Przeczytaj

bg‑azure

Rozpad na jony

Pamiętasz, że woda jest dipolemdipoldipolem, dlatego posiada zdolność do oddziaływania na substancje o wiązaniach jonowych, co z kolei powoduje ich rozpad na jony. Proces ten nazwany został przez Arrheniusa (czyt. arenjusa) dysocjacją elektrolitycznądysocjacja elektrolitycznadysocjacją elektrolityczną (lub dysocjacją jonową), a związki, które ulegają temu procesowi, są nazywane elektrolitami. Elektrolity, rozpuszczając się w wodzie, dysocjują na jony, a tak powstałe roztwory przewodzą prąd elektryczny. Elektrolity również po stopieniu stają się cieczami zdolnymi do przewodzenia prądu. Przyjęto, że w równaniach dysocjacji jonowej mocnych elektrolitówmocny elektrolitmocnych elektrolitów strzałkę piszemy w jedną stronę. Natomiast w przypadku słabych elektrolitówsłaby elektrolitsłabych elektrolitów zapisujemy dwie strzałki, skierowane w przeciwne strony.

Substancje o wiązaniach jonowych można podzielić na kilka grup, w zależności od budowy chemicznej.

R1NXmXmHmgR1K1

Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

bg‑azure

Czy wszystkie spośród wymienionych związków dysocjują w wodzie?

Co istotne, wśród wymienionych grup związków, dysocjacji elektrolitycznej ulegają jedynie sole jonowe i wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie. Pozostałe związki nie dysocjują w wodzie, a z nią reagują.

Przykładem są wodorki metali pierwszej i drugiej grupy układu okresowego, które reagują z wodą gwałtownie z wydzieleniem wodoru.

{CaH}_{2} + 2 H_{2} O \to Ca {(OH)}_{2} + 2 H_{2} ↑

Azotki litowców i berylowców reagują z wodą z wydzieleniem amoniaku, np:

2 {Li}_{3} N + 6 H_{2} O \to 6 LiOH + 2 {NH}_{3}

Z kolei węgliki metali grup pierwszej, drugiej oraz grupy trzynastej, tworzą z wodą związki organiczne. Przykładem jest reakcja węgliku wapnia z wodą, w wyniku której powstaje, oprócz wodorotlenku wapnia, także etyn (acetylen).

{CaC}_{2} + 2 H_{2} O \to Ca {(OH)}_{2} + C_{2} H_{2} ↑

Dysocjacja związków jonowych zachodzi, gdy cząsteczki wody „rozbijają” kryształ jonowy. Dzieje się tak ze względu na silne przyciąganie między odpowiednimi biegunami cząsteczek wody, a dodatnimi i ujemnymi jonami w krysztale. Następnie cząsteczki wody otaczają kationy i aniony, co określane jest mianem hydratacjihydratacjahydratacji. Podczas gdy w krysztale jony zajmowały ściśle określone miejsce, w roztworze mogą się swobodnie poruszać, przez co znajdują się w bardziej nieuporządkowanym stanie.

Poniżej opisano sposób dysocjacji elektrolitycznej soli oraz wodorotlenków.

bg‑azure

Dysocjacja soli

Sole rozpuszczalne w wodzie dysocjują całkowicie na kation metalu (lub inny, np. kation amonu ${NH}_{4}^{+}$ ) i anion reszty kwasowej. Zaliczane są do mocnych elektrolitówmocny elektrolitmocnych elektrolitów, a proces ich dysocjacji można zapisać schematycznie:

M e_{m} R_{n} \overset{H_{2} O}{\to} m M e^{n +} + n R^{m -}

gdzie:

$M e^{n +}$ – kation metalu, kation amonu ( ${NH}_{4}^{+}$ ) lub kation organiczny;
$R$ – reszta kwasowa;
$m$ – wartościowość reszty kwasowej;
$n$ – wartościowość $M e$ .

Przykład 1

Sole prostesole proste (sole obojętne)Sole proste (sole obojętne) dysocjują jednostopniowo (w roztworach nie wykryto pośrednich produktów dysocjacji elektrolitycznej):

R4M9fC0yM5bWm

Na przykład chlorek potasu ( $KCl$ ) dysocjuje na kationy sodu i aniony chlorkowe. W indeksie dolnym często zapisuje się skrót (aq), który oznacza hydratację jonów.

