2010-01-22
Chemia XII
Dysocjacja
elektrolityczna
Substancje 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.
1
2010-01-22
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 (H2SO4, HNO3, HCl,).
" niektóre zasady (NaOH, KOH ).
Elektrolitami słabymi są;
kwasy - HF, HNO2, H2S, CH3COOH, H2CO3,
zasady - Cu(OH)2, NH4OH.
2
2010-01-22
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
3
2010-01-22
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
4
2010-01-22
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 wiązanie 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%.
5
2010-01-22
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:
Kc -nosi nazwę stałej dysocjacji,
[A+], [B-] - stężenia molowe jonów
[AB] - stężenie molowe cząsteczek
niezdysocjowanych
6
2010-01-22
Stała Kc
" jest wielkością praktycznie biorąc stałą w
określonej temperaturze,
" niezależną od stężenia.
" może służyć jako miara mocy elektrolitów.
" im elektrolit jest mocniejszy, tym wartość
stałej Kc jest większa.
" Niektóre elektrolity, np. kwas fosforowy mogą
dysocjować w kilku stadiach i stała dysocjacji ma
wartość dla poszczególnych etapów:
" H3PO4 = H+ + H2PO4-
" H2PO4- = H+ + HPO42-
" HPO42- = H+ + PO43-
" Stałe dysocjacji dla poszczególnych etapów:
" K1 = 7.5 x10-3
" K2 = 6.3 x10-8
" K3 = 4.8 x10-13
7
2010-01-22
" 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:
" H3PO4 = 3H+ + PO43-
" a całkowita stała dysocjacji jest równa
iloczynowi trzech kolejnych dysocjacji:
" K = K1 x K2 x K3
Przykład dla kwasu octowego
CH3COOH
" jest zaliczany do słabych kwasów.
CH3COOH <=> CH3COO- + H+
" Kc = [CH3COO-][H+]/[CH3COOH]
" = 1,75*10-5mol/dm3
Odpowiednio dla elektrolitu mocnego wartość Kc > 1.
Umownie - dla elektrolitów słabych wartości
Kc wynoszą odpowiednio - 10-7 < Kc < 10-3.
8
2010-01-22
" Jeśli słaby elektrolit Np. kwas octowy dysocjuje
na jony:
" CH3COOH = CH3COO- + H+
" To stężenie każdego z tych jonów jest równe
iloczynowi stężeń kwasu octowego c i stopnia
dysocjacji :
" [CH3COO-] = [H+] = c
" a stężenie niezdysocjowanych cząstek kwasu
octowego wynosi
" [CH3COOH] = c- c = c (1- )
Prawo rozcieńczeń Oswalda
" Związek pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą
dysocjacji ujmuje ogólnie
2
" Kc = c/(1  )
" gdzie c - molowe stężenie wyjściowe [mol/dm3]
" Dla elektrolitów słabych wartość stopnia dysocjacji jest
bardzo mała. Wtedy [1- ] jest bliskie 1 i możemy
zapisać:
2
" Kc = 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.
9
2010-01-22
Kwasy, zasady i sole według
Arrheniusa
" Kwasy to związki, które w wodnych roztworach
dysocjują na kationy wodorowe i aniony reszty
kwasowej:
" HCl = H+ + Cl-
" HNO3 = H+ + NO3-
" H3PO4 = 3H+ + PO43-
" 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 (NH4+):
" NaOH = Na+ + OH-
" NH4OH = NH4+ + OH-
" Al(OH)3 = Al3+ + 3OH-
10
2010-01-22
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
" NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42-
" -sole zasadowe, nadające roztworowi charakter zasadowy
" Fe(OH) SO4 = Fe3+ + OH- + SO42-
Przykłady
Kwas Zasada Kwas Zasada
HCl + H2O <=> H3O+ + Cl-
H2O + NH3 <=> NH4+ + OH-
H3O+ + OH- <=> H2O + H2O
HCO3- + H2O <=> H3O+ + CO32-
H2O + HCO3- <=> H2CO3 + OH-
11
2010-01-22
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 + H2O = H3O+ + Cl-
" kwas1 + zasada2 kwas2 + zasada1
12
2010-01-22
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 (NH3) zasadą - wolna para
elektronowa atomu azotu przyjmowana jest
przez kation wodorowy:
" H+ + NH3 <=> NH4+
13
2010-01-22
Przykłady kwasów i zasad według
Lewisa
Kwas Zasada
H+ + Cl- <=> HCl
H+ + NH3 <=> NH4+
AlCl3 + Cl- <=> AlCl4-
BF3 + F- <=> BF4-
Ag+ + 2NH3 <=> Ag(NH3)2+
Woda może być kwasem i zasadą
" (kwas)H+ + (zasada)HOH <=> H3O+
" (kwas)HOH + (zasada)NH3 <=> NH4+ + OH-
14