Co to jest dysocjacja elektrolityczna, stała dysocjacji czy stopień dysocjacji, jaki jest związek pomiędzy tymi wartościami? Zapoznaj się z opisem mapy pojęciowej, a następnie rozwiąż ćwiczenia.

Schemat przybliża pojęcie dysocjacji. Rozpoczyna się od pojęć dysocjacja i równowaga chemiczna.

• Dysocjacja. Opis: Jest to rozkład cząsteczki związku chemicznego lub pierwiastka na cząsteczki prostsze, wolne atomy lub jony.

• Równowaga chemiczna. Opis: Jest to stan, do którego dąży układ w miarę przebiegu reakcji odwracalnej.

Od pojęcia dysocjacji i równowagi chemicznej strzałki w dół do pojęcia stała dysocjacji. Opis: wzór $K_d=\frac{{\left[M^{x+}\right]}^m{\left[X^{m-}\right]}^x}{\left[MX\right]}$. Stała dysocjacji, zwana również stałą jonizacji, określa stałą równowagi rozpadu związków chemicznych na jony pod wpływem rozpuszczalnika.

Od stałej dysocjacji są rozgałęzienia do stałej dysocjacji soli, wody, kwasu i zasady.

Stała dysocjacji soli. Wzór $K_s=\frac{{\left[M^{x+}\right]}^m{\left[X^{m-}\right]}^x}{\left[MX\right]}$. Sole, z uwagi na swój jonowy charakter, ulegają dysocjacji pod wpływem rozpuszczalnika, np. wody. Różnią się jednak między sobą zdolnością do dysocjowania w poszczególnych rozpuszczalnikach. Stała dysocjacji jest używana przede wszystkim dla soli trudno rozpuszczalnych, gdyż sole łatwo rozpuszczalne charakteryzują się bardzo wysokimi wartościami stałej dysocjacji, dążącymi do nieskończoności.

Pod stałą dysocjacji soli opis: Iloczyn rozpuszczalności ${\text{K}}_s$ wzór $K_s={\left[M^{x+}\right]}^m·{\left[X^{m-}\right]}^x$. Dla soli trudno rozpuszczalnych, dla których ilość cząsteczek niezdysocjowanych jest znacznie większa niż zdysocjowanych, można wyznaczyć iloczyn rozpuszczalności. Zakłada się stałe stężenie cząstek niezdysocjowanych, a wynikiem iloczynu rozpuszczalności jest iloczyn stężeń jonów zdysocjowanych w roztworze.

Stała dysocjacji wody. Wzór $K_{H_{2}O}=\frac{\left[H_3{O}^{+}\right]·\left[O{H}^{-}\right]}{[H_{2}O{]}^2}=1,8·{10}^{-16}$. W przypadku wody zachodzi zjawisko tzw. autodysocjacji bądź też autoprotolizy, czyli dysocjacji jednych cząsteczek wody pod wpływem innych cząsteczek wody. Z uwagi na to, że jedynie niewielka część cząsteczek wody ulega autodysocjacji, można obliczyć dokładną wartość stałej dysocjacji.

Pod stałą dysocjacji wody kolejny opis. Iloczyn jonowy wody ${\text{K}}_a$ Wzór $K_w=\left[H_3{O}^{+}\right]·\left[O{H}^{-}\right]=1·{10}^{-14}$. Z uwagi na fakt, że ilość cząsteczek wody w jej objętości jest względnie stała i znacznie większa od ilości jonów powstających w skutek autodysocjacji, można wyznaczyć iloczyn jonowy wody, który jest analogiczny do iloczynu rozpuszczalności soli. Główną różnicą między tymi iloczynami jest to, że iloczyn jonowy wody zależy wyłącznie od temperatury, nie zależy od stężenia substancji niezdysocjowanej, gdyż stężenie cząsteczek wody w danej objętości jest stałe w danej temperaturze i ciśnieniu.

Od iloczynu jonowego wody kolejny opis: $p{K}_{\mathrm{w}}= pH+pOH=14$. p${\text{K}}_w$ jest sumą pH i pOH. Pozwala to w prosty sposób obliczać wartość pe Ha dla znanego pe O Ha i odwrotnie, a także wyznaczać stężenie jonów hydroniowych na podstawie stężenia jonów oksoniowych czy też wyznaczać stężenie jonów oksoniowych na podstawie stężenia jonów hydroniowych.

Od p${\text{K}}_w$ podział na pH i pOH.

pH opis: wzór $pH=-{\log }_{10}\left[H_3{O}^{+}\right]$, $pH=-{\log }_{10}\left[a{H}_3{O}^{+}\right]$. pH jest parametrem powszechnie stosowanym do wyznaczania stopnia kwasowości lub zasadowości danej substancji, najczęściej roztworu. Parametr ten jest w przybliżeniu równy ujemnemu logarytmowi ze stężenia jonów hydroniowych, jednak dla mocnych kwasów i zasad wartość pH wyznaczana w ten sposób nie jest do końca prawidłowa - w takich przypadkach wyznacza się ujemny logarytm z aktywności stężeniowej jonów hydroniowych, która jest równa iloczynowi stężenia jonów i współczynnika aktywności. Dla słabych kwasów i zasad współczynnik aktywności jest bliski 1, więc całe wyrażenie sprowadza się do wartości stężenia. Dla mocnych kwasów wartość współczynnika odbiega od 1, co więcej, dla bardzo stężonych kwasów znaczenia nabiera także aktywność molowa, co sprawia, że skala pH szczególnie dobrze sprawdza się w zakresie wartości od 2 do 12‑13, a dla wartości poniżej 0 i powyżej 14 stosowanie jej traci sens.

