Μάθημα : Χημεία Προσανατολισμού - Κεφάλαιο 5

Ηλεκτρολύτες ονομάζονται οι ουσίες οι οποίες όταν διαλυθούν στο νερό παράγουν ιόντα. Το νερό είναι κακός αγωγός του ηλεκτρισμού καθώς σε καθαρή μορφή περιέχει ελάχιστη ποσότητα ιόντων (ΟΗ^- και Η₃Ο⁺). Το νερό με την προσθήκη κάποιου ηλεκτρολύτη εμπλουτίζεται με ιόντα. Η παρουσία ιόντων στο νερό το κάνει καλό αγωγό του ηλεκτρισμού και κατά τη διέλευσή του το ηλεκτρικό ρεύμα διασπά το νερό σε οξυγόνο και υδρογόνο (ηλεκτρόλυση).

Οι ιοντικές ενώσεις αναγνωρίζονται από την παρουσία μετάλλων στην ένωση  τα οποία βρίσκονται πάντα με τη μορφή κατιόντων (Κ⁺, Νa⁺, Li⁺, Mg⁺², Ca⁺², Ba⁺², Al⁺³, Ag⁺ κ.α.). Εκτός των μετάλλων κατιόντα μπορεί να είναι το ΝΗ₄⁺ καθώς και τα αντίστοιχα κατιόντα των αμινών π.χ. CH₃NH₃⁺, (CH₃)­₂NH₂⁺ κλπ. Τα ανιόντα μπορεί να είναι είτε μονοατομικά ιόντα αμετάλλων (F^-, Cl^-, I^-, Br^-, O^-2, S^-2) είτε πολυατομικά ανιόντα (NO₃^-, SO₃^-2, SO₄^-2, PO₄^-3, ClO₄^-, CN^- κ.α.).

Στις ιοντικές ενώσεις δεν υπάρχουν μόρια (δηλαδή συγκεκριμένες ομάδες ατόμων). Τα ιόντα είναι διατεταγμένα στο χώρο σχηματίζοντας κρύσταλλους. Κατά τη διάλυση των ιοντικών ουσιών στο νερό, τα ιόντα αποσπώνται από τον κρύσταλλο και περνάνε στην υδατική φάση. Η διαδικασία αυτή ονομάζεται ΔΙΑΣΤΑΣΗ.

Οι ιοντικές ενώσεις διακρίνονται σε ευδιάλυτες και δυσδιάλυτες ανάλογα με το πόση ποσότητα της ουσίας μπορεί να διαλυθεί σε συγκεκριμένη ποσότητα νερού. Ωστόσο όση ποσότητα έχει διαλυθεί βρίσκεται με μορφή ιόντων, κατά συνέπεια η διάσταση των ιοντικών ενώσεων είναι πάντα 100% (η μη διαλυμένη ουσία δεν αποτελεί μέρος του υδατικού διαλύματος). Όλες οι ιοντικές ενώσεις είναι ηλεκτρολύτες.

Ιοντικές ενώσεις είναι τα άλατα, τα υδροξείδια των μετάλλων και τα οξείδια των μετάλλων (τα οποία αντιδρούν με το νερό και μετατρέπονται σε υδροξείδια κατά τη διάλυσή τους).

Άλατα:   AgNO₃ ⟶ Ag⁺ + NO₃^-            Na₃PO₄ ⟶ 3Na⁺ + PO₄^-3           Al₂(SO₄)₃ ⟶ 2Al⁺³ + 3SO₄^-2

(NH₄)₂SO₃ ⟶ 2NH₄⁺ + SO₃^2-                 CaF₂ ⟶ Ca⁺² + 2F^-                      K₂Cr₂O₇ ⟶ 2K⁺ + Cr₂O₇^-2

Υδροξείδια:  ΝaOH ⟶ Na⁺ + OH^-     Ca(OH)₂ ⟶ Ca⁺² + 2OH^-          Al(OH)₃ ⟶ Al⁺³ + 3OH^-

Oξείδια Μετάλλων:   Κ₂Ο + Η₂Ο  ⟶ 2ΚΟΗ  και μετά όπως παραπάνω.

Όπως αναφέρθηκε και στο πρώτο κεφάλαιο οι άπολες ομοιοπολικές ενώσεις δεν διαλύονται στο νερό, δεν αλληλεπιδρούν μαζί του και δεν θα μας απασχολήσουν.  Φυσικά δεν ανήκουν στους ηλεκτρολύτες.

Οι πολικές ομοιοπολικές ενώσεις γενικά διαλύονται στο νερό, από λίγο εως πλήρως. Διακρίνονται τρεις περιπτώσεις:

Ουσίες των οποίων τα μόρια παραμένουν ως έχουν στο νερό (μοριακά διαλύματα) χωρίς να αντιδρούν με αυτό, δεν είναι ηλεκτρολύτες. Τα μοριακά διαλύματα είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού όπως άλλωστε και το νερό.

Ουσίες των οποίων τα μόρια αντιδρούν σε μικρό βαθμό με το νερό και παράγονται ιόντα. Χαρακτηρίζονται ως ασθενείς ηλεκτρολύτες και διακρίνονται σε ασθενή οξέα (παράγονται Η₃Ο⁺) και ασθενείς βάσεις (παράγονται ΟΗ^-). Η αντίδρασή τους με το νερό γράφεται ως αμφίδρομη αντίδραση. Όλα τα οργανικά οξέα είναι ασθενή οξέα ενώ στις ασθενείς βάσεις ανήκει η Αμμωνία ΝΗ₃ και όλες οι αμίνες (π.χ. R-NH₂).

Παραδείγματα:           ΗCOOH + H₂O ⟷ HCOO^- + H₃O⁺

                                        ΗF + H₂O ⟷ F^- + H₃O⁺_­

                                        CH₃-NH₂ + H₂O ⟷ CH₃-NH₃⁺ + H₂O

Ουσίες των οποίων τα μόρια αντιδρούν σχεδόν ποσοτικά με το νερό παράγοντας Η₃Ο⁺ (ισχυρά οξέα) ή ΟΗ^- (ισχυρές βάσεις). Αν και η αντίδραση των ισχυρών ηλεκτρολυτών δεν είναι πραγματικά 100% ωστόσο θεωρείται ως ποσοτική και οι αντιδράσεις γράφονται ως μονόδρομες. Iσχυρά οξέα είναι τα: ΗCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ και το H₂SO­₄ στον 1^ο ιοντισμό του.

Η αντίδραση ενός ηλεκτρολύτη (ισχυρού ή ασθενούς) με τα μόρια του διαλύτη (νερό) προς παραγωγή ιόντων ονομάζεται ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ.