Przejdź do zawartości

Dysocjacja elektrolityczna

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Przebieg dysocjacji elektrolitycznej soli jonowej w wodzie

Dysocjacja elektrolityczna – odwracalny proces rozpadu elektrolitu na jony pod wpływem rozpuszczalnika[1], np.

NaHCO
3
→ Na+
+ HCO
3

Wyróżnia się dwa podstawowe rodzaje dysocjacji elektrolitycznej[1]:

  1. Elektrolity rzeczywiste zawierają jony już w formie krystalicznego ciała stałego. W tym przypadku dysocjacja elektrolityczna polega na solwatacji istniejących wcześniej jonów przez rozpuszczalnik.
  2. Elektrolity potencjalne nie zawierają jonów, lecz obojętne cząsteczki związku chemicznego, a dysocjacja elektrolityczna polega na wytworzeniu z nich jonów przez rozpuszczalnik.

Do dysocjacji są zdolne związki, w których występują wiązania jonowe lub bardzo silnie spolaryzowane kowalencyjne.

Teorię dysocjacji elektrolitycznej ogłosił w roku 1887 szwedzki fizykochemik Svante Arrhenius[2].

W roztworach dysocjacja jest zawsze procesem odwracalnym. Między formą niezdysocjowaną i zdysocjowaną związku występuje w tych warunkach równowaga. W zależności od własności rozpuszczalnika i związku chemicznego, temperatury oraz występowania jonów pochodzących z innych związków równowaga ta może być bardziej przesunięta w stronę formy niezdysocjowanej lub zdysocjowanej związku.

Dysocjacji elektrolitycznej w wodzie ulegają prawie wszystkie rozpuszczalne sole, wszystkie kwasy i zasady. Ujemny logarytm stałej dysocjacji jest miarą ich mocy chemicznej.

Wiele związków chemicznych w stanie ciekłym i gazowym ulega też autodysocjacji, np. autodysocjacja wody przebiega zgodnie z równaniem:

H
2
O + H
2
O → H
3
O+
+ OH

Iloczyn jonowy produktów tej dysocjacji w warunkach normalnych wynosi ok. 10−14[3][4], co oznacza, że stężenie jonów H
3
O+
i OH
wynosi ok. 10−7 mol/dm3. Stała ta jest podstawą skali pH.

Zobacz też

[edytuj | edytuj kod]

Przypisy

[edytuj | edytuj kod]
  1. a b Dissociation, [w:] Hans-Dieter Jakubke, Hans Jeschkeit, Mary Eagleson (red.), Concise Encyclopedia Chemistry, wyd. 2, Walter de Gruyter, 1988, s. 334, ISBN 978-3-11-011625-0 (ang.).
  2. Arrhenius Svante August, [w:] Encyklopedia PWN [online], Wydawnictwo Naukowe PWN [dostęp 2016-11-05].
  3. iloczyn jonowy. W: Mały słownik chemiczny. Jerzy Chodkowski (red.). Wyd. V. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1976, s. 215.
  4. ionic product. W: A Dictionary of Chemistry. John Daintith (red.). Wyd. 6. Oxford: Oxford University Press, 2008, s. 289–290. ISBN 978-0-19-920463-2.