Elektrolüütiline dissotsiatsioon (7)

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 – leelised ja soolad – on tugevad elektrolüüdid
  
• Ioonsete ainete dissotsiatsioon NaCl ® Na+ + Cl-
  
• Ioonid on NaCl ioonkristallis alati olemas olnud. Vesi on polaarne molekul ning vastasmärgilised vee molekulid liituvad vastava NaCl iooniga .(1) Vee molekulid nõrgendavad seoseid Na ja Cl vahel ning kristallivõre lagunemisel moodustuvad lahusesse hüdraatunud ioonid.(2)
  

Miks ioonsete ainete lahustumisel aine mõnikord soojeneb/külmeneb?
Ainete lahustumisel katkevad vastaslaenguga ioonide vahelised sidemed kristallvõres. Keemiliste sidemete lõhkumiseks on vaja teha tööd - kulutada energiat, seega kristallivõre lagunemine on endotermiline (soojuse neeldumine ) protsess. Samas seostuvad tekkinud ioonid lahuses vee molekulidega ehk hüdraatuvad, mis on aga eksotermiline (soojuse eraldumine). Lahustumisprotsessi soojusefekt sõltub sellest, kumb on ülekaalus – kas energia neeldumine kristallvõre lagunemisel (läheb külmemaks) või energia eraldumine ioonide hüdraatumisel (läheb soojemaks).
3.Polaarsete ainete lahustumine vees

• P
  olaarsed ained on tugevad happed.
  
• Tugevate hapete lahustumine vees (elektrolüütiline dissotsiatsioon) on täielik
  
• Nendes ainetest pole ioone algselt olemas – vee molekulid tekitavad neid.
  
• Polaarsed vee molekulid liituvad vastasmärgilise aine iooni poolusega (1) (hüdraatuvad) ning kuna sidemed aines muutuvad selle tõttu nõrgaks, siis rebivad vee ioonid aine iooni kaheks. HCl ® H+ + Cl
  
• Nõrkade hapete puhul tekib lahuses happe ioonide ja molekulide vahel tasakaal.
  

5.3 Molekulaarsete ainete dissotsiatsioon lahuses

• Hapete dissotsiatsioon: HCl ® H+ + Cl- (ainult I astmes ).
  

H2SO4:
I astmes H2SO4 ® H+ + HSO4-
II astmes HSO4- « H+ + SO42 -. H2SO4 – kahe-prootoniline hape .

• Aluste astmeline dissotsiatsioon:
  

Mg(OH)2:
I astmes Mg(OH)2 « Mg(OH)+ + OH-
II astmes Mg(OH)+ « Mg2+ + OH-.
5. Keemilisi reaktsioone elektrolüütide lahustes

• Reaktsioonide toimumise tingimused elektrolüütide lahustes:
  

1) reaktsioonil moodustub sade või rasklahustuv ühend (Fe(OH)3).
2) reaktsioonil moodustub molekulaarne vähedissotsieeruv aine (gaas, H2CO3).
3) reaktsioonil moodustub vesi – neutralisatsioonireaktsioonid.

• Algained peavad vees lahustuma
  

• Sool + sool = sool + sool
  
• Alus + sool = alus + sool
  
• Hape + sool = hape + sool
  

6. Soolade hüdrolüüs

• Tugev alus + tugev hape = neutraalne keskkond (ph = 7) NaCl, K2SO4 , LiBr, BaCl2
  
• Nõrk hape + tugev alus = aluseline keskkond (ph >7) K2S, Na3PO4 , Na2CO3
  
• Tugev hape + nõrk alus = happeline keskkond (ph NH4Cl, CuSO4 , ZnBr2, FeCl3, Al(NO3)3