Picture
9

32

-    stężenia roztworu - ze wzrostem stężenia maleje stopień dysocjacji,

-    temperatury - dla niektórych substancji ze wzrostem temperatury maleje stopień dysocjacji, dla innych maleje lub nie ulega zmianie.

2.2.2.    Moc elektrolitów

Elektrolity mocne cechuje przesunięcie równowagi reakcji dysocjacji w prawo, co oznacza, że liczba cząstek zdysocjowanych w roztworze jest większa od liczby cząstek niezdysocjowanych. Wartości stałej i stopnia dysocjacji wynoszą odpowiednio: K > 10, a > 0,3 (30%). Do elektrolitów mocnych należą:

-    większość soli,

-    część kwasów nieorganicznych, np. beztlenowych HC1, HBr, HI i tlenowych

h₂so₄, hno₃, hcio₄,

-    wodorotlenki litowców NaOH, KOH i berylowców Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, z wyjątkiem Be(OH)₂, Mg(OH)₂,

-    spośród związków organicznych m.in. chlorowcokwasy i aminy alifatyczne. W przypadku elektrolitów słabych wartości stałej i stopnia dysocjacji wynoszą:

K < 10‘², a < 0,05 (5%). Dla elektrolitów słabych równowaga reakcji dysocjacji jest przesunięta w lewo, co oznacza, że liczba cząstek niezdysocjowanych w roztworze jest większa od liczby cząstek zdysocjowanych. Do elektrolitów słabych należą:

-    część kwasów nieorganicznych, np. beztlenowych HF, H₂S i tlenowych

h₂so₃, hno₂, h₂co₃, h₃po₄, h₃po₃, HC)0₂,

-    większość trudno rozpuszczalnych wodorotlenków metali, zasada amonowa,

-    niektóre sole rtęci, kadmu i cynku,

-    spośród związków organicznych m.in. kwasy karboksylowe, aminy aromatyczne.

Elektrolity średniej mocy cechują się wartościami stałej i stopnia dysocjacji z przedziału: I0^-2 < K< 10, 5% < a < 30%, np. HC10₃ H₂Cr0₄, H₃As0₄, HBrO_v Wartości stałych dysocjacji najważniejszych kwasów i wodorotlenków podano w aneksie.

2.2.3.    Dysocjacja kwasów, wodorotlenków i soli

Kwasy o wzorze ogólnym H_nR dysocjują na jednododatni kation(y) wodoru oraz anion reszty kwasowej. Dysocjacja kwasów przebiega według równania:

H„R — nH^ł + R"-.

Przykłady

1. Kwasy jednowodorowe dysocjują zgodnie z równaniem:

np. kwas solny    HC1 -» H* + CI" anion chlorkowy,

kwas azotowy (V) HN0₃ -» H⁺ + N0₃ anion azotanowy (V).

2. Kwasy wielowodorowe ulegają dysocjacji wielostopniowej, w kolejnych etapach od cząsteczki kwasu odłącza się po jednym kationie wodoru. W każdym etapie powstaje anion reszty kwasowej obdarzony odpowiednim ładunkiem. Obok równań dysocjacji zachodzących wielostopniowo podano nazwy anionów reszt kwasowych.

Kwas siarkowodorowy H₂S dysocjuje zgodnie z równaniami:

I etap:    H,S ** H⁺ + HS~    anion wodorosiarczkowy

11 etap:    HS“ <-* H⁺ + S²'    anion siarczkowy

H₂S + H$- « 2H* + H5- + S²-H,S ** 2H⁺ + S²'

Kwas siarkowy (VI) H₂S0₄ dysocjuje na następujące jony:

1 etap:    H₂S0₄-»    H⁺ + HSO“ anion wodorosiarczanowy (VI)

II    etap:    HSQ₄ «-* H^ł + SOj anion siarczanowy (VI)

H₂S0₄-» 2H⁺+ SO²-

Wodorotlenki o wzorze ogólnym Me(OH)_;i dysocjują na kation metalu (lub kation amonu NH j w przypadku zasady amonowej) oraz jednoujemny anion(y) wodorotlenowy:

Me(OH)_n —» Me^,l+ + nOH'.

Przykłady

1.    Zasada amonowa NH₄OH dysocjuje według równania:

NH₄0H « nh; + oh-.

2.    Dysocjacja wielostopniowa wodorotlenku żelaza (III) Fe(OH),:

I    etap: Fe(OH)₃ <-* Fe(OH)* + OH' kation dihydroksożelaza (III)

II    etap: Fe(OH)₂ <-» Fe(OH)^2ł + OH' kation hydroksożelaza (III)

III etap: Fe(OH)²⁺ *-* Fe³" + OH' kation żelaza (III)_

+ 3 OH'

Fe(OH)₃ « Fe³*