Historia

W XIX wieku szwedzki naukowiec Arrhenius odkrył zjawisko dysocjacji. Za swoje dokonanie uhonorowano go Nagroda Nobla w 1903r.

Definicja dysocjacji elektrolitycznej

Proces ten polega na rozpadzie na jony cząsteczek, w których występują wiązania jonowe

lub spolaryzowane pod wpływem rozpuszczalnika - wody. Cząsteczki zjonizowane maja zdolność przewodzenia prądu elektrycznego. Dysocjacja jest odwracalna.

Podział związków chemicznych ze względu na zdolność dysocjacji:

  • Nieelektrolity (nie ulegają dysocjacji)
  • Elektrolity (które rozpadają się na jony pod wpływem wody):
      • mocne
      • średniej mocy
      • słabe

Przykłady elektrolitów:

  • Kwasy i wodorki
  • Wodorotlenki
  • Sole
Dysocjacja kwasów

Związki te dysocjują na kationy wodorkowe H+ i aniony reszt kwasowych Rn- (n- liczba atomów wodoru):

HnR ↔ nH+ + Rn-

Kationy wodorkowe zabarwiają papierek wskaźnikowy na czerwono.

Dysocjacja wodorotlenków

Związki te ulegają dysocjacji prowadzącej do powstania katonów metali Mn+ i anionów wodorotlenkowych OH-:

M(OH)n ↔ Mn+ + OH-

Z kolei występowanie jonów hydroksylowych powoduje wybarwienie papierka wskaźnikowego na kolor niebieski.

Dysocjacja soli

Substancje te ulegają dysocjacji na katony metali Mn+ i aniony reszt kwasowych:

MmRn ↔ mMn+ + nRm-

Oczywiście dysocjacji ulegają tylko związki rozpuszczalne w wodzie.

Symbol ↔ oznacza, że reakcja zachodzi w obie strony.

Stopień dysocjacji

Stopień dysocjacji określa stosunek liczby moli cząsteczek zdysocjowanych do liczby moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu. Jego wartość świadczy o mocy elektrolitu.

Czynniki wpływające na stopień dysocjacji:

  • rodzaj elektrolitu
  • rodzaj rozpuszczalnika
  • stężenie roztworu (zwiększa się przy spadku stężenia)
  • temperatura (zazwyczaj w podwyższonej temperaturze wzrasta)
  • obecność innych substancji w roztworze

Mała wartość stopnia dysocjacji (rzędu <5%) jest charakterystyczna kwasów wieloprotonowych i zasad

z kilkoma grupami OH.

W przypadku elektrolitów o słabej mocy w jednym roztworze tworzy się równowaga pomiędzy jonami

a niezdysocjowanymi cząsteczkami, która jest opisana przy pomocy stałej równowagi K.

Jest ona wyrażona stosunkiem iloczynu określającego stężenie jonów np. [A+] [B-] do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych [AB]:

Na stałą dysocjacji maja wpływ:

  • stężenie elektrolitu
  • temperatura
  • rodzaj rozpuszczalnika

Czym większą wartość ona przyjmuje tym związek jest lepiej zdysocjowany.

PH

Woda jedynie w niewielkim stopniu ulega dysocjacji. Iloczyn jonowy wody jest wartością stałą nie tylko

w wodzie, ale także w roztworach kwasów i zasad, a wynosi 10-14.

Dysocjacja cząsteczki wody (w sposób uproszczony ) przebiega następująco:

H2O = H+ + OH-

Pojecie pH wprowadził Sorensen ze względu na wygodę, bo zamiast 10-14 stosuje się 14.

pH jest ujemnym logarytmem określającym stężenie kationów wodorowych.

Roztwory kwaśne mieszczą się w zakresie do 7, obojętne są równe 7, a zasadowe powyżej 7 (Tabela 1):

Stężenie H+

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

pH

1

2

3

4

5

6

7

10

9

10

11

12

13

14

kwaśne

obojętne

zasadowe

Tabela 1. pH

Wskaźniki kwasowo - zasadowe

Bardzo ważne jest szybkie i precyzyjne odróżnienie środowiska kwasowego od zasadowego.

W tej materii wykorzystywane są indykatory (wskaźniki) barwiące się na określone kolory w zależności od pH.

Do tego celu używa się substancji, których jony zmieniają zabarwienie w stosunku do obojętnych cząsteczek. Powszechnie znanymi i stosowanymi są : papierki uniwersalne, fenoloftaleina, oranż metylowy czy błękit metylenowy.

W poniższej tabeli (Tabela 2) zamieszczono zmianę zabarwienia indykatora pod wypływem różnego środowiska:

środowisko

zasadowe

obojętne

kwaśne

Papierek uniwersalny

niebieski

pomarańczowy

czerwony

Oranż metylowy

czerwony

żółty

żółty

Fenoloftaleina

bezbarwny

bezbarwny

malinowy

Tabela 2. Wskaźniki

Teorie kwasowo zasadowe

Powstały w głównej mierze w związku z odkryciem zjawiska dysocjacji. Do najważniejszych

z nich należą:

Teoria Arrheniusa, głosząca, że

Kwasy to substancje typu HnR, które w roztworach wodnych ulegają dysocjacji na kationy wodorowe H+

i aniony reszty kwasowej R-

Zasady to substancje typu: M(OH)m, które ulegają reakcji dysocjacji w roztworze wodnym na kationy metalu M+ i aniony wodorotlenowe OH-

Sole to substancje typu: MnRm, które ulegają reakcji dysocjacji na kation metalu M+ i anion reszty kwasowej R-

Teoria Brunsteda (donorowo - akceptorowa) mówi że:

Kwas jest substancją mogącą oddawać proton

Zasada jest substancją mogącą przyjmować protony

Oprócz tych wymienionych istnieje wiele innych koncepcji definicji kwasów i zasad, np. teoria Lewisa, które nie maja już takiego ścisłego związku z dysocjacją.