DYSOSJACJA ELEKTROLITYCZNA

Dysocjacja elektrolityczna została odkryta przez szwedzkiego chemika Svante Arrheniusa w 1887 r.
Stwierdził on, że substancje chemiczne można podzielić na dwie grupy:
elektrolity - roztwory substancji, które przewodzą prąd elektryczny
nielektrolity - roztwory substancji, ktróre nie przewodzą prądu elektrycznego.
Arrhenius zdolność przewodzenia prądu elektrycznego przez elektrolity, tłumaczył obecnością w nich cząstek zdolnych do przenoszenia ładunków elektrycznych, a więc obdarzonych ładunkami.
Późniejsze badania potwierdziły teorię Arrheniusa.

Elektrolity ulegają pod wpływem cząsteczek wody (lub polarnego rozpuszczalnika) rozpadowi na jony:
kationy - jony obdarzone ładunkiem elektrycznym dodatnim
aniony - jony obdarzone ładunkiem elektrycznym ujemnym.
Dysocjacji jonowej ulegają związki o wiązaniu jonowym bądź kowalencyjnym spolaryzowanym. Zaliczamy do niech kwasy tlenowe i beztlenowe, wodorotlenki, sole.
Podczas rozpuszczania w wodzie związków o wiązaniach jonowych, między dipolowymi cząsteczkami wody i jonami sieci krystalicznej, występują oddziaływania elektrostatyczne, silniejsze od oddziaływań między jonami sieci. Jony są odrywane od powierzchni kryształu i otaczane przez cząsteczki wody.
W przypadku związków o wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym (np. HCl), jony powstają wskutek oddziaływań polarnych cząsteczek wody na polarną (dipolową) cząsteczkę związku. Dipole wody otaczają polarną cząsteczkę związku, powodując zwiększenie jej polarności, a w konsekwencji rozerwanie wiązania kowalencyjnego.
Suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej elektrolitów jest zawsze równa zeru. Dysocjacja jest reakcją odwracalną, tzn. cząsteczki rozpadają się na jony, a powstałe jony mogą łączyć się, tworząc cząsteczki.

KWASY   I   ZASADY   wg   ARRHENIUSA

Kwasy są to związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na kationy wodorowe i aniony reszt kwasowych.
Równania reakcji dysocjacji podstawowych kwasów:

HCl   -->   H⁺   +   Cl ^-
1 cząsteczka kwasu solnego dysocjuje na 1 kation wodoru i 1 anion chlorkowy

H₂S   <==>   2 H⁺   +   S^{2 -}
1 cząsteczka kwasu siarkowodorowego dysocjuje na 2 kationy wodoru i 1 anion siarczkowy

HNO₃   -->   H⁺   +   NO₃ ^-
1 cząsteczka kwasu azotowego (V) dysocjuje na 1 kation wodoru i 1 anion azotanowy (V)

H₂SO₄   -->   2 H⁺   +   SO₄^{2 -}
1 cząsteczka kwasu siarkowego (VI) dysocjuje na 2 kationy wodoru i 1 anion siarczanowy (VI)

H₂SO₃   <==>   2 H⁺   +   SO₃^{2 -}
1 cząsteczka kwasu siarkowego (IV) dysocjuje na 2 kationy wodoru i 1 anion siarczanowy (IV)

H₂CO₃   <==>   2 H⁺   +   CO₃^{2 -}

1 cząsteczka kwasu węglowego dysocjuje na 2 kationy wodoru i 1 anion węglanowy

H₃PO₄   <==>   3 H⁺   +   PO₄^{3 -}
1 cząsteczka kwasu fosforowego (V) dysocjuje na 3 kationy wodoru i 1 anion fosforanowy (V)

Kwasy, które w czasie dysocjacji odczepiają jeden kation wodorowy nazywamy jednoprotonowymi.
Kwasy posiadające w cząsteczkach więcej niż jeden atom wodoru nazywamy:
dwuprotonowymi - odczepiają dwa kationy wodorowe,
trójprotonowymi - odczepiają trzy kationy wodorowe.

