1. Niektóre roztwory przewodzą prąd elektryczny

Przeprowadźmy kolejny, prawdziwie szkolny eksperyment, a więc zróbmy go w teorii.

Jak widzimy, woda jest słabym przewodnikiem elektrycznym w przeciwieństwie do chlorku sodu. Roztwory, które umożliwiają przewodzenie prądu nazywamy elektrolitami, a te, które takiej właściwości nie posiadają nazywamy nieelektrolitami.

Elektrolit	Nieelektrolit
To roztwór, który przewodzi prąd	To roztwór, który NIE przewodzi prądu

Jak może pamiętasz z fizyki (różnie to tutaj bywa), za przewodzenie prądu odpowiedzialne są jony (ale nie jest to jedyna możliwość). Wynika z tego, że woda na te jony się nie rozpada i w roztworze musi występować jako ,,całe” cząsteczki H₂O, podczas gdy chlorek sodu musi się na te jony rozpadać i faktycznie tak się dzieje. A jak się nazywa taki proces rozpadu na jony?

2. Dysocjacja to rozpad na jony

Chlorek sodu (NaCl) to związek jonowy, to oznacza, że występuje on jako trójwymiarowa (3D) sieć powtarzających się na zmianę kationów i anionów. Kiedy wrzucimy NaCl do wody, następuje jego rozpuszczanie, a sama sól rozpada się na jony. Pytanie tylko dlaczego? !

Dlatego, że woda ,,wtrąca się” pomiędzy kationy oraz aniony, aż w końcu je rozdziela. Powstaje roztwór, w którym pływają jony sodu Na⁺ oraz chloru Cl^ー. A skoro w roztworze pływają jony, które przecież mają ładunek (+ lub ー), to oznacza, że taki roztwór przewodzi prąd elektryczny.

Powyższy proces dysocjacji możemy zapisać na kilka sposobów :

NaCl ⟶ Na⁺ + Cl^ー

NaCl Na⁺ + Cl^ー

NaCl_(s) ⟶ Na⁺_(aq) + Cl^ー_(aq)

Pierwszy zapis jest najszybszy, najbardziej praktyczny. Drugi jest bardziej dokładny i pokazuje, że dysocjacja związku nastąpiła pod wpływem wody. Ostatni zapis oznacza, że stały (ciało stałe) chlorek sodu rozpuszcza się z wytworzeniem uwodnionych (aq) jonów sodu oraz chloru.

Jak zatem możemy się domyśleć, aby związek był elektrolitem, to dobrze, żeby był on związkiem jonowym, a więc połączeniem kationu i anionu. W takim razie związki kowalencyjne nie będą przewodziły prądu (czyli będą nieelektrolitami), ponieważ nie mogą się rozpadać na jony.

Musisz potrafić ocenić czy dany związek jest jonowy, czy kowalencyjny. Inaczej nie będziesz wiedzieć czy możesz go zdysocjować czy też nie.

3. Sole są mocnymi elektrolitami, chyba że…

Sole to prosto mówiąc połączenie kationu metalu z anionem, a więc mamy tam oczywiście wiązanie jonowe, więc przyjmujemy, że sole są mocnymi elektrolitami. Jak w takim razie pisać dysocjację? W prosty sposób, rozbijamy to na kationy oraz aniony. Pamiętaj o tym, aby zbilansować równanie – liczba atomów po lewej i prawej stronie ma się zgadzać. Nie zapomnij też o ładunkach po obu stronach, to też się musi zgadzać!

Zdysocjujmy sobie chlorek wapnia oraz siarczan amonu.