Pod pH znajduje się skala pH z wartościami od zera do czternastu i odpowiadającymi im kolorami. Zaznaczono pH mniejsze od 7 to kwas, równe 7 odczyn obojętny, większe od 7 zasada.

pOH wzór: $pOH=-{\log }_{10}\left[O{H}^{+}\right]$. pOH jest parametrem analogicznym do pH przy czym określa on ujemny logarytm aktywności jonów oksoniowych. Jego wartość jest w pewien sposób odwrotna do parametru pH, jeśli weźmiemy pod uwagę fakt, że p${\text{K}}_w$ = pH + pOH. Oznacza to, że znając wartość pH możemy wyznaczyć wartość pOH poprzez odjęcie od wartości p${\text{K}}_w$ równej 14 wyznaczoną wartość pH i odwrotnie. Dodatkowo wzrost pH roztworu przyczynia się do obniżenia pOH roztworu o taką samą wartość.

Stała dysocjacji kwasu. Wzór $K_a=\frac{\left[H_3{O}^{+}\right]·\left[A^{-}\right]}{\left[HA\right]}$. W przypadku kwasów również dochodzi do ich dysocjacji pod wpływem rozpuszczalnika i tak samo jak dla soli, poszczególne kwasy różnią się swoją zdolnością do jonizacji. Dla kwasów słabo dysocjujących, zwanych kwasami słabymi, można wyznaczyć stałą dysocjacji. Dla kwasów mocnych, które dysocjują całkowicie, stałej tej się nie wylicza z uwagi na jej wartości dążące do nieskończoności.

Stała dysocjacji zasady. Wzór $K_b=\frac{\left[H{B}^{+}\right]·\left[O{H}^{-}\right]}{\left[B\right]}$. Zasady, podobnie jak kwasy i sole, posiadają zróżnicowaną zdolność do dysocjacji. Dla zasad reguły wyliczania stałej dysocjacji są analogiczne do tych stosowanych dla kwasów i soli - w przypadku słabych zasad można wyznaczyć dokładną wartość stałej dysocjacji, a dla mocnych zasad nie wyznacza się ich, gdyż dążą one do nieskończoności.

Pod stałą dysocjacji kwasu i zasad wzór $K_a·K_b=K_w$. (Od wzoru strzałka do napisu: iloczyn jonowy wody ${\text{K}}_w$).

Pod tym wzorem kolejny wzór $p{K}_a+p{K}_b=p{K}_w$. (Od wzoru strzałka do napisu p${\text{K}}_w$).

Ostatni opis na schemacie: Zastosowanie logarytmicznych wartości stężenia bądź aktywności do wyznaczania pH, pOH czy p${\text{K}}_w$ znacznie ułatwia zapisanie kwasowości lub zasadowości badanej substancji czy roztworu. Wynika to z faktu, że podanie wartości pH jest znacznie prostsze i wygodniejsze niż podanie aktywności lub stężenia jonów. Dodatkowo, skala logarytmiczna pozwala na proste zapisywanie szerokiego zakresu logarytmowanej wartości. Łatwo można to pokazać na przykładzie pH, gdzie pH=1 oznacza aktywność jonów wodorowych równą 10Indeks górny -1^-1$\frac{mol}{d{m}^3}$, a pH równa się 14 oznacza, że aktywność ta jest równa 10Indeks górny -14^-14$\frac{mol}{d{m}^3}$. Co więcej, w przypadku pH mamy do czynienia z ujemnym logarytmem, co znaczy, że wyższa wartość pH oznacza niższą aktywność jonów hydroniowych, a odejmowanie od siebie wartości pH pozwala w specyficzny sposób wyznaczać różnice w aktywnościach jonów hydroniowych w danych roztworach. Przykładowo dla roztworów o pH=2 i pH=6 różnica między wartościami pH dla tych roztworów jest równa 4, co oznacza, że roztwór o pH=6 posiada 10Indeks górny 4⁴=10 000 razy mniejszą aktywność jonów hydroniowych od roztworu o pH=2. Na ilustracji jest wykres. Na osi X podpisanej jako ${\text{K}}_a$ wartości od 0 do 110. Na osi Y wartości logIndeks dolny 10₁₀x, wartości od minus 1,5 do 2,5. Krzywa biegnie od minus 1,5 na osi Y do 1 na osi X, po czym skręca w prawo, osiągając wartość 110 na osi X i 2 na osi Y.