RRLrsbz9LhvZZ

Ilustracja przedstawiająca aniony chlorkowe i kationy potasowe symbolizowane przez kulki odpowiednio przez mniejsze zielone i nieco większe fioletowe ulegające procesowi hydratacji. Skupisko sieci krystalicznej otoczone jest przez cząsteczki wody symbolizowane przez czerwoną kulkę, czyli atom tlenu, połączoną z dwiema mniejszymi białymi kulkami, czyli atomami wodoru. Niektóre z anionów chlorkowych i kationów potasowych otoczone są samymi cząsteczkami wody. Odpowiednio aniony chlorkowe otoczone są przez cząsteczki wody skierowane do nich atomami wodoru posiadającymi cząstkowy ładunek dodatni kompensujący ujemny ładunek anionu, z kolei kationy potasowe otaczają cząsteczki wody skierowane atomami tlenu posiadającymi cząstkowe ładunki ujemne kompensujące ładunek dodatni kationów. — Podczas rozpuszczania kryształu jonowego (np. $KCl$ ) w wodzie, powstałe kationy i aniony są otaczane przez cząsteczki wody, co uniemożliwia ponowne złączenie jonów w strukturę krystaliczną. Na skutek hydratacji, oddziaływania jon‑jon w krysztale są zastąpione przez oddziaływania typu jon‑dipol.
Źródło: BC Open Textbooks, dostępny w internecie: www.opentextbc.ca/chemistry/chapter/11-2-electrolytes, licencja: CC BY-SA 4.0.

R14fkQw58VesI

Zdjęcie przedstawia odkręcony szklany słoiczek z metalową pokrywką wypełniony kryształami soli do kąpieli. Kryształki są drobne, mają kolor jasnoróżowy. — Sól do kąpieli jest ciałem stałym, które na skutek dysocjacji w wodzie przyjmuje postać jonów w roztworze wodnym (aq).
Źródło: dostępny w internecie: pixabay.com, domena publiczna.

Przykład 2

Sól podczas dysocjacji elektrolitycznej rozpada się na aniony i kationy. W wyniku dysocjacji elektrolitycznej jednego mola chlorku wapnia powstaje jeden mol kationów wapnia i dwa mole anionów chlorkowych.

\underset{chlorek wapnia}{{CaCl}_{2}_{(s)}} \overset{H_{2} O}{\to} \underset{kation wapnia}{{Ca}^{2 +}_{(aq)}} + 2 \underset{anion chlorkowy}{{Cl}^{-}_{(aq)}}

Bilans ładunków po stronie substratów i produktów:

0 = + 2 + 2 \cdot (- 1)

W chlorku wapnia, na jeden mol kationów wapnia przypadają dwa mole anionów chlorkowych. W takim przypadku, w zapisie równań procesów dysocjacji elektrolitycznej, należy pamiętać o zasadzie zachowania ładunku. Oznacza to, że suma ładunków po stronie substratów musi być równa sumie ładunków po stronie produktów.

Bilans ładunków po stronie substratów:

Po stronie substratów ładunek wynosi $0$ .

Bilans ładunków po stronie produktów:

Po stronie produktów mamy jeden mol dwudodatnich kationów wapnia $(+ 2)$ i dwa mole jednoujemnych anionów chlorkowych $(2 \cdot (- 1) = (- 2))$ .

Bilans ładunków po stronie produktów wynosi zatem $0$ .

Przykład 3

Wśród soli szczególne miejsce zajmują wodorosole oraz hydroksosole, które, w przeciwieństwie do soli prostych, dysocjują wieloetapowo. Przyjrzymy się dysocjacji soli – diwodoroortofosforanu( $V$ ) sodu.

