Dysocjacja elektrolityczna kwasów, zasad i soli

Dysocjacja elektrolityczna to rozpad elektrolitu na jony pod wpływem wody. Woda jest rozpuszczalnikiem polarnym: jej cząsteczki oddziałują z jonami i ułatwiają rozdzielenie składników substancji. Jony otaczają się cząsteczkami wody, czyli ulegają hydratacji.

Roztwór przewodzi prąd, ponieważ jony mogą przemieszczać się w polu elektrycznym. Elektrolitami są między innymi kwasy, zasady i sole. Nieelektrolity, na przykład sacharoza, rozpuszczają się w wodzie, ale nie tworzą jonów.

Kwasy podczas dysocjacji tworzą kationy wodorowe oraz aniony reszty kwasowej. W wodzie wolny jon $H^+$ nie występuje samodzielnie, lecz łączy się z cząsteczką wody i tworzy jon hydroniowy $H_3O^+$.

Przykładowo kwas chlorowodorowy można opisać jako proces, w którym $HCl$ tworzy jony $H_3O^+$ i $Cl^-$. Dla uproszczenia szkolnego często zapisuje się także powstawanie $H^+$ i anionu reszty kwasowej.

Kwasy jednoprotonowe mogą odłączyć jeden jon wodorowy, natomiast kwasy wieloprotonowe mogą robić to etapami. Przykładem jest kwas węglowy $H_2CO_3$: najpierw powstaje jon $HCO_3^-$, a następnie jon $CO_3^{2-}$.

Zasady, czyli rozpuszczalne wodorotlenki, rozpadają się na kation metalu oraz aniony wodorotlenkowe $OH^-$. Przykładowo $NaOH$ tworzy $Na^+$ i $OH^-$, a $Ca(OH)_2$ tworzy $Ca^{2+}$ oraz dwa jony $OH^-$. Współczynniki w równaniu muszą zachować liczbę atomów i ładunek.

Sole rozpadają się na kationy metali lub jony amonowe oraz aniony reszt kwasowych. $Na_2SO_4$ tworzy dwa jony $Na^+$ i jeden jon $SO_4^{2-}$, natomiast $AlCl_3$ tworzy jeden jon $Al^{3+}$ i trzy jony $Cl^-$.

Dysocjacja soli zachodzi w roztworach wodnych, a także podczas topnienia soli jonowych. W stanie stałym jony są unieruchomione w sieci krystalicznej, dlatego kryształ soli nie przewodzi prądu tak jak jej roztwór.

Elektrolit mocny dysocjuje praktycznie całkowicie. Należą do nich mocne kwasy, takie jak $HCl$ i $HNO_3$, mocne zasady, na przykład $NaOH$, oraz dobrze rozpuszczalne sole. W ich roztworach przeważają jony.

Elektrolit słaby dysocjuje tylko częściowo. Przykładem jest kwas octowy $CH_3COOH$. W roztworze znajdują się zarówno cząsteczki niezdysocjowane, jak i jony. Proces jest odwracalny, ale na tym poziomie nie stosuje się do niego stałych równowagi.

Stopień dysocjacji określa udział cząsteczek, które uległy rozpadowi. Zapisuje się go jako $\alpha = \frac{n_d}{n_0}$, gdzie $n_d$ oznacza liczbę cząsteczek zdysocjowanych, a $n_0$ początkową liczbę cząsteczek elektrolitu. Wartość bliska 1 oznacza dysocjację prawie całkowitą.

Na stopień dysocjacji elektrolitu słabego wpływają między innymi jego rodzaj, stężenie i temperatura. Rozcieńczanie zwykle zwiększa stopień dysocjacji elektrolitu słabego.

Odczyn roztworu zależy od wzajemnej ilości jonów hydroniowych $H_3O^+$ i wodorotlenkowych $OH^-$. W szkolnej skali pH przyjmuje się, że roztwór o $pH < 7$ ma odczyn kwasowy, roztwór o $pH = 7$ jest obojętny, a roztwór o $pH > 7$ ma odczyn zasadowy.

Im większe stężenie jonów hydroniowych, tym niższe pH i bardziej kwasowy odczyn. Im większe stężenie jonów wodorotlenkowych, tym wyższe pH i bardziej zasadowy odczyn. Nie należy utożsamiać mocy elektrolitu ze stężeniem: bardzo rozcieńczony mocny kwas może zawierać mniej jonów niż bardziej stężony elektrolit słaby.

W równaniu jonowym pełnym rozpuszczalne, mocne elektrolity zapisuje się w postaci jonów. W równaniu jonowym skróconym pozostawia się tylko cząstki uczestniczące w przemianie, a jony obserwatorów pomija.

Zobojętnianie polega na reakcji kwasu z zasadą. Jej istotą jest łączenie jonów hydroniowych z jonami wodorotlenkowymi i powstawanie wody. Pozostałe jony tworzą sól.

W reakcjach strącania jony mogą utworzyć trudno rozpuszczalną substancję, która pojawia się jako osad. Przykładem jest połączenie $Ag^+$ i $Cl^-$ prowadzące do powstania $AgCl$. Przy zapisywaniu równań trzeba kontrolować zarówno bilans atomów, jak i sumę ładunków po obu stronach równania.