Kwasy, zasady i sole w roztworach wodnych dysocjują - rozpadają się na jony. Proces ten może być odwracalny albo nieodwracalny.
W dysocjacji nieodwracalnej w roztworach cała substancja albo prawie cała rozpada się na jony. Jest to charakterystyczne dla elektrolitów mocnych (rys. 10.1, a, s. 56). Do elektrolitów mocnych należą niektóre kwasy i wszystkie rozpuszczalne w wodzie sole i zasady (wodorotlenki litowców i berylowców) (schemat 5, s. 56).
Rys. 10.1. Porównanie ilości jonów w roztworach z jednakową początkową ilością elektrolitu: a - kwas solny (elektrolit mocny); b - kwas azotowy (elektrolit słaby)
Schemat 5. Klasyfikacja elektrolitów według mocy
W dysocjacji odwracalnej zachodzą procesy odwrotne: jednocześnie z rozpadem substancji na jony (dysocjacją) zachodzi proces odwrotny łączenia jonów w molekuły substancji (asocjacja). Dzięki temu część substancji w roztworze istnieje w postaci jonów, a część - w postaci molekuł (rys. 10.1, b).
Elektrolity, które podczas rozpuszczania w wodzie rozpadają się na jony tylko częściowo, nazywamy elektrolitami słabymi. Do nich należy woda, wiele kwasów, jak również nierozpuszczalne wodorotlenki i sole (schemat 5).
W równaniach dysocjacji elektrolitów słabych zamiast zwyczajnej strzałki zapisujemy strzałkę dwukierunkową (znak odwracalności):
Moc elektrolitów można objaśnić polarnością wiązania chemicznego, które rozrywa się podczas dysocjacji. Im bardziej polarne jest wiązanie, tym łatwiej przeobraża się ono pod wpływem molekuł wody w wiązanie jonowe i dlatego mocniejszy jest elektrolit. W solach i wodorotlenkach polarność wiązania jest największa, ponieważ między jonami pierwiastków metalicznych, resztkami kwasowymi i jonami wodorotlenkowymi istnieje wiązanie jonowe, dlatego wszystkie sole rozpuszczalne i zasady - to elektrolity mocne. W kwasach tlenowych podczas dysocjacji ulega rozerwaniu wiązanie O-H, którego polarność zależy od jakościowego i ilościowego składu reszty kwasowej. Moc większości kwasów tlenowych można określić, jeżeli wzór kwasu zapiszemy w postaci E(OH)mOn. Jeżeli w tym wzorze będzie n < 2 - kwas jest słaby, jeżeli n > 2 - mocny.
Zależność mocy kwasu od składu reszty kwasowej
Stopień dysocjacji
Moc elektrolitów ilościowo charakteryzuje stopień dysocjacji elektrolitycznej a, który pokazuje część molekuł substancji, które rozpadły się w roztworze na jony.
Stopień dysocjacji a równa się stosunkowi liczby molekuł N albo ilości substancji n, które rozpadły się na jony, do ogólnej liczby molekuł N0 albo ilości substancji rozpuszczonej n0.
Stopień dysocjacji można wyrazić nie tylko w ułamkach cyfry jeden ale również w procentach:
Wartość a może zmieniać się od 0 (brak dysocjacji) do 1, albo 100 % (pełna dysocjacja). Im lepiej dysocjuje elektrolit, tym większy jest stopień dysocjacji.
Według wartości stopnia dysocjacji elektrolitycznej elektrolity dzielimy nie na dwie, a na trzy grupy: mocne, słabe oraz elektrolity o średniej mocy. Za mocne elektrolity uważamy te, których stopień dysocjacji jest większy niż 30%, a za słabe - ze stopniem mniejszym niż 3%. Elektrolity z wartością pośrednią a - od 3% do 30% nazywamy elektrolitami o średniej mocy. Według tej klasyfikacji za takie uznajemy kwasy: HF, HN02, HgP04, H2SOg oraz parę innych. Dwa ostatnie kwasy są elektrolitami o średniej mocy tylko w pierwszym etapie dysocjacji, a w innych - to słabe elektrolity.
Stopień dysocjacji - to wielkość zmienna. Zależy on nie tylko od charakteru elektrolitu, ale też od jego koncentracji w roztworze. Zależność tę po raz pierwszy odkrył i zbadał Wilhelm Ostwald. Obecnie jest ona nazywana prawem rozcieńczeń Ostwalda', w przypadku rozcieńczenia roztworu wodą, jak również podwyższenia temperatury stopień dysocjacji się zwiększa.
Obliczanie stopnia dysocjacji
Przykład. W jednym litrze wody rozpuszczono wodorotlenek fluoru o ilości 5 moli. Otrzymany roztwór mieści 0,06 moli jonów wodoru. Określcie stopień dysocjacji kwasu fluorowodorowego (w procentach).
Rozwiązanie:
Zapiszemy równanie dysocjacji kwasu fluorowodorowego:
Podczas dysocjacji z jednej molekuły kwasu tworzy się jeden jon wodoru. Jeżeli w roztworze jest obecnych 0,06 mola jonów H+, to oznacza to, że dysocjacji uległo 0,06 mola molekuł wodorotlenku fluoru. Tak więc, stopień dysocjacji równa się:
Wybitny niemiecki fizykochemik, laureat Nagrody Nobla z chemii w 1909 roku. Urodził się w Rydze, uczył się na Uniwersytecie Dorpackim, na którym rozpoczął swoją działalność naukową i wykładowczą. W wieku 35 lat przeprowadził się do Lipska, gdzie kierował Instytutem Fizykochemii. Badał prawa równowagi chemicznej, właściwości elektryczne roztworów, odkrył prawo rozcieńczeń, które zostało nazwane jego imieniem, opracował podstawy teorii katalizy kwasowo-zasadowej, wiele czasu poświęcił historii chemii. Założył pierwszą na świecie katedrę chemii fizycznej i pierwsze czasopismo fizyczno-chemiczne. W życiu osobistym miał różne dziwactwa: odczuwał wstręt do obcinania włosów i nigdy nie leczył zębów, a ze swoim sekretarzem porozumiewał się wyjątkowo przy pomocy dzwonka rowerowego.
Myśl główna
Dysocjacja elektrolitów słabych jest procesem odwracalnym, a mocnych - nie-
odrwacalnym.
Pytania kontrolne
116. Przytoczcie definicję elektrolitów mocnych i słabych.
117. Podajcie przykłady elektrolitów mocnych i słabych.
118. Jaką wielkość fizyczną wykorzystuje się do charakterystyki ilościowej mocy elektrolitu? Czy jest ona stała w dowolnym roztworze? Jak można zwiększyć stopień dysocjacji elektrolitu?
Zadania utrwalające wiedzę
119. Podajcie po jednym przykładzie soli, kwasu i zasady, która jest: a) elektrolitem mocnym; b) elektrolitem słabym.
120. Podajcie przykłady substancji: a) kwas dwuzasadowy, który na pierwszym etapie jest elektrolitem o średniej mocy, a na drugim - elektrolitem słabym; b) kwas dwuzasadowy, który w obydwu etapach jest elektrolitem słabym.
121. W pewnym kwasie na pierwszym etapie stopień dysocjacji stanowi 100 %, a na drugim - 15 %. Jaki to może być kwas?
122. Jakich cząsteczek jest więcej w roztworze siarkowodoru: molekuł H2S, jonów H+, jonów S2_ czy jonów HS“?
123. Z przedstawionego spisu wypiszcie oddzielnie wzory: a) elektrolitów mocnych; b) elektrolitów słabych.
NaCI, HCI, NaOH, NaN03, HN03, HN02, H2S04, Ba(OH)2, H2S, K2S, Pb(N03)2.
124. Ułóżcie równania dysocjacji azotanu strontu, chlorku(lll) rtęci, węglanu wapnia, wodorotlenku wapnia, kwasu siarkowodorowego. Kiedy dochodzi do dysocjacji odwracalnej?
125. W roztworze wodnym siarczanu sodu znajduje się 0,3 mola jonów. Jaką masę tej soli wykorzystano do przygotowania takiego roztworu?
126. W roztworze fluorowodoru o objętości 1 I mieści się 2 g tego kwasu. W tym roztworze ilość substancji jonów wodorotlenku stanowi 0,008 mola. Jaka ilość substancji jonów fluorkowych jest w tym roztworze? Do jakich kwasów należy fluorowodór?
127. W trzech probówkach znajdują się jednakowe objętości roztworów kwasów solnego, fluorowodorowego, siarkowego. We wszystkich probówkach ilość substancji kwasów jest jednakowa. Ale w pierwszej probówce ilość substancji jonów wodoru stanowi 3-10~7 mola, w drugiej - 8-10-5 mola, a w trzeciej - 0,001 mola. Jaki kwas znajduje się, w której probówce?
128. W pierwszej probówce znajduje się roztwór elektrolitu, którego stopień dysocjacji stanowi 89 %, w drugiej - elektrolit ze stopniem dysocjacji 8 %, a w trzeciej - 0,2 %. Podajcie po dwa przykłady elektrolitów z różnych klas (rodzajów) związków, które mogą znajdować się w tych probówkach.
129*. W dodatkowych źródłach znajdźcie informację o zależności mocy elektrolitów od charakteru substancji. Podajcie zależność między budową substancji i charakterem pierwiastków chemicznych, które je tworzą, i mocą elektrolitów.
Źródło: Chemia podręcznik dla klasy 9 Hryhorowycz