Mapa myśli. Lista elementów:

• Nazwa kategorii: Dysocjacja[br]elektrolityczna
Elementy należące do kategorii Dysocjacja[br]elektrolityczna
• Nazwa kategorii: związki[br]nieorganiczne
Elementy należące do kategorii związki[br]nieorganiczne
• Nazwa kategorii: sole[br]nieorganiczne
Elementy należące do kategorii sole[br]nieorganiczne
• Nazwa kategorii: sole[br]proste
• Nazwa kategorii: wodorosole
• Nazwa kategorii: hydroksosole
Koniec elementów należących do kategorii sole[br]nieorganiczne
• Nazwa kategorii: kwasy[br]nieorganiczne
• Nazwa kategorii: wodorotlenki
Koniec elementów należących do kategorii związki[br]nieorganiczne
• Nazwa kategorii: związki[br]organiczne
Elementy należące do kategorii związki[br]organiczne
• Nazwa kategorii: sole[br]organiczne
• Nazwa kategorii: kwasy[br]karboksylowe
• Nazwa kategorii: aminy
• Nazwa kategorii: fenole
• Nazwa kategorii: aminokwasy
Koniec elementów należących do kategorii związki[br]organiczne
Koniec elementów należących do kategorii Dysocjacja[br]elektrolityczna

Sole nieorganiczne Dysocjacji elektrolitycznej ulegają sole rozpuszczalne w wodzie. Dysocjują one całkowicie na kation metalu (lub inny, np. kation amonu ${{\text{NH}}_4}^{+}$) i anion reszty kwasowej. Schematycznie równanie reakcji dysocjacji elektrolitycznej soli możemy zapisać jako:
$M{e}_n{R}_m\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }n M{e}^{m+}+m R^{n-}$ gdzie:

• $Me$ – metal;
• $R$ – reszta kwasowa;
• $M{e}^{m+}$ – kation metalu lub kation amonu (${{\text{NH}}_4}^{+}$);
• $m$ – wartościowość metalu;
• $n$ – wartościowość reszty kwasowej.

Przykład:
Mol siarczan($\text{VI}$) potasu ${\text{K}}_2{\text{SO}}_4$ dysocjuje całkowicie na dwa mole kationów potasu i jeden mol anionów siarczanowych($\text{VI}$), zgodnie z równaniem:
${\text{K}}_2{\text{SO}}_4\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }\underset{\text{kation} \text{potasu}}{2 {\text{K}}^{+}}+\underset{\text{anion} \text{siarczanowy}\left(\text{VI}\right)}{{{\text{SO}}_4}^{2-}}$
W przypadku wodorosoli oraz hydroksosoli, reakcja dysocjacji zachodzi analogicznie jak dla obojętnych soli prostych.

• dysocjacja wodorosoli – wodorosiarczanu($\text{VI}$) sodu:
${\text{NaHSO}}_4\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }\underset{\text{kation} \text{sodu}}{{\text{Na}}^{+}}+\underset{\text{anion} \text{wodorosiarczanowy}\left(\text{VI}\right)}{{{\text{HSO}}_4}^{-}}$ $\underset{\text{anion} \text{wodorosiarczanowy}\left(\text{VI}\right)}{{{\text{HSO}}_4}^{-}}+\underset{\text{woda}}{ {\text{H}}_2\text{O} }\rightleftarrows \underset{\text{kation} \text{oksoniowy}}{{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}}+\underset{\text{anion} \text{siarczanowy}\left(\text{VI}\right)}{{{\text{SO}}_4}^{2-}}$

• dysocjacja hydroksosoli – chlorku wodorotlenku wapnia:
$\text{Ca}\left(\text{OH}\right)\text{Cl}\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }\text{Ca}{\left(\text{OH}\right)}^{+}+\underset{\text{anion} \text{chlorkowy}}{{\text{Cl}}^{-}}$ $\text{Ca}{\left(\text{OH}\right)}^{+}\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\rightleftarrows }\underset{\text{kation} \text{wapnia}}{{\text{Ca}}^{2+}}+\underset{\text{anion} \text{wodorotlenkowy}}{{\text{OH}}^{-}}$

, Kwasy nieorganiczne

• Kwasy jednoprotonowe
Kwasy jednoprotonowe ulegają reakcji dysocjacji elektrolitycznej pod wpływem wody. Schematyczne równanie można zapisać jako:
$\text{HA}+{\text{H}}_2\text{O}\leftrightarrows {\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+{\text{A}}^{-}$ gdzie:
• ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$ – kation oksoniowy;
• ${\text{A}}^{-}$ – anion reszty kwasowej.

