Het belangrijkste verschil tussen echte en potentiële elektrolyt is dat echte elektrolyten volledig in ionen dissociëren, terwijl potentiële elektrolyten gedeeltelijk in ionen dissociëren.
We kunnen alle verbindingen in twee groepen indelen als elektrolyten en niet-elektrolyten, afhankelijk van hun vermogen om ionen te produceren en elektriciteit te geleiden. Elektrolyse is het proces waarbij een stroom door een elektrolytische oplossing wordt geleid en positieve en negatieve ionen worden gedwongen om naar hun respectieve elektroden te bewegen. Niet-elektrolyten kunnen niet deelnemen aan elektrolyseprocessen.
Wat is echte elektrolyt?
Echte elektrolyten zijn de stof die volledig kan dissociëren in zijn ionen. Deze worden ook wel sterke elektrolyten genoemd. Deze verbindingen produceren gemakkelijk hun ionische vormen wanneer ze worden opgelost in water of een andere oplossing. Er zijn zowel kationen als anionen in de oplossing nadat de verbinding is gedissocieerd; deze ionen kunnen dus elektrische stroom door de elektrolytische oplossing voeren. Dit is de reden voor de naam "elektrolyt", wat betekent "vermogen om elektriciteit te geleiden".
Een geconcentreerde oplossing van een echte elektrolyt heeft een lage dampdruk dan zuiver water bij een vergelijkbare temperatuur. Sterke zuren, sterke basen, oplosbare ionische zouten die geen zwakke zuren en basen zijn, kunnen worden geclassificeerd als echte elektrolyten.
Figuur 01: Volledige dissociatie
Bij het schrijven van de chemische reactie voor de ionisatie van een echte elektrolyt, kunnen we een enkele pijl in één richting gebruiken om de volledige ionisatiereactie weer te geven in tegenstelling tot potentiële of zwakke elektrolyten. Deze enkele pijl betekent dat de reactie volledig plaatsvindt. Echte elektrolyten kunnen alleen elektriciteit geleiden als ze in gesmolten of opgeloste toestand zijn. Omdat de ionisatie hoog is, is de spanning die een echte elektrolyt kan produceren erg hoog.
Wat is potentiële elektrolyt?
Potentiële elektrolyten zijn de stoffen die gedeeltelijk kunnen dissociëren in zijn ionen. Dit betekent dat het niet volledig kan dissociëren in zijn ionen in een waterige oplossing. Daarom zal de waterige oplossing van een potentiële elektrolyt zowel ionische soorten als niet-gedissocieerde moleculen bevatten. Gewoonlijk is de dissociatie van een potentiële elektrolyt ongeveer 1-10%. Deze worden ook wel zwakke elektrolyten genoemd. Enkele veelvoorkomende voorbeelden van zwakke elektrolyten zijn azijnzuur, koolzuur, ammoniak, fosforzuur, enz. Dit zijn ofwel zwakke zuren of zwakke basen.
Figuur 02: Chemische reactie voor de dissociatie van azijnzuur
Bij het schrijven van de chemische reactie voor de dissociatie van een zwakke elektrolyt, gebruiken we twee halve pijlen die in tegengestelde richtingen wijzen. Deze pijl betekent dat er een evenwicht is tussen de ionensoort en de niet-geïoniseerde moleculen in de waterige oplossing.
Wat is het verschil tussen echte en potentiële elektrolyt?
Afhankelijk van hun vermogen om ionen te produceren en elektriciteit te geleiden, kunnen we alle verbindingen in twee groepen indelen als elektrolyten en niet-elektrolyten. Elektrolyten worden opnieuw in twee delen verdeeld als echte en potentiële elektrolyten. Het belangrijkste verschil tussen echte en potentiële elektrolyt is dat echte elektrolyten volledig dissociëren in ionen, terwijl potentiële elektrolyten gedeeltelijk dissociëren in ionen. Bovendien is de dissociatiesterkte van echte elektrolyten 100%, terwijl de dissociatiesterkte van potentiële elektrolyten varieert van 1 tot 10%.
De volgende tabel vat het verschil tussen echte en potentiële elektrolyt samen.
Samenvatting – Waar versus potentieel elektrolyt
Echte elektrolyten zijn de stof die volledig in zijn ionen kan dissociëren, terwijl potentiële elektrolyten de stoffen zijn die gedeeltelijk in zijn ionen kunnen dissociëren. Daarom is het belangrijkste verschil tussen echte en potentiële elektrolyt dat echte elektrolyten volledig in ionen dissociëren, terwijl potentiële elektrolyten gedeeltelijk in ionen dissociëren.
