20910 Obraz7 (58)

Drugą charakterystyczną cechą rozpuszczalników, z punktu widzenia przebiegu w nich reakcji kwas-zasada, jest ich względna stała dielektryczna. W tym przypadku rozróżniamy rozpuszczalniki posiadające:

-    dużą stałą dielektryczną £>40 (np. woda, kwas siarkowy(VI), amidy);

-    średnią stałą dielektryczną 15 < £ < 40 (np. metanol, etanol, amoniak);

-    małą stałą dielektryczną £< 15 (np. dioksan, pirydyna, węglowodory).

W celu znalezienia zależności pomiędzy stałą dysocjacji K a stopniem dysocjacji a należy rozpatrzyć proces dysocjacji związku AB:

AB —*A⁺ + B"

Jeżeli słaby elektrolit AB o stężeniu c [mol • I"¹] i stopniu dysocjacji a, dysocjuje na jony A* i B", to stężenia [A*] i [B^-] wynoszą odpowiednio (Ajjp [B“J = a-c. Stężenie niezdysocjowanych cząsteczek wynosi wówczas c- a-c = c(l-a). Po podstawieniu powyższych wartości do wzoru na stałą dysocjacji (4.1.1) otrzymujemy:

K =

(4.1.5)

[A⁺][B“] a-c-a-c a²c

[AB] c(l-a) 1-a Powyższe równanie jest matematycznym zapisem prawa rozcieńczeń Ostwalda (1888) wiążącego stopień dysocjacji ze stężeniem i stałą dysocjacji. Wynika z niego, że w stałej temperaturze, im większa jest stała dysocjacji K, tym większy jest stopień dysocjacji a elektrolitu. W przypadku niezbyt rozcieńczonych, słabych elektrolitów a jest dużo mniejsze od 1 i można przyjąć, że 1-a = 1 (stosuje się gdy a < 0,05), wtedy równanie (4.1.5) przyjmuje uproszczoną postać:

Bill    (4.1.6)

stąd:

|p

Ze wzoru (4.1.7) wynika, że wartość stopnia dysocjacji jest odwrotnie proporcjonalna do pierwiastka kwadratowego ze stężenia elektrolitu (K jest stałe w danej temperaturze).

4.1.2. Teorie kwasów i zasad

Zgodnie z jonową teorią kwasów i zasad Arrheniusa, kwasy to związki, które w roztworze dysocjują z utworzeniem jonów hydroniowych HjO*, a zasady - jonów wodorotlenowych OH". Sól, według tych poglądów, jest produktem reakcji kwasu z zasadą.

Stosowanie teorii Arrheniusa jest jednak w dość licznych przypadkach ograniczone, ponieważ roztwory niektórych soli wykazują typowe właściwości kwasów lub zasad, np.: sól Na2C03 w roztworze wodnym zachowuje się jak zasada, a Na2HSC>4 - jak kwas.

Klasyczna teoria Arrheniusa dobrze tłumaczyła reakcje kwasów i zasad w wodzie, natomiast zawiodła w przypadku wyjaśnienia reakcji kwasów i zasad w innych rozpuszczalnikach, szczególnie donorowo-akceptorowych. Opierając się na jej podstawach, nie można było wytłumaczyć zjawisk obserwowanych w stanie stopionym.

Chronologicznie drugą teorię definiującą kwasy i zasady ogłosili w 1923 roku Brdnsted i Lowry. Zgodnie z teorią Bronsteda i Lowry’ego, powszechnie nazywaną protonową, kwasy są to substancje zdolne do oddawania protonów (donory protonów), a zasady - to substancje zdol-

91