneb. Kumb protsess on sealjuures ülekaalus: kas kristallivõre lõhkumine
või hüdraatumine?
2.3 Millised järgmistest ainetest esinevad vesilahuse enamasti ioonidena, milliste puhul on aga ülekaalus molekulid:
alumiiniumkloriid , süsihape, väävelhape, lämmastikhape, LiOH ?
2.4 Kummas veekogus eelistaksid jalgupidi olla, kui välk veekogusse sisse lööb: kas meres või järves?
3. Dissotsiatsiooniaste α
Kuna molekulaarsete ainete võivad laguneda vesilahuses kas osaliselt või täielikult on sisse toodud dissotsiatsiooniastme α
mõiste, kus α = ioonideks dissotseerunud molekulide arv • 100 %
lahustatud aine molekulide üldarv
Dissotsiatsiooniaste sõltub lahuse kontsentratsioonist, see kasvab lahuse lahjendamisel tuntavalt.
Näide: Kui 100-st lahustatud happe molekulist oli ioonideks lagunenud 50 molekuli, siis α= 50/100• 100% = 50%
Nõrkadel elektrolüütidel on α väike (alla 5%). Väga tugevatel elektrolüütidel ( soolad, leelised, tugevad happed) läheneb α
aga 100%-le.
4. Hapete, aluste ja soolade elektrolüütiline dissotsiatsioon. Dissotsiatsioonivõrrandid.

• Hapete dissotsiatsioon

Hapete vesilahustel on palju ühiseid omadusi: a) reageerimine metallide, aluseliste oksiidide ja alustega moodustades soolasid;
b) hapete vesilahused muudavad indikaatorite värvust, c) hapetel on hapu maitse, d) tekitavad raskeid põletushaavu nahale ja limaskestadele. Hapete dissotsiatsioonil eralduvad positiivsed vesinikioonid ja negatiivsed happejääkioonid. Happelised omadused on tingitud H+ ioonide olemasolust. Happed erinevad üksteisest tugevuse poolest. Järgnevalt on esitatud pingerida alustades tugevamatest:
TUGEVAD HAPPED NÕRGAD HAPPED
H2SO4  HNO3  HCl  H3PO4  H2SO3  H2S  H2CO3 (ka orgaanilised happed, näit. äädik- ja sipelghape
kuuluvad nõrkade hapete hulka).
Millised ioonid antud ainest vesilahuses tekivad väljendatakse dissotsiatsioonivõrrandiga:
HCl = H+ + Cl- või HNO3= H+ + NO3-, kusjuures sageli näidatakse ära ka olek: tahke(t),
HCl(g) = H+(l) + Cl-(l) HNO3(v)= H+(l) + NO3- (l) vedelik(v), gaas(g),lahustunud(l).
NB! Mitmealuseliste hapete (sisaldavad mitut vesinikiooni) dissotsiatsioon toimub astmeliselt:
H2SO4= H+ + HSO4- ( I aste α = 60%, kui lahus on 0,5%-line)
HSO4- = H+ + SO4-2 (II aste α = 1%, “ “ “ “ )
Nagu näha toimub mitmealuseliste hapete dissotsiatsioon peamiselt ainult esimeses astmes .

• Aluste dissotsiatsioon
  

Aluste vesilahuste ühised keemilised omadused (reageerimine hapete ja happeliste oksiididega, toime indikaatoritesse jne.) on tingitud hüdroksiidioonidest OH-. Aluste e. hüdroksiidide dissotsiatsioonil vees moodustuvad OH—ioonid.
Dissotsiatsioonivõrrandid:
NaOH = Na+ + OH- Ca(OH)2 = Ca2++ 2OH- NH3•H2O = NH4+ + OH- (NH4+ nim. ammooniumiooniks)
Tugevateks alusteks (elekrtolüüdiks) peetakse leeliseid (I- ja II-A r. metallide hüdroksiidid), nõrgad alused on näiteks ammoniaakhüdraat, tuntud nuuskpiiritusena (NH3•H2O) ning vees praktiliselt mittelahustuvad alused.

