LAHUSED JA ELEKTROLÜÜDID

1. LAHUSED JA ELEKTROLÜÜDID Martin Saar GAG 2007

2. 1. LAHUSE MÕISTE • Lahus on ühtlane segu, mis koosneb: • lahustist (tavaliselt vedelik) • ja selles ühtlaselt jaotunud ühest või mitmest lahustunud ainest. • Lahustatav aine võib olla erinevates olekutes ning on tavaliselt pihustunud molekulide või ioonideni. • füsioloogiline lahus = sool + vesi • viin = etanool + vesi • gaseeritud vesi = süsihappegaas + vesi • jooditinktuur = jood + etanool

3. 2. LAHUSTUMISPROTSESS KEEDUSOOLA LAHUSTUMINE VEES

4. 2. LAHUSTUMISPROTSESS • Polaarsed vee molekulid rebivad naatrium- ja kloriidioonid soola kristallist välja: • keemilised sidemed katkevad • soojust neeldub • endotermiline protsess. • Lahustunud aine osakesed omakorda seostuvad vee molekulidega ehk hüdraatuvad: • keemilised sidemed tekivad • soojust eraldub • eksotermiline protsess.

5. 2. LAHUSTUMISPROTSESS Kui lahustumisel on ülekaalus... • kristallivõre lõhkumisel neelduv soojushulk • on lahustumine endotermiline ja lahus jahtub; • nttugeva kristallivõrega ainete soolade (NaCl, NH4NO3) lahustumisel. • hüdraatumisel vabanev soojushulk • on lahustumine eksotermiline ja lahus soojeneb; • nt gaaside (HCl) ja paljude vedelike (piiritus, H2SO4) korral, mis puhul puudub lõhutav kristallivõre.

6. 3. LAHUSTUVUS Aine lahustuvus iseloomustab aine sisaldust küllastunud lahuses.

7. 3. LAHUSTUVUS • Aine lahustuvust mõjutavad tegurid: • Temperatuur • Tahkete ainete lahustuvus temperatuuri tõstmisel kasvab • Gaasiliste ainete lahustuvus temperatuuri tõstmisel kahaneb • Rõhk • Gaasiliste ainete lahustuvus rõhu tõstmisel kasvab

8. 3. LAHUSTUVUS MÕTLEMISÜLESANNE • Miks tekivad kraanivee soojendamisel keeduklaasi anuma seintele gaasimullikesed? • Miks eralduvad karastusjoogi pudeli avamisel joogist gaasimullikesed?

9. 4. VEE KAREDUS • Vee karedus on tingitud vees lahustunud kaltsiumi- ja magneesiumisooladest. • Karedas vees seep hästi ei vahuta. • Karedas vees leiduvad vesinikkarbonaadid lagunevad kõrgemal temperatuuril ning küttekehale tekib katlakivi: Ca(HCO3)2 CaCO3 + H2O + CO2 (See on vastandprotsess lubjakivi lahustumisele CO2 rikkas vees, mis on üks karstinähte ja kareduse põhjuseid!)

10. 4. VEE KAREDUS Vee kareduse vähendamise võimalused • Vee keetmine • vees lahustuvad Ca(HCO3)2 ja Mg(HCO3)2 lagunevad lahustumatuteks ühenditeks (katlakivi); • Vee destilleerimine; • Keemilised pehmendajad • Kaltsium- ja magneesiumioonid sadestatakse näiteks fosfaatidega, Na3PO4; • Ioonide vahetamine ioniitidega.

11. 5. ELEKTROLÜÜDID Elektrolüüdid on ained, mille vesilahused siseldavad ioone. Nt alused, happed, soolad. • Tugevad elektrolüüdid – lahuses on ainult ioonid või valdavalt ioonid • tugevad happed, leelised, soolad • Nõrgad elektrolüüdid – lahuses on valdavalt moelkulide, ioone on vähe • nõrgad happed ja alused Mitteelektrolüüdid – ained, mille vesilahused ei sisalda ioone. Paljud orgaanilised ained, lihtained, oksiidid.

