Dysocjacja elektrolityczna - co to jest i przykłady

Dysocjacja elektrolityczna to rozpad elektrolitu na swobodne jony pod wpływem rozpuszczalnika, najczęściej wody, albo pod wpływem stopienia. W roztworze pojawiają się kationy, czyli jony dodatnie, oraz aniony, czyli jony ujemne. To właśnie te ruchliwe jony sprawiają, że roztwory kwasów, zasad i soli przewodzą prąd elektryczny.

Bez tego pojęcia chemia roztworów szybko robi się nieczytelna. Trudno wtedy wyjaśnić, czemu sól kuchenna po rozpuszczeniu w wodzie przewodzi prąd, skąd bierze się kwasowy odczyn kwasu solnego i dlaczego w zasadach pojawiają się jony OH-. Dysocjacja elektrolityczna porządkuje też zapis wielu reakcji zachodzących w wodzie. W takich reakcjach często nie biorą udziału całe cząsteczki, tylko konkretne jony.

Co to jest dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna, nazywana także dysocjacją jonową, polega na rozpadzie elektrolitu na jony. Elektrolity to substancje, których roztwory wodne albo stopione formy przewodzą prąd elektryczny. Należą do nich kwasy, zasady i sole.

Najczęściej omawia się ją na przykładzie roztworów wodnych. Woda ma budowę polarną, czyli w jej cząsteczce ładunek nie rozkłada się równomiernie. Dzięki temu cząsteczki wody oddziałują z jonami w krysztale soli albo z cząsteczkami kwasów i zasad. W prostym ujęciu woda rozdziela cząstki o przeciwnych ładunkach i utrzymuje je w roztworze jako osobne, swobodne jony.

W ten sposób powstają kationy i aniony. Kation ma ładunek dodatni, na przykład Na+ albo H+. Anion ma ładunek ujemny, na przykład Cl-, OH- albo SO4(2-). Jeśli w roztworze znajdują się ruchliwe cząstki z ładunkiem, mogą przenosić ładunek elektryczny. Dlatego roztwór chlorku sodu, kwasu solnego czy wodorotlenku sodu przewodzi prąd, a czysta woda destylowana przewodzi go bardzo słabo.

Teorię dysocjacji elektrolitycznej opracował Svante Arrhenius. Miała duże znaczenie, bo wyjaśniała zachowanie elektrolitów w wodzie: przewodnictwo elektryczne roztworów, odczyn kwasowy i zasadowy oraz reakcje między jonami. W szkolnej chemii wraca zwykle wtedy, gdy zaczyna się zapisywać równania dysocjacji kwasów, zasad i soli.

Rozpuszczenie i dysocjacja to nie to samo. Rozpuszczenie znaczy, że substancja miesza się z rozpuszczalnikiem i tworzy roztwór. Dysocjacja jest bardziej konkretna: chodzi o rozpad na jony. Cukier rozpuszcza się w wodzie, ale nie tworzy jonów, więc nie jest elektrolitem. Chlorek sodu rozpuszcza się i dysocjuje, dlatego jego roztwór przewodzi prąd.

Dysocjacja kwasów, zasad i soli

Dysocjacja elektrolityczna przebiega według reguł zależnych od rodzaju związku. Inaczej zapisuje się rozpad kwasów, inaczej zasad, a jeszcze inaczej soli. Najpierw trzeba rozpoznać, jakie jony powinny znaleźć się po prawej stronie równania.

Kwasy dysocjują na kationy wodoru H+ i aniony reszty kwasowej. Liczba jonów H+ zależy od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, które mogą odłączyć się jako kationy. Kwas solny ma jeden taki atom wodoru, więc zapis jest krótki: HCl -> H+ + Cl-. Kwas siarkowy(VI) ma dwa atomy wodoru, dlatego szkolny zapis wygląda tak: H2SO4 -> 2 H+ + SO4(2-).

W tych przykładach Cl- jest anionem reszty kwasowej kwasu solnego, a SO4(2-) jest anionem reszty kwasowej kwasu siarkowego(VI). Ładunki muszą się bilansować. Skoro z H2SO4 powstają dwa jony H+, łączny ładunek dodatni wynosi 2+. Anion siarczanowy ma ładunek 2-, więc całe równanie pozostaje elektrycznie obojętne.

Zasady, czyli wodorotlenki, dysocjują na kationy metalu i aniony wodorotlenkowe OH-. Wodorotlenek sodu daje jeden kation sodu i jeden anion wodorotlenkowy: NaOH -> Na+ + OH-. Wodorotlenek wapnia ma dwa ugrupowania OH, więc podczas dysocjacji powstają dwa aniony wodorotlenkowe: Ca(OH)2 -> Ca(2+) + 2 OH-.

W ujęciu Arrheniusa za zasadowy charakter roztworu odpowiadają właśnie jony OH-. Im więcej jonów wodorotlenkowych jest w roztworze, tym silniej zasadowe są jego właściwości. Współczynnik przed OH- nie jest dodatkiem do zapisu, tylko informacją ilościową. Jeden wzór Ca(OH)2 daje jeden jon Ca(2+) i dwa jony OH-.