$I$ etap dysocjacji wodorosoli:

{NaH}_{2} {PO}_{4} \overset{H_{2} O}{\to} {Na}^{+} + H_{2} {PO}_{4}^{-}

$II$ etap dysocjacji wodorosoli:

H_{2} {PO}_{4}^{-} + H_{2} O ⇄ {HPO}_{4}^{2 -} + H_{3} O^{+}

$III$ etap dysocjacji wodorosoli:

{HPO}_{4}^{2 -} + H_{2} O ⇄ {PO}_{4}^{3 -} + H_{3} O^{+}

Odszczepienie jonów wodoru od jonu diwodoroortofosforanowego( $V$ ) ( $H_{2} {PO}_{4}^{-}$ ) i jonu wodoroortofosforanowego( $V$ ) ( ${HPO}_{4}^{2 -}$ ) zachodzi tylko w pewnym stopniu (symbol dwóch strzałek), ponieważ atomy wodoru łączą się z atomami tlenu wiązaniem kowalencyjnym, a nie wiązaniem jonowym.

bg‑azure

Dysocjacja wodorotlenków

Wśród elektrolitówelektrolitelektrolitów możemy wyróżnić także wodorotlenki. Podczas rozpuszczania w wodzie, związki te dysocjują na aniony wodorotlenkowe ${OH}^{-}$ i kationy metali. Dysocjację elektrolityczną wodorotlenków przedstawia się równaniem:

M e^{m} {(OH)}_{m} \overset{H_{2} O}{\to} M e^{m +} + m {OH}^{-}

gdzie:

$M e$ – symbol metalu;
$m$ – wartościowość metalu równa liczbie anionów wodorotlenkowych.

Przykład 4

Dysocjacji w wodzie ulegają wodorotlenki metali aktywnych, np. $KOH$ . Dla tego związku dysocjację zapisujemy zgodnie z równaniem:

\underset{wodorotlenek potasu}{{KOH}_{(s)}} \overset{H_{2} O}{\to} \underset{kation potasu}{K_{(aq)}^{+}} + \underset{jon wodorotlenkowy}{{OH}_{(aq)}^{-}}

Podobnie jak w przypadku soli jonowych, powstałe jony są hydratowane przez cząsteczki wody, co przedstawiono na poniższej ilustracji. Całkowita dysocjacja oznacza, że mamy do czynienia z elektrolitem mocnymmocny elektrolitelektrolitem mocnym.

RzoWYRzuzq6HJ

Ilustracja przedstawiająca dysocjację elektrolityczną wodorotlenku potasu. Po lewej stronie równania fragment sieci krystalicznej wodorotlenku potasu przedstawiony za pomocą modelu kulkowego. Kation potasu symbolizują szare kulki, pomiędzy którymi znajdują się aniony hydroksylowe symbolizowane przez kulkę czerwoną, atom tlenu i małą, białą kulkę, atom wodoru. Fragment sieci otoczony jest cząsteczkami wody, składającymi się z czerwonej kulki, atomu tlenu oraz dwóch małych, białych kulek, atomów wodoru. Przy każdej cząsteczce wody zaznaczono cząstkowy ładunek dodatni od strony atomów wodoru oraz ładunek ujemny od strony atomu tlenu. Obok wyszczególniono stykające się kation potasowy K+ oraz anion hydroksylowy OH-. Strzałka w prawo, za strzałką kation potasowy i anion hydroksylowy są odseparowane od siebie i solwatowane każdy przez sześć cząsteczek wody. Cząsteczki wody są skierowane cząstkowym ładunkiem dodatnim do anionu, zaś cząstkowym ładunkiem ujemnym do kationu. — Dysocjacja elektrolityczna wodorotlenku potasu. Każdy z powstałych w procesie dysocjacji elektrolitycznej jonów jest otoczony przez sześć cząsteczek wody. Aby nie zaciemniać obrazu, cząsteczki wody zostały przedstawione w płaszczyźnie. Należy jednak pamiętać, że w rzeczywistości cząsteczki wody układają się przestrzennie.
Źródło: GroMar Sp. z o.o. na podstawie epodreczniki.pl, dostępny w internecie: https://epodreczniki.pl/a/electrolytic-dissociation-of-hydroxides/D3vZcWAL0, licencja: CC BY-SA 3.0.

Przykład 5

Niektóre wodorotlenki ulegają dysocjacji elektrolitycznej w kilku etapach. Przykładem jest wodorotlenek wapnia, który dysocjuje dwuetapowo:

R1AhcXnFwX0fF

Ca {(OH)}_{2 (s)} \overset{H_{2} O}{\to}

I etap dysocjacji

Możliwe odpowiedzi: 1.

{Ca}^{2 +}_{(aq)} + {2 {OH}^{-}}_{(aq)}

zapis sumaryczny

, 2.

{(CaOH)}^{+}_{(aq)} + {OH}^{-}_{(aq)}

I etap dysocjacji

, 3.

