Materiały pochodzą z Platformy

Edukacyjnej Portalu

www.szkolnictwo.pl

Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl mogą być wykorzystywane przez jego
Użytkowników

wyłącznie

w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian,
przesyłanie,

publiczne

odtwarzanie

i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby
własne

oraz

do

wykorzystania

w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

Spis treści:

Rodzaje rozpuszczalników
Proces solwatacji
Dysocjacja elektrolityczna
Dysocjacja elektrolityczna związków o wiązaniach atomowych
spolaryzowanych

Dysocjacja elektrolityczna związków o wiązaniach jonowych
Elektrolity i nieelektrolity
Jonowa teoria kwasów i zasad Arrheniusa
Zapis równań dysocjacji i zasady nazywania jonów
Dysocjacja kwasów
Dysocjacja wodorotlenków
Dysocjacja soli

Ilościowa interpretacja procesów dysocjacji

Stopień dysocjacji
Stała dysocjacji (stała jonizacji)
Prawo rozcieńczeń Ostwalda

PODZIAŁ

ROZPUSZCZALNIKÓ

W

Polarne

to związki chemiczne o znacznym momencie dipolowym.

( woda, etanol)

Niepolarne

to związki chemiczne posiadające zerowy albo bardzo mały

moment dipolowy (np. chloroform, benzen, heksan)

Protonowe

to posiadające w swojej strukturze tzw. kwaśne atomy

wodoru, które mogą być łatwo odszczepiane od cząsteczek
rozpuszczalnika i tworzyć jony H

+

oraz wiązania wodorowe. (np. woda,

alkohole, aldehydy, kwasy)

Aprotonowe

nie posiadają w swojej strukturze tzw. kwaśnych atomów

wodoru (np. aceton, węglowodory).

Wszystkie rozpuszczalniki
protonowe są też polarne,
natomiast aprotonowe
mogą być zarówno polarne
jak i niepolarne

Solwatacją

nazywamy oddziaływanie cząsteczek lub jonów

danej substancji z cząsteczkami rozpuszczalnika w wyniku czego
powstaje solwatowana forma cząsteczki (jonu). Forma ta jest
przeważnie strukturą przestrzenną w której cząsteczka (jon) są
otoczone ściśle zorientowanymi cząsteczkami rozpuszczalnika.
Jeśli rozpuszczalnikiem jest woda wówczas mówimy o hydratacji

W wyniku zjawiska solwatacji niejednorodny układ substancja
rozpuszczana/rozpuszczalnik tworzy jednorodny układ jakim jest roztwór.
Charakter oddziaływania cząsteczka (jon) – rozpuszczalnik zależy do
budowy chemicznej cząsteczki i rozpuszczalnika. Przeważnie jest to
oddziaływanie elektrostatyczne lub oddziaływanie poprzez siły dyspersyjne

Przykład

Rozpuszczanie alkoholu w wodzie w
wyniku oddziaływań elektrostatycznych
pomiędzy polarnymi cząsteczkami
substancji rozpuszczanej -alkoholu i
rozpuszczalnika – wody.

Dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna (jonowa)

to proces

polegający na rozpadzie cząsteczek związku na jony
solwatowane pod wpływem rozpuszczalnika o charakterze
dipolowym ( polarnym)

Dysocjacji elektrolitycznej ulegają związki o wiązaniu jonowym lub
atomowym spolaryzowanym.
Cząsteczki wody są dipolami ( na jednym ich końcu zgromadzony jest
ładunek dodatni a na drugim ujemny)

Oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy dipolami wody a substancjami
prowadzą do rozluźnienia wiązań ,co w konsekwencji prowadzi do
uwolnienia swobodnych jonów do roztworu.

Dysocjacja elektrolityczna związków o wiązaniach

atomowych spolaryzowanych

W przypadku związków o wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym (np.
HCl), jony powstają wskutek oddziaływań polarnych cząsteczek wody na
polarną (dipolową) cząsteczkę związku.
Dipole wody otaczają polarną cząsteczkę związku, powodując
zwiększenie jej polarności, a w konsekwencji rozerwanie wiązania
kowalencyjnego spolaryzowanego. Podczas dysocjacji rozerwaniu
ulegają najbardziej spolaryzowane wiązania.

Kation wodorowy H

+

nie występuje samodzielnie,

połączony jest z cząsteczką wody na tzw.

jon

hydroniowy H

3

O

+

W jonie hydroniowym trzy atomy wodoru są sobie
równoważne i odróżnienie ich jest niemożliwe. Przy
posługiwaniu się tradycyjnym terminem "stężenie jonów
wodorowych", pamiętać musimy, że realnie w roztworze
mamy do czynienia ze stężeniem jonów hydroniowych.

Dysocjacja elektrolityczna związków o wiązaniach

jonowych

Podczas rozpuszczania w wodzie
związków o wiązaniach jonowych,
między dipolowymi cząsteczkami
wody i jonami sieci krystalicznej,
występują oddziaływania
elektrostatyczne, silniejsze od
oddziaływań między jonami sieci. Jony
są odrywane od powierzchni kryształu
i otaczane przez cząsteczki wody.

NaCl → Na

+

+

Cl

-

Po usunięciu jonów z warstwy powierzchniowej, dalsze grupy cząsteczek
wody atakują kolejne odsłaniane warstwy jonów i może dojść do
rozpuszczenia całego związku, pod warunkiem, że wcześniej nie zostanie
wytworzony stan nasycenia roztworu.



Suma ładunków elektrycznych kationów i anionów,

powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej cząsteczki
jest zawsze równa zeru.



Dysocjacja jest reakcją odwracalną jeśli ustala się stan

równowagi pomiędzy niezdysocjowanymi cząsteczkami a
jonami.

Dysocjacja jonowa przebiega według schematu:



















b

m

a

n

mΒ

nΑ

Β

Α

b

a

m

n

Roztwory substancji ulegających
dysocjacji jonowej, ze względu na
obecność ładunków elektrycznych
( kationów i anionów),
są przewodnikami elektrycznymi.

Elektrolity i nieelektrolity

Elektrolity

- substancje, które rozpuszczając się w wodzie lub innym

rozpuszczalniku polarnym

ulegają dysocjacji elektrolitycznej

,

czyli rozpadają się na jony dodatnie i ujemne.
W praktyce elektrolitami są kwasy tlenowe, wodorki kwasowe (wodorki
fluorowców i tlenowców) wodorotlenki i sole.

Nieelektrolity

– substancje nie ulegające dysocjacji elektrolitycznej.

Nieelektrolitami są przede wszystkim związki organiczne (z wyjątkiem
kwasów karboksylowych i ich soli) obojętne tlenki i obojętne wodorki.

Łatwość dysocjacji zależy od struktury dysocjującej cząsteczki oraz od
zdolności cząsteczek i jonów do ulegania hydratacji.

Elektrolity dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe.
Elektrolity mocne są silnie zdysocjowane na jony i zawierają niewiele
cząsteczek niezdysocjowanych.
Elektrolity słabe są zdysocjowane na jony tylko częściowo.

Jeżeli substancja reaguje chemicznie z wodą, np.: Na

2

O czy SO

2

, nie ma

sensu zaliczać jej do którejkolwiek grupy. Produkt reakcji z wodą może
być i z reguły jest elektrolitem, np.: NaOH w przypadku rozpuszczania
Na

2

O lub H

2

SO

3

po rozpuszczeniu SO

2

.

Elektrolity słabe również przewodzą prąd elektryczny, lecz zależności
stężeniowe przewodnictwa elektrolitu słabego od elektrolitu mocnego
różnią się znacznie.

Elektrolit binarny

(zwany też elektrolitem dwujonowym) - jest to

elektrolit którego cząsteczka w czasie dysocjacji rozpada się na jeden
kation i jeden anion.  