Sole dysocjują na kationy metalu i aniony reszty kwasowej. Chlorek sodu rozpada się według równania: NaCl -> Na+ + Cl-. Siarczan(VI) potasu zawiera dwa atomy potasu, stąd zapis: K2SO4 -> 2 K+ + SO4(2-). W obu równaniach po prawej stronie są jony, które wcześniej tworzyły związek jonowy.

Dla porządku reguły można zapisać krótko:

* kwas -> H+ + anion reszty kwasowej, na przykład HCl -> H+ + Cl-, * zasada -> kation metalu + OH-, na przykład NaOH -> Na+ + OH-, * sól -> kation metalu + anion reszty kwasowej, na przykład NaCl -> Na+ + Cl-.

Najłatwiej pomylić się przy indeksach i ładunkach. Indeks dolny we wzorze związku często przechodzi w liczbę jonów w równaniu dysocjacji. W K2SO4 dwójka przy potasie mówi, że powstaną 2 K+. W Ca(OH)2 dwójka za nawiasem mówi, że powstaną 2 OH-. Ładunek zapisuje się przy samym jonie, na przykład Ca(2+) albo SO4(2-).

Elektrolity mocne i słabe

Elektrolity nie dysocjują w takim samym stopniu. Stopień dysocjacji mówi, jaka część cząsteczek albo jednostek danego elektrolitu rozpadła się na jony. Gdy dysocjuje prawie cała substancja, mówimy o elektrolicie mocnym. Gdy rozpada się tylko część, mamy elektrolit słaby.

Elektrolity mocne dysocjują niemal całkowicie. Do tej grupy należą mocne kwasy, mocne zasady oraz większość soli dobrze rozpuszczalnych w wodzie. W roztworze mocnego elektrolitu powstaje dużo jonów, dlatego taki roztwór zwykle dobrze przewodzi prąd elektryczny. Przykładem jest NaCl, który w wodzie zapisuje się jako NaCl -> Na+ + Cl-.

Elektrolity słabe dysocjują tylko częściowo. W roztworze, oprócz jonów, zostaje więc dużo niezdysocjowanych cząsteczek. Typowym przykładem jest słaby kwas octowy. Taki roztwór zawiera mniej jonów niż roztwór mocnego kwasu o podobnym stężeniu, więc jego przewodnictwo elektryczne jest słabsze.

Nieelektrolity nie dysocjują na jony i nie przewodzą prądu elektrycznego w roztworze wodnym. Przykładami są cukier i alkohol. Ich cząsteczki mogą rozproszyć się w wodzie, ale pozostają elektrycznie obojętne. Skoro nie ma swobodnych jonów, nie ma też cząstek, które skutecznie przenosiłyby ładunek.

W praktyce dobrze widać to na porównaniu trzech roztworów. Roztwór soli kuchennej przewodzi prąd, bo zawiera Na+ i Cl-. Roztwór słabego kwasu też przewodzi, ale słabiej, ponieważ tylko część cząsteczek rozpadła się na jony. Roztwór cukru nie przewodzi w sposób charakterystyczny dla elektrolitów, bo cukier nie tworzy jonów.

Po co to wiedzieć

Dysocjacja elektrolityczna nie jest tylko zapisem w zeszycie. Wyjaśnia, skąd bierze się odczyn roztworów, dlaczego jedne roztwory przewodzą prąd lepiej od innych i czemu wiele reakcji w wodzie zachodzi między jonami, a nie między całymi wzorami z równania sumarycznego.

W kwasach najważniejsze są jony H+. To one decydują o kwasowym charakterze roztworu według teorii Arrheniusa. W zasadach tę rolę pełnią jony OH-, które nadają roztworowi charakter zasadowy. Z tego powodu pH roztworu wiąże się z obecnością i ilością tych jonów. Im większe stężenie jonów H+, tym bardziej kwasowy roztwór. Im większe znaczenie mają jony OH-, tym bardziej zasadowy charakter ma roztwór.

Dysocjacja ułatwia też rozumienie reakcji w roztworach wodnych. Po zmieszaniu dwóch roztworów elektrolitów w naczyniu znajdują się różne kationy i aniony. Reakcja zachodzi wtedy, gdy część z nich tworzy trudno rozpuszczalny osad, słaby elektrolit albo substancję lotną. Bez rozpisania jonów trudno przewidzieć, co naprawdę może się wydarzyć.

Znajomość dysocjacji przydaje się również w obliczeniach chemicznych. Gdy jeden mol Ca(OH)2 ulega dysocjacji, powstaje jeden mol jonów Ca(2+) i dwa mole jonów OH-. Gdy jeden mol K2SO4 ulega dysocjacji, powstają dwa mole jonów K+ i jeden mol jonów SO4(2-). Współczynniki w równaniu bezpośrednio przekładają się na proporcje ilości jonów.

Najprostsza kontrola poprawności zapisu obejmuje dwie rzeczy: liczbę atomów i ładunek po obu stronach równania. W NaCl -> Na+ + Cl- liczba atomów sodu i chloru się zgadza, a suma ładunków po prawej stronie wynosi zero. W K2SO4 -> 2 K+ + SO4(2-) są dwa jony K+ o łącznym ładunku 2+ oraz jeden jon SO4(2-) o ładunku 2-, więc suma także wynosi zero.

Najczęściej zadawane pytania