Dysocjacja elektrolityczna to rozdzielenie elektrolitu na jony podczas rozpuszczania w wodzie albo po stopieniu. Równanie zapisuje się, rozpoznając kation i anion, wpisując ich ładunki oraz dobierając współczynniki zgodne ze wzorem związku. Na końcu trzeba sprawdzić liczbę atomów i sumę ładunków po obu stronach.
Na czym polega dysocjacja elektrolityczna?
Według IUPAC elektrolit jest ośrodkiem przewodzącym, w którym przepływ prądu wiąże się z ruchem jonów. Elektrolitem jest także substancja dostarczająca jony podczas rozpuszczania w rozpuszczalniku lub topnienia. W szkolnych równaniach dysocjacji elektrolit rozpada się na kationy, czyli jony dodatnie, oraz aniony, czyli jony ujemne.
IUPAC definiuje dysocjację jako rozdzielenie jednostki molekularnej na co najmniej 2 jednostki molekularne. Definicja obejmuje również rozdzielenie składników pary jonowej na wolne jony. Dlatego zapis HCl → H+ + Cl− pokazuje, że jedna jednostka kwasu dostarcza 1 jon wodorowy i 1 jon chlorkowy.
W praktyce szkolnej dysocjacja elektrolityczna dotyczy przede wszystkim kwasów, zasad i soli rozpuszczonych w wodzie.
Jak czytać zapis jonów?
Najpierw odczytaj wzór elektrolitu, a potem oddziel informację o liczbie atomów od informacji o ładunku. Indeks dolny, na przykład „₂” w H2SO4, określa liczbę atomów wodoru w jednej cząsteczce. Współczynnik przed wzorem, na przykład 2H+, określa liczbę powstających jonów.
Ładunek zapisuje się u góry po prawej stronie symbolu jonu: Na+, Ca2+, Al3+, Cl− albo SO42−. Nie wolno przenosić indeksu ze wzoru bez sprawdzenia, czego dotyczy. W zapisie Ca(NO3)2 nawias obejmuje całą grupę azotanową, więc powstają 2 jony NO3−, a nie pojedyncze atomy azotu i tlenu.
Współczynniki stechiometryczne zapisuje się przed całymi wzorami jonów. Nie zmienia się w ten sposób ładunku pojedynczego jonu. Przykładowo 3Cl− oznacza 3 jony chlorkowe, z których każdy ma ładunek −1. Łączny ładunek tej części wynosi −3.
Procedura zapisywania równania dysocjacji
Równania dysocjacji zapisuj według 4 kolejnych kontroli. Każda z nich eliminuje inny typ błędu:
- Rozpoznaj kation i anion. W zasadzie kationem jest zwykle jon metalu, w kwasie pojawia się H+, a w soli kation metalu oraz anion reszty kwasowej.
- Przepisz poprawne ładunki. Sprawdź, czy jon jest jednoatomowy, czy wieloatomowy, i zachowaj jego indeks, na przykład SO42− albo NO3−.
- Dobierz współczynniki. Liczby przed jonami muszą wynikać z indeksów we wzorze elektrolitu. Ca(OH)2 daje 2 grupy OH−, natomiast Al2(SO4)3 daje 2 kationy glinu i 3 aniony siarczanowe.
- Sprawdź bilans. Liczba atomów powinna odpowiadać wzorowi wyjściowemu, a suma ładunków po prawej stronie musi wynosić 0, ponieważ elektrolit przed rozpadem jest elektrycznie obojętny.
Przykład NaOH pokazuje pełny schemat: NaOH → Na+ + OH−. Współczynniki wynoszą 1 : 1 : 1, a suma ładunków jonów to +1 − 1 = 0. Współczynnika 1 zwykle się nie zapisuje, ale należy go uwzględnić podczas sprawdzania równania.
Kwasy, zasady i sole — przykłady
Poniższa tabela obejmuje 8 przykładów. Współczynniki podano kolejno dla elektrolitu i powstających jonów. Zwróć uwagę na nawiasy w Ca(OH)2, Ca(NO3)2 oraz Al2(SO4)3.
| Rodzaj elektrolitu | Wzór elektrolitu | Równanie dysocjacji w wodzie | Powstające jony i ładunki | Współczynniki |
|---|---|---|---|---|
| zasada | NaOH | NaOH → Na+ + OH− | Na+: +1; OH−: −1 | 1 : 1 : 1 |
| zasada | Ca(OH)2 | Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH− | Ca2+: +2; OH−: −1 | 1 : 1 : 2 |
| kwas | HCl | HCl → H+ + Cl− | H+: +1; Cl−: −1 | 1 : 1 : 1 |
| kwas | H2SO4 | H2SO4 → 2H+ + SO42− | H+: +1; SO42−: −2 | 1 : 2 : 1 |
| sól | AlCl3 | AlCl3 → Al3+ + 3Cl− | Al3+: +3; Cl−: −1 | 1 : 1 : 3 |
| sól | Na2SO4 | Na2SO4 → 2Na+ + SO42− | Na+: +1; SO42−: −2 | 1 : 2 : 1 |
| sól | Ca(NO3)2 | Ca(NO3)2 → Ca2+ + 2NO3− | Ca2+: +2; NO3−: −1 | 1 : 1 : 2 |
| sól | Al2(SO4)3 | Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42− | Al3+: +3; SO42−: −2 | 1 : 2 : 3 |
Równania zapisano dla wodnych roztworów elektrolitów; symbol H2O nad strzałką oznacza środowisko wodne. Przed zapisaniem równania strąceniowego należy sprawdzić rozpuszczalność soli lub wodorotlenku w tablicy CKE.
Powiązane materiały: chemia szkolna, sole chemia wzory oraz tlenki.
Rola tablicy rozpuszczalności CKE
CKE wskazuje, że zdający zapisuje równania dysocjacji elektrolitycznej zasad i kwasów oraz wybranych soli. Do arkusza egzaminacyjnego dołączana jest także tablica rozpuszczalności soli i wodorotlenków w wodzie. Tablica rozpuszczalności służy do oceny, czy sól lub wodorotlenek jest rozpuszczalny w wodzie.
Tablica nie zastępuje zapisu jonów. Najpierw trzeba rozpoznać wzór i rozdzielić go na kation oraz anion, a dopiero potem ocenić rozpuszczalność. Jeśli substancja jest rozpuszczalna, można zapisać jony w roztworze.
Najczęstsze błędy
Najczęściej pomija się nawias w grupie jonowej. Z zapisu Al2(SO4)3 wynikają 2 jony Al3+ i 3 jony SO42−; nie wolno rozdzielać grupy siarczanowej na przypadkowe atomy. Drugi błąd to mylenie indeksu ze współczynnikiem: „2” w H2SO4 należy do wzoru, a „2H+” jest liczbą powstałych jonów.
Trzeba również kontrolować ładunek jonu wieloatomowego. W SO42− wartość −2 dotyczy całej grupy, natomiast w NO3− wartość −1 dotyczy całej grupy azotanowej. Dla AlCl3 kontrola wygląda tak: +3 − 3 = 0. Brak takiego sprawdzenia często prowadzi do równania z poprawnymi symbolami, lecz błędnymi współczynnikami.
Równania dysocjacji są zapisem edukacyjnym; doświadczenia z kwasami, zasadami i solami wykonuj wyłącznie zgodnie z zasadami bezpieczeństwa oraz pod nadzorem nauczyciela lub osoby uprawnionej.
Więcej w tekście: odczyn pH.
Powiązany temat: wskaźniki kwasowo-zasadowe.
Najczęstsze pytania
Na czym polega dysocjacja elektrolityczna?
Polega na rozdzieleniu elektrolitu na jony podczas rozpuszczania w wodzie. Otrzymane jony umożliwiają przewodzenie prądu w roztworze.
Jak zapisać równanie dysocjacji soli?
Najpierw rozdziel wzór soli na kation metalu lub jon amonowy oraz anion reszty kwasowej. Następnie przepisz ładunki jonów i ustaw współczynniki zgodnie z indeksami we wzorze, na przykład AlCl3 → Al3+ + 3Cl−.
Które substancje są elektrolitami?
Elektrolitami są substancje, które w roztworze lub po stopieniu dostarczają ruchliwych jonów. W szkolnych przykładach należą do nich kwasy, zasady i rozpuszczalne sole; o rozpuszczalności soli i wodorotlenków decyduje tablica rozpuszczalności.
Źródła
- IUPAC Gold Book — electrolyte — International Union of Pure and Applied Chemistry, 2025, DOI: 10.1351/goldbook.09061
- IUPAC Gold Book — dissociation — International Union of Pure and Applied Chemistry, 2014, DOI: 10.1351/goldbook.D01801
- Informator o egzaminie maturalnym z chemii od roku szkolnego 2022/2023 — Centralna Komisja Egzaminacyjna, 2022, Informator CKE, chemia
- Informator o egzaminie eksternistycznym z chemii z zakresu szkoły podstawowej — Centralna Komisja Egzaminacyjna, 2019, Informator CKE, chemia, PCHP–100–22XX
Tekst został utworzony przy pomocy sztucznej inteligencji (modeli językowych).
Czy ten poradnik był pomocny? Oceń go:
Ten artykuł nie ma jeszcze ocen.
