Zobrazenie zdroja stránky Elektrolytická disociácia

{{spojiť s|disociácia (chémia)}}
''Nemýliť s: [[Rozpúšťanie]]''

'''Elektrolytická disociácia''' je rozklad elektroneutrálnych molekúl na kladne nabité ióny (katióny) a záporne nabité ióny (anióny).'''<ref name=":03">{{Citácia knihy|priezvisko=Samec|meno=Zdeněk|titul=Elektrochemie|vydanie=1|vydavateľ=Univerzita Karlova v Praze, Nakladatelství Karolinum|miesto=Praha|rok=1999|isbn=80-7184-948-0}}</ref>''' Teóriu elektrolytickej disociácie vyvinul Svante Arrhenius v rokoch 1883 až 1887, pričom na ňu navizal svoju Arrheniovu teóriu kyselín a zásad.<ref>{{Citácia knihy|priezvisko=Bard|meno=Allen J.|titul=Electrochemical Dictionary|vydanie=2|vydavateľ=Springer|miesto=New York|rok=2012|isbn=978-3-642-29550-8|priezvisko2=Inzelt|meno2=György|priezvisko3=Scholz|meno3=Fritz|doi=10.1007/978-3-642-29551-5}}</ref>

Elektrolytická disociácia iónovej zlúčeniny chloridu sodného by bola zapísaná:

<chem>NaCl (s) -> Na+ (aq) + Cl- (aq)</chem>

Elektrolytická disociácia polárnej zlúčeniny kyseliny sírovej bybola zapísaná:

<chem>H2SO4 (l) -> 2 H+ (aq) + SO4^2- (aq)</chem>

Všeobecný zápis elektrolyckej disociácie binárneho elektrolytu <math>B_{\nu^{+}}A_{\nu^{-}} </math>je možné popísať stechiometrickou rovnicou:

<math>B_{\nu_{+}}A_{\nu_{-}} \longrightarrow \nu_{+}B^{z+} + \nu_{-}A^{z-}  </math><ref name=":03" />

kde <math display="inline">\nu_{+}
 </math> a <math display="inline">\nu_{-}
 </math> sú [[Stechiometrický koeficient|stechiometrické koeficienty]], <math display="inline">z </math> je [[nábojové číslo]].

== Mechanizmy elektrolytickej disociácie ==
Podľa východzej štruktúry chemickej látky sa rozlišujú dva mechanizmy elektrolytickej disociácie: elektrolytická disociácie iónových kryštálov a elektrolytická disociácia polárnych molekúl.<ref name=":0">{{Citácia knihy|priezvisko=Vacík|meno=Jiří|titul=Obecná chemie|vydanie=2|vydavateľ=Přírodovědecká fakulta Univerzity Karlovy|miesto=Praha|rok=2017|isbn=978-80-7444-050-2|priezvisko2=procházka|meno2=Karel}}</ref>

=== Elektrolytická disociácia iónových kryštálov ===
Elektrolytická disociácia iónových kryštálov (ako sú soli (NaCl), hydroxidy (KOH)) je založená na interakcii polárnych molekúl rozpúšťadla s iónmi v kryštálovej štruktúre látky.<ref name=":0" /> Táto interakcia oslabí iónové väzby iónov v kryštáli natoľko, že dôjde ku uvoľneniu povrchových iónov kryštálu do roztoku medzi molekuly rozpúšťadla.<ref name=":0" /> 

=== Elektrolytická disociácia polárnych molekúl ===
Polárne látky, ktoré podliehajú elektrolytickej disociácii, obsahujú vo svojej chemickej štruktúre kovalentnú väzbu, ktorá je veľmi polárna. Vplyvom diólov rozpúšťadla dôjde ku takému zväčšeniu polarizácie tejto väzby, že väzba sa rozštiepi.<ref name=":0" /> Tým vznikne katión a anión, dôjde teda ku tzv. ionizácii (vznik iónov zo zlúčenín s polárnymi kovalentnými väzbami pri ich interakcii s polárnymi rozpúšťadlami).<ref name=":0" />

=== Solvatácia ===
''Viac v článku: [[Solvatácia]]''

Druhým krokom elektrolytickej disociácie je solvatácia, čiže tvorba väzby (interakcie) medzi molekulami rozpúštadla a iónov v roztoku. V prípade vodných roztokov hovoríme o hydratácii.<ref name=":03" /> Ióny v roztoku sa nenachádzajú samotné, sú obklopené molekulami rozpúšťadla a je medzi nimi určitá miera interakcie (interakcia ión-dipól), resp. až kovalentná (koordinačná) väzba.<ref name=":0" /> 

Naviazaním molekúl rozpúšťadla na ión vzniká okolo iónu [[Solvatačný obal|solvatačný obal iónu]].<ref name=":0" /> V prípade vodných roztokov sa solvatačný obal iónu nazýva [[hydratačný obal iónu]].<ref name=":0" />

K solvatácii dochádza v dôsledku exotermických procesov vzniku väzieb a interakcií medzi iónmi a molekulami rozpúšťadla. Solvatácia je samovoľný proces.

== Príčiny elektrolytickej disociácie ==

=== Elektrostatická príčina elektrolytickej disociácie ===
Uvoľňovanie iónov z kryštálovej štruktúry iónovej zlúčeniny je založené na zmene relatívnej permitivity prostredia, v ktorom sa ióny nachádzajú v roztoku a v kryštáli: relatívne permitivity kryštálov sú rádovo desaťkrát menšie ako relatívna permitivita vody, čoho dôsledkom je, že elektrická sila pôsobiaa medzi iónmi je desaťkrát slašia, čo vyplýva z Coulombovho zákona.

Relatívna permitivita chloridu sodného: <math>\epsilon_r (NaCl, s) = 5.77
 </math><ref>{{Citácia elektronického dokumentu | titul = Chemická štruktúra | url = https://fns.uniba.sk/fileadmin/prif/chem/kfz/VybrKapFCH_Pr3.pdf | dátum prístupu = 2024-12-10 | jazyk = slovenský | strany = 3/36}}</ref>

Relatívna permitivita čistej vody <math>\epsilon_r (H_2O, l) = 81
 </math><ref>{{Citácia elektronického dokumentu | titul = Relativní permitivita | url = http://kabinet.fyzika.net/studium/tabulky/relativni-permitivita.php | dátum prístupu = 2024-12-10}}</ref>

Elektrická sila pôsobiaca medzi iónmi je nepriamo úmerná relatívnej permitivite (podľa Coulombovho zákona):

<math>E \propto \frac{1}{\epsilon_r} </math>

čiže čím väčšia permitivita, tým slabšia elektrická interakcia medzi medzi iónmi.

Predstava je tá, že vplyvom termálnych a kvantovo mechanických oscilácii iónov okolo rovnovážnej polohy iónov dôjde ku lokálnemu priblíženiu iónov rovnakého náboja, čím vzrastie elektrické odpudzovanie na takú mieru, že sa prerušia iónové väzby iónu, ktorý je na povrchu kryštálu a dôjde k jeho vystreleniu z kryštálu do roztoku. To spôsobí nabitie roztoku na náboj rovný náboju vystreleného iónu a kryštál sa nabije rovnakým nábojom opačného znamienka, čo vyvolá vystrelenie protiiónu z krštálu do roztoku a ustanoveniu podmienky elektroneutrality. Spontánnosť tohto procesu je daná zmenou elektrických síl pôsobiacich medzi iónmi v roztoku a v kryštáli: v roztoku pôsobia medzi iónmi rádovo desaťkrát slabšie elektrické sily. Navyše, v roztoku sú ióny ďalej od seba, čo ďalej oslabuje vzájomné pôsobenie.

=== Entropická príčina elektrolytickej disociácie ===

Entropická príčina elektrolytickej disociácie je založená na zmene miery neusporiadanosti systému pri elektrolytickej disociácii elektrolytu. V kryštálovej štruktúre je vysoká miera usporiadanosti (nízka miera neusporiadanosti). Vplyvom elektrolytickej disociácie iónovej zlúčeniny dôjde pri prechode iónov z kryštálu do roztoku ku významnému zvýšeniu neusporiadanosti dôsledkom čoho je samovoľný priebeh elektrolytickej disociácie.

== Referencie ==
<references />

== Pozri aj ==

* [[elektrolyt]]
* [[polyelektrolyt]]
* [[stechiometrický koeficient]]
* [[solvatácia]]
* [[hydratácia]]
* [[solvatačný obal]]
* [[hydratačný obal]]

[[Kategória:Elektrochémia]]