2010-01-22

1

Chemia XII

Dysocjacja

elektrolityczna

S

ubstancje chemiczne można

podzielić na dwie grupy.

grupa I - roztwory wodne

przewodzą prąd

elektryczny

grupa II - praktycznie nie

przewodzą prądu w

tych samych warunkach.

Teoria Arrheniusa - substancje

- grupy I

elektrolitami

,

-

grupę II

nieelektrolitami

.

2010-01-22

2

Zdolności przewodzenia prądu

elektrycznego

-

przez roztwory wodne elektrolitów,
tłumaczył Arrhenius obecnością w nich
cząstek zdolnych do przenoszenia
ładunków elektrycznych - obdarzonych
ładunkami.

Do elektrolitów mocnych

należą

• prawie

wszystkie sole

• niektóre kwasy (H

2

SO

4

, HNO

3

, HCl,).

• niektóre zasady (NaOH, KOH ).
Elektrolitami słabymi są;
kwasy - HF, HNO

2

, H

2

S, CH

3

COOH, H

2

CO

3

,

zasady - Cu(OH)

2

, NH

4

OH.

2010-01-22

3

Teoria Arrheniusa

– cztery założenia

• Elektrolity - kwasy, zasady i sole rozpuszczając się

w wodzie

rozpadają się na elementy naładowane

elektrycznie -

ulegają

dysocjacji elektrolitycznej

.

Powstają

jony

-

naładowane dodatnio nazywa się

kationami

, ujemne

anionami

.

• suma ładunków elektrycznych kationów i anionów,

powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej

elektrolitów jest zawsze równa zeru.

• nieelektrolity – substancje w roztworach i w stanie

stopionym nie

przewodzą prądu elektrycznego, nie

ulegają dysocjacji elektrolitycznej.

• właściwości chemiczne jonów różnią się zupełnie

od

własności obojętnych atomów i cząsteczek

Stopień dysocjacji

• elektrolitu określa się stosunkiem liczby moli

cząsteczek zdysocjowanych na jony do liczby moli
cząsteczek substancji rozpuszczonej.

= x/n

• gdzie: ( ) - stopień dysocjacji, x - liczba moli

cząsteczek zdysocjowanych na jony, n - liczba moli
cząsteczek substancji rozpuszczonej

• Stopień dysocjacji wyrażany jest w % lub jedności

2010-01-22

4

Stopień dysocjacji

Jeżeli stopień dysocjacji jest równy lub bliski

jedności - elektrolit jest prawie całkowicie
zdysocjowany na jony a przewodnictwo
elektryczne takiego roztworu jest znaczne.

całkowicie dysocjują elektrolity mocne ( = 1),
elektrolity słabe mają < 1.
Dla elektrolitów słabych, wartości stopnia

dysocjacji wynoszą kilka procent.

Stopień dysocjacji zależy:

• od rodzaju elektrolitu i rodzaju

rozpuszczalnika

• od stężenia roztworu
• nieznacznie od temperatury
• od obecności innych elektrolitów w

roztworze

2010-01-22

5

Rodzaj elektrolitu

• Podstawowym czynnikiem decydującym o

wartości stopnia dysocjacji jest siła wiązania

w cząsteczce dysocjującej.

• Przykładem może być cząsteczka HF.
• Mimo znacznie bardziej polarnego wiązania

H-F

niż w H-Cl, HF jest słabym, a HCl jest

mocnym elektrolitem.

• Częściowo odpowiedzialne za to jest bardzo

silne wi

ązanie H-F - wodór oddziela się z

trudnością.

Rodzaj rozpuszczalnika

• Zmiana rozpuszczalnika może w sposób

znaczący wpłynąć na wartość stopnia
dysocjacji.

Na przykład HCl, w podobnych warunkach,
• w wodzie jest w 100% zdysocjowany,
• w benzenie dysocjacja HCl jest mniejsza

niż 1%.

2010-01-22

6

Stężenie roztworu

• stopień dysocjacji wzrasta z rozcieńczeniem

elektrolitu i w roztworach bardzo
rozcieńczonych wszystkie elektrolity
wykazują stopień dysocjacji zbliżony do
jedności,

• tzn. niemal wszystkie cząsteczki lub

zgrupowania jonów substancji rozpuszczonej
ulegają zdysocjowaniu na jony.

