Wiązania jonowe Dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna

Definicja 1: Dysocjacja elektrolityczna

Rozpad cząsteczek na jony pod wpływem rozpuszczalnika nazywany dysocjacją elektrolityczną. Substancje, które podczas rozpuszczania w rozpuszczalniku rozpadaja sie na jony nazywamy elektrolitami.

Takie substancje mają zdolność do przewodzenia prądu elektrycznego. Substancje, które nie ulegaja dysocjacji jonowej, nazywamy nieelektrolitami. Do nieelektrolitów zaliczamy związki organiczne (z wyjątkiem kwasów karboksylowych i ich soli) oraz tlenki i wodorki nie reagujące z wodą. Nieelektrolity nie mają zdolności przewodzenia prądu elektrycznego.
Proces dysocjacji zależy od rodzaju rozpuszczalnika oraz rodzaju wiązań w cząsteczce rozpuszczonej. Cząsteczka wody jest dipolem, dlatego jest dobrym rozpuszczalnikiem dla substancji posiadających wiązanie jonowe lub atomowe spolaryzowane. Dlatego też, do elektrolitów zaliczamy wodne roztwory zasad, kwasów i soli.

Dysocjacja związków o wiązaniu atomowym spolaryzowanym.
W przypadku związków o wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym (np. \( \ce{HCl} \)), jony powstają wskutek oddziaływań polarnych cząsteczek wody na polarną (dipolową) cząsteczkę związku.

Rysunek 1: Dysocjacja chlorowodoru w wodzie (https://zasoby1.open.agh.edu.pl/dydaktyka/chemia/a_e_chemia/6_chemia_roztworow/05_00_00.htm)

Dipole wody otaczają polarną cząsteczkę związku, powodując zwiększenie jej polarności, a w konsekwencji rozerwanie wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego. Podczas dysocjacji rozerwaniu ulegają najbardziej spolaryzowane wiązania.

Dysocjacja związków o wiązaniu jonowym
Kryształy związków jonowych zbudowane są z kationów i anionów, jak przedstawiono to na Rys. 2. Dipole wody ustawiają się odpowiednimi biegunami do jonów w krysztale jonowym i wyrywają je z sieci krystalicznej. Jony otoczone przez cząsteczki wody przechodzą do roztworu.

Rysunek 2: Dysocjacja elektrolityczna NaCl w wodzie (autor: Adam Rędzikowski, CC BY-SA 4.0, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=46451770)

Proces dysocjacji chlorku sodu możemy zapisać w postaci równania:

\( \ce{NaCl \leftrightarrow Na^+ + Cl^-} \)

W przypadku tej soli nie ma etapu rozrywania cząsteczek, ponieważ już w stanie krystalicznym istnieją jony. Pisząc reakcje dysocjacji nie uwzględnia się cząsteczek wody otaczających jony, ponieważ ich liczba jest zmienna.

Schematycznie reakcję dysocjacji możemy zapisać:

(1)

\( A_nB_m \leftrightarrow nA^{m+} + mB^{n-} \)

Przykład 1: reakcje dysocjacji

\( \ce{HNO_3 \leftrightarrow H^+ + NO_3^-} \)
\( \ce{H_2CO_3} \leftrightarrow \text{2}\ce{H^+ + CO_3^{2-}} \)
\( \ce{Mg(OH)_2 \leftrightarrow Mg^{2+}} + \text{2}\ce{OH^-} \)
\( \ce{NaOH \leftrightarrow Na^+ + OH^-} \)
\( \ce{Al_2(SO_4)_2} \leftrightarrow \text{2}\ce{Al^{3+}} + \text{2}\ce{SO_4^{2-}} \)
\( \ce{CaCl_2 \leftrightarrow Ca^{2+}} + \text{2}\ce{Cl^-} \)

Definicja 2: stopień dysocjacji

Stosunek liczby cząsteczek rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek rozpuszczonych w roztworze nazywamy stopniem dysocjacji elektrolitycznej i oznaczamy symbolem α.