Jonowa teoria kwasów i zasad Arrheniusa

+

+

-

-

A-H

A + H

MOH

M + OH

Kwas

– każda substancja, która dostarcza jony H

+

do roztworu.

Zasada

– każda substancja, która dostarcza jony OH

–

do

roztworu.

Braki teorii Arrheniusa:
1. Brak wyjaśnienia roli wody w procesie dysocjacji
2. Sole powinny mieć zawsze odczyn obojętny
3. Dlaczego amoniak, NH

3

, jest zasadą?

4. Wolny proton H

+

jest niezwykle reaktywny, reaguje on z wodą

H

2

O + H

+

↔ H

3

O

+

Zapis równań dysocjacji i zasady nazywania jonów

A.

Liczba jonów danego znaku po prawej stronie równania dysocjacji
jest równa liczbie odpowiadających im atomów (lub grup) we wzorze
chemicznym po lewej stronie równania.

B.

Suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na
skutek dysocjacji elektrolitycznej cząsteczki jest zawsze równa zeru.

C.

Suma ładunków występujących po stronie substratów musi być
równa sumie ładunków po stronie produktów.

D.

Liczba ładunku jonu jest równa wartościowości atomu (lub grupy).

E.

Ładunek jonu zapisujemy za symbolem u góry ( najpierw liczbę
potem znak jonu).

F.

W równaniu stosujemy jedną lub dwie strzałki, w zależności od tego
czy dysocjuje słaby czy mocny elektrolit.

G.

Jony powstałe w czasie dysocjacji są w roztworze hydratowane, ale
najczęściej nie uwzględniamy tego w równaniu.

H.

Kwasy wieloprotonowe dysocjują etapowo.

I.

Sole dysocjują jednoetapowo.

J.

Zasady wielowodorotlenowe dysocjują etapowo.

Nazwy kationów

tworzy się poprzez dodanie do nazwy pierwiastka

wartościowości jonu (np.. Cu

2+

- jon miedzi (II), Bi

3+

- jon bizmutu (III). W

wypadku pierwiastków nietworzących jonów o różnej wartościowości nie
trzeba ich podawać w nazwie.

Nazwy anionów

Nazwy jonów reszty kwasowej tworzy się posługując nazwami soli
np..NO

3

-

jon azotanowy (V)

Nazwy jonów powstałych podczas dysocjacji etapowych tworzy się przez
wymienienie w nazwie liczby atomów wodoru pozostających w reszcie
kwasowej
np..HS

-

jon wodorosiarczkowy, H

2

PO

4

-

jon diwodoroortofosforanowy (V)

Dysocjacja kwasów

Zgodnie z kwasowo-zasadową teorią Arrheniusa wszystkie tlenowe i
beztlenowe kwasy dysocjują w wodzie na jony H

+

i aniony reszt

kwasowych









n

n

n

I

R

nH

R

H

Oderwanie jonu H

+

od cząsteczki kwasu polega w rzeczywistości

na przeniesieniu go na najbliższą cząsteczkę wody, w roztworze
powstają więc nie jony H

+

, a

jony hydroniowe H

3

O

+

Dla ułatwienia w równaniach dysocjacji używa się zapisu H

+

pamiętając,

że w roztworze występuje w postaci jonu hydroniowego.











n

n

n

I

R

O

nH

O

nH

R

H

3

2



















Cl

H

HCl

y

uproszczon

zapis

Cl

O

H

O

H

HCl

3

2

Kwasy średniej i słabej mocy dysocjują w sposób odwracalny, to znaczy
że na każdym etapie ustala się równowaga dysocjacji co zaznaczamy ↔





















2

2

NO

H

HNO

kwas

slaby

3

NO

H

3

HNO

kwas

mocny

Dysocjacja kwasów jedno i wieloprotonowych

Kwasy wieloprotonowe dysocjują etapowo

H

2

CO

3

↔H

+

+ HCO

3

-

HCO

3

-

↔ H

+

+ CO

3

2-





























3

4

2

4

2

4

4

2

4

2

4

3

PO

H

HPO

HPO

H

PO

H

PO

H

H

PO

H

Nietypowo przebiega dysocjacja kwasu siarkowego (VI). Na pierwszym
etapie występuje dysocjacja nieodwracalna na drugim ustala się
równowaga reakcji.



