W przypadku mocnych kwasów reakcja dysocjacji elektrolitycznej zachodzi w $100\%$ albo prawie w $100\%$, dlatego też, w przypadku mocnych kwasów, równania dysocjacji elektrolitycznej zapisujemy z jedną strzałką, skierowaną w stronę produktów. Dysocjacja elektrolityczna słabych kwasów nieorganicznych (np. $\text{HF}$) jest reakcją odwracalną i zachodzi tylko w pewnym, zwykle niewielkim stopniu. Z tego względu w równaniu reakcji stosuje się strzałki skierowane w przeciwne strony.


• Kwasy wieloprotonowe
Kwasy wieloprotonowe ulegają stopniowej reakcji dysocjacji pod wpływem wody. Przykładem jest kwas ortofosforowy($\text{V}$) ${\text{H}}_3{\text{PO}}_4$. Kwas ortofosforowy($\text{V}$) jest kwasem trójprotonowym, w którym dysocjacja będzie zachodzić trójetapowo:
• w pierwszym etapie zachodzi reakcja zgodnie z poniższym równaniem: ${\text{H}}_3{\text{PO}}_4+{\text{H}}_2\text{O}\leftrightarrows {\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+{\text{H}}_2{{\text{PO}}_4}^{-}$
  W tym przypadku równanie reakcji zapisujemy ze strzałkami skierowanymi w przeciwne strony, ponieważ kwas ortofosforowy($\text{V}$) jest kwasem słabym. Jeśli jednak kwas jest mocny, jak np. kwas siarkowy($\text{VI}$) ${\text{H}}_2{\text{SO}}_4$, to w pierwszym etapie równanie reakcji zapisujemy z jedną strzałką.


• w kolejnym etapie zachodzi reakcja zgodnie z poniższym równaniem: ${\text{H}}_2{{\text{PO}}_4}^{-}+{\text{H}}_2\text{O}\leftrightarrows {\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+{{\text{HPO}}_4}^{2-}$
• w ostatnim etapie zachodzi reakcja zgodnie z poniższym równaniem: ${{\text{HPO}}_4}^{2-}+{\text{H}}_2\text{O}\leftrightarrows {\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+{{\text{PO}}_4}^{3-}$

, Wodorotlenki Podczas rozpuszczania w wodzie wodorotlenki dysocjują na aniony wodorotlenkowe ${\text{OH}}^{-}$ i kationy metali. Dysocjację elektrolityczną wodorotlenków przedstawia się równaniem:
$M{e}^m{\left(\text{OH}\right)}_m\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }M{e}^{m+}+m {\text{OH}}^{-}$ gdzie:

$Me$ – symbol metalu;

$m$ – wartościowość metalu równa liczbie anionów wodorotlenkowych;

Przykład:
Dysocjacji w wodzie ulegają wodorotlenki metali aktywnych, np. $\text{KOH}$. Dla tego związku dysocjację zapisujemy zgodnie z równaniem: ${\text{KOH}}_{\left(\text{s}\right)}\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }{{\text{K}}^{+}}_{\left(\text{aq}\right)}+{{\text{OH}}^{-}}_{\left(\text{aq}\right)}$ Całkowita dysocjacja oznacza, że mamy do czynienia z elektrolitem mocnym.