{Ca}^{2 +}_{(aq)} + {OH}^{-}_{(aq)}

II etap dysocjacji

{(CaOH)}^{+}_{(aq)} \overset{H_{2} O}{\to}

II etap dysocjacji

Możliwe odpowiedzi: 1.

{Ca}^{2 +}_{(aq)} + {2 {OH}^{-}}_{(aq)}

zapis sumaryczny

, 2.

{(CaOH)}^{+}_{(aq)} + {OH}^{-}_{(aq)}

I etap dysocjacji

, 3.

{Ca}^{2 +}_{(aq)} + {OH}^{-}_{(aq)}

II etap dysocjacji

Ca {(OH)}_{2 (s)} \overset{H_{2} O}{\to}

zapis sumaryczny

Możliwe odpowiedzi: 1.

{Ca}^{2 +}_{(aq)} + {2 {OH}^{-}}_{(aq)}

zapis sumaryczny

, 2.

{(CaOH)}^{+}_{(aq)} + {OH}^{-}_{(aq)}

I etap dysocjacji

, 3.

{Ca}^{2 +}_{(aq)} + {OH}^{-}_{(aq)}

II etap dysocjacji

Ważne!

Wodorotlenki metali pierwszej i drugiej grupy układu okresowego (z wyjątkiem wodorotlenku berylu) są zaliczane do mocnych elektrolitówmocny elektrolitmocnych elektrolitów, a ich roztwory wodne nazywane są zasadami. Ulegają one praktycznie całkowitej dysocjacji w wodzie. Oczywiście ich rozpuszczalność w wodzie jest różna, np. wodorotlenek magnezu i wodorotlenek wapnia rozpuszczają się w wodzie słabo, niemniej całość rozpuszczonego ciała stałego ulega dysocjacji na jony. Chociaż wszystkie te wodorotlenki zaliczamy do mocnych, to również w tej grupie możemy wyznaczyć pewne tendencje. Najmocniejsze są bowiem te wodorotlenki, które są zbudowane z jonów metali o najmniejszej elektroujemności. Moc wodorotlenków metali pierwszej i drugiej grupy układu okresowego zmienia się zgodnie ze schematem:

R6IIoVqQRIccy

Ilustracja przedstawiająca dwie pierwsze grupy układu okresowego wraz z wzorami sumarycznymi odpowiednich wodorotlenków, jakie tworzą pierwiastki wspomnianych grup w pierwszej grupie są to LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, zaś w drugiej grupie MgOH2, CaOH2, SrOH2, BaOH2. Nad grupami strzałka skierowana w lewą stronę, nad nią następująca zależność: zwiększanie się mocy zasady, zmniejszanie się elektroujemności metalu oraz osłabienie wiązania jonowego. Po lewej stronie strzałka w dół z zależnościami: zwiększanie się mocy wodorotlenku, osłabienie wiązania jonowego, zmniejszenie się elektroujemności metalu. — Źródło: GroMar Sp. z o.o., *ilustracja na podstawie: Litwin M., Styka-Wlazło Sz., Szymońska J., To jest Chemia 1, Warszawa 2013.*, licencja: CC BY-SA 3.0.

Co ważne, o mocy wodorotlenku decyduje różnica elektroujemności pomiędzy metalem a tlenem. Im ta różnica jest większa, tym słabsze wiązanie występuje pomiędzy anionem ${OH}^{-}$ a kationem metalu. Im słabsze wiązanie, tym łatwiejszy rozpad na jony. Zatem dysocjacja elektrolityczna zachodzi w większym stopniu.

Podsumowując, wodorotlenki metali $1 .$ i $2 .$ grupy to mocne wodorotlenki, dlatego w zapisie ich dysocjacji stosujemy zawsze strzałkę w jedną stronę. Najmocniejszym z tych wodorotlenków, jak możesz wywnioskować ze schematu, jest wodorotlenek cezu.