2

4

4

4

4

2

SO

H

HSO

HSO

H

SO

H

W roztworze tego kwasu nie ma
cząsteczek niezdysocjowanych są
natomiast jony







2

4

4

SO

,

HSO

,

H

Dysocjacja wodorotlenków

Według klasycznej, jonowej teorii Arrheniusa, zasada to związek
chemiczny, który po wprowadzeniu do roztworu wodnego, dysocjuje z
utworzeniem jonów wodorotlenowych.









mOH

Me

(OH)

Me

m

m

I

m

Mg(OH)

2

↔ Mg(OH)

+

+ OH

-

Mg(OH)

+

↔ Mg

2+

+ OH

-

Dawniej zasadami nazywano roztwory rozpuszczalnych wodorotlenków.
Ponieważ wodorotlenki dysocjują w wodzie w różnym stopniu, mówi się
o zasadach mocnych i słabych.
Do mocnych zasad należą: zasady litowców i berylowców ( poza
berylem i magnezem).
Wodorotlenki litowców są w roztworze wodnym praktycznie całkowicie
zdysocjowane.
Wodorotlenki wielowodorotlenowe dysocjują stopniowo:
 

Dysocjacja soli

Sole dysocjują jednoetapowo
Ogólne równanie dysocjacji:









n

m

m

n

m

n

mR

nMe

R

Me

W zgodzie z teorią Arrheniusa wszystkie sole powinny tworzyć roztwory, które nie
są ani kwasowe ani zasadowe - tak nie jest!
Gdy reagują równo molowe ilości HCI i amoniaku, otrzymany roztwór jest słabo
kwaśny.
Gdy reagują równo molowe ilości NaOH i kwasu octowego, otrzymany roztwór jest
słabo zasadowy. Teoria Arrheniusa nie dostarcza wyjaśnienia dla tego faktu.













2

4

3

3

4

2

-

3

+

2

2

3

-

2

4

+

4

2

3SO

2Al

)

(SO

Al

2NO

+

Mg

)

Mg(NO

SO

+

2Na

SO

Na

Ilościowa interpretacja procesów dysocjacji

Do porównania mocy elektrolitów Arrhenius wprowadził pojęcie stopnia
i stałej dysocjacji elektrolitycznej.

Stopień dysocjacji

α

określa, jaka część wprowadzonych do

roztworu cząsteczek uległa dysocjacji.

Matematycznie wyraża się wzorami:

%

100

lub







o

z

o

z

c

c

c

c





gdzie:
α – stopień dysocjacji
c

z

– ilość moli cząsteczek, które uległy dysocjacji(stężenie molowe

cząsteczek zdysocjowanych)
c

0

– ogólna ilość moli cząsteczek w roztworze (stężenie molowe

roztworu)

W zależności od stopnia dysocjacji w roztworach 0,1 molowych
elektrolity dzielimy:
elektrolity mocne – α zawiera się w przedziale 30% – 100%
elektrolity średnie –α zawiera się w przedziale 5% – 30%
elektrolity słabe – α zawiera się w przedziale 0% – 5%

Stopień dysocjacji danego związku zależy od takich czynników
zewnętrznych jak:



temperatura – rośnie z temperaturą



rodzaj rozpuszczalnika - jego polarność



stężenie – wartość stopnia dysocjacji jest odwrotnie proporcjonalna do

stężenia,
czyli, im większe stężenie tym mniejsza wartość stopnia dysocjacji.



obecności innych substancji w roztworze

Wartość stopnia dysocjacji nie umożliwia jednoznacznej charakterystyki
danego związku, gdyż zależy od wielu czynników zewnętrznych.
Większe znaczenie w tym względzie ma stała dysocjacji, która nie zależy
od stężenia, a więc jednoznacznie opisuje daną substancję.

c

m

CH

3

COOH  CH

3

COOH

1

0,004

1

.

