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.

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 H₃O⁺
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 jonowa

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.

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.

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

Stopień dysocjacji α określa, jaka część wprowadzonych do roztworu cząsteczek uległa dysocjacji.

Matematycznie wyraża się wzorami:

$$\alpha = \frac{n}{N}$$

Gdzie: n – liczba cząsteczek dysocjowanych; N – ogólna liczba cząsteczek

Stopień dysocjacji zależy od:

• struktury związku, dla którego ten stopień jest ustalany

• rodzaju rozpuszczalnika

• obecności w roztworze innych związków zdolnych do dysocjacji

• stężenia roztworu (na ogół wzrasta w miarę rozcieńczania roztworu)

• temperatury (na ogół nieco wzrasta wraz ze wzrostem temperatury)

Stała dysocjacji to stała równowagi chemicznej w odniesieniu do reakcji dysocjacji słabych elektrolitów

$$K = \frac{\left\lbrack A^{+} \right\rbrack\lbrack B^{-}\rbrack}{\lbrack AB\rbrack}$$

Przykład: $K = \frac{{\lbrack H}^{+}\rbrack\lbrack{CH_{3}\text{COOH}}^{-}}{\lbrack CH_{3}COOH\rbrack} = \frac{c\alpha^{2}}{1 - \alpha}$

Prawo rozcieńczeń Ostwalda:

Prawo Rozcieńczeń Ostwalda to przybliżona zależność stopnia dysocjacji słabego elektrolitu od jego stężenia:

gdzie:

• α – stopień dysocjacji,

• C – stężenie elektrolitu,

• K – stała dysocjacji.

Skala pH - ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H₃O⁺] w roztworach wodnych.

Tradycyjnie pH definiuje się jako:

pH = -log₁₀[H₃O⁺]

czyli minus logarytm dziesiętny aktywności jonów hydroniowych wyrażonych w molach na decymetr sześcienny. Współcześnie jednak nie jest to ścisła definicja tej wielkości.

Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r.^[1] Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako minus logarytm stężenia jonów wodorowych(H⁺). Współczesne badania wykazały jednak, że wolne jony wodorowe (wolny proton) nigdy nie występują w roztworach wodnych, gdyż ulegają natychmiast solwatowaniu wg równania:

H⁺ + H₂O → H₃O⁺

^Hydroliza

Hydroliza – reakcja chemiczna polegająca na rozpadzie cząsteczek związku chemicznego na dwa lub więcej mniejszych fragmentów w reakcji z wodą lub parą wodną. W przypadku soli jonowych przez hydrolizę rozumie się zbiór wtórnych reakcji jonów powstałych w wyniku solwolizy tej soli, które niekiedy prowadzą do zmiany pH środowiska.

W przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. chlorku amonowowego, (NH₄Cl), kation NH₄⁺ wchodząc w reakcję z wodą spełnia funkcję kwasu odtwarzając w roztworze słabą zasadę, amoniak, NH₃ (czyli NH₃*H₂O) oraz wytwarzając jony hydroniowe H₃O⁺:

Stała równowagi tej reakcji jest w praktyce równa stałej dysocjacji kwasowej jonu amonowego:

gdyż udział produktów autodysocjacji wody jest w tym przypadku pomijalny. W związku z tym zgodnie z prawem Ostwalda można zapisać:

gdzie:

• 

• α_h - stopień hydrolizy

• K_w - iloczyn jonowy wody

• K_a, K_b - stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej

• K_h - stała równowagi hydrolizy i pK_h = − log₁₀K_h

•  dla sprzężonej pary kwas-zasada

• pK_a + pK_b = pK_w, gdzie p jest operatorem: pX = -log₁₀(X)

Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. octanu sodu, CH₃COONa), anion octanowy CH₃COO^- wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki kwasu octowego CH₃COOH ianionu wodorotlenowego:

Stała równowagi hydrolizy jest w praktyce równa stałej dysocjacji zasadowej jonu octanowego:

Co po pominięciu produktów autodysocjacji wody i zostosowaniu prawa Ostwalda daje:

gdzie:

• [OH ⁻ ] = [CH₃COOH] = α_hC_soli

Jeżeli dana sól jest solą jednocześnie słabej zasady i słabego kwasu, wówczas podane poniżej równania komplikują się, gdyż powstające kationy i aniony są jednocześnie silnymi kwasami i zasadami Lewisa i prawo rozcieńczeń Ostwalda przestaje być dla nich spełnione.

