Ocena brak

Dysocjacja elektrolityczna

Autor /Bernard Dodano /21.09.2011

Dysocjacja elektrolityczna – inaczej zwana jonową. Jest to rozpad cząsteczek wody na jony pod wpływem wody. Dysocjacji elektrolitycznej ulegają cząsteczki związku o wiązaniu jonowym lub atomowym spolaryzowanym.

Dysocjacja elektrolityczna nadaje roztworom specyficzne właściwości. Roztwory związków chemicznych, które ulegają dysocjacji, przewodzą prąd elektryczny.

Zjawisko dysocjacji elektrolitycznej zostało odkryte w XIX wieku przez szwedzkiego uczonego

Arrheniusa, laureata Nagrody Nobla w dziedzinie chemii z 1903 roku

Substancje chemiczne można podzielić na elektrolity, tzn. te które posiadają zdolność przewodzenia prądu elektrycznego oraz nieelektrolity, które tej właściwości nie posiadaj.

Elektrolity dzielimy na mocne, słabe i o średniej mocy.

Do elektrolitów należą związki o budowie jonowej lub wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym

- Kwasy i wodorki kwasowe, które dysocjują na kationy wodoru i aniony reszty kwasowej:

Obecność jonów H+ w roztworze powoduje kwaśny smak i zabarwienie lakmusu ma czerwono

- Wodorotlenki dysocjują na kationy metalu i aniony wodorotlenowe

Obecność jonów OH- w roztworze powoduje niebieskie zabarwienie lakmusu i mydlany smak

- Sole dysocjują na kationy metalu i aniony reszt kwasowych

W równaniach dysocjacji posługujemy się dwiema strzałkami skierowanymi przeciwnie, aby podkreślić, że są to reakcje odwracalne.

Miarą mocy elektrolitu (słabego) jest Stopień Dysocjacji który można wyrazić jako stosunek liczby moli cząsteczek zdysocjowanych nz do liczby moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu nw

lub

Stopień dysocjacji zależy od:

– rodzaju elektrolitu

– rodzaju rozpuszczalnika

– stężenia roztworu (wzrasta w miarę rozcieńczania roztworu)

– temperatury (na ogół nieco wzrasta wraz ze wzrostem temperatury)

– obecności innych substancji w roztworze

Słabe (L<5%) wieloprotonowe kwasy i wielowodorotlenowe zasady dysocjują stopniowo

Np.

W roztworach słabych elektrolitów wytwarza się stan równowagi między nie zdysocjowanymi cząsteczkami i jonami.

Np.

który charakteryzujemy stałą równowagi zwaną stałą dysocjacji.

(A+); (B-)- stężenie jonów w stanie równowagi

(AB)- stężenie niezdysocjowanych cząsteczek w stanie równowagi

Stała dysocjacji “K” jest to stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych

Nie zależy ona od stężenia elektrolitu, ale zależy od temperatury i rodzaju rozpuszczalnika. Jest ona miarą mocy kwasu lub zasady, im większa jest jej wartość tym bardziej kwas lub zasada jest zdysocjowany.

Skala pH  

Woda jest bardzo słabym elektrolitem

Po przeprowadzeniu pewnych przekształceń otrzymamy iloczyn wody

W roztworach kwasów i zasad zachowana jest stałość iloczynu stężeń jonów wodorowych i wodorotlenowych równe iloczynowi jonowemu wody. W każdej cząsteczce wody powstaje jeden jon wodorowy H+ i jeden jon wodorotlenowy OH-. W czystej wodzie stężenia te są sobie równe. Czysta chemicznie woda jest obojętna.

Operowanie liczbami rzędu 10-7 jest bardzo uciążliwe, więc Sorensen wprowadził wykładnik stężenia jonów wodorowych pH.

I tak dla roztworów obojętnych pH = 7

kwaśnych pH <7

zasadowych pH >7

10o 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

roztwór obojętny

Wskaźniki pH zwane inaczej indykatorami to związki, które zmieniają swoją barwę w zależności od pH roztworu. Są one słabymi kwasami lub zasadami organicznymi, których jony mają inne zabarwienie niż cząsteczki nie zdysocjowane. Do najczęściej stosowanych wskaźników należą: oranż metylowy, lakmus, fenoloftaleina. Poniższa tabela pokazuje zmianę zabarwienia tych wskaźników w zależności od odczynu roztworu.

Wskaźnikodczyn kwaśny obojętny zasadowy

Lakmus

Oranż metylowy

Fenoloftaleina bezbarwny bezbarwny

Na płaszczyźnie dysocjacji elektrolitycznej powstały różne definicje kwasów, zasad i soli.

Wg. Arrheniusa :

Kwasy: związki o ogólnym wzorze HnR, które dysocjują na kationy wodorowe i aniony reszty kwasowej

R-

Zasady: związki o wzorze ogólnym M(OH)m, które dysocjują na kationy metalu M+ i aniony wodorotlenowe OH-

Sole: związki o wzorze ogólnym MnRm, które dysocjują na kation metalu M+ i anion reszty kwasowej R-

Oprócz teorii Arheniusa na uwagę zasługuje również teoria Brunsteda, tzn. teoria donorowo – akceptorowa. Wg. niej :

kwas związek chemiczny zdolny do oddania protonu (donor)

zasada – związek chemiczny zdolny do przyłączenia protonu (akceptor)

Także znana teoria Lewisa stosowana do układów zawierających rozpuszczalniki aprotonowe.

Podobne prace

Do góry