3.6. Mis on elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid?

Lahustunud ained on lahustes kas molekulide või ioonidena.

on aine, mis jaguneb lahustumisel ioonideks. Ainete jagunemine ioonideks on . Ioonid on kas positiivselt laetud ehk katioonid või negatiivselt laetud ehk anioonid. Kuna ioonid on liikuvad laenguga osakesed, siis elektrolüütide lahused juhivad elektrit. Elektrolüüdid on , ja .

on aine, mis lahustumise käigus ioonideks ei jagune ja esineb seega lahuses molekulidena. Kuna mitteelektrolüütide lahustes ioone ei ole, ei juhi need elektrit. Mitteelektrolüüdid on näiteks (väävel, lämmastik, hapnik jpt) ja paljud orgaanilised ühendid (etanool, valge suhkur e sahharoos jne).

Kolmandate osapoolte sisu nägemiseks palun nõustu küpsistega.

Allikas: https://youtu.be/xFc5uOP_tqU

Elektrolüüte saab liigitada elektrolüüdi tugevuse alusel.

Tugevad elektrolüüdid esinevad lahuses ainult ioonidena (soolad, tugevad happed ja alused). Tugevate elektrolüütide lahused juhivad hästi elektrit.
Nõrgad elektrolüüdid jagunevad lahuses ainult osaliselt ioonideks. Mida nõrgem on elektrolüüt ehk mida vähem on molekulid dissotsieerunud ioonideks, seda väiksem on ka lahuse elektrijuhtivus.

pilt

Joonis 1. Lahuste elektrijuhtivus: mitteelektrolüüdi etanooli (vasakul) ei juhi elektrit, tugeva elektrolüüdi KCl lahus juhib elektrit hästi ja nõrga elektrolüüdi äädikhappe lahus juhib elektrit halvasti. Allikas: https://opentextbc.ca/chemistry/wp-content/uploads/sites/150/2016/05/CNX_Chem_11_02_electrolyt.jpg

Soolad on tugevad elektrolüüdid.

Soolad on tugevad elektrolüüdid: nad jagunevad lahustumisel täielikult ioonideks. Mõned näited erinevate soolade dissotsatsioonist:

Ca(NO₃)₂ $\xrightarrow[]{H_{2}O}$ Ca²⁺ + 2NO₃^–

FeSO₄ $\xrightarrow[]{H_{2}O}$ Fe²⁺ + SO₄^2-

K₂SO₄ $\xrightarrow[]{H_{2}O}$ 2K⁺ + SO₄^2-

Dissotsiatsioonivõrrandite koostamisel tuleb tähele panna, et ioonide arv ja laengud oleksid õigesti määratud ning võrrand tasakaalustatud. Kuna soolade elektrolüütiline dissotsiatsioon kulgeb täielikult lõpuni (ei ole pöörduv protsess), siis kirjutatakse võrrandisse ühesuunaline nool.

Tugevad happed ning alused on tugevad elektrolüüdid. Nende elektrolüütiline dissotsiatsioon kulgeb lõpuni.

Tugevad happed ning alused on tugevad elektrolüüdid ja jagunevad lahustumisel täielikult ioonideks. Näiteks vee toimel HCl laguneb ja tekib hüdrooniumioon (H₃O⁺):

pilt

HCl molekulis katkeb ja ühine elektronpaar läheb elektronegatiivsemale aatomile e kloori aatomile ning moodustub kloriidioon (Cl⁻):

HCl + H₂O → Cl^– + H₃O⁺.

Ka teiste hapete lahustumise käigus jääb vesinik elektronpaarist n-ö ilma, seondub vee molekuliga ja tekib hüdrooniumioon.

Tugev alus naatriumhüdroksiid jaguneb lahustudes täielikult naatriumi katiooniks ja hüdroksiidaniooniks:

NaOH $\xrightarrow[]{H_{2}O}$ Na⁺ + OH⁻.

Tugevate hapete ja aluste elektrolüütiline dissotsiatsioon kulgeb lõpuni ja lahuses esinevad ainult ioonid, happe või aluse molekule lahuses ei ole.

Nõrgad happed ning alused on nõrgad elektrolüüdid.

