Back Електролитна дисоциация Bulgarian Электролит диссоциацийĕ CV Elektrolytische Dissoziation German Elektrolüütiline dissotsiatsioon Estonian Elektrolitska disocijacija Croatian Elektrolitikus disszociáció Hungarian Էլեկտրոլիտային դիսոցում Armenian ელექტროლიტური დისოციაცია Georgian Электролиттік диссоциация теориясы Kazakh Електролитна дисоцијација Macedonian
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]:
- Elektrolity rzeczywiste zawierają jony już w formie krystalicznego ciała stałego. W tym przypadku dysocjacja elektrolityczna polega na solwatacji istniejących wcześniej jonów przez rozpuszczalnik.
- 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.
- ↑ a b Dissociation, [w:] 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.).
- ↑ Błąd w przypisach: Błąd w składni elementu
<ref>. Brak tekstu w przypisie o nazwieencyBŁĄD PRZYPISÓW - ↑ Błąd w przypisach: Błąd w składni elementu
<ref>. Brak tekstu w przypisie o nazwieSłownikBŁĄD PRZYPISÓW - ↑ Błąd w przypisach: Błąd w składni elementu
<ref>. Brak tekstu w przypisie o nazwieDaintithBŁĄD PRZYPISÓW