Stała dysocjacji

Dysocjację słabych elektrolitów można traktować jako

odwracalną reakcje chemiczną.

Słaby elektrolit, o wzorze ogólnym AB, ulega w

roztworze wodnym dysocjacji według równania:

• AB <=> A

+

+ B

-

W stanie równowagi równanie można wyrazić

zależnością:

• gdzie:

K

c

-

nosi nazwę stałej dysocjacji,

[A

+

], [B

-

] -

stężenia molowe jonów

[AB] -

stężenie molowe cząsteczek

niezdysocjowanych

2010-01-22

7

Stała K

c

• jest wielkością praktycznie biorąc stałą w

określonej temperaturze,

• niezależną od stężenia.
• może służyć jako miara mocy elektrolitów.
• im elektrolit jest mocniejszy, tym wartość

stałej K

c

jest większa.

• Niektóre elektrolity, np. kwas fosforowy mogą

dysocjować w kilku stadiach i stała dysocjacji ma
wartość dla poszczególnych etapów:

• H

3

PO

4

=

H

+

+ H

2

PO

4

-

• H

2

PO

4

-

=

H

+

+ HPO

4

2-

• HPO

4

2-

=

H

+

+ PO

4

3-

• Stałe dysocjacji dla poszczególnych etapów:

• K

1

= 7.5 x10

-3

• K

2

= 6.3 x10

-8

• K

3

= 4.8 x10

-13

2010-01-22

8

• Jak wynika z poszczególnych wartości K,

najłatwiej przebiega dysocjacja pierwszego jonu
wodorowego z cząsteczki kwasu fosforowego, a
najtrudniej trzecia. Całkowitą dysocjację można
przedstawić w postaci:

• H

3

PO

4

=

3H

+

+ PO

4

3-

• a całkowita stała dysocjacji jest równa

iloczynowi trzech kolejnych dysocjacji:

• K = K

1

x K

2

x K

3

Przykład dla kwasu octowego

CH

3

COOH

• jest zaliczany do słabych kwasów.

• K

c

= [CH

3

COO

-

][H

+

]/[CH

3

COOH]

• = 1,75*10

-

5mol/dm

3

Odpowiednio dla elektrolitu mocnego wartość K

c

> 1.

Umownie -

dla elektrolitów słabych wartości

K

c

wynoszą odpowiednio - 10

-7

< K

c

< 10

-3

.

CH

3

COOH <=> CH

3

COO

-

+ H

+

2010-01-22

9

• Jeśli słaby elektrolit Np. kwas octowy dysocjuje

na jony:

• CH

3

COOH =

CH

3

COO

-

+ H

+

• To stężenie każdego z tych jonów jest równe

iloczynowi stężeń kwasu octowego c i stopnia
dysocjacji :

• [CH

3

COO

-

] = [H

+

] = c

• a stężenie niezdysocjowanych cząstek kwasu

octowego wynosi

• [CH

3

COOH] = c- c = c (1- )

P

rawo rozcieńczeń Oswalda

• Związek pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą

dysocjacji ujmuje ogólnie

• K

c

=

2

c/(1 – )

• gdzie c - molowe stężenie wyjściowe [mol/dm

3

]

• Dla elektrolitów słabych wartość stopnia dysocjacji jest

bardzo mała. Wtedy [1- ] jest bliskie 1 i możemy

zapisać:

• K

c

=

2

c

• Stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest odwrotnie proporcjonalny do

pierwiastka kwadratowego stężenia molowego tego elektrolitu i wprost
proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego jego stałej dysocjacji.

Prawo rozcieńczeń Oswalda słuszne jest jedynie w
przypadku

roztworów elektrolitów słabych i bardzo

rozcieńczonych.

2010-01-22

10

Kwasy, zasady i sole według

Arrheniusa

• Kwasy to związki, które w wodnych roztworach

dysocjują na kationy wodorowe i aniony reszty
kwasowej:

• HCl = H

+

+ Cl

-

• HNO

3

= H

+

+ NO

3

-

• H

3

PO

4

= 3H

+

+ PO

4

3-

• Kwasy zawierające więcej jonów wodorowych

noszą nazwę wielozasadowych. Kwas siarkowy
jest zatem dwuzasadowy, a kwas ortofosforowy
- trójzasadowy.