Nõrgad happed ja alused on nõrgad elektrolüüdid ning jagunevad ehk dissotsieeruvad lahustumisel vaid osaliselt ioonideks. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon on pöörduv protsess. Pöörduvaid reaktsioone tähistatakse kahesuunalise noolega. Nõrga elektrolüüdi lahuses esineb nii aine molekule kui ka selle aine molekulidest tekkinud ioone.

Etaanhappe ehk äädikhappe dissotsiatsioon: CH₃COOH + H₂O ⇆ CH₃COO⁻ + H₃O⁺.

Lämmastikushappe dissotsiatsioon: HNO₂ + H₂O ⇆ NO₂⁻+ H₃O⁺ .

Ammoniaakhüdraadi dissotsiatsioon: NH₃×H₂O ⇆ NH₄⁺+ OH⁻.

Tabel 1. Näited tugevatest ja nõrkadest elektrolüütidest

Tugevad elektrolüüdid

Lahuses ainult ioonidena

Nõrgad elektrolüüdid

Lahuses osaliselt ioonidena

soolad

tugevad happed

nõrgad happed

NaCl, KNO₃, CuSO₄, K₂CO₃, jpt

H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, HI, HBr, HCl

NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂

H₂SO₃, HNO₂, H₂CO₃, H₂S, H₃PO₄, CH₃COOH

Zn(OH)₂, Cu(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₃, NH₃∙H₂O

Astmeline dissotsiatsioon, mitmeprootonilised happed

Mitmeprootonilised happed sisaldavat mitut prootonit (H₂SO₃, H₂CO₃, H₃PO₄). Nende dissotsiatsioon kulgeb astmeliselt, kõigepealt loovutatakse esimene prooton, siis teine jne. Vaatame astmelist dissotsiatiooni süsihappe näitel:

H₂CO₃ + H₂O ⇆ HCO₃⁻ + H₃O⁺ (1. aste)

HCO₃^– + H₂O ⇆ CO₃²⁻+ H₃O⁺ (2. aste)

Teises astmes dissotsieerub väga vähe ainet ja tasakaal on suunatud lähteainete poole. Mitmeprootonilised happed moodustavad vesiniksoolasid.

Tabel 2. Happed, mis tekitavad vesiniksoolasid ning hapetele vastavad happejääkioonid

Hape	-1 H⁺	-2 H⁺	-3 H⁺
H₂CO₃	HCO₃^– vesinikkarbonaatioon	CO₃^2-karbokatioon	–
H₃PO₄	H₂PO₄^– divesinikfostaatioon	HPO₄^2- vesinikfostaatioon	PO₄^3- fosfaatioon
H₂SO₃	HSO₃^– vesiniksulfitioon	SO₃^2- sulfitioon	–

1.8.

Lahendus: Kirjutame välja magneesiumsulfaadi ja väävelhappe dissotsiatsioonivõrrandid:

MgSO₄ → Mg²⁺ + SO₄^2-

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

Molaarsete kontsentratsioonide arvutamiseks on vaja teada ainete moolide arvu. Väävelhappe kohta on see teada, aga magneesiumsulfaadi kohta teame vaid massi. Sellest saame leida MgSO₄ moolide arvu:

M(MgSO₄) = 120 g/mol

(n(MgSO_4)= {m over M}={10 g over 120 g/mol}=0,083 mol)

Leiame nüüd, kui palju erinevaid ioone lahusesse dissotsiatsioonil tekib, ja nende molaarkontsentratsioonid.

Mg²⁺: 0,083 mol MgSO₄ dissotsiatsioonil tekib 0,083 mol Mg²⁺ ioone. Nende c:

(c(Mg^{2+})= {n over V}={0.083mol over 1.5l}=0,0055 ≈0.06M)

SO₄^2-: 0,083 mol MgSO₄ dissotsiatsioonil tekib 0,083 mol SO₄^2-ioone. Lahusesse lisati ka 2 mol väävelhapet, mille dissotsiatsioonil tekib 2 mol SO₄^2-ioone. Seega on SO₄^2-ioone kokku 0,083+2=2,083 mol. Nende molaarne kontsentratsioon c:

(c(SO_4^{2-})= {n over V}={2.083mol over 1.5l}=1.388 ≈1.39M)

H⁺: 2 mol H₂SO₄ dissotsiatsioonil tekib 2×2=4 mol H⁺ ioone. Nende molaarne kontsentratsioon c:

(c(H^{+})= {n over V}={4mol over 1.5l}=2.666… ≈2.67M)