10

-1

0,013

1

.

10

-3

0,043

1

.

10

-5

0,75

W roztworach bardzo rozcieńczonych stopień
dysocjacji wszystkich elektrolitów osiąga
wartości bliskie 100%. Z tego powodu stopień
dysocjacji nie jest dokładną miarą mocy
elektrolitów, zwłaszcza elektrolitów słabych.

Oblicz, jakie było początkowe stężenie kwasu
octowego, jeśli stężenie jonów octanowych wynosiło
0,0013 mol/dm³, a stopień dysocjacji równał się 1.3
%.

Dane:
Cz = 0,0013
moli/dm

3

α = 1,3%
Co = x moli/dm

3

3

o

3

o

z

o

o

z

3

3

mol/dm

0,1

c

100%

1,3%

mol/dm

0,0013

c

100%

α

c

c

100%

c

c

α

COO

CH

H

COOH

CH























Początkowe stężenie kwasu octowego wynosiło 0,1mol/dm

3

Stała dysocjacji elektrolitycznej (stała

jonizacji)

Proces dysocjacji słabego elektrolitu jest procesem odwracalnym.
W roztworze elektrolitu słabego istnieją obok siebie jony i
niezdysocjowane cząsteczki.
Na początku procesu dysocjacji szybkości rozpadu cząsteczek na jony i
łączenia się jonów w cząsteczki nie są jednakowe. Dopiero po pewnym
czasie w roztworze ustala się stan równowagi dynamicznej, w którym
liczba łączących się ze sobą jonów jest równa liczbie jonów
pojawiających się wskutek dysocjacji.
Do procesu dysocjacji można więc, jak do każdej reakcji odwracalnej,
zastosować prawo działania mas.









B

A

AB

Stała dysocjacji

to stała równowagi chemicznej

w odniesieniu do reakcji dysocjacji
słabych elektrolitów

W nawiasach kwadratowych podano stężenia równowagowe
reagentów.

[AB]

]

[B

]

[A

K

d









Prawo działania mas w odniesieniu do reakcji dysocjacji

W danej temperaturze stosunek iloczynu molowych
stężeń jonów, podniesionych do odpowiednich potęg
równych liczbowo współczynnikom stechiometrycznym w
równaniu reakcji dysocjacji, do molowego stężenia
cząstek niezdysocjowanych jest wielkością stałą.

-

3

+

3

2

3

COO

CH

+

O

H

O

H

+

COOH

CH





 







COOH

CH

O

H

K

d

3

3









COO

CH

3

OH

+

NH

OH

NH

-

+

4

4







 





OH

NH

OH

NH

K

d

4

4











Stała dysocjacji jest wielkością charakterystyczną dla danego

elektrolitu



Dla temperatury 293 K podaje się jako liczby niemianowane.



Jest miarą mocy elektrolitu. Im wyższa jest jej wartość, tym lepiej

zdysocjowany (mocniejszy) jest elektrolit.



Nie zależy od początkowego stężenia elektrolitu.



Zależy od temperatury

Stałe dysocjacji są stablicowane, zwykle w postaci ich ujemnych
logarytmów dziesiętnych:

pKa = -logKa

 
Np. dla kwasu octowego: pKa=4.8, tzn. Ka=1.8∙10

-5

.

W zależności od wartości stałej dysocjacji moc elektrolitów można
podzielić:

- elektrolity mocne K > 1

- elektrolity średnie 10

-4

< K < 1

-- elektrolity słabe K <10

-4

-O przynależności kwasów wieloprotonowych decyduje wartość
pierwszej stałej dysocjacji.

-W roztworach mocnych elektrolitów praktycznie wszystkie cząsteczki są
zdysocjowane, mianownik w wyrażeniu na stałą staje się zerem i dlatego
mocne elektrolity nie maja określonej stałej dysocjacji.

Dla wieloprotonowych kwasów i wielowodorotlenowych zasad podaje się
stałe dla każdego stopnia dysocjacji
Iloczyn stopniowych stałych dysocjacji jest stałą dysocjacji
całkowitej





























3

4

2

4

2

4

4

2

4

2

4

3

PO

H

HPO

HPO

H

PO

H

PO

H

H

PO

H

3

2

1

12

3

8

2

3

1

10

3

1

10

3

6

10

5

7

K

K

K

K

K

K

K

d

























,

,

,

Obliczyć stężenie jonów wodorowych w roztworze kwasu octowego o
stężeniu 0,1 mol

.

dm

-3

. K

d

=1,8∙10

-5

CH

3

COOH ↔CH

3

COO

-

+ H

+

[CH

3

COO

-

] = [H

+

], to [CH

3

COOH] = C

- [H

+

] = C - [CH

3

COO

-

], stąd:



 







COOH

CH

COO

CH

O

H

K

3

3

3

d









]

[H

C

]

[H

d

2

K









Ponieważ wartość K jest niewielka możemy w obliczeniu przyjąć
przybliżenie
C – [H+] =C wówczas

C

K

]

[H







Stała dysocjacji jest bezpośrednią miarą mocy elektrolitu.
Stopień dysocjacji nie jest miarą mocy elektrolitu. Nawet w przypadku
elektrolitu bardzo słabego, przy dostatecznie dużym rozcieńczeniu jego
stopień dysocjacji może być praktycznie równy 1.
Stopień dysocjacji danego słabego elektrolitu zależy od stężenia
elektrolitów i od temperatury, natomiast stała dysocjacji elektrolitycznej
zależy tylko od temperatury.

Uwagi

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Prawo to wiąże ze sobą 2 wielkości - stałą i stopień dysocjacji.

Dla dowolnego słabego elektrolitu
AB









B

A

AB

roztworze

w

AB

molowe

stezenie

-

C

dysocjacji

stala

-

K

dysocjacji

stopien

α

C

B

A













]

[

]

[

[AB]

]

[B

]

[A

K

d









)

(

]

[

]

[

















1

C

AB

C

C

AB

)

(

)

(

)

(

























1

1

2

2

2

C

C

C

C

K











1

2

C

K

Dla α ≤ 0,05 lub C/K≥ 400 wartość 1-α ≈ 1 i wzór przyjmuje
formę uproszczoną

C

K





2



Obliczyć stężenie jonów wodorowych i stopień dysocjacji w 0,05-
molowym roztworze kwasu chlorowego (III). Stała dysocjacji . K = 4,3
∙10

-8

?

]

[

?

,

/

,

:















H

K

dm

mol

C

Dane



8

3

10

3

4

05

0

Obliczmy C/K:

Ponieważ K >400 możemy korzystać z prawa
rozcieńczeń Ostwalda w formie uproszczonej:

C

K





2



3

8

10

93

0

05

0

10

3

4

C

K

α















,

,

,











2

2

ClO

H

HClO

3

5

3

3

mol/dm

10

4,65

mol/dm

0,05

10

0,93

]

[H

C

α

]

[H























Bibliografia

Vademecum Matura 2010 S. Hejwowska
Chemia ogólna i nieorganiczna 1 – M. Litwin
Chemia od A do Z – M. Klimaszewska

Ilustracje
:http://www.ehu.es/biomoleculas/agua/jpg/solvation6.jpg
http://fg.cns.utexas.edu/fg/course_notebook_chapter_seven_files/dropped
Image.jpg