Dysocjacja jonowa elektrolitów

Dysocjacja jonowa to rozpad substancji na jony pod wpływem wody. Podczas tego procesu powstają kationy (jony dodatnie) i aniony (jony ujemne). Tylko niektóre substancje ulegają dysocjacji - nazywamy je elektrolitami.

Elektrolity to substancje, które dobrze rozpuszczają się w wodzie, rozpadając się na jony i mogą przewodzić prąd elektryczny. Do elektrolitów zaliczamy kwasy, wodorotlenki i sole. Pamiętaj, że tlenki i same pierwiastki nie ulegają dysocjacji!

Kiedy kwasy ulegają dysocjacji, zawsze tworzą kationy wodorowe H⁺. Na przykład:

• HCl → H⁺ + Cl⁻ (kwas solny)
• H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻ (kwas siarkowy)
• H₃PO₄ → 3H⁺ + PO₄³⁻ (kwas fosforowy)

Ciekawostka: Liczba plusów lub minusów przy jonach wskazuje na ich wartościowość, czyli ile ładunków elementarnych niesie dany jon. To ważna informacja przy zapisywaniu równań dysocjacji!

Dysocjacja wodorotlenków i soli

Wodorotlenki podczas dysocjacji zawsze tworzą aniony wodorotlenkowe OH⁻. Proces ten zapisujemy w formie równań, np.:

• KOH → K⁺ + OH⁻ (wodorotlenek potasu)
• Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻ (wodorotlenek wapnia)
• Fe(OH)₃ → Fe³⁺ + 3OH⁻ (wodorotlenek żelaza(III))

Sole to związki składające się z kationu metalu i anionu reszty kwasowej. Podczas dysocjacji rozpadają się na te jony, np.:

• NaCl → Na⁺ + Cl⁻ (chlorek sodu)
• BaCl₂ → Ba²⁺ + 2Cl⁻ (chlorek baru)
• K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄²⁻ (siarczan(VI) potasu)

Przy zapisywaniu równań dysocjacji pamiętaj o zachowaniu równowagi ładunków - suma ładunków po obu stronach równania musi być taka sama. Dzięki temu wiemy, ile jonów danego rodzaju powstaje.

Ważne: Aby prawidłowo zapisać równanie dysocjacji soli, musisz najpierw rozpoznać, z jakiego kwasu i z jakiego metalu powstała dana sól.

Dysocjacja stopniowa (etapowa)

Niektóre substancje ulegają dysocjacji stopniowej - oznacza to, że rozpad na jony zachodzi etapami. Dotyczy to głównie kwasów wieloprotonowych i wodorotlenków zawierających kilka grup OH.

W przypadku wodorotlenków proces przebiega etapowo, np. dla wodorotlenku glinu:

1. Al(OH)₃ → OH⁻ + Al(OH)₂⁺
2. Al(OH)₂⁺ → OH⁻ + AlOH²⁺
3. AlOH²⁺ → OH⁻ + Al³⁺

Podobnie kwasy wieloprotonowe (zawierające dwa lub więcej atomów wodoru) dysocjują etapami:

• H₂CO₃ → H⁺ + HCO₃⁻, a następnie HCO₃⁻ → H⁺ + CO₃²⁻
• H₃PO₄ → H⁺ + H₂PO₄⁻ → H⁺ + HPO₄²⁻ → H⁺ + PO₄³⁻

Dysocjacja stopniowa jest ważna, ponieważ pozwala zrozumieć, dlaczego niektóre substancje mogą pełnić różne funkcje w zależności od tego, na jakim etapie dysocjacji się znajdują.

Spróbuj sam: Wybierz dowolny kwas wieloprotonowy i zapisz wszystkie etapy jego dysocjacji. Zwróć uwagę na zmianę ładunku anionu na każdym etapie!

Stopień dysocjacji jonowej

Nie wszystkie elektrolity dysocjują całkowicie. Elektrolit słaby to substancja, która tylko częściowo rozpada się na jony w roztworze wodnym. Właśnie dlatego wprowadzamy pojęcie stopnia dysocjacji.

Stopień dysocjacji (α) wyraża procent cząsteczek, które rozpadły się na jony. Obliczamy go ze wzoru:

α = (nz · 100%)/n0

gdzie:

• nz - liczba moli substancji zdysocjowanej
• n0 - liczba moli substancji wprowadzonej do roztworu

Stopień dysocjacji może przyjmować wartości od 0% do 100%. Im wyższy stopień dysocjacji, tym silniejszy elektrolit.

Znając stężenie molowe roztworu (C) i stopień dysocjacji, możemy obliczyć stężenie zdysocjowanych cząsteczek:

Cz = (α · C0)/100%

gdzie C0 to stężenie początkowe substancji.

Wskazówka: Przy rozwiązywaniu zadań pamiętaj, że stężenie początkowe to suma stężenia cząsteczek zdysocjowanych i niezdysocjowanych: C0 = Cz + CNz.

