Dysocjacja elektrolityczna

• Proces rozpadu substancji na jony (pod wpływem rozpuszczalnika – o budowie dipolowej) nosi nazwę dysocjacji elektrolitycznej. Dysocjacji ulegają substancje o wiązaniach jonowych lub silnie spolaryzowanych, rozpuszczalne lub reagujące z wodą.

• Proces dysocjacji będzie zależał od rodzaju wiązań w cząsteczce rozpuszczonej jak i od rodzaju rozpuszczalnika.

  • Woda, ze względu na dipolowy charakter cząsteczki jest dobrym rozpuszczalnikiem dla substancji posiadających wiązanie jonowe lub atomowe spolaryzowane. Wodne roztwory kwasów, zasad i soli nieorganicznych są elektrolitami.

• Ogólnie dysocjacja substancji AB lub A_nB_m w roztworze zachodzi według schematu:

AB ⇔ A⁺ + B^- lub A_nB_m ⇔ nA^m++ mB^n- ( 1 )

• Stężenia jonów wynoszą odpowiednio

[A^m+] = α · c_m · n

[B^n-] = α · c_m · m

• Wielkości opisujące ilościowo Reakcje dysocjacji

  • Stopień dysocjacji

    • Stosunek liczby cząsteczek rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek rozpuszczonych nosi nazwę stopnia dysocjacji elektrolitycznej α. (określa ułamek drobin, które rozpadły się na jony

α = $\frac{n_{\text{zd}}}{n_{0}}$ ( 2 ), α = $\frac{n_{\text{zdysocjowane}}}{n_{\text{wprowadzone}}}$

α - stopień dysocjacji

nzd - liczba cząsteczek rozpadających się na jony

no - ogólna liczba cząsteczek rozpuszczonych.

• Zamiast ilości moli można używać w obliczeniach ilości jonów lub stężenia molowe indywiduów chemicznych

• Stopień dysocjacji może przyjmować wartości 0 < α < 1.

• W zależności od stopnia dysocjacji elektrolity dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe. Im więcej cząsteczek ulega rozpadowi na jony, tym mocniejszy jest elektrolit.

• Stopień dysocjacji elektrolitów wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu.

• gdy stężenie rośnie ═► α maleje;

• gdy temperatura rośnie ═► α rośnie

• stała dysocjacji

  • odpowiedni stosunek stężeń jonów i cząsteczek niezdysocjowanych, zgodnie z prawem działania mas (wielkość tablicowa, stała dla danej temperatury)

• prawo rozcienczeń Ostwalda

  • (podaje zależność pomiędzy stopniem i stałą dysocjacji)

  • dla słabego, jednoprotonowego elektrolitu α ≤ 5% lub c/K >400 ═► α = (K:c).^ $\frac{1}{2}$ ogólnie ═► α = (α² * c_mol ): (1 – α)

Zad 1

Obliczyć stopień dysocjacji kwasu mrówkowego oraz stężenie molowe jonów mrówczanowych w roztworze otrzymanym przez zmieszanie równych objętości 0,3 M roztworu HCOOH i 0,02 M H₂SO₄. Stała dysocjacji K_HCOOH=2.10^-4.

Zad 1

W zadaniu mamy do czynienia z mieszaniną mocnego i słabego kwasu. Druga stała dysocjacji kwasu siarkowego nie jest podana, należy więc traktować ten kwas jako dysocjujący całkowicie.

Stężenie molowe obu kwasów po zmieszaniu ze sobą równych objętości ich roztworów zmniejszy się dwukrotnie i wyniesie: [HCOOH]= 0,15 M; [H₂SO₄]= 0.01 M.

Załóżmy, że dysocjacja kwasu siarkowego przebiega wg równania:

H₂SO₄ + 2H₂O = SO₄^2- + 2H₃O⁺

Stężenie molowe jonów H₃O⁺ przy założeniu całkowitej dwustopniowej dysocjacji kwasu siarkowego będzie dwa razy większe od stężenia samego kwasu, a więc będzie równe 0,02 M.

