Przez elektrolity rozumiemy substancje, których cząsteczki pod

Przez elektrolity rozumiemy substancje, których cząsteczki pod wpływem polarnego rozpuszczalnika (najczęściej wody) rozpadają się na elementy elektrycznie naładowane, czyli jony. Jony
o ładunku dodatnim nazywamy kationami (dążą one bowiem pod wpływem pola elektrycznego do
elektrody ujemnej, zwanej katodą) a jony o ładunku ujemnym anionami (dążą do dodatniej
elektrody – anody). Proces rozpadania się cząsteczek elektrolitu na jony, zwany dysocjacją elektrolityczną, uwarunkowany jest obecności w cząsteczce elektrolitu wiązań jonowych. Dipole
polarnego rozpuszczalnika (najczęściej wody) wnikając między atomy połączone elektrostatycznym
wiązaniem jonowym, powodują jego rozerwanie, a elektryczne bieguny dipolowej cząsteczki
rozpuszczalnika bardzo to ułatwiają. Dipole rozpuszczalnika gwarantują także stabilizację
powstałych jonów, poprzez solwatację utrudniającą ponowne zbliżenie różnoimiennych jonów
i ewentualne odtworzenie niezdysocjowanej cząsteczki elektrolitu. Elektrolity, które w roztworze są
całkowicie zdysocjowane, nawet przy dużych stężeniach, nazywamy elektrolitami silnymi. Są to
silne kwasy (H2SO4, HCl, ...) i silne zasady (KOH, NaOH, ...) oraz sole powstałe przez zobojętnienie silnych kwasów silnymi zasadami (KCl, NaCl, NaBr, ...).
Trzeba pamiętać, że większość związków o budowie jonowej nie występuje w postaci cząsteczek, tak jak to
wynikałoby ze stosowanego przez nas zapisu. Nie istnieje np. cząsteczka NaCl złożona z jednego atomu
Na i jednego atomu Cl, czy cząsteczka Ca(OH) 2 zbudowana z jednego atomu wapnia i dwóch grup OH-.
W zapisie równania reakcji piszemy co prawda NaCl czy Ca(OH) 2, ale w rzeczywistości mamy albo
samodzielne jony w roztworze (np. Na+; Cl-) albo twory zwane kryształami jonowymi, czyli np. jony Na +
i Cl- ułożone regularnie w przestrzeni, tworzące ciało stałe o stosunku ilości jonów chloru do jonów sodu
1:1 (zapis NaCl oddaje tę proporcję, bardziej prawidłowy byłby jednak zapis Na x+ Clx–). Więcej na ten
temat w artykule – "Cząsteczki" związków nieorganicznych .
Jeżeli różnica elektroujemności atomów tworzących wiązanie jonowe w cząsteczkach
elektrolitu jest niezbyt duża, to mamy do czynienia z elektrolitem słabym, tzn. takim, którego
dysocjacja nie jest całkowita – w roztworze występują obok siebie zarówno jony, jak i cząsteczki
niezdysocjowane elektrolitu. Rozpad cząsteczki elektrolitu na jony to wzrost entropii
(nieuporządkowania), czyli „zysk” z punktu widzenia przyrody, ale też jednoczesny wzrost energii
jonów (bo w proces rozerwania wiązania trzeba włożyć energię), czyli „strata”. Następująca po
dysocjacji solwatacja (hydratacja) energię jonów obniża – czyli znów „zysk”. Ze względu na różne
wielkości tych cząstkowych efektów energetycznych, które składają się na sumaryczny efekt
konkretnego procesu, w przypadku jednych elektrolitów może nastąpić zrównanie tych „zysków” i
„strat” jeszcze przed całkowitym rozpadem na jony i reakcja dysocjacji się zatrzyma (elektrolity
słabe) a w przypadku innych „zysk” góruje nad „stratami” aż do końca procesu dysocjacji
(elektrolity mocne, 100% dysocjacji).
Stosunek ilości cząsteczek elektrolitu, które uległy dysocjacji do wszystkich cząsteczek, które
zostały rozpuszczone, nazywamy stopniem dysocjacji i oznaczamy symbolem α. Stopień dysocjacji zależy od początkowego stężenia elektrolitu (maleje ze wzrostem stężenia), od temperatury
roztworu (rośnie wraz ze wzrostem temperatury), no i oczywiście od samego elektrolitu. Podajemy
go w postaci ułamka dziesiętnego lub jako wartość w procentach (np. 0,15 lub 15%). Bardziej
charakterystycznym parametrem słabych elektrolitów jest stała dysocjacji K, która jest stałą
równowagi odwracalnej reakcji dysocjacji w danej temperaturze.
Jeżeli dysocjacji ulega słaby elektrolit o ogólnym wzorze KkAa i rozpada się on na jony K a+
oraz Ak- to możemy ten proces zapisać następująco:
Kk A a
kK