Zadania z obliczaniem stopnia dysocjacji

Rozwiązywanie zadań z dysocjacji jonowej wymaga systematycznego podejścia. Spójrz na przykłady:

1. Aby obliczyć stopień dysocjacji, gdy znamy stężenie zdysocjowane i początkowe:

   α = (Cz · 100%)/C0
   

   Przykład: W roztworze o stężeniu 0,7 mol/dm³, stężenie zdysocjowane wynosi 0,2 mol/dm³: α = (0,2 · 100%)/0,7 = 28,57%

2. Gdy znamy liczbę moli substancji zdysocjowanej i początkowej:

   α = (nz · 100%)/n0
   

   Przykład: Z 0,4 mola substancji zdysocjowało 0,05 mola: α = (0,05 · 100%)/0,4 = 12,5%

3. Aby obliczyć stężenie cząsteczek zdysocjowanych:

   Cz = (α · C0)/100%
   

   Przykład: W roztworze o stężeniu 0,55 mol/dm³ i stopniu dysocjacji 5%: Cz = (5% · 0,55)/100% = 0,0275 mol/dm³

Pamiętaj: Stężenie cząsteczek niezdysocjowanych możesz obliczyć odejmując stężenie zdysocjowane od początkowego: CNz = C0 - Cz.

Sprawdź się: Oblicz stopień dysocjacji elektrolitu, jeśli w roztworze o stężeniu 0,3 mol/dm³ stężenie zdysocjowanych cząsteczek wynosi 0,09 mol/dm³.

Jony w roztworach i skala pH

W roztworach wodnych zawierających różne elektrolity trzeba pamiętać o bilansie ładunków - suma ładunków dodatnich musi równać się sumie ładunków ujemnych. Jest to kluczowe przy analizie składu jonowego mieszanin.

Skala pH pomaga określić odczyn roztworu. Wyróżniamy trzy podstawowe odczyny:

• Kwasowy: pH < 7, $H⁺$ > $OH⁻$
• Obojętny: pH = 7, $H⁺$ = $OH⁻$
• Zasadowy: pH > 7, $H⁺$ < $OH⁻$

Odczyn możemy sprawdzić używając wskaźników, które zmieniają kolor w zależności od pH:

• Fenoloftaleina: bezbarwna w środowisku kwasowym i obojętnym, malinowa w zasadowym
• Oranż metylowy: czerwony w środowisku kwasowym, pomarańczowy w obojętnym, żółty w zasadowym
• Uniwersalny papierek wskaźnikowy: czerwony (kwasowy), pomarańczowy (obojętny), zielony/niebieski (zasadowy)

Do dokładnego pomiaru pH służy pehametr.

Ciekawostka: Skala pH jest skalą logarytmiczną - zmiana o 1 jednostkę oznacza 10-krotną zmianę stężenia jonów H⁺. Dlatego sok cytrynowy o pH 2 jest 100 razy bardziej kwasowy niż sok jabłkowy o pH 4!

Obliczanie pH roztworów

Wartość pH możemy obliczyć ze wzoru:

pH = -log[H⁺]

gdzie $H⁺$ to stężenie jonów wodorowych w mol/dm³.

Podobnie dla jonów wodorotlenkowych mamy:

pOH = -log[OH⁻]

Pomiędzy pH i pOH istnieje zależność:

pH + pOH = 14

Przy obliczaniu pH roztworów kwasów mocnych pamiętaj, że:

1. Dla kwasów jednoprotonowych: $H⁺$ = stężenie kwasu
2. Dla kwasów wieloprotonowych: $H⁺$ = wartościowość kwasu × stężenie kwasu

Przykład: Dla roztworu HNO₃ o stężeniu 0,1 mol/dm³:

• $H⁺$ = 0,1 mol/dm³
• pH = -log(0,1) = -log(10⁻¹) = 1

Dla zasad mocnych:

1. $OH⁻$ = stężenie zasady (dla zasad jednowodorotlenowych)
2. $OH⁻$ = liczba grup OH × stężenie zasady (dla zasad wielowodorotlenowych)

Następnie obliczamy pOH, a z niego pH.

Wskazówka: W obliczeniach często występują potęgi 10, np. 0,001 = 10⁻³. Używaj tej własności, aby uprościć liczenie logarytmów: -log(10⁻ᵏ) = k.

pH i reakcje jonowe

Przy obliczaniu pH roztworów wodorotlenków metali pamiętaj, że wodorotlenek rozpadając się daje tyle jonów OH⁻, ile grup wodorotlenkowych zawiera:

Przykład: Dla roztworu Ca(OH)₂ o stężeniu 0,00005 mol/dm³:

• $OH⁻$ = 2 × 0,00005 = 0,0001 mol/dm³
• pOH = -log(0,0001) = 4
• pH = 14 - 4 = 10

Jedną z najważniejszych reakcji jonowych jest reakcja zobojętniania, w której kwas reaguje z zasadą, tworząc sól i wodę:

Kwas + Zasada → Sól + Woda

Odczyn roztworu po reakcji zależy od ilości reagentów:

• Jeśli ilości są równoważne, otrzymujemy roztwór obojętny (pH ≈ 7)
• Nadmiar kwasu daje odczyn kwasowy (pH < 7)
• Nadmiar zasady daje odczyn zasadowy (pH > 7)

W zapisie jonowym reakcji zobojętniania kluczowa jest reakcja:

H⁺ + OH⁻ → H₂O

Praktyczne zastosowanie: Reakcje zobojętniania są podstawą działania leków na zgagę, które neutralizują nadmiar kwasu w żołądku, oraz regulatorów pH w basenach czy akwariach.