Kwas mrówkowy dysocjuje wg równania:

HCOOH + H₂O = HCOO^- + H₃O⁺

Stałą dysocjacji kwasu mrówkowego przedstawia się wzorem:

K_HCOOH = $\frac{\left\lbrack \text{HCO}O^{-} \right\rbrack\lbrack H_{3}O^{+}\rbrack}{\lbrack\text{HCOOH}\rbrack}$

Z wyrażenia tego mamy obliczyć [HCOO^-]; znamy stałą dysocjacji kwasu mrówkowego, możemy założyć, że stężenie jonów H₃O⁺ pochodzi całkowicie z dysocjacji kwasu siarkowego, a stężenie kwasu mrówkowego jest równe stężeniu początkowemu ponieważ w obecności silnego kwasu dysocjacja jego będzie nieznaczna.

[HCOO^-] = K_HCOOH · $\frac{\left\lbrack \text{HCOOH} \right\rbrack}{\lbrack H_{3}O^{+}\rbrack}$ = $\frac{2,0 10^{- 4} 0,15}{2,0\ 10^{- 2}}$ = 1,5 10⁻³M

Stopień dysocjacji jest to stosunek stężenia części zdysocjowanej kwasu mrówkowego (czyli stężenia jonów mrówczanowych lub jonów hydroniowych) do stężenia początkowego czyli

α = $\frac{\left\lbrack \text{HCO}O^{-} \right\rbrack}{\lbrack HCOOH\rbrack}$ = $\frac{1,5 10^{- 3}\ }{0,15}$ = 0,01

W przypadku uwzględnienia drugiej stałej dysocjacji kwasu siarkowego (K₂=1.2^.10^-2) stężenie jonów H₃O⁺ można obliczyć w sposób następujący:

Dysocjacja kwasu siarkowego przebiega wg równania:

H₂SO₄ + H₂O = HSO₄^- + H₃O⁺

H₂SO₄^- + H₂O = SO₄^2- + H₃O⁺

K_2(H2SO4) = $\frac{\left\lbrack SO_{4}^{2 -} \right\rbrack\lbrack H_{3}O^{+}\rbrack}{\lbrack\text{HS}O_{4}^{-}\rbrack}$

Jeżeli przez x oznaczymy stężenie tej części jonów , które uległy dysocjacji, to stężenie jonów SO^2- będzie wynosiło również x, stężenie jonów H₃O⁺ - 0,1+x, a równowagowe stężenie jonów HSO₄^- - 0,1-x. Podstawiając te wartości do drugiej stałej dysocjacji kwasu siarkowego otrzymamy:

K_2(H2SO4) = $\frac{\left\lbrack SO_{4}^{2 -} \right\rbrack\lbrack H_{3}O^{+}\rbrack}{\lbrack\text{HS}O_{4}^{-}\rbrack}$ = $\frac{x (0,1 + x)}{0,1 - x}$ = 1,2 ·10^-2

Po przekształceniu otrzymamy równanie kwadratowe:

x² + x · (0,01 + 1,2 ·10^-2) – 0,01 · 1,2 ·10^-2 = 0

z jednym pierwiastkiem dodatnim, który wynosi:

x = $\frac{- 0,022\ + 0,03105}{2}$ = 0,00452

Całkowite stężenie jonów będzie więc wynosiło 0, 01452. W wyniku podstawienia tej wartości do wzoru na stężenie jonów HCOOHO3+^-: otrzymamy dokładniejszą wartość stężenia tych jonów

[HCOO^-] = K_HCOOH · $\frac{\left\lbrack \text{HCOOH} \right\rbrack}{\lbrack H_{3}O^{+}\rbrack}$ = $\frac{2,0 10^{- 4} 0,15}{0,01452}$ = 2,066 10⁻³M

oraz wartość stopnia dysocjacji:

α = $\frac{\left\lbrack \text{HCO}O^{-} \right\rbrack}{\lbrack HCOOH\rbrack}$ = $\frac{2,066 10^{- 3}\ }{0,15}$ = 0,0138

Można więc sprawdzić, że założenie pełnej dwustopniowej dysocjacji kwasu siarkowego prowadzi do wartości mniejszych o ponad 27 % od wartości dokładnych.