Dysocjacja elektrolityczna

W tym artykule zbadamy fascynujący świat Dysocjacja elektrolityczna i odkryjemy wszystkie implikacje, korzyści i wyzwania, jakie stawia przed nami ten temat. Dysocjacja elektrolityczna to temat, który przykuł uwagę milionów ludzi na całym świecie, wywołując żarliwą debatę i budząc rosnące zainteresowanie jego badaniem i zrozumieniem. Poprzez szczegółową i wyczerpującą analizę zbadamy różne perspektywy i wymiary, które oferuje nam Dysocjacja elektrolityczna, zapewniając w ten sposób pełną i wzbogacającą wizję tego tematu, który jest dziś tak aktualny. Nie ma znaczenia, czy jesteś ekspertem w danej dziedzinie, czy dopiero zaczynasz ją zgłębiać, ten artykuł dostarczy Ci cennych informacji i nowych perspektyw, które zachęcą Cię do refleksji i głębszego zagłębienia się w Dysocjacja elektrolityczna.

Zobacz też: inne znaczenia słowa „dysocjacja”.
Przebieg dysocjacji elektrolitycznej soli jonowej w wodzie

Dysocjacja elektrolityczna – odwracalny proces rozpadu elektrolitu na jony pod wpływem rozpuszczalnika[1], np.

NaHCO
3 → Na+
 + HCO−
3

Wyróżnia się dwa podstawowe rodzaje dysocjacji elektrolitycznej[1]:

  1. Elektrolity rzeczywiste zawierają jony już w formie krystalicznego ciała stałego. W tym przypadku dysocjacja elektrolityczna polega na solwatacji istniejących wcześniej jonów przez rozpuszczalnik.
  2. Elektrolity potencjalne nie zawierają jonów, lecz obojętne cząsteczki związku chemicznego, a dysocjacja elektrolityczna polega na wytworzeniu z nich jonów przez rozpuszczalnik.

Do dysocjacji są zdolne związki, w których występują wiązania jonowe lub bardzo silnie spolaryzowane kowalencyjne.

Teorię dysocjacji elektrolitycznej ogłosił w roku 1887 szwedzki fizykochemik Svante Arrhenius[2].

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[3][4], 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. ↑ a b Dissociation, Hans-Dieter Jakubke, Hans Jeschkeit, Mary Eagleson (red.), Concise Encyclopedia Chemistry, wyd. 2, Walter de Gruyter, 1988, s. 334, ISBN 978-3-11-011625-0 (ang.).
  2. ↑ Arrhenius Svante August, Encyklopedia PWN , Wydawnictwo Naukowe PWN .
  3. ↑ iloczyn jonowy. W: Mały słownik chemiczny. Jerzy Chodkowski (red.). Wyd. V. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1976, s. 215.
  4. ↑ 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.