12. 5. ELEKTROLÜÜDID • Elektrolüütiline dssotsiatsioon on elektrolüütide jagunemine ioonideks, nt polaarse lahusti toimel. • Dissotsiatsiioonivõrrand näitab, millised ioonid on elektrolüüdi lahuses. • Na2SO4 2 Na+ + SO42– • KOH  K+ + OH– • HNO3 H+ + NO3-

13. 5. ELEKTROLÜÜDID Nõrkade elektrolüütide jagunemine ioonideks on tasakaaluline protsess • NH3∙H2O↔ NH4+ + OH- • Mitmepootonilised happed jagunevad ioonideks astmes. • Iga aste toimub järjest raskemalt, sest vesinikioon peab eralduma juba negatiivsest anioonist. • H2SO4 H+ + HSO4– ↔ 2 H+ + SO42– • Süsihape jaguneb sisuliselt vaid esimeses astmesH2CO3↔ H+ + HCO3– • Dissotsiatsioonimäär ehk –aste näitabki, kui suur sa lahustunud aine molekulidest on ioonideks jagunenud.

14. 6. IOONVÕRRANDID Elektrolüütide vahel (alused, happed, soolad) toimuvad reaktsioonid siis, kui vabad ioonid seotakse. Nad kas... • moodustavad nõrga elektrolüüdi (nt vesi hape + alus reaktsioonil); • moodustavad rasklahustuva ühendi, sademe (nt sool + sool ja sool + alus korral); • lahkuvad reaktsioonikeskkonnast gaasina (nt sageli hape + sool korral).

15. 6. IOONVÕRRANDID Elektrolüütide vahel (alused, happed, soolad) toimuvad reaktsioonid siis, kui vabad ioonid seotakse. Nad kas... • moodustavad nõrga elektrolüüdi (nt vesi hape + alus reaktsioonil); • moodustavad rasklahustuva ühendi, sademe (nt sool + sool ja sool + alus korral); • lahkuvad reaktsioonikeskkonnast gaasina (nt sageli hape + sool korral).

16. 6. IOONVÕRRANDID Näiteks: • 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O • 2Na+ + 2OH– + 2H+ + SO42– 2Na+ + SO42–+ 2H2O • 2H+ + 2OH–  2H2O ehk H+ + OH–  H2O • Tekib nõrk elektrolüüt • 2KOH + CuSO4 Na2SO4 + Cu(OH)2↓ • 2K+ + 2OH– + Cu2+ + SO42– 2Na+ + SO42–+ Cu(OH)2↓ • 2OH– + Cu2+Cu(OH)2↓ • Tekib sade

17. 6. IOONVÕRRANDID Näiteks: • Na2S + 2HCl  2NaCl + H2S↑ • 2Na+ + S2–+ 2H+ + 2Cl– 2Na+ + 2Cl– + H2S↑ • S2–+ 2H+ H2S↑ • Tekib gaas

18. 7. NEUTRALISATSIOON hape + alus  sool + vesi • 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O • Sisuliselt: H+ + OH–  H2O Kui on leelist aga vaid 1 mool reaktsioonivõrrandi järgi, siis õnnestub neutraliseerida vaid 1 mool vesinikioone. Nii saamegi vesiniksoolad: • NaOH + H2SO4 NaHSO4 + H2O • Na+ + OH– + H+ + HSO4– Na+ + HSO4–+H2O

19. 8. LAHUSE KESKKONNAST pH iseloomustab vesinikioonide sisaldust lahuses. Lahused jaotame: • Happelised – pH<7 • Neutraalsed – pH=7 • Aluselised – ph>7 Lahuste keskkonda määratakse indikaatoritega:

20. 8. LAHUSE KESKKONNAST Kuidas määrata lahuse keskkonda? • Alus annab aluselise keskkonna hüdroksiidioonide tõttu • Aluseline oksiid, kui reageerib veega,annab aluse moodustumise tõttu aluselise keskkonna • Hape annab happelise keskkonna vesinikioonide tõttu • Happeline oksiid, kui reageerib veega, annab happe tekke tõttu happelise keskkonna • Hüdrolüüsuv sool muudab lahuse keskkonda: • Tugeva aluse ja nõrga happe sool – aluseline, näiteks Na2CO3 • Nõrga aluse ja tugeva happe sool – happeline, näiteks ZnCl2