Dysocjacja jonowa i elektrolityczna – różnice, zastosowanie i typy dysocjacji

Dysocjacja elektrolityczna(jonowa) jest to proces rozpadu substancji rozpuszczonej (np. soli), na jony, zachodzący w wyniku oddziaływania z cząsteczkami rozpuszczalnika polarnego. Hydrolizę natomiast można określić mianem dysocjacji odpowiednio kwasowej lub zasadowej jonów powstałych w wyniku dysocjacji soli, jest to reakcja tychże z wodą W tym artykule przyjrzymy się różnym procesom dysocjacji elektrolitycznej oraz ich przykładom.

Dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna to proces rozpadu związku chemicznego na jony. Rozpad ten zachodzi pod wypływem rozpuszczalnika polarnego – np. wody. Powstały w wyniku dysocjacji roztwór wykazuje przewodnictwo elektryczne dzięki obecności swobodnie poruszających się w roztworze jonów. Substancja po stopieniu lub rozpuszczeniu, ulegająca dysocjacji elektrolitycznej, nazywana jest elektrolitem (tym mianem określamy również stopioną sól lub wodorotlenek). Procesowi dysocjacji ulegają cząsteczki zawierające w swej strukturze wiązania jonowe bądź kowalencyjne spolaryzowane (cząsteczki polarnego rozpuszczalnika chętnie oddziałują z takimi cząsteczkami).

Elektrolity, w zależności od tego w jakim stopniu ulegają dysocjacji elektrolitycznej, zostały podzielone na mocne, średniej mocy i słabe. Elektrolity mocne w roztworach dysocjują łatwo i niemal całkowicie. Elektrolity słabe (ulegają tylko częściowej dysocjacji w roztworze wodnym – im elektrolit jest słabszy, tym jego dysocjacja przebiega w mniejszym stopniu. Jeśli dysocjacja elektrolityczna danej substancji w ogóle nie zachodzi, to mamy do czynienia z nieelektrolitem. Roztwory nieelektrolitów nie przewodzą prądu elektrycznego (przykłady nieelektrolitów to m.in. woda destylowana, , sacharoza, glicerol, wskaźniki kwasowo-zasadowe).

Przykłady mocnych i słabych kwasów i zasad w roztworze wodnym

Dysocjacja jonowa mocnych kwasów

Jednoprotonowych (jednostopniowa)

Przy zapisie równania reakcji dysocjacji mocnych elektrolitów, jakimi mogą być niektóre kwasy, strzałka w równaniu skierowana jest tylko w jedną stronę (od substratów do produktów). W roztworze, po reakcji, obecne są niemal tylko jony – stężenie cząstek niezdysocjowanych jest zaniedbywalnie małe. Reakcję można zapisać w postaci równań opisujących dysocjację jako rozpad związku chemicznego na jony pod wpływem cząsteczek rozpuszczalnika (1) lub jako reakcję tego związku z wodą/innym rozpuszczalnikiem polarnym (2) – UWAGA! Oba zapisy są poprawne!

Wieloprotonowych (wielostopniowa)

Gdy dysocjacji jonowej ulegają kwasy wieloprotonowe mamy do czynienia z dysocjacją wielostopniową. Kwasy wieloprotonowe mają w swojej strukturze więcej niż jeden proton, który może ulec oderwaniu od cząsteczki, dlatego w ich przypadku proces dysocjacji zachodzi etapami. Przykładowe równania dysocjacji kwasu wieloprotonowego przedstawiono poniżej.

Każdy z etapów, w tej samej temperaturze układu, ma inną wartość stałej dysocjacji, przy czym wartości te maleją dla każdego kolejnego stopnia dysocjacji. Zachodzi zależność: K_a1>K_a2>K_a3. Wynika to z faktu, że obojętna cząsteczka kwasu wieloprotonowego (np. H₃BO₃) o wiele łatwiej oddysocjowuje proton, niż czyni to anion (H₂BO₃^–) w kolejnym etapie procesu.

Dysocjacja jonowa słabych kwasów

W równaniu dysocjacji słabych kwasów poprawnym zapisem jest zaznaczenie strzałek z grotami skierowanymi w obie strony równania. W roztworze słabego elektrolitu obecne są zarówno jony, jak i cząsteczki niezdysocjowane – dochodzi pomiędzy nimi do stanu równowagi.

Dysocjacja jonowa zasad

W przypadku dysocjacji mocnych zasad (LiOH), mamy do czynienia z dysocjacją całkowitą, w roztworze obecne są tylko jony pochodzące z procesu dysocjacji więc, w równaniu reakcji, zapisujemy strzałkę w jedną stronę. Natomiast w przypadku słabych zasad (NH₃), ustala się stan równowagi pomiędzy formami zdysocjowanymi, a formą niezdysocjowaną, zatem równania dysocjacji takich zasad piszemy przy użyciu strzałek w dwie strony.

Dysocjacja jonowa soli

Sole jonowe, w roztworze wodnym, ulegają procesowi dysocjacji w stopniu całkowitym, jednoetapowo. Przykłady równań takich reakcji zapisano poniżej:

Warto dodać, że nawet jeśli sole są trudno rozpuszczalne to przez wzgląd na obecność wiązania jonowego miedzy kationem metalu (amonu) a anionem reszty kwasowej dysocjacja rozpuszczonej części soli zachodzi w 100%. Nie można zatem mylić procesów rozpuszczania i dysocjacji.