• Soolade dissotsiatsioon
  

Soolad koosnevad üldjuhul metalliioonist ja happejääkioonist. Kõik soolad on tugevad elektrolüüdid ning esinevad lahuses ainult ioonidena ning ühes astmes: NaCl= Na+ + Cl- K2SO4 = 2K+ + SO42- AlCl3 = Al3+ + 3Cl-
Vesiniksoolad dissotsieeruvad peamiselt ainult esimeses astmes: NaHCO3= Na+ + HCO3-
? 4.1 Mille poolest erinevad tugevad ja nõrgad happed? Kuidas saaks katseliselt kindlaks teha, kas hape on tugev või nõrk?
4.2 Kirjuta järgmiste ainete dissotsiatsioonivõrrandid: H2CO3, Al2(SO4)3, KOH, HCl, Na2CO3, KH2PO4, H2S, Ba(OH)2
4.3 Kas lahuses on ülekaalus molekulid või ioonid (millised ioonid): a) H2SO4, b) Na2SO4, c) H2S, d) NH3•H2O
4.4 Arvuta hüdroksiidioonide kontsentratsioon (mol/dm3) ammoniaakhüdraadi (NH3•H2O) lahuses, kui ammoniaakhüdraadi
kontsentratsioon on 0,15 mol/dm3 ja dissotsiatsiooniaste on 1%. (Vastus: 0,0015 mol/dm3)
4.5 Argielus puutume kokku mitmete elektrolüütide lahustega : akuhape, lubjapiim , seebikivi lahus, äädikas, nuuskpiiritus.
Kasutades õpikut või teatmeteoseid leia nende valemid ning milliseid ioone need lahused sisaldavad!
4.6 Ühes liitris vees lahustati ära 1mool vesinikkloriidi ja 1 mool kaltsiumkloriidi. Mitu mooli kloriidioone sisaldus saadud
lahuses arvestusega, et dissotsiatsioon oli täielik?
5. pH
pH iseloomustab vesinikioonide sisaldust lahuses. Neutraalses lahuses (pH=7) on
vesinik- ja hüdroksiidioone võrdselt: cH+ = cOH- = 10-7 mol/dm3
Happelist keskkonda (pH cOH- Mida rohkem on
vesinikioone , seda happelisem on lahus.
Aluselist keskkonda (pH>7) põhjustavad hüdroksiidioonid: : cH+ on lahuses hüdroksiidioone, seda aluselisem on lahus.
Lahuse pH-d saab määrata näit.indikaatoritega või elektrilise pH mõõturiga.
(Märkus: pH arvutatakse valemist pH= -log cH+ )
? 5.1 Kas Sinu kodus leidub aineid, mille a) pH7?
5.2 Kas rõõsa piima seismisel tema pH suureneb või väheneb? Miks?
5.3 Kas Sinu kodus või kauplustes leidub puhastusvahendeid, mille pakendil on
mainitud ära aine pH väärtus? Millist informatsiooni see meie jaoks saab pakkuda?
6. Keemilisi reaktsioone elektrolüütide lahustes.
Elektrolüütide lahustes toimuvad keemilised reaktsioonid aluste, hapete ja soolade vahel on põhiliselt ioonidevahelised reaktsioonid. Elektrolüütide lahuste kokkuvalamisel võib keemiline reaktsioon toimuda, kuid võib ka mitte toimuda.
Keemiline reaktsioon elektrolüütide vahel toimub (läheb lõpuni) juhul, kui (vähemalt) ühe ainena tekib:

• vähelahustuv või mittelahustuv aine e. sade (↓): BaCl2 + Na2SO4 = 2NaCl + BaSO4 ↓
  

(sademe tekkimist saab kontrollida ainete lahustuvustabelist: l-lahustuv, vl-vähelahustuv, e- praktiliselt lahustumatu )

• gaas (↑) ( H2S, NH3, ka HCl): NH4Cl + NaOH = NH3↑ + H2O + NaCl
  

K2S + HNO3 = KNO3 + H2S↑

• nõrk (nõrgem) elektrolüüt – H2O, nõrgad(nõrgemad) happed, alused: NaOH + HCl = NaCl + H2O
  

K2CO3 + 2 HCl = 2 KCl + H2O + CO2↑ (NB! Selles reaktsioonis peaks formaalselt tekkima süsihape H2CO3, kuid viimane laguneb väga kergesti, eriti tugeva happe juuresolekul veeks ja süsihappegaasiks, sama kehtib ka väävlishappe puhul) Na2SO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + SO2↑
TUGEVAM HAPE(ALUS) TÕRJUB NÕRGEMA TEMA SOOLAST VÄLJA
Happe ja aluse vahelist reaktsiooni kutsutakse neutralisatsioonireaktsiooniks. Igapäevaelust on tuntud põldude lupjamine
nende happelisuse vähendamiseks, samuti neutraliseeritakse ravimite abil mao ülehappelisust
Kui ühti mainitud ainetest ei teki, siis reaktsioon ei lähe lõpuni: NaCl + K2SO4 = -
? 6.1 Koosta reaktsioonivõrrandid (kas reaktsioon läheb lõpuni, märkida eraldi ära sade↓, gaas↑, nõrk elektrolüüt):
a) KOH + AlCl3 e) K2CO3 + H3PO4 i) väävelhape + naatriumsulfiid
b) H2SO4 + NaOH f) NH4NO3 + KOH j) raud(III) sulfaat + naatriumhüdroksiid
c) KCl + NaOH g) CaSO3 + HCl k) ammooniumkloriid + baariumhüdroksiid
d) CuSO4 + Ca(OH)2 h) H2S + KNO3 l) magneesiumkarbonaat + väävelhape