Większość wodorotlenków dysocjuje całkowicie, wówczas równanie reakcji zapisujemy, stosując jedną strzałkę skierowaną w kierunku produktów. Zarówno wodorotlenki jedno-, jak i wielowodorotlenowe ulegają dysocjacji elektrolitycznej pod wpływem wody, ale w przeciwieństwie do kwasów, dysocjacja wodorotlenków wielowodorotlenowych nie jest stopniowa. Wyjątkiem jest wodorotlenek wapnia, który dysocjuje w dwóch etapach.
$\text{Ca}{\left(\text{OH}\right)}_2\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }{\text{OH}}^{-}+\text{Ca}{\left(\text{OH}\right)}^{+}$ $\text{Ca}{\left(\text{OH}\right)}^{+}\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }{\text{Ca}}^{2+}+{\text{OH}}^{-}$, Kwasy karboksylowe Kwasy karboksylowe to związki organiczne zawierające grupę karboksylową $—\text{COOH}$ przyłączoną do reszty $R$, którą jest podstawnik alifatyczny lub aromatyczny.
Kwasy karboksylowe to zazwyczaj słabe kwasy, co oznacza, że dysocjują częściowo. Proces dysocjacji jest reakcją odwracalną, dlatego w równaniu reakcji stosuje się strzałki skierowane w przeciwne strony. Schematycznie równanie reakcji dysocjacji elektrolitycznej kwasu karboksylowego możemy zapisać jako: Ilustracja przedstawiająca równanie reakcji dysocjacji kwasu karboksylowego. Cząsteczka kwasu karboksylowego zbudowanego z podstawnika R oraz grupy karboksylowej $\text{COOH}$ dodać cząsteczka wody ${\text{H}}_2\text{O}$. Strzałka w prawo, strzałka w lewo, za strzałkami anion karboksylanowy zbudowany z grupy R połączonej z grupą ${\text{COO}}^{-}$ dodać jon hydroniowy ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$., Aminy Aminy dysocjują zgodnie z równaniem:

$R—{\text{NH}}_2+{\text{H}}_2\text{O}\rightleftarrows R—{{\text{NH}}_3}^{+}+{\text{OH}}^{-}$ gdzie:

$R$ – reszta alifatyczna lub aromatyczna.

Aminy to słabe zasady o mocy porównywalnej do amoniaku. Dysocjacja elektrolityczna amin jest reakcją odwracalną. Z tego względu w równaniu reakcji stosuje się strzałki skierowane w przeciwne strony., Aminokwasy Aminokwasy to wielofunkcyjne pochodne węglowodorów o wzorze ogólnym zbliżonym do: $\left({\text{H}}_2\text{N}\right)—R—\left(\text{COOH}\right)$ gdzie:

• $R$ – fragment węglowodorowy (może zwierać także inne grupy funkcyjne).

Związki te ulegają dysocjacji elektrolitycznej. W roztworze wodnym obecna w cząsteczce aminokwasu grupa aminowa $—{\text{NH}}_2$ i karboksylowa $—\text{COOH}$ ulegają wzajemnemu zobojętnieniu. Na skutek przeniesienia jonu wodoru ${\text{H}}^{+}$ z grupy $—\text{COOH}$ do grupy $—{\text{NH}}_2$ powstaje tzw. jon obojnaczy. Jest to sól wewnętrzna, posiadająca jednocześnie ładunek dodatni i ujemny, które równoważą się. Jeden z najprostszych aminokwasów – glicyna – w roztworze wodnym ma odczyn zbliżony do obojętnego, a proces powstawania jonu obojnaczego można przedstawić równaniem: ${\text{H}}_2\text{N}—\text{C}{\mathrm{H}}_2—\text{COOH}\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\rightleftarrows }\left[{}^{+}\text{H}_3\text{N}—{\text{CH}}_2—{\text{COO}}^{-}\right]$, Fenole Fenole ulegają w wodzie dysocjacji elektrolitycznej z odszczepieniem jonu ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$, co potwierdza fakt, że fenole są mocniejszymi kwasami od alkoholi. Niemniej jednak fenole są zaliczane do kwasów słabych, ponieważ tylko niewielki procent ich cząsteczek dysocjuje na jony, a reszta pozostaje w roztworze w postaci niezdysocjowanej. Poniżej przedstawiono proces dysocjacji elektrolitycznej najprostszego fenolu:

opisIlustracja przedstawiająca reakcję dysocjacji fenolu. Cząsteczka benzenolu (czyli fenolu) zbudowanego z sześcioczłonowego pierścienia aromatycznego podstawionego grupą hydroksylową O H. Dodać cząsteczkę wody ${\text{H}}_2\text{O}$. Strzałka w prawo, strzałka w lewo, za strzałkami anion fenolanowy zbudowany z pierścienia fenylowego podstawionego atomem tlenu obdarzonym ładunkiem ujemnym dodać kation hydroniowy ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$., Sole organiczne Wśród soli organicznych wyróżnić możemy:

• Mydła – sole metali lub kationu amonu oraz wyższych kwasów karboksylowych (kwasów tłuszczowych)

Wzór ogólny mydła: ${\left(R\text{COO}\right)}_{m}Me$ gdzie:
• $R$ – fragment węglowodorowy nasycony lub nienasycony;
• $m$ – wartościowość metalu;
• $Me$ – metal lub kation amonu.
Całkowitej dysocjacji elektrolitycznej ulegają jedynie mydła metali alkalicznych (np. sodowe, potasowe i amonowe). Pozostałe mydła (metali ziem alkalicznych, metali ciężkich) są nierozpuszczalne w wodzie i nie dysocjują. Proces dysocjacji elektrolitycznej mydeł metali alkalicznych można przedstawić w postaci ogólnego równania: ${\left(R\text{COO}\right)}_{m}Me\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }m R{\text{COO}}^{-}+M{e}^{m+}$
Przykładem mydła, które rozpuszcza się w wodzie i dysocjuje na jony, jest palmitynian sodu, którego proces dysocjacji elektrolitycznej można przedstawić w postaci równania: ${\text{C}}_{15}{\text{H}}_{31}\text{COONa}\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }{\text{C}}_{15}{\text{H}}_{31}{\text{COO}}^{-}+{\text{Na}}^{+}$

• Sole pozostałych kwasów karboksylowych

Wzór ogólny soli: ${\left(R\text{COO}\right)}_{m}Me$ gdzie:
• $R$ – atom wodoru, grupa alifatyczna lub aromatyczna;
• $m$ – wartościowość metalu;
• $Me$ – metal lub grupa amonowa ${\text{NH}}_4$.
Dysocjacji elektrolitycznej ulegają tylko sole dobrze rozpuszczalne w wodzie. Proces dysocjacji elektrolitycznej można zapisać w postaci: ${\left(R\text{COO}\right)}_{m}Me\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }m R{\text{COO}}^{-}+M{e}^{m+}$
Przykładem soli, która rozpuszcza się w wodzie i dysocjuje na jony, jest octan sodu (sól kwasu octowego): ${\text{CH}}_3\text{COONa}\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }{\text{CH}}_3{\text{COO}}^{-}+{\text{Na}}^{+}$

• Fenolany

Wzór ogólny soli: ${\left(Ar\text{O}\right)}_{m}Me$ gdzie:
• $Ar$ – grupa aromatyczna;
• $m$ – wartościowość metalu;
• $Me$ – metal lub grupa amonowa ${\text{NH}}_4$.

W odróżnieniu od alkoholanów, które w kontakcie z wodą ulegają reakcji rozkładu z otrzymaniem wodorotlenku, fenolany mogą ulegać dysocjacji elektrolitycznej, a proces ten można zapisać w postaci: ${\left(Ar\text{O}\right)}_{m}Me\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }m Ar{\text{O}}^{-}+M{e}^{m+}$
Przykładem soli, która rozpuszcza się w wodzie i dysocjuje na jony, jest fenolan sodu (sól sodowa fenolu): ${\text{C}}_6{\text{H}}_5\text{ONa}\stackrel{{\text{H}}_2\text{O}}{\to }{\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{O}}^{-}+{\text{Na}}^{+}$