Dysocjacja kwasów czy zasad wieloprotonowych na jony w roztworze wodnym w pierwszych etapach dysocjacji jest znacznie większa niż w drugim czy trzecim. Oznacza to, że w roztworze wodnym w przewadze znajdują się jony pochodzące z I stopnia dysocjacji. Związki te dysocjując stopniowo są w stanie tworzyć wodoroście NaHS04, Na^HPO-i i hydroksosole Mg(OH)Ci, Fe(OH)2CI.
Stała dysocjacji dotyczy roztworów słabych elektrolitów, w których ustalił się stan równowagi chemicznej. Dla reakcji dysocjacji AB <r-> A++ B~ zgodnie z prawem działania mas w stałej temperaturze stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów jest wielkością stalą, zatem:
+ '
K = ±^-i = consl przy T = const
[AB]
[A+] ; [ B_ ], [AB| - stężenia wyrażone w mol/dm3.
Wartości stałych dysocjacji dla różnych elektrolitów kształtują się:
- kwasy i zasady mocne K > l
- kwasy i zasady średniej mocy l > K > l O 2
- kwasy i zasady słabe K < l O'2
Ponieważ liczba niezdysocjowanych cząsteczek stanowi różnicę między liczbą cząstek wprowadzonych do roztworu (n() = c), pomniejszoną o liczbę cząstek jaka uległa rozpadowi na jony (n) wzór na stałą dysocjacji przyjmuje po-s
tt~ cc • c
stać: K =-=-- ; a dla słabych elektrolitów o małym a otrzymuje się
c-n 1-a
K s a2 • c
Zależności powyższe służą do obliczania możliwego do uzyskania stężenia jonów elektrolitów lub stopnia i stałej dysocjacji dla zadanych poziomów stężenia.
1.1.2. Reakcje kwasów z zasadami (reakcje zobojętniania)
W' wyniku reakcji kwasu z zasadą powstaje sól i niezdysocjowana cząsteczka wody. Charakteryzuje się więc ona wymianą protonów między kwasem a zasadą. Każda z takich reakcji prowadzi do powstania chociaż jednego z produktów o charakterze trwałym (słabo zdysocjowanego elektrolitu). Przebieg tych reakcji
w postaci ogólnej można zapisać: HA + MOH —> MA + H20, uzależniony jest on od mocy reagujących kwasów i zasad, np:
,i) Mocny kwas - mocna zasada
HCI + NaOH NaCI + H20
H+ +C1- + Na++OH~ -» Na+ +CI- + H20
w rzeczywistości w postaci jonowej reakcja przebiega: H+ + OH- —> H20 li) Mocny kwas - słaba zasada
HCI + NH3 H20 <-> NH4CI + H20
h+ + cr + NHj h2o nh|+ci +h2o
H+ + NIIj H20 4-* NH4 + H20
i ) Slaby kwas - mocna zasada
CH3COOH + NaOH <-» CH3COONa + H20 CH3COOH + Na + OH" 4-> CH3COO“ + Na+ + H20 CH3COOH + OH” CH3COO~ + II20
d) Slaby kwas - słaba zasada
CHjCOOH + NH3 H20 4-> CH3COONH4 + H20 CH3COOH +NH3 1I20 <-» CH3COO + NII4 + h2o
Reakcje przedstawione w punktach bn-d są odwracalne, gdyż powstające w nich sole ulegają nie tylko dysocjacji ale również reakcji hydrolizy, w wyniku I lnic) roztwory wodne soli wykazują odczyn kwaśny lub zasadowy:
< II ,('()()" +Na++ H2() 4—> CH3COOH + Na+ + OH" (odczyn alkaliczny) lub w postaci uproszczonej: CH3COO + II20 4-» CH3COOH + OH
Właściwości amfoteryczne
Właściwości amfoteryczne wykazuje pewna grupa związków metali, tlenków iiH t-iłi, wodorotlenków, które w zależności od warunków reakcji wykazują cha-uiMci raz kwasowy raz zasadowy. Związane jest to ze zdolnością do dysocjacji, up : wodorotlenków, w dwóch niezależnych kierunkach.
23