\( \alpha= \frac{N_{zdys}}{N_o} ; \alpha=\frac{n_{zdys}}{n_o} \)

\( \alpha \) – stopień dysocjacji
\( N_{zdys.} \) – liczba cząsteczek zdysocjowanych
\( N_o \) – ogólna liczba cząsteczek
\( n_{zdys.} \) – liczba moli cząsteczek zdysocjowanych
\( n_o \) – ogólna liczba moli cząsteczek

Stopień dysocjacji może przyjmować wartości od 0 do 1 (lub w procentach \( 0-100\% \)). W zależności od stopnia dysocjacji elektrolity dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe. Im więcej cząsteczek ulega rozpadowi na jony, tym mocniejszy jest elektrolit. Stopień dysocjacji elektrolitów wzrasta wraz z rozcieńczaniem roztworu.

Zadanie 1: Stopień dysocjacji

Treść zadania:

Oblicz stopień dysocjacji jeżeli w roztworze znajduje się 1 mol cząsteczek zdysocjowanych i 4 mole cząsteczek niezdysocjowanych.

Jeżeli słaby elektrolit rozpuścimy w wodzie, to tylko część jego cząsteczek będzie zdysocjowana na jony. W stałej temperaturze pomiędzy niezdysocjowanymi cząsteczkami a jonami ustali się stan równowagi, który możemy wyrazić stałą równowagi.

Definicja 3: stała dysocjacji

Dla słabych elektrolitów w stanie równowagi stosunek iloczynu stężeń jonów powstałych przez dysocjację elektrolityczną, do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych jest wielkością stałą w danej temperaturze.

\( K =\frac{[A^{m+}]^n[B^{n-}]^m}{[A_nB_m]} \)

Stała dysocjacji określa moc elektrolitu i nie zależy od jego stężenia, zmienia się natomiast wraz z temperaturą. Im mniejsza jest wartość stałej dysocjacji, tym słabszy jest elektrolit. Dla bardzo słabych elektrolitów wartość stałej dysocjacji jest rzędu \( 10^{-10} \) a dla bardzo mocnych \( 10^8 \). Stałe dysocjacji niektórych związków zostały podane w Tabela 1. [1]

Tabela 1: Wartości stałych dysocjacji wybranych elektrolitów w temp. \( 25^oC \)

elektrolit	reakcja dysocjacji	stała dysocjacji
\( \ce{HNO_2} \)	\( \ce{HNO_2 = H^+ +NO_2^-} \)	\( K = 4,5 10^{-4} \)
\( \ce{HCN} \)	\( \ce{HCN = H^+ + CN^-} \)	\( K = 7,9 10^{-10} \)
\( \ce{H_2CO_3} \)	\( \ce{H_2CO_3 = H^+ + HCO_3^-} \)	\( K = 4,45 · 10^{-7} \)
	\( \ce{HCO_3^- = H^+ + CO_3^{2-}} \)	\( K_2 = 4,69 10^{-11} \)
\( \ce{HClO} \)	\( \ce{HClO = H+ + ClO^-} \)	\( K = 5,0 10^{-8} \)
\( \ce{H_2SO_3} \)	\( \ce{H_2SO_3 = H^+ +HSO_3^-} \)	\( K_1 = 1,58 10^{-2} \)
	\( \ce{HSO_3^- = H^+ + SO_3^-} \)	\( K_2 = 6,31 10^{-8} \)
\( \ce{NH_4OH} \)	\( \ce{NH_4OH = NH_4^+ + OH^-} \)	\( K = 1,79 10^{-5} \)
\( \ce{AgOH} \)	\( \ce{AgOH = Ag^+ +OH^-} \)	\( K = 1,79 10^{-5} \)

Bibliografia

1. T. Penkala: Podstawy chemii ogólnej, PWN, Warszawa 1982

Chemia