Ioonvõrrandid

Kuna elektrolüütide vesilahustes osalevad reaktsioonides ioonid, siis on õigem kirjutada võrrandid ioonilisel kujul.
Molekulaarsele kujule (ioonideks lammutamata ehk kokku) jäetakse nende ainete valemid, mis ioone lahusesse ei anna või annavad vähe ( nõrgad happed, alused, vesi, sademed, gaasid).
Nn. molekulaarvõrrand: NaOH + HCl = NaCl + H2O Tegelikult esineb seal ainult vesi molekulina, teised ained on ioonid
Ioonvõrrand: Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O Kuna naatriumi- ja kloriidioonidega pole reaktsiooni jooksul midagi juhtunud võime need taandada, saame
taandatud ioonvõrrandi: OH- + H+ = H2O
Näide: Molekulaarne võrrand: K2CO3 + 2 HCl = 2 KCl + H2O + CO2↑
Ioonvõrrand: 2K+ + CO32- + 2 H+ + 2Cl- = 2 K+ + 2Cl- + H2O + CO2↑
Taandatud ioonvõrrand: CO32- + 2 H+ = H2O + CO2↑
? 6.2 Kirjuta ülesandes 6.1 koostatud molekulaarvõrrandid ka ioonvõrrandina ja taandatud ioonvõrrandina.
6.3 Vali sobivad lähteained ning kirjuta molekulaarvõrrand mis rahuldaksid järgmisi taandatud ioonvõrrandeid:
a) Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓ Näit. sobivad lähteained võiks olla: FeCl2 + 2KOH = Fe(OH)2↓ + 2KCl
NB! Kindlam on kui valitud lähteained vees lahustuksid!
b) Ag+ + Cl- = AgCl↓ d) Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓
c) SO32- + 2 H+ = H2O + SO2↑ e) NH4+ + OH- = NH3↑ + H2O
6.4 Millised järgmistest ioonidest reageerivad omavahel: H+, Ag+, Ba2+, OH-, Cl-, SO42 -
7. Soolade hüdrolüüs
Indikaatoritega võib tuvastada, et soolade lahused võivad olla kas happelise, neutraalse või happelise reaktsiooniga. Näiteks kodudes leiduva sooda (Na2CO3) vesilahus on märgatavalt aluseline( sooda vesilahus tundub näpu vahel ka libe nagu leelistel).
See nähtus on põhjustatud soola hüdrolüüsist, mis kujutab endast soola reaktsiooni veega, mille tulemuseks on aluseline või happeline keskkond: Soola hüdrolüüsi võib vaadelda kui neutralisatsioonireaktsiooni osalist pöördumist:
Sool + vesi = hape + alus
Soola lahuse keskkonna üle otsustamiseks kasutame praktilise võttena järgmist skeemi:
NaOH-tugev alus Cu(OH)2-nõrk (vees mittelahustuv) alus NaOH-tugev alus
Na2CO3 CuSO4
NaCl
H2CO3-nõrk hape H2SO4-tugev hape HCl-tugev hape
KK: aluseline KK: happeline KK: neutraalne
Soola valemist lähtudes kirjutame, millise aluse ja happe vahelisel reaktsioonil sool moodustuks. Keskkonna iseloomu määrab see hape või alus, kumb on tugevam elektrolüüt (vt. eespoolt, millised olid tugevad happed ja alused ning millised nõrgad)
? 7. Määra järgmiste soolalahuste keskkonnareaktsioon (pH): K2SO3, AlCl3, CuSO4, KNO3, ZnCl2, Na2S , Fe2(SO4)3
8. Lahuse keskkonna määramine
Paljud ained annavad lahustudes vees aluselise või happelise keskkonna: Et keskkonda oleks lihtsam määrata kasuta järgmist tabelit:
Mida vaadata?
Happeline keskkond (H+) pH7
1. Kas aine on hape või alus?
Hape HCl = H+ + C-
Alus NaOH = Na+ + OH-
2. Kas aine (oksiid) reageerib veega, nii et tekiks hape või alus?
Happeline oksiid + vesi = hape
SO3 + H2O = H2SO4
CO2+ H2O = H2CO3
SO2 + H2O = H2SO3
P4O10 + 6H2O = 4H3PO4
Happe moodustavad veel NO2, N2O5 jt.
Aluseline oksiid + vesi = alus
Sel viisil moodustavad aluseid vaid
IjaII-A r. metallide oksiidid:
CaO + H2O = Ca(OH)2
Ka ammoniaak annab vees nõrga aluse:
NH3 + H2O = NH3•H2O
3. Kas aine (sool) hüdrolüüsub?
Nõrgast alusest ja tugevast happest tekkinud soolad Näit: CuCl2
Tugevast alusest ja nõrgast happest tekkinud soolad Näit: K2CO3
Juhul, kui aine vees ei lahustu, ei saa ta eriliselt mõjutada ka vee keskkonda, mis jääb neutraalseks (vt. lahustuvuse tabelist)