CaCl₂ ⟶ Ca²⁺ + 2Cl^ー

(NH₄)₂SO₄ ⟶ 2NH₄⁺ + SO₄^2ー

Przeanalizujmy najczęstsze błędy popełnianie przy zapisywaniu dysocjacji :

Niestety nie wszystkie sole będą mocnymi elektrolitami, z bardzo prostego powodu. Nie wszystkie sole będą dobrze rozpuszczały się w wodzie! A czy to nie przywołuje nam z pamięci tak zwanej tabeli rozpuszczalności? Możesz ją znaleźć na oficjalnej stronie CKE (oraz oczywiście na maturze – nie uczymy się tutaj nic na pamięć, w przeciwieństwie do Olimpijczyków), ale wklejam także tutaj :

Jeżeli substancja jest trudnorozpuszczalna lub nierozpuszczalna to nie wolno jej zdysocjować. W takim razie na przykład AgCl, CaSO₄ czy FePO₄ dysocjować nie będą.

Przed dysocjacją dowolnego związku odszukaj go najpierw w tabeli rozpuszczalności.

Sole są mocnymi elektrolitami (możesz śmiało dysocjować), chyba że jest trudnorozpuszczalna (czyli zawsze musisz to sprawdzić!)

4. Słabe i mocne kwasy, czyli dysocjacja kwasów

Z pewnością kojarzysz podział kwasów na mocne i słabe^[1]. Okazuje się, że jest to bezpośrednio powiązane z ich dysocjacją.

Słaby kwas	Mocny kwas
Słabo dysocjuje (w niewielkim stopniu)	Bardzo dobrze dysocjuje (niemalże 100%)

Ogółem większość kwasów jest słaba, więc o wiele łatwiej zapamiętać te kilka mocnych. Przypomnimy najważniejsze mocne kwasy w formie tabeli :

Mocny kwas	Nazwa kwasu
H2SO4	kwas siarkowy (VI)
HNO3	kwas azotowy (V)
HClO4	kwas chlorowy (VII)
HCl	kwas chlorowodorowy
HBr	kwas bromowodorowy
HI	kwas jodowodorowy

Mocne kwasy dysocjują całkowicie, zatem zapiszmy kilka przykładów :

HNO₃ ⟶ H⁺ + NO₃^ー

HCl ⟶ H⁺ + Cl^ー

HClO₄ ⟶ H⁺ + ClO₄^ー

W przypadku kwasu siarkowego (VI) musimy uważać^[2], bo są tam dwa atomy wodoru :

H₂SO₄ ⟶ 2H⁺ + SO₄^2ー

Weźmy teraz dowolny słaby kwas, niech to będzie HF. Dla niego nie możemy napisać dysocjacji w ,,zwykły sposób” :

HF ⟶ H⁺ + F^ー (błąd!)

Dlaczego? Bo strzałka ⟶ oznacza, że proces zaszedł (niemalże) całkowicie, w stu procentach można powiedzieć. I faktycznie tak jest dla mocnych kwasów, ale to jest już nieprawdą dla słabych kwasów.

Musimy użyć odpowiedniego rodzaju strzałki, która będzie dokładnie wskazywała na to, że taka dysocjacja zachodzi tylko w jakimś stopniu (np. tylko w 5-10%). Będą to dwie strzałki, zwrócone w przeciwną stronę :

Zatem, aby dobrze rozpisać dysocjację słabych kwasów, powinnyśmy zrobić to następująco :

HF ⇄ H⁺ + F^ー

HNO₂ ⇄ H⁺ + NO₂^ー

Jak widzimy, kwasy są troszkę uciążliwe, a dorzucają nam jeszcze jeden element zabawy. Otóż jeśli mamy słaby kwas i ma on więcej niż jeden atom wodoru (tak zwany kwas wieloprotonowy) jak chociażby H₃PO₄ czy H₂SO₃ to nie dysocjuje on od razu całkowicie, tylko przebiega to etapowo.

Co to znaczy etapowo? To oznacza, że powinniśmy przede wszystkim zapisać tyle etapów dysocjacji ile mamy atomów wodoru. Zatem dla kwasu H₂SO₃ będą to dwa etapy, a dla kwasu H₃PO₄ aż trzy.