Badanie odczynu wodnych roztworów soli

Odczyn roztworów soli obojętnych (soli nie zawierających w swojej strukturze grupy OH⁻ – hydroksosole, ani kationów wodoru – wodorosole) związany jest z reakcją hydrolizy czyli reakcją wody z jonami pochoądzącymi od słabych kwasów lub słabych zasad, które powstają podczas dysocjacji elektrolitycznej soli.

W przypadku roztworu wodorosoli oraz hydroksosoli hydroliza jest procesem stopniowym. Natomiast procesem decydującym o pH roztworu jest pierwszy etap hydrolizy, który zachodzi w największym stopniu.

W zależności od tego, który z jonów (powstałych w wyniku dysocjacji soli) reaguje z wodą, wprowadzono pojęcia hydrolizy kationowej (polega na dysocjacji kwasowej jonu, odczyn wodnego roztworu soli jest lekko kwasowy), hydrolizy anionowej (polega na dysocjacji zasadowej jonu, odczyn wodnego roztworu soli jest lekko zasadowy) i kationowo-anionowej (zachodzi zarówno dysocjacja kwasowa, jak i dysocjacja zasadowa obecnych w roztworze jonów będących produktami dysocjacji soli, odczyn wodnego roztworu jest zbliżony do obojętnego). Aby precyzyjniej określić jaki jest odczyn wodnych roztworów soli ulegających hydrolizie kationowo-anionowej należy wziąć pod uwagę wartości stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady, z których składa się dana sól. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują w roztworze wodnym (ich jony nie ulegają procesowi dalszej dysocjacji elektrolitycznej). Odczyn takich roztworów jest obojętny.

Określenie odczynu wodnego roztworu soli – przykłady

Reakcje zachodzące w roztworze wodnym:

Pierwszy stopień hydrolizy :

Odczyn soli: lekko kwasowy

Reakcje zachodzące w roztworze wodnym:

Odczyn soli: lekko zasadowy

Reakcje zachodzące w roztworze wodnym:

Odczyn soli: zbliżony do obojętnego.

Uściślając: Stała dysocjacji HF(_aq) (6,31 · 10^–4) , ma większą wartość od stałej dysocjacji NH3(_aq) (1,78 · 10^–5) Zatem wodny roztwór NH₄F ma odczyn niemal obojętny, lekko kwasowy.

Zadania w stylu maturalnym

Zadanie 1.

Siarczan(VI) glinu potasu jest przykładem soli podwójnej, o wzorze sumarycznym AlK(SO₄)_2, który powstaje z siarczanu(VI) glinu oraz siarczanu(VI) potasu. Sole podwójne tym się różnią od związków kompleksowych, że w roztworach wodnych ulegają dysocjacji na jony proste.

1. Zapisz równanie dysocjacji elektrolitycznej siarczanu(VI) glinu potasu.

AlK(SO₄)₂ ^𝐻2𝑂→ ……………………………………………….

1. Wodny roztwór soli siarczanu(VI) glinu potasu nie jest obojętny.

Napisz równanie reakcji opowiadające za odczyn wodnego roztworu tej soli.

………………… + ……………………. ⇄ ………………… + …………………….

Rozwiązanie.

1.1.

AlK(SO₄)₂ dysocjuje na jony proste:

AlK(SO₄)₂ ^𝐻2𝑂→ Al³⁺ + K⁺ + 2SO₄^2-

1.2.

W roztworze tej soli podwójnej znajdują się jony Al³⁺, które ulegają hydrolizie kationowej,
w wyniku czego, pH roztworu tej soli będzie lekko kwaśne.

Zadanie 2.

Przygotowano wodne roztwory trzech soli: mrówczanu potasu, azotanu(V) potasu oraz chlorku potasu.

Spośród podanych soli, wybierz tą dla której pH roztworu nie będzie obojętne oraz uzasadnij odpowiedź za pomogą odpowiedniego równania – zastosuj tu definicję kwasu i zasady Brӧnsteda.

Odpowiedź:

Wśród podanych soli, jedynie roztwór mrówczanu potasu nie będzie posiadał odczynu obojętnego, jako iż jest to sól pochodząca od słabego kwasu i mocnej zasady. W roztworze wodnym sól ta dysocjuje dając jony K⁺ oraz HCOO^–. Jon HCOO^– ulega reakcji hydrolizy anionowej, w wyniku której powstają jony OH^– odpowiedzialne za zasadowy odczyn roztworu tej soli.

Zadanie 3.

Jakie reakcje zachodzą w wodnym roztworze fluorku sodu oraz jaki odczyn będzie posiadał ten roztwór. Odpowiedź uzasadnij odpowiednimi równaniami reakcji.

………………… ^𝐻2𝑂→………………… + …………………….

………………… + H₂O ⇄ ………………… + …………………….

Odczyn: ……………………………………

Rozwiązanie:

Odczyn: zasadowy

Sól NaF w wodzie dysocjuje na jony Na⁺ oraz F^–. Jon fluorkowy ulega hydrolizie anionowej, w wyniku czego powstają jony OH^–, odpowiedzialne za zasadowy odczyn roztworu.

Więcej o dysocjacji i hydrolizie dowiesz się w moich kursach, część 2a.