Z uwagi na dużo mniejszą różnicę elektroujemności pomiędzy metalem a tlenem dla wodorotlenków metali grup od $3 .$ do $13 .$ , wodorotlenki te zaliczamy do słabych wodorotlenków. Co ważne, większość z nich jest również słabo rozpuszczalna w wodzie. Wszystko to sprawia, że wodorotlenki te są słabymi elektrolitamisłaby elektrolitsłabymi elektrolitami. Przykładem słabego elektrolitu jest np. wodorotlenek żelaza( $II$ ).

bg‑gray1 1

Rozpuszczalność wodorotlenków i soli można odczytać z tablicy rozpuszczalności, w której znajdują się dane obrazujące charakter rozpuszczalności powstającego związku (osadu) w wodzie. Jeśli powstająca substancja jest:

(R) rozpuszczalna – jej rozpuszczalność w wodzie jest większa niż $1$ gram na $100$ gramów wody, co jest równoznaczne z tym, że substancja ta występuje w roztworze w postaci jonów;

(T) trudno rozpuszczalna – strąca się w postaci osadu przy odpowiednim stężeniu roztworów (zazwyczaj z roztworów stężonych); jej rozpuszczalność w wodzie mieści się w granicach od $0,1$ do $1$ grama na $100$ gramów wody;

(N) nierozpuszczalna – strąca się w postaci osadu z roztworów rozcieńczonych; jej rozpuszczalność w wodzie leży powyżej $0,1$ grama na $100$ gramów wody.

Indeks dolny Źródło: wikipedia.org, data dostępu: 16.03.2020 r. Indeks dolny koniec

RfmzOsqFaEhe61

Tabela rozpuszczalności soli i wodorotlenków w wodzie w temperaturze dwudziestu pięciu stopni Celsjusza. Z tabeli można odczytać, które substancje są dobrze rozpuszczalne w wodzie, co symbolizuje pusta komórka, praktycznie nierozpuszczalne w wodzie, co symbolizuje litera N, trudno rozpuszczalne w wodzie, osad wytrąca się przy odpowiednim stężeniu roztworu, co symbolizuje litera T, substancje rozkładające się lub takie, dla których substancja chemiczna nie została otrzymana, co symbolizuje znak minusa. Ponadto zaznaczono kolory otrzymywanych osadów. Aniony wypisane w kolumnie: wodorotlenkowy, chlorkowy, bromkowy, jodkowy, siarczkowy, azotanowy(<math aria‑label="pięć">V), siarczanowy(<math aria‑label="cztery">IV), siarczanowy(<math aria‑label="sześć">VI), węglanowy, krzemianowy, fosforanowy(<math aria‑label="pięć">V), chromianowy(<math aria‑label="sześć">VI), octanowy. Kationy wypisane w wierszu: amonu, potasu, magnezu, wapnia, baru, ołowiu, srebra, miedzi, cyny, glinu, cynku, żelaza(<math aria‑label="dwa">II), żelaza (<math aria‑label="trzy">III), manganu, kobaltu. Wszystkie sole amonowe oraz wodorotlenki: amonowe, sodowe, potasowe oraz azotany(<math aria‑label="pięć">V) są rozpuszczalne w wodzie, oprócz krzemianu amonowego, który to oznaczono znakiem minus. Dla magnezu do nierozpuszczalnych należą białe: wodorotlenek magnezu, węglan magnezu, krzemian magnezu, fosforan(<math aria‑label="pięć">V) magnezu. Pozostałe sole magnezu zawarte w tabeli są rozpuszczalne. Dla wapnia do nierozpuszczalnych należą białe: siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) wapnia, węglan wapnia, krzemian wapnia i fosforan(<math aria‑label="pięć">V) wapnia. Do trudno rozpuszczalnych należą białe: wodorotlenek wapnia, siarczek wapnia, siarczan(<math aria‑label="sześć">VI) wapnia oraz żółty chromian(<math aria‑label="sześć">VI) wapnia. Pozostałe sole wapnia są rozpuszczalne. Dla baru jako nierozpuszczalne i białe należą: siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) baru, siarczan(<math aria‑label="sześć">VI) baru, węglan baru, krzemian baru oraz fosforan(<math aria‑label="pięć">V) baru, a także żółty chromian(<math aria‑label="sześć">VI) baru. Pozostałe są rozpuszczalne. Dalej oznaczono nierozpuszczalne i białe związki ołowiu: wodorotlenek ołowiu, siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) ołowiu oraz siarczan(<math aria‑label="sześć">VI) ołowiu, węglan ołowiu, krzemian ołowiu oraz fosforan(<math aria‑label="pięć">V) ołowiu, a także czarny siarczek ołowiu oraz żółte sole: jodek ołowiu i chromian(<math aria‑label="sześć">VI) ołowiu. Do trudno rozpuszczalnych i białych związków ołowiu zaliczono chlorek ołowiu oraz bromek ołowiu. Pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne. Dla srebra do nierozpuszczalnych zaliczono brązowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) srebra, białe sole: chlorek i siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) srebra, żółtawe sole: bromek srebra, jodek srebra, węglan srebra, krzemian srebra, żółty fosforan(<math aria‑label="pięć">V) srebra, a także czarny siarczek srebra. Do trudno rozpuszczalnych soli srebra należą: biały siarczan(<math aria‑label="sześć">VI) srebra. Pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne. Komórka z wodorotlenkiem srebra posiada znak minus. Dla miedzi do nierozpuszczalnych zaliczono niebieskie: wodorotlenek miedzi, krzemian miedzi oraz fosforan(<math aria‑label="pięć">V) miedzi, czarny siarczek miedzi oraz brązowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) miedzi. Pozostałe sole miedzi są rozpuszczalne, z wyjątkiem jodku miedzi, węglanu miedzi oraz siarczanu(<math aria‑label="cztery">IV) miedzi, które posiadają znak minus. Dla cyny na drugim stopniu utlenienia do nierozpuszczalnych zaliczono białe: wodorotlenek cyny, krzemian cyny oraz fosforan(<math aria‑label="pięć">V) cyny, brązowo‑żółty siarczek cyny i brązowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) cyny. Pozostałe są dobrze rozpuszczalne, z wyjątkiem siarczanu(<math aria‑label="cztery">IV) cyny oraz węglanu cyny, które oznaczono znakiem minus. Dla glinu do nierozpuszczalnych i białych zaliczono: wodorotlenek glinu, krzemian glinu, fosforan(<math aria‑label="pięć">V) glinu oraz pomarańczowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) glinu. Pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne z wyjątkiem oznaczonych znakiem minus: siarczku, siarczanu(<math aria‑label="cztery">IV) i węglanu(<math aria‑label="cztery">IV). Dla cynku na drugim stopniu utlenienia do nierozpuszczalnych zaliczono białe: wodorotlenek cynku, siarczek cynku, węglan cynku, krzemian cynku, fosforan(<math aria‑label="pięć">V) cynku. Do trudno rozpuszczalnych związków cynku zalicza się biały siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) cynku, a także żółty chromian(<math aria‑label="sześć">VI) cynku. Pozostałe związki cynku są rozpuszczalne. Dla żelaza na drugim stopniu utlenienia do nierozpuszczalnych zaliczono jasnozielone: wodorotlenek żelaza(<math aria‑label="dwa">II), węglan żelaza(<math aria‑label="dwa">II), krzemian żelaza(<math aria‑label="dwa">II), a także czarny siarczek żelaza(<math aria‑label="dwa">II), zielony siarczan żelaza(<math aria‑label="dwa">II) i niebieski fosforan(<math aria‑label="pięć">V) żelaza(<math aria‑label="dwa">II). Pozostałe sole żelaza(<math aria‑label="dwa">II) są dobrze rozpuszczalne, z wyjątkiem chromianu(<math aria‑label="sześć">VI) żelaza(<math aria‑label="dwa">II), który posiada symbol minusa. Dla żelaza na trzecim stopniu utlenienia do nierozpuszczalnych zaliczono: brązowy wodorotlenek żelaza(<math aria‑label="trzy">III), czarny siarczek żelaza(<math aria‑label="trzy">III), żółte krzemian żelaza(<math aria‑label="trzy">III) i fosforan(<math aria‑label="pięć">V) żelaza(<math aria‑label="trzy">III), a także pomarańczowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) żelaza(<math aria‑label="trzy">III). Pozostałe sole są rozpuszczalne, z wyjątkiem jodku żelaza(<math aria‑label="trzy">III), siarczanu(<math aria‑label="cztery">IV) żelaza(<math aria‑label="trzy">III) oraz węglanu żelaza(<math aria‑label="trzy">III), które posiadają symbol minusa. Dla manganu na drugim stopniu utlenienia wśród nierozpuszczalnych wyróżnia się białe: wodorotlenek manganu(<math aria‑label="dwa">II), siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) manganu(<math aria‑label="dwa">II), węglan manganu(<math aria‑label="dwa">II), różowe: siarczek manganu(<math aria‑label="dwa">II) i fosforan(<math aria‑label="pięć">V) manganu(<math aria‑label="dwa">II), czerwony krzemian manganu(<math aria‑label="dwa">II), brązowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) manganu(<math aria‑label="dwa">II). Pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne. Dla kobaltu na drugim stopniu utlenienia wśród nierozpuszczalnych wyróżnia się: różowy wodorotlenek kobaltu(<math aria‑label="dwa">II), czarny siarczek kobaltu(<math aria‑label="dwa">II), czerwony siarczan(<math aria‑label="cztery">IV) kobaltu(<math aria‑label="dwa">II), jasnoróżowy węglan kobaltu(<math aria‑label="dwa">II), fioletowe: krzemian kobaltu(<math aria‑label="dwa">II) i fosforan(<math aria‑label="pięć">V) kobaltu(<math aria‑label="dwa">II), a także brązowy chromian(<math aria‑label="sześć">VI) kobaltu(<math aria‑label="dwa">II). Pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne. — Rozpuszczalność soli i wodorotlenków w wodzie w temperaturze <math aria‑label="dwudziestu pięciu stopni Celsjusza">25°C
Źródło: GroMar Sp. z o.o., rozpuszczalność na podstawie: Mizerski W., *Tablice chemiczne*, Warszawa 2004; kolory osadów na podstawie: White W. E., *A Table of solubilities and colors of precipitates for use in a course in qualitative analysis*, „J. Chem. Educ.” 1931., licencja: CC BY-SA 3.0.

Rozpuszczanie związku jonowego jest ułatwione przez przyciąganie między jonami związku a cząsteczkami wody.
Gdy substancje jonowe dysocjują całkowicie lub prawie całkowicie, mówimy, że są mocnymi elektrolitamimocny elektrolitmocnymi elektrolitami. Podczas niecałkowitej dysocjacji mamy do czynienia ze słabymi elektrolitamisłaby elektrolitsłabymi elektrolitami.
Im więcej jonów w roztworze po rozpuszczeniu substancji, tym silniejszy elektrolit.
Sole i wodorotlenki, które są rozpuszczalne w wodzie, w roztworze występują w postaci jonów.
Podczas pisania równań dysocjacji elektrolitycznej związków jonowych należy pamiętać o zasadzie zachowania ładunku.

Słownik

dysocjacja elektrolityczna

(łac. dissociatio „rozdzielenie”) samorzutny proces rozpadu związków chemicznych będących elektrolitami (kwasów, wodorotlenków, soli) w roztworach, na dodatnio i ujemnie naładowane cząstki, tj. jony pod wpływem działania rozpuszczalnika

dipol

cząsteczka polarna, w której można wyróżnić biegun ujemny i biegun dodatni

elektrolit

(gr. ḗlektron „bursztyn”, lytós „rozpuszczalny”) związek chemiczny, który ulega procesowi rozpadu na jony pod wpływem wody i jest zdolny do przewodzenia prądu elektrycznego; gdy jest całkowicie zdysocjowany, mówimy o elektrolicie mocnym

hydratacja

inaczej: uwodnienie – proces, podczas którego, na skutek oddziaływań międzycząsteczkowych lub w wyniku tworzenia wiązań chemicznych, cząsteczki wody otaczają i przyłączają się do cząsteczek innych substancji lub jonów

mocny elektrolit

substancja, która całkowicie dysocjuje po rozpuszczeniu w wodzie

słaby elektrolit

substancja, która dysocjuje tylko częściowo po rozpuszczeniu w wodzie

sole proste (sole obojętne)

zawierają jeden rodzaj kationu i jeden rodzaj anionu

Bibliografia

Douglas W., Skoog A., West D. M., Holler J. F., Crouch S. R., Podstawy chemii analitycznej, Warszawa 2006, t. 1, s. 232.

Encyklopedia PWN

Hejwowska S., Marcinkowski R., Staluszka J., Chemia 3. Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2006.

Litwin M., Styka‑Wlazło Sz., Szymońska J., To jest chemia 1, Warszawa 2013.

Wprowadzenie

Animacja

Rozpad na jony

Czy wszystkie spośród wymienionych związków dysocjują w wodzie?

Dysocjacja soli

Dysocjacja wodorotlenków

Słownik

Bibliografia