Dla kwasu fosforowego (V) wyglądałoby to następująco :

H₃PO₄    ⇄ H⁺ +  H₂PO₄^ー 

H₂PO₄^ー  ⇄ H⁺ +   HPO₄^2ー 

HPO₄^2ー   ⇄ H⁺ +   PO₄^3ー 

5. Dysocjację kwasów można zapisać na dwa sposoby

Dysocjację kwasów można zapisać nieco dokładniej, zapisując wodę po stronie substratów. To co powstanie to tak zwany jon hydroniowy (oksoniowy^[3]) o wzorze H₃O⁺, który jest tak naprawdę uwodnionym jonem H⁺.

Porównamy oba sposoby zapisu (oba są tak samo prawidłowe pod kątem matury) :

Zapis z jonem H+	Zapis z jonem H3O+
HF ⇄ H+ + Fー	HF + H2O ⇄ H3O+ + Fー
HNO3 ⟶ H+ + NO3ー	HNO3 + H2O ⟶ H3O+ + NO3ー
H2PO4ー  ⇄ H+ +   HPO42ー	H2PO4ー + H2O ⇄ H3O+ +   HPO42ー

6. Dysocjacja wodorotlenków

Dysocjacja wodorotlenków jest bardzo łatwa, tylko wciąż należy pamiętać o naszej zasadzie (zobacz jaka gra słów), o której mówiliśmy przy solach. Czyli zanim zaczniesz dysocjować wodorotlenek, to upewnij się, że jest on dobrze rozpuszczalny.

NaOH ⟶ Na⁺ + OH^ー

Ba(OH)₂ ⟶ Ba²⁺ + 2OH^ー

Zn(OH)₂ ⟶ nie dysocjuje, bo jest nierozpuszczalny

7. Dysocjacja słabych zasad, czyli głównie amoniaku

Właściwie jedynym przedstawicielem słabych zasad jeżeli chodzi o związki nieorganiczne jest amoniak. W związku z tym, że jest to słaba zasada, to jego dysocjację trzeba koniecznie zapisać z dwoma strzałkami, ponieważ tylko część amoniaku ulega dysocjacji!

NH₃  + H₂O ⇄ NH₄⁺ +  OH^ー

Zauważ, że tak jak w kwasach mieliśmy wybór w kwestii dodawania wody po stronie substratów (powstawał wtedy jon) to tutaj takiego wyboru nie mamy. Spójrz sam, że bilans się po prostu nie będzie zgadzał :

NH₃  ⇄ NH₄⁺ +  OH^ー  (źle)

---

^[1] A jeżeli nie kojarzysz, to spokojnie, nie martw się. Wrócimy do tego niedługo, kiedy będziemy obliczać pH związków chemicznych, w tym kwasów.

^[2] W rzeczywistości sprawa z kwasem siarkowym (VI) jest bardziej skomplikowana.

Kwas siarkowy(VI) jest takim nietypowym kwasem dwuprotonowym, bo w roztworze wodnym dysocjacja tego kwasu w pierwszym etapie jest całkowita :

H₂SO₄ ⟶ H⁺ + HSO₄^ー

ale w drugim jest już częściowa :

HSO₄^ー ⇄ H⁺ + SO₄^2ー

^[3] Tak naprawdę jon hydroniowy oraz oksoniowy to nie jest to samo. Zacznijmy od tego, że pisanie samego jonu H⁺ jest całkiem sporym uproszczeniem. W roztworze taki jon jest od razu ,,wychwytywany” przez cząsteczki wody (czyli rozpuszczalnika), które jakby ,,pomagają mu” w ogarnianiu jego ładunku dodatniego.

Jon hydroniowy jest przykładem jonu oksoniowego, tak samo jak kwas solny jest ogólnie przykładem kwasu. Istnieje zatem wiele jonów oksoniowych, a tylko jeden jon hydroniowy. Zauważ, że jon H₃O⁺ to po prostu jon H⁺ w połączeniu z wodą. Istnieje wiele ciekawych tego typu połączeń z H₉O₄⁺ na czele.