elektrolytter
        
         (elektrokjemi)
Store norske leksikon,Realfag,Kjemi,Elektrokjemi og metallurgi,Elektrokjemi
Elektrolytter er opprinnelig brukt som fellesbetegnelse på kjemiske forbindelser som når de løses i vann gjør løsningen elektrisk ledende ved påvirkning av et elektrisk felt. Ved løsning av en elektrolytt i vann, vil en del eller alt stoffet være spaltet eller dissosiert i positivt og negativt ladede ioner. Det er disse som sørger for elektrisitetstransporten gjennom løsningen. I hvor stor grad de kjemiske forbindelsene løser seg opp i ioner (dissosiasjonsgraden) bestemmes av dissosiasjonskonstanten for løsningsreaksjonen, og er avhengig av en eventuell påtrykt spenning. Se elektrolytisk dissosiasjon.
for elektrolytter i kroppen, se elektrolytter – fysiologi Typer Betegnelsen sterke og svake elektrolytter er et relativt begrep knyttet til det aktuelle løsemiddelet som brukes. En elektrolytt som betegnes sterk i vandig løsning, kan være svak i et annet løsemiddel, som for eksempel aceton eller benzen.Det er tre hovedgrupper av kjemiske forbindelser som viser utpreget elektrolytisk dissosiasjon: syrer, baser og salter. Vanlig bordsalt (NaCl) og svovelsyre (H2SO4) er eksempler på sterke elektrolytter, eddiksyre og ammoniakk på svake elektrolytter.De mest anvendte elektrolyttene er basert på vann som løsningsmiddel, og de fleste industrielle elektrolyseprosesser samt batterier og brenselceller benytter vandige elektrolytter. Andre viktige elektrolytter er basert på rene salter (saltsmelter) og organiske forbindelser. Fast stoff-elektrolytter finnes også. En ny klasse av elektrolytter er såkalte ioniske væsker eller "ionic liquids", som inneholder organiske forbindelser og salter. Slike elektrolytter har smeltepunkt lavere enn romtemperatur, svært lave damptrykk og høy termodynamisk stabilitet, mens ulempene er knyttet til lav elektrisk ledningsevne. Saltsmelter er svært anvendelige og brukes blant annet som elektrolytt ved produksjon av aluminium. Historie Den første tilfredsstillende teorien for elektrolytisk dissosiasjon ble fremsatt av den svenske kjemikeren Svante Arrhenius i 1887. Denne teorien har fortsatt gyldighet for svake elektrolytter. Betegnelsen sterke elektrolytter ble brukt på elektrolytter hvor mer enn halvparten av stoffet var dissosiert i ioner.Målinger av osmotisk trykk, frysepunktnedsettelse og kokepunktforhøyelse av elektrolyttløsninger utført av den nederlandske fysikeren og kjemikeren Jacobus Henricus van 't Hoff fra 1885 og utover, viste god overensstemmelse med Arrhenius' teori for svake elektrolytter. Forhold som gjør seg gjeldende for sterke elektrolytter ble først klarlagt omtrent 50 år senere.Den moderne forståelse av elektrolytisk dissosiasjon og elektrisk ledningsevne (konduktans) skyldes først og fremst den nederlandsk-amerikanske fysikeren Peter Debyes og den tyske kjemikeren Erich Hückels (1896–1980) teorier. Tidligere var betydningen av løsemiddelets innvirkning på dissosiasjonen oversett og man var heller ikke klar over de forholdene som spesielt gjør seg gjeldende når løsemiddelet er vann. Vannmolekylenes store dipolmoment medfører at de ladede ioner omgis av et eller flere lag med vannmolekyler, noe som resulterer i redusert elektrostatisk tiltrekning mellom ionene.Inntil den britiske fysikeren William Bragg ved interferens av røntgenstråler (diffraksjon) klarla krystallstrukturen av bordsalt i 1912 hadde man trodd at dissosiasjonen i ioner utelukkende var knyttet til løsning av elektrolytter i et løsemiddel. Krystallstrukturen viste at bordsalt ikke er bygd opp av NaCl-molekyler, men er bygd opp av Na+- og Cl−-ioner. Dette gjelder generelt for salter der kationer og anioner kan identifiseres i krystallstrukturen. Les mer i Store norske leksikon elektrokjemi