+
aA

Postęp takiej reakcji zatrzyma się (osiągnie stan dynamicznej równowagi) wówczas, gdy stężenia
molowe (zaznaczamy je nawiasami kwadratowymi) w środowisku reakcji będą spełniać równanie
stałej równowagi reakcji Kr :
[K α + ]k [ A κ− ]a
Kr=
[K k Aa]
Stała równowagi reakcji odwracalnej (w tym przypadku dysocjacji) nie zależy od stężenia
początkowego substratu a jedynie od temperatury. Ponieważ ze wzrostem temperatury rośnie
stopień dysocjacji a, mamy w roztworze coraz więcej jonów (rośnie wartość licznika we wzorze na
stałą dysocjacji) a coraz mniej niezdysocjowanych cząsteczek (maleje mianownik w powyższym
wzorze). W konsekwencji wzrost temperatury daje większą wartość całego ułamka, czyli wzrost
wartości stałej dysocjacji. Stopień dysocjacji i stała dysocjacji połączone są ze sobą tzw. prawem
rozcieńczeń Ostwalda.
Do elektrolitów słabych zaliczamy np. kwas octowy, kwas siarkowodorowy, wodorotlenek
amonu, itp. Z podziałem elektrolitów na mocne i słabe, jak z każdym sztucznym podziałem
zaproponowanym przez człowieka, bywają kłopoty, trafiają się bowiem elektrolity, które "nie
pasują" do żadnej grupy. Elektrolity dysocjują na jony nie tylko pod wpływem rozpuszczalnika.
Kryształy jonowe po stopieniu też występują jako mieszanina jonów. Temperatura topnienia
elektrolitów jest zazwyczaj bardzo wysoka (np. dla NaCl wynosi około 800°C).
Wodny roztwór konkretnego elektrolitu można na ogół zaliczyć do jednej z trzech kategorii:
–
roztwór obojętny; są to roztwory soli zbudowanych z kationów pochodzących z silnych wodorotlenków i anionów będących resztą kwasową silnego kwasu (np. NaCl,
Ca(NO3)2, KBr, K2SO4 itp.);
–
roztwór kwaśny (pH<7); tu zaliczymy roztwory kwasów oraz roztwory soli silnego
kwasu i słabej zasady (hydroliza – patrz rozdział o wodzie, AlCl3; FeCl3; (NH4)2SO4);
–
roztwór zasadowy (pH>7) – roztwory wodorotlenków oraz roztwory soli silnego wodorotlenku i słabego kwasu (hydroliza, Na2CO3, Na2S, K2SO3 itp.);
Jeśli natomiast chodzi o określenia chemicznego charakteru związków – kwaśny, zasadowy,
obojętny – należy zachować daleko idącą ostrożność. O ile odczyn roztworu danego elektrolitu
można obiektywnie określić wartością pH, o tyle kwasowy czy zasadowy charakteru związku to już
cecha względna, zależąca od otoczenia. Związek, który w jednym przypadku niewątpliwie jest
zasadą (np. wodorotlenek cynku) i w roztworze silnego kwasu np. HCl zachowuje się jak typowa
zasada, dając chlorek cynku:
Zn(OH)2 + 2HCl ——> ZnCl2 + 2H2O
w drugim przypadku, w roztworze zawierającym wodorotlenek sodu NaOH zachowuje się jak kwas
(wykazuje charakter kwasowy), tworząc z wodorotlenkiem sól sodową, w której atom cynku
wchodzi w skład anionu [Zn(OH)4]2- :
Zn(OH)2 + 2NaOH ——> Na2[Zn(OH)4]
Pierwiastkami tworzącymi związki o zmiennym charakterze (związki amfoteryczne, amfotery) są
głównie pierwiastki bloku d (tzw. metale przejściowe), ale także metale z bloku p, jak cyna, glin,
bizmut, ołów, arsen.
Także podział tlenków na kwasowe i zasadowe (tlenki metali i niemetali) w przypadku
pierwiastków amfoterycznych zawodzi.
Metale amfoteryczne, a ogólnie pierwiastku bloku d dość często występują w składzie kompleksów. Związki kompleksowe (krótko – kompleksy) są to związki, których cząsteczka (lub jon)
zbudowana jest z atomu centralnego (w tej roli występują zazwyczaj owe metale bloku d) i połączonej z nim pewnej liczby tzw. ligandów. Połączenie między atomem centralnym a ligandami
stanowi wiązanie koordynacyjne, w którym donorem pary elektronowej są ligandy a akceptorem
atom centralny (nieobsadzone orbitale walencyjne). Z kompleksem mamy do czynienia wówczas,
gdy liczba połączonych z atomem centralnych podstawników (ligandów) jest większa niż jego
stopień utlenienia. Ligandami mogą być zarówno jony (np. CN –, OH–), jak i cząsteczki obojętne,
posiadające „wolną parę elektronową” (np. NH3, