Elektrolyten en niet-elektrolyten

Definitie en eigenschappen van elektrolyten

Definitie

Een elektrolyt is een chemische verbinding die, wanneer opgelost in water of gesmolten, volledig of gedeeltelijk in vrije positieve en negatieve ionen splitst. Deze ionen zijn verantwoordelijk voor de geleiding van elektrische stroom door de oplossing of het gesmolten zout. Het begrip elektrolyt strekt zich uit over zouten, zuren en basen, afhankelijk van hun vermogen om te dissociëren in een ioniserend medium zoals water.

Belangrijke concepten

Het elektrolytisch gedrag van een stof wordt bepaald door de mate waarin deze splitst in vrije ionen onder invloed van een oplosmiddel of na verhitting tot de smelttemperatuur. Elektrolyten zijn onderverdeeld in sterke en zwakke elektrolyten, afhankelijk van de mate van dissociatie:

• Sterke elektrolyten splitsen volledig in ionen. Dit betekent dat er in oplossing praktisch geen intacte molecule meer aanwezig is; elk molecuul valt uit elkaar in kationen en anionen. Voorbeelden hiervan zijn natriumchloride (NaCl) en salpeterzuur (HNO₃).

• Zwakke elektrolyten ondergaan slechts gedeeltelijke dissociatie. In evenwichtstoestand bestaat de oplossing uit zowel vrije ionen als niet-gesplitste moleculen. Klassieke voorbeelden zijn azijnzuur (CH₃COOH) en ammoniak (NH₃).

Het is van cruciaal belang om te beseffen dat de term "sterk" bij elektrolyten uitsluitend verwijst naar de mate van ionisatie en niet naar de oplosbaarheid van de verbinding. Sommige verbindingen zijn uitstekend oplosbaar maar ioniseren slechts in beperkte mate (zoals suiker), terwijl andere verbindingen slecht oplossen maar het weinige dat in oplossing komt volledig splitst in ionen.

Daarnaast zijn er samengestelde gedragingen mogelijk, waarbij bepaalde elektrolyten onder specifieke omstandigheden (zoals concentratie, temperatuur of aanwezigheid van co-solventen) hun sterkte als elektrolyt kunnen wijzigen.

Formules en berekeningen

De hoeveelheid gesplitste ionen wordt uitgedrukt via het disssociatie- of ionisatiegraad $\alpha$, gedefinieerd als het quotiënt van het aantal gesplitste moleculen ten opzichte van het totaal aantal opgeloste moleculen:

Voor sterke elektrolyten geldt: $\alpha \approx 1$, dus bijna volledige dissociatie.

Voor zwakke elektrolyten geldt: $0 < \alpha < 1$, doorgaans $\alpha \ll 1$.

De geleidbaarheid van een oplossing ($\Lambda$), uitgedrukt in Siemens per meter (S/m), is recht evenredig met de concentratie van vrije ionen. De molaire geleidbaarheid bij een bepaalde concentratie wordt gegeven door:

waarbij

• $\Lambda_{\text{m}}$ de molaire geleidbaarheid is (S·m²·mol⁻¹)

• $\kappa$ de specifieke conductiviteit van de oplossing (S·m⁻¹)

• $c$ de molaire concentratie van de elektrolyt (mol·m⁻³)

Voor zwakke elektrolyten neemt $\Lambda_{\text{m}}$ sterk toe bij verdunning vanwege de toename van de mate van dissociatie ($\alpha$), terwijl sterke elektrolyten reeds volledig gedissocieerd zijn, zodat de geleiding nagenoeg constant blijft bij verdere verdunning.

Praktijkvoorbeelden