Bufory – roztwory, których wartość pH po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą prawie się nie zmienia. Roztwór buforowy to mieszanina kwasu i zasady czyli mieszanina protonodawcy i protonobiorcy według teorii Brönsteda.

Mechanizm działania buforu najłatwiej jest prześledzić na przykładzie układu słabego kwasu i komplementarnej do niego soli. W tym przypadku głównym źródłem silnej zasady (A-) nie jest słabo dysocjujący kwas lecz mocno zdysocjowana sól (XA):

XA ⇌ X⁺(aq) + A^-(aq) (1)

Niezależnie od wyjściowych składników bufora, po ich rozpuszczeniu w wodzie i częściowej dysocjacji tworzy się równowaga słabego kwasu (HA) i sprzężonej z nim mocnej zasady (A-):

HA(aq) + H₂O ⇌ H₃O⁺(aq) + A^-(aq) (2)

która jest odpowiedzialna za odporność buforu na zmiany pH.

Ze względu na dużą ilość jonów A^- dostarczanych w reakcji (1) przez sól, równowaga opisana równaniem (2) jest bardzo silnie przesunięta w stronę kwasu (HA). Można powiedzieć, że w tego rodzaju buforze niemal cała ilość jonów A^- pochodzi z soli, zaś słaby kwas (HA) pozostaje w roztworze w formie prawie nie zdysocjowanej. Zadaniem soli jest więc w sumie blokowanie dysocjacji słabego kwasu.

W momencie dodania do roztworu buforowego silnej zasady, reaguje ona z jonami hydroniowymi (H₃O⁺(aq)), które jednak są natychmiast regenerowane przez dysocjację kwasu (HA), którą uruchamia właśnie fakt znikania jonów hydroniowych w równowadze opisanej równaniem (2). W momencie dodania silnego kwasu, silna zasada sprzężona (A-), która występuje cały czas w dużym stężeniu po prostu reaguje z tym kwasem i w rezultacie pH całego układu się nie zmienia.

Roztwory buforowe służą do utrzymania stosunkowo stałego odczynu roztworów. Stosuje się je do wielu przemysłowych procesów, wymagających utrzymywania w miarę stałego pH – np. przy produkcji barwników, leków syntetycznych oraz w procesach fermentacyjnych, a także w poligrafii, przy druku w technice offsetowej. Wiele buforów jest też stosowanych do kontrolowania pH gotowych produktów spożywczych, kosmetyków i leków. Niektóre bufory (np. boranowy) są same stosowane jako substancje lecznicze – np. do przemywania poparzonej skóry lub oczu.

Do najważniejszych buforów należą:

• bufor wodorowęglanowy: H₂CO₃; HCO−3

• bufor octanowy: CH₃COOH, CH₃COONa w zakresie pH = 3,5–6

• bufor amonowy: NH₃•H₂O, NH₄Cl w zakresie pH = 8–11

• bufor fosforanowy: NaH₂PO₄, Na₂HPO₄ w zakresie pH = 5,5–8

• bufor boranowy: H₃BO₃, Na₂B₄O₇ w zakresie pH = 7–9

Bufory utrzymują ściśle określone pH ustroju wszystkich organizmów, którego zachwianie może spowodować śmierć organizmu. Bufory krwi człowieka zdrowego utrzymują pH w granicach: 7,35-7,45. Przy pH poniżej wartości 7,35 mówimy o kwasicy, zaś przy wyższym niż 7,45 o zasadowicy

W organizmach ludzkich znaczącą rolę pełnią bufory:

• białczanowy

• hemoglobinowy

• wodorowęglanowy

Wskaźniki, czyli indykatory kwasowo-zasadowe, to związki, które w zależności od odczynu roztworu zmieniają barwę.
Najczęściej spotykanymi w naszym otoczeniu wskaźnikami są: esencja herbaciana, wywar z czerwonej kapusty, wywar z czerwonych buraków czy sok z czarnych jagód.
W laboratorium jako wskaźniki stosuje się np. lakmus (zakres zmiany barwy z czerwonej przez fioletową do niebieskiej znajduje się w zakresie od ok. pH=5 do pH=8), fenoloftaleinę (zakres zmiany barwy z bezbarwnej na malinową znajduje się w zakresie od ok. pH=8,5 do pH=10), oranż metylowy (zakres zmiany barwy z czerwonej przez pomarańczową do żółtej znajduje się w zakresie od ok. pH=3 do pH=4,5), wskaźnik uniwersalny (będący mieszaniną różnych wskaźników i zmieniający barwę od czerwonej lub różowej przez żółtą, zieloną do niebieskiej lub granatowej w całym zakresie pH od 0 do 14. W przypadku tego wskaźnika musi być dołączona barwna skala pH).

Miareczkowanie

Miareczkowanie - chemiczna technika analizy ilościowej polegająca na dodawaniu roztworu - tzw. titranta z biurety w postaci kropel do roztworu zwanegoanalitem.

W trakcie miareczkowania titrant powinien reagować szybko i ilościowo z analitem, powodując zmiany określonych własności fizycznych analitu. Może to być np: zmiana barwy, zmiana przewodnictwa elektrycznego i wiele innych. Pomiar objętości wkroplonego titrantu, połączony z pomiarem lub obserwacją zmiany fizycznych własności analitu, umożliwia określenie dokładnego stężenia określonego związku chemicznego w analicie.

Reakcja stosowana przy miareczkowaniu powinna:

• przebiegać szybko i ilościowo zgodnie z określonym, dobrze znanym równaniem

• wprowadzany odczynnik nie może wchodzić w reakcję z innymi substancjami występującymi w roztworze

• posiadać odpowiedni wskaźnik umożliwiający określenie końca miareczkowania.

Rodzaje Miareczkowania:

Ze względu na rodzaj reakcji w roztworze:

• alkacymetria - czyli miareczkowanie oparte na reakcji zobojętniania; titrant reagując z analitem zmienia pH układu; zmiany pH można mierzyć za pomocą chemicznych wskaźników pH lub przy pomocy pH-metrów

• redoksymetria - oparta jest na reakcji redoks, która powoduje albo zmianę barwy albo zmianę przewodnictwa elektrycznego (konduktometria)

• kompleksometria - oparta jest na reakcjach, w których powstają zwykle barwne związki kompleksowe; najczęściej stosowaną tu techniką jest kompleksonometria^[1]

• metody strąceniowe - oparte na reakcjach tworzenia się trudno rozpuszczalnych osadów o ściśle określonym składzie, powstających szybko i łatwo opadających na dno

Klasyfikacja wg sposobu prowadzenia miareczkowania:

• miareczkowanie bezpośrednie - wykorzystanie bezpośredniej reakcji między titrantem a oznaczanym związkiem chemicznym

• miareczkowanie pośrednie - oznaczany związek nie reaguje bezpośrednio z titrantem, lecz pośrednio z inną substancją, a miareczkowany jest produkt tej reakcji

• miareczkowanie odwrotne - do badanego roztworu dodaje się odmierzoną ilość roztworu mianowanego w nadmiarze, a następnie miareczkuje się odpowiednio dobranym titrantem

Punkt równoważnikowy miareczkowania, PR, punkt miareczkowania, w którym oznaczana substancja w roztworze przereagowała ilościowo stechiometrycznie z titrantem.

Przybliżeniem PR jest punkt końcowy miareczkowania (PK), który jest wyznaczany wizualnie lub za pomocą metod instrumentalnych (np.potencjometrii).