Strona korzysta z plików cookies w celu realizacji usług i zgodnie z polityką plików cookies.
Możesz określić warunki przechowywania lub dostępu do plików cookies w Twojej przeglądarce.

Dysocjacja elektrolityczna

Jako pierwszy zjawisko dysocjacji elektrolitycznej odkrył szwedzki chemik Svante Arrchenius. Wysunął on przypuszczenie, że niektóre związki chemiczne podczas rozpuszczania w wodzie ulegają rozpadowi na kationy i aniony, co zostało potwierdzone późniejszymi badaniami. Kationy i aniony ogólnie nazywa się jonami stąd też dysocjację elektrolityczną  można również nazwać dysocjacją jonową. Związki chemiczne ulegające rozpadowi na jony pod wpływem wody są nazywane elektrolitami, w przeciwieństwie do nieelektrolitów czyli substancji nie dysocjujących na jony. Elektrolitami są na ogół związki o cząsteczkach z silnie spolaryzowanymi wiązaniami, które
ulegają zerwaniu podczas hydratacji cząsteczki, lub substancje o strukturze jonowej. Poniżej przykłady najczęściej stosowanych elektrolitów oraz nieelektrolitów:
  • elektrolity:
HCl, HNO3, H2SO4, NaOH, Ca(OH)2, H2S, HF, CH3COOH, sole organiczne i nieorganiczne
  • nieelektrolity:
CH3OH, C2H5OH, cukry, CH3COCH3

Elektrolity można również podzielić na:
  • elektrolity mocne, które są silnie zdysocjowane na jony i zawierają niewiele cząsteczek niezdysocjowanych. Należą do nich:
    • prawie wszystkie sole
    • część kwasów nieorganicznych (HCl, HNO3, HClO4, H2SO4, HBr, HJ)
    • wodorotlenki potasowców i niektóre wodorotlenki berylowców
  • elektrolity słabe, które są zdysocjowane na jony tylko częściowo. Należą do nich:
    • część kwasów nieorganicznych (H2SO3, H2CO3, H2S, HCN)
    • część zasad (roztwór amoniaku, hydrazyna, hydroksyloamina)
    • niektóre kwasy i zasady organiczne (z wyjątkiem kwasów sulfonowych i kwasu szczawiowego – H2C2O4)
Jak już wcześniej wspomniano dysocjacji elektrolitycznej ulegają związki o wiązaniu jonowym lub atomowym spolaryzowanym. Przyczyną dysocjacji jest wzajemne oddziaływanie pomiędzy jonami a cząsteczkami wody. Cząsteczki wody są dipolami. Na jednym ich końcu zgromadzony jest ładunek dodatni, na drugim ujemny. Woda otaczając jon kieruje się biegunem ujemnym ku kationowi lub biegunem dodatnim ku anionowi. Zjawisko to nosi nazwę hydratacji.

Spróbujmy rozważyć proces dysocjacji na przykładzie chlorowodoru. W tym przypadku wspólna para elektronów, która łączy atom wodoru z atomem chloru, staje się w momencie rozerwania własną parą atomu chloru, a sam atom choru
– jonem ujemnym. Atom wodoru, pozbawiony wspólnych elektronów, zamienia się w jon H+. Dysocjacje elektrolityczną przedstawia się równaniem chemicznym:

\(HCl  \rightarrow   H^+  +  Cl^-\)

Nie uwzględnia się cząsteczek wody, ponieważ ich liczba jest zmienna. Jedynie w przypadku jonu H+ stwierdzono, że nie występuje on samodzielnie, lecz jest połączony z jedną cząsteczką wody, co często zaznacza się w równaniach:

\(HCl  +  H2O  \rightarrow  H_3O^+  +  Cl^-\)

Jon H3O+, zwany jonem hydroniowym, powstaje z jonu H+ i cząsteczki wody:

\(H^+  +  H_2O   \rightarrow  H_3O^+\)

Wodny roztwór chlorowodoru oznaczany w równaniach symbolem HCl(aq) jest równomolową mieszaniną jonów wodorowych H+ i jonów Cl- otoczonych kilkoma cząsteczkami H2O.

Dla kwasu azotowego (V) równanie dysocjacji ma postać:

\(HNO_3  \rightarrow   H^+  +  NO_3\)

Nie wszystkie cząsteczki ulegają całkowitej dysocjacji, tak jak w wypadku omawianych wyżej związków. Na przykład w przypadku kwasu fluorowodorowego HF tylko niektóre cząsteczki ulegają dysocjacji na jony H+ i F-. W roztworze ustala się równowaga dynamiczna między niezdysocjowanymi cząsteczkami i jonami pochodzącymi z dysocjacji. Równanie dysocjacji w tym przypadku wyglądać będzie następująco:

\(HF    ↔    H^+  +  F^-\)

co oznacza, że w roztworze znajdują się obok siebie niezdysocjowane cząsteczki HF i jony H+ i F-, przy czym po ustaleniu się stanu równowagi liczba niezdysocjowanych cząsteczek i jonów nie ulega zmianie. W roztworze trwa ciągła wymiana jonów, jedne cząsteczki dysocjują, a na ich miejsce powstają nowe niezdysocjowane cząsteczki.