Zasady

• Zasady to związki, które w wodnych roztworach

dysocjują na aniony wodorotlenowe i kationy
metali lub kationy złożone (NH

4

+

):

• NaOH = Na

+

+ OH

-

• NH

4

OH = NH

4

+

+ OH

-

• Al(OH)

3

= Al

3+

+ 3OH

-

2010-01-22

11

Sole

• Sole są to związki które w roztworach wodnych

dysocjują na kationy metali lub kationy złożone oraz
aniony reszt kwasowych:

• NaCl = Na

+

+ Cl

-

• Oprócz soli obojętnych są też:
- wodorosole, zawierające w cząsteczkach jony wodorowe,

które po dysocjacji nadają roztworowi charakter kwaśny

• NaHSO

4

= Na

+

+ H

+

+ SO

4

2-

• -sole zasadowe, nadające roztworowi charakter zasadowy

• Fe(OH) SO

4

= Fe

3+

+ OH

-

+ SO

4

2-

Przykłady

Kwas

Zasada

Kwas

Zasada

HCl

H

2

O

H

3

O

+

HCO

3

-

H

2

O

+ H

2

O

+ NH

3

+ OH

-

+ H

2

O

+ HCO

3

-

<=> H

3

O

+

<=> NH

4

+

<=> H

2

O

<=> H

3

O

+

<=> H

2

CO

3

+ Cl

-

+ OH

-

+ H

2

O

+ CO

3

2-

+ OH

-

2010-01-22

12

Kwasy i zasady według Bronsteda i

Lowry’ego

• Bardziej ogólna i współcześnie użyteczna jest

teoria Bronsteda i Lowry’ego, według której kwas
jest donorem jonów H

+

, a zasada jest ich

akceptorem.

• HA = H

+

+ A

-

• HA jest kwasem, ponieważ w wyniku reakcji

dostarcza jon wodorowy. W reakcji biegnącej w
przeciwną stronę A

-

jest zasada ponieważ wiąże

H

+

. HA i A

-

określa się jako sprzężoną parę

kwasu i zasady.

Równowagi kwasowo - zasadowe

• W roztworach mają miejsce równowagi w

obecności akceptorów jonów wodorowych,
którymi mogą być cząsteczki reagentów lub
rozpuszczalnika.

Równanie

kwasowo

–

zasadowe przebiega zgodnie z formą ogólną:

• HA + B = HB

+

+ A

-

•

zasada

kwas

• HCl + H

2

O

=

H

3

O

+

+ Cl

-

•

kwas1 + zasada2

kwas2 + zasada1

2010-01-22

13

Teoria Lewisa

• teoria kwasów i zasad jest jeszcze bardziej

ogólna niż teoria protonowa Lowry’ego i

Bronsteda.

• Według Lewisa
- zasadą jest każdy donor pary elektronowej,
- kwasem jest akceptor pary elektronowej -

każda substancja przyłączając parę

elektronową tworząc trwałe wiązanie.

- w ujęciu teorii Bronsteda HCl jest kwasem -

oddaje proton.

- w teorii Lewisa nie jest HCl, sam jon H

+

jako

akceptor pary elektronowej jest kwasem.

Według Lewisa

• kwasem nazywamy związek lub jon, który

przyjmując parę elektronową tworzy wiązanie
kowalencyjne spolaryzowane,

• zasadą związek lub jon, który dostarcza pary

elektronowej do utworzenia tego wiązania.

• Zgodnie z elektronową teorią kwasów i zasad

kation wodorowy (H

+

) jest kwasem, a

amoniak (NH

3

) zasadą - wolna para

elektronowa atomu azotu przyjmowana jest
przez kation wodorowy:

• H

+

+ NH

3

<=> NH

4

+

2010-01-22

14

Przykłady kwasów i zasad według

Lewisa

Kwas

Zasada

H

+

H

+

AlCl

3

BF

3

Ag

+

+ Cl

-

+ NH

3

+ Cl

-

+ F

-

+ 2NH

3

<=> HCl

<=> NH

4

+

<=> AlCl

4

-

<=> BF

4

-

<=> Ag(NH

3

)

2

+

Woda może być kwasem i zasadą

• (kwas)H

+

+ (zasada)HOH <=> H

3

O

+

• (kwas)HOH + (zasada)NH

3

<=> NH

4

+

+ OH

-