Siinkohal tooks ära veel mõned vees lahustumatud oksiidid: SiO2 ( kvartsliiv ), CO, NO, enamus metallioksiide (v.a. I-ja II-A r), mille vastastiktoime veega jätab viimase keskkonna neutraalseks.
? 8.1.Milline lahuse keskkond saadakse järgmiste ainete lahustumisel vees või reageerimisel veega? Vt. ka lahustuvustabelit!
LiOH, SO2, CO, HBr, SiO2, CO2, BaO, FeSO4, Na2S, AgCl, P2O5, KOH, Sr(OH)2, NO, CaSO4 , Cu(OH)2, SO3
KONTROLLTÖÖ: ELEKTROLÜÜDID
Kas tead: - mis on elektrolüüdid, mitteelektrolüüdid, millisel kujul nad esinevad lahuses, milline on nende keemilise sideme tüüp; -mis on elektrolüütiline dissotsiatsioon (NB! hapete astmeline dissotsiatsioon), -millisel juhul on lahustumisprotsess ekso -, millisel juhul endotermiline; - mida näitab dissotsiatsiooniaste; -tugevaid happeid , aluseid (hapete, soolade valemid selgeks!), mis määrab ära happe tugevuse; - millisel juhul kulgevad reaktsioonid elektrolüütide vahel lõpuni; - mis on neutralisatsioonireaktsioon; -millisel juhul on soolade vesilahuse keskkond neutraalne, happeline või aluseline (soolade hüdrolüüs); -kus Sa puutud igapäevaelus kokku elektrolüütide teemaga ?
Kas oskad: -määrata, kas tegemist on tugeva, nõrga või mitteelektrolüüdiga; - kirjutada elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandeid; -koostada reaktsioonivõrrandeid ning otsustada, millised neist lähevad lõpuni (ka ioonilisel ja taandatud kujul);
-otsustada aine keskkonnareaktsiooni (pH) üle.
ÜLESANED
♣1. Missugused omadused iseloomustavad elektrolüüti, mitteelektrolüüti?
♣2. Kuidas valemi põhjal eristada nõrka, tugevat ning mitteelektrolüüti?
♣3. Milliste ainete vesilahuste puhul põleb lambike heledalt…………………………… , põleb nõrgalt ……………....... ……………… …………………….., ei põle üldse…………………:
kaaliumkloriid , süsihappegaas, etanool, CuO, suhkur, väävlishape?(vt.joon) _
♥4.Millest sõltub lahustumise soojusefekt ? Millisel juhul on lahustumine ekso-, millisel endotermiline protsess?
♥5.Nimeta tugevad happed: ……………………………. Millised aineosakesed sisalduvad nende lahustes?
♥6.Mida näitab dissotsiatsiooniaste α? Ühenda paarid: lämmastikhape α~5%
süsihape α~100%
fosforhape α~0%
♥7.Mil viisil seostub elektrolüütide peatükis õpitu sinu igapäevase eluga? _
♦8.Kirjuta järgmiste ainete dissotsiatsiooni (mis see on?) võrrandid: Na2SO4=……………………. KOH=…………………
H2S=……………………….. Al(NO3)3=……………………………..
♦9.Millised osakesed (kas molekulid või ioonid ning millised ioonid) on järgmiste ainete vesilahuses: NaOH:…………………… CuSO4:……………………… äädikhape:…………………..
♦10. Millised omadused kuuluvad hapetele, millised alustele (leelistele): söövitavad, pH>7, muudavad lakmuse punaseks, reageerivad metallidega, reageerivad happeliste oksiididega, dissotsieeruvad astmeliselt, vesilahuses vabad hüdroksiidioonid?
♠11. Millistel tingimustel kulgevad ioonidevahelised reaktsioonid lõpuni?
♠12. Ioonidevaheliste reaktsioonide puhul võivad tekkida järgmised gaasid……………………………………………………
♠13. Lõpeta reaktsioonivõrrandid (juhul, kui kulgevad lõpuni), tähista sade, gaas noolega, nõrgal el.lüüdil joon alla:
a) vask(II)kloriid+naatriumhüdroksiid. b) kaaliumkarbonaat + lämmastikhape
Molekulaarselt:……………………………………… …………………………………………………………………
Iooniliselt:……………………………………………………… ...................................................................................................
Taandatult:…………………………………………………… ...................................................................................................
♠14. Millised ioonid reageerivad omavahel: H+, Zn2+, Na+, OH-, S2-, SO42-