Elektrolüüt

Allikas: Vikipeedia

Elektrolüüt on aine, mille elektrijuhtivus põhineb ioonide vabal liikumisel. Kõige tüüpilisem elektrolüüt on ioonne lahus, kuid elektrolüüt võib olla ka tahke või vedel aine, näiteks metall.

Ioonsed elektrolüüdid on aluste, hapete või soolade lahused. Ka osa gaase võib käituda kõrgel temperatuuril või madalal rõhul elektrolüütidena. Elektrolüüdi lahuse võib saada ka bioloogiliste molekulide (nt DNA, polüpeptiidid) või sünteetiliste polümeeride (nt polüstüreensulfonaat) lahustamisel lahustis. Kahte viimast nimetatakse polüelektrolüütideks, mille elektrijuhtivuse tagavad laetud funktsionaalrühmad.

Elektrolüüdi lahus saadakse tavaliselt soola lahustamisel lahustis (nt vees), lahusti ja soola termodünaamilise koostoime tõttu dissotseeruvad (lagunevad) soola osakesed positiivsete ja negatiivsete laengutega osakesteks. Antud protsessi nimetatakse lahustumiseks. Näiteks söögisooda ehk naatriumvesinikkarbonaadi viimisel vette dissotseerub molekul väiksemateks ioonideks vastavalt dissotsiatsiooni reaktsioonile:

NaHCO3(s) → Na+(aq) + HCO3(aq)

Samuti on võimalik, et ainete reaktsioonil veega on produktid võimelised dissotseeruma ioonideks, näiteks süsihappegaasi ja vee reaktsioonil tekib molekul, mis vesilahuses dissotseerub ioonideks:

CO2 + H20 → H2CO2

Vastavalt dissostiatsiooni reaktsioonile vesilahuses:

H2CO2(s) → H+(aq) + HCO3(aq)

HCO3(aq) → H+ + CO32−(aq)

Vedelas olekus soolad võivad ka olla elektrolüüdid. Näiteks, kui naatriumkloriid kõrgel temperatuuril ära sulatada, siis saadud vedelal soolal on samuti elektrijuhtivus.

Elektrolüütide tugevus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kui elektrolüüdi lahuses on palju elektrolüüdi ioone, siis on tegu kontsentreeritud lahusega. Lahust, milles elektrolüüdi ioone on vähe, nimetatakse lahjendatud lahuseks. Selle järgi, kui suur osa lahustatava aine molekulidest

lahustis dissotseerub, saab kirjeldada elektrolüütide tugevust ehk võimet rohkem elektrivoolu juhtida. Kui lahustis dissotseerub suur osa lahustunud molekule ioonideks, on tegu tugeva elektrolüüdiga. Kui dissotseerub ainult väga väike osa molekulidest, on tegu nõrga elektrolüüdiga. Elektrolüütide omadusi võib kasutada elektrolüüsil, et eraldada aine koostises olevaid elemente või ühendeid, mis on lahustunud.

Tugev elektrolüüt[muuda | redigeeri lähteteksti]

Tugev elektrolüüt on aine, mis vesilahuses peaaegu või täielikult dissotseerub ioonideks. Kuna tekkivad ioonid on head elektrijuhid, siis algselt nimetatigi elektrolüüdiks ainet vesilahuses, mis juhib hästi elektrivoolu. Kui lahuses olevatest ioonidest ja nende käitumisest rohkem teada saadi, siis sai tugev elektrolüüt ka oma tänapäevase definitsiooni.

Tugevateks elektrolüütideks on tugevad happed, tugevad alused ning soolad, mis on hästi lahustuvad. Näiteks

soolhape (HCl)

väävelhape (H2SO4)

lämmastikhape (HNO3)

kaaliumhüdroksiid (KOH)

kaaliumkloriid (KCl)

naatriumkloriid (NaCl)

Nõrk elektrolüüt[muuda | redigeeri lähteteksti]

Nõrgad elektrolüüdid on ained, mis vesilahuses dissotseeruvad ioonideks vähesel määral. Seega on nõrga elektrolüüdi lahuses lisaks dissotseerunud ioonidele ka lihtsalt lahustunud aine molekule, millel pole laengut ning mis ei kanna edasi elektrivoolu. Nõrgad elektrolüüdid suudavad lahuses edasi kanda ainult nõrka elektrivoolu.

Nõrkadeks elektrolüütideks on nõrgad happed ja nõrgad alused. Näiteks

äädikhape (CH3COOH)

süsihape (H2CO3)

fosforhape (H3PO4)

ammoniaak (NH3)

püridiin (C5H5N)

Füsioloogiline tähtsus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Füsioloogias on primaarseteks elektrolüüdi ioonideks naatrium (Na+), kaalium (K+), kaltsium (Ca2+), magneesium (Mg2+), kloriid (Cl-), vesinikfosfaat (H2PO4-) ja vesinikkarbonaat (HCO3-). Elektrilaengu sümbolid pluss (+) ja miinus (-) näitavad, et antud aine on looduses ioonne ning tema elektronide arv on suurem või väiksem kui prootonite arv. Antud nähtus on keemilise dissotsiatsiooni tulemus.

Kõik teadaolevad eluvormid vajavad peenet ja keerulist tasakaalu rakusisese ja rakuvälise keskkonna vahel. Eriti tähtis on täpse elektrolüütide osmootsete gradient-ioonide tasakaalu säilitamine. Sellised gradient-ioonid mõjutavad ja reguleerivad keha hüdratsiooni ning samuti ka vere pH-d, samuti on nad elutähtsad lihaste ja närvide töötamiseks. Elusorganismides on elektrolüütide kindla kontsentratsiooni hoidmiseks erinevad mehhanismid.

Lihaskude ja neuroneid loetakse mõlemaid keha elektrilisteks kudedeks. Lihaskoe või neuroni paneb tööle elektrolüüdi aktiivsus rakuvälise või koevedeliku ja rakusisese vedeliku vahel. Elektrolüüdid võivad rakumembraani siseneda või väljuda läbi spetsiaalsete valgustruktuuride rakumembraanis, mida kutsutakse ioonkanaliteks. Näiteks lihaste kokkutõmbumine oleneb kaltsiumi (Ca2+), naatriumi (Na+) ja kaaliumi (K+) ioonide olemasolust. Nimetatud elektrolüütide ebapiisava kontsentratsiooni korral võib tunda lihastes nõrkust või krampide tekkimist.

Elektrolüütide tasakaalu säilitatakse suu kaudu või hädaolukorras süstides kehasse elektrolüüdi lahust sisaldavaid aineid. Elektrolüütide tasakaalu kehas säilitavad hormoonid ning neerud eemaldavad kehast üleliigsed elektrolüüdid. Inimese kehas elektrolüütide homöostaasi reguleerivad näiteks antidiureetiline hormoon ja aldosteroon. Tõsised elektrolüütide tasakaalu häired kehas (nt veetustamine) võivad põhjustada neuroloogilisi ja südameprobleeme, kui inimesele ei võimaldata kohest arstiabi.

Kontsentratsiooni mõõtmine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Elektrolüütide kontsentratsiooni mõõtmine on üldjuhul diagnostiline protseduur, tavaliselt määratakse ioonselektiivsete elektroodidega elektrolüüdi kontsentratsioon vereproovis või uriiniproovis. Saadud tulemuste tõlgendamiseks ja võrdlemiseks on tarvis ka inimese haiguslugu ning samuti on vajalik paralleelne neerufunktsioonide mõõtmine. Tavaliselt on määratavateks ioonideks kaalium ja naatrium, kloriidioonide kontsentratsiooni määratakse harva, ainult arteriaalsete veregaaside mõõtmisel, kuna see on olemuselt seotud naatriumi sisaldusega. Uriiniproovi uurimisel on tähtsal kohal erikaalu määramine, sest see on seotud ioonide kontsentratsioonide tasakaalule mittevastavuse tuvastamisega.

Elektrokeemia[muuda | redigeeri lähteteksti]

Peamine artikkel elektrolüüs

Kui elektrolüüdi lahusesse viia elektroodid, mille vahele rakendatakse elektrivool, siis antud lahus on võimeline elektroodide vahel elektrivoolu juhtima. Tavaolukorras ei saa üksikud elektronid iseseisvalt liikuda lahuses ühelt elektroodilt teisele, selle asemel toimub keemiline reaktsioon katoodil, mille käigus tarbitakse anoodilt pärit elektrone. Anoodil toimub teine reaktsioon, millest pärinevad elektronid kantakse üle katoodile. Protsessi tulemusena koguneb katoodi ümber negatiivne laeng ning anoodi ümber positiivne laeng. Lahuses olevad laengutega ioonid neutraliseerivad katoodi ja anoodi ümber olevad laengud, mis võimaldab elektronide ülekande jätkumist ning reaktsioonide toimumist.

Näiteks kaaliumkloriidi (KCl) vesilahuse elektrolüüsil toimub katoodil järgmine reaktsioon:

2H2O + 2e → 2OH + H2

Reaktsiooni käigus eraldub vesinik gaasina (H2), anoodil toimub reaktsioon:

2KCl → 2 K+ + Cl2 + 2e

Anoodil eraldub gaasina kloor (Cl2). Reaktsiooni käigus tekkivad positiivsed kaaliumi ioonid (K+) liiguvad lahuses katoodi poole ning neutraliseerivad sinna tekkinud negatiivsed hüdroksiidioonid (OH). Vastavalt hüdroksiidioonid liiguvad lahuses anoodi poole, et neutraliseerida sealne kaaliumi ioonide poolt tekitatud positiivne laeng. Ilma lahuses liikuvate ioonideta katoodi ja anoodi ümber tekkivad laengud pidurdaksid elektronide liikumist läbi lahuse. Kui poleks elektrolüüdi ioone lahuses, siis reaktsioon ja elektronide ülekanne aeglustuks, sest vee dissotsiatsioonil tekkivad prooton (H+) ja hüdroksiidioon (OH) difundeeruvad läbi lahuse palju kordi aeglasemini, kui elektrolüüdist pärinevad K+ ja Cl ioonid.

Elektrolüüdid dissotseeruvad vees, sest vee molekulid on dipoolid, mis solvateeruvad energeetiliselt soodsasse asendisse elektrolüüdi ioonidega.

Teistes reaktsioonides võivad ka metallist elektroodid sarnaselt elektrolüütidega reaktsioonidest osa võtta.

Elektrolüüte sisaldavaid elektrijuhte kasutatakse elektriseadmetes, kus liides, millel keemiline reaktsioon elektrolüüdil või metallil toimub, toob kaasa kasuliku elektrilise efekti:

  • Patareid -- nendes on kaks erineva elektron afiinsusega metalli elektroodidena kasutusel. Elektronid liiguvad ühelt elektroodilt teisele väljaspool patareid, samas patarei sees on vooluring suletud elektrolüüdi ioonide poolt. Antud süsteemis muundavad elektroodireaktsioonid keemilise energia elektrienergiaks.
  • Mõningates kütuselementides ühendab tahke elektrolüüt või prootonikandja plaate elektriliselt, samal ajal hoides kütusegaase (vesinik ja hapnik) eraldatult.
  • Galvaniseerimisel kannab elektrolüüt üheaegselt metalli galvaniseeritavale objektile ja ka elektriliselt ühendab antud objekti vooluringi.
  • Elektrolüütkondensaatorites kasutatakse keemilist efekti, et valmistada äärmiselt peenike dielektriku või isolaatori kiht. Elektrolüüdi kiht ise käitub ühe kondensaatori plaadina.
  • Mõningates hügromeetrites kasutatakse kuiva elektrolüüti, mille elektrivoolu juhtivuse järgi määratakse suhtelist õhuniiskust (vt hügromeeter).
  • Kuum ja pehme klaas on ka elektrit juhtiv elektrolüüt ning mõned klaasitootjad hoiavad klaasi vedelas olekus viisil, et juhivad klaasimassist pidevalt läbi suurt elektrivoolu.

Kuiv elektrolüüt[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kuivad elektrolüüdid on sisuliselt geelid, mis on painduval võrel.[1]

Vaata ka[muuda | redigeeri lähteteksti]

Viited[muuda | redigeeri lähteteksti]

  1. "The Roll-to-Roll Battery Revolution". Ev World. Vaadatud 20.08.2010.