Dysocjacja elektrolityczna

Przebieg dysocjacji elektrolitycznej soli jonowej w wodzie.

Dysocjacja elektrolityczna – proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony pod wpływem rozpuszczalnika, np.

NaHCO
3 → Na+
 + HCO−
3

Do dysocjacji są zdolne związki, w których występują wiązania jonowe lub bardzo silnie spolaryzowane kowalencyjne. Zdysocjowany roztwór związku chemicznego nazywa się elektrolitem.

Teorię dysocjacji elektrolitycznej ogłosił w roku 1887 szwedzki fizykochemik Svante Arrhenius[1].

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
2O + H
2O → H
3O+
 + OH−

Iloczyn jonowy produktów tej dysocjacji w warunkach normalnych wynosi ok. 10−14[2][3], co oznacza, że stężenie jonów H
3O+
 i OH−
 wynosi ok. 10−7 mol/dm3. Stała ta jest podstawą skali pH.

Zobacz też

Przypisy

  1. ↑ Arrhenius Svante August, [w:] Encyklopedia PWN [online] [dostęp 2016-11-05].
  2. ↑ iloczyn jonowy. W: Mały słownik chemiczny. Jerzy Chodkowski (red.). Wyd. V. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1976, s. 215.
  3. ↑ 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.

Media użyte na tej stronie

Dysocjacja w wodzie.png
Autor: Adam Rędzikowski, Licencja: CC BY-SA 4.0
Ilustracja pokazująca przebieg dysocjacji elektrolitycznej soli jonowej w wodzie.