Wieloprotonowe kwasy dysocjują stopniowo.
W pierwszym etapie następuje odłączenie 1 kationu wodoru - dysocjacja pierwszego stopnia, w następnym etapie zachodzi odłączenie kolejnego kationu wodoru i tak do momentu, gdy wszystkie jony zdysocjują, np.:
I stopień dysocjaji:
H₂SO₄   -->    H⁺   +   HSO₄ ^-
1 cząsteczka kwasu siarkowego (VI) dysocjuje na 1 kation wodoru i 1 anion wodorosiarczanowy (VI)

II stopień dysocjaji:
HSO₄ ^-    -->   H⁺   +   SO₄^{2 -}
1 anion wodorosiarczanowy (VI) dysocjuje na 1 kation wodoru i 1 anion siarczanowy (VI)

Na pierwszym stopniu dysocjacji cząsteczki dysocjują najmocniej, a na kolejnych co raz słabiej (łatwiej przebiega dysocjacja na pierwszym stopniu niż na dalszych).

Zasady są to związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjuja całkowicie lub częściowo na aniony wodorotlenowe OH ^- i kationy metali.
Równania dysocjacji niektórych zasad:

Na OH   -->   Na⁺   +   OH ^-
1 cząsteczka wodorotlenku sodu dysocjuje na 1 kation sodu i 1 anion wodorotlenowy

K OH   -->   K⁺   +   OH ^-
1 cząsteczka wodorotlenku potasu dysocjuje na 1 kation potasu i 1 anion wodorotlenowy

Ca (OH)₂   -->   Ca^{2 +}   +   2 OH ^-
1 cząsteczka wodorotlenku wapnia dysocjuje na 1 kation wapnia i 2 aniony wodorotlenowe

Substancje, które w roztworach wodnych ulegają prawie całkowitej dysocjacji nazywamy elektorlitami mocnymi. Należą do nich: HCl, HBr,HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.
Elektrolity słabe dysocjują nie więcej niż w 30% i są to między innymi: H₂S, H₂SO₃, H₂CO₃, Mg(OH)₂.
Miarą mocy elektrolitu jest stopień dysocjacji, który wyraża stosunek liczby moli cząsteczek zdysocjowanych, do liczby moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu.
Stopień dysocjacji zależy od:
- rodzaju elektrolitu
- rodzaju rozpuszczalnika
- stężenia roztworu - wzrasta w miarę rozcieńczania roztworu
- temperatury - na ogół nieznacznie wzrasta wraz ze wzrostem temperatury

Stała dysocjacji - K, jest to stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Nie zależy ona od stężenia elektrolitu, ale zależy od temperatury i rodzaju rozpuszczalnika.
Jest miarą mocy kwasu lub zasady. Im większa wartość stałej dysocjacji tym bardziej kwas lub zasada jest zdysocjowany.

Teorie kwasów i zasad

TEORIA BRONSTEDA I LOWRY'EGO
Kwas to substancja, która może oddawać proton, czyli jon wodorowy - jest donorem protonów.
Zasada to substancja, która może przyjmować protony - jest akceptorem protonów.
Reakcje typu kwas-zasada polegają więc na przeniesieniu protonu z cząsteczki kwasu do cząsteczki zasady.

Zgodnie z tą teorią, podczas dysocjacji kwasów tworzy się jon oksoniowy H₃O⁺ (kwas) i odpowiednia zasada np.
HNO₃     +   H₂O   -->   H₃O⁺   +   NO₃ ^-
kwas + zasada --> zasada + kwas

Podczas dysocjacji zasad powstaje jon OH ^- i odpowiedni kwas:
NH₃     +   H₂O   <==>   NH₄⁺   +   OH ^-
zasada +   kwas -->   kwas +    zasada

Woda zachowuje się jak kwas w reakcjach z zasadami i jak zasada w reakcjach z kwasami.

TEORIA LEWISA
W ujęciu Lewisa zasadą jest każdy donor pary elektronowej, natomiast kwasem jest każdy akceptor pary elektronowej, czyli każda substancja, która przyłącza parę elektronową tworząc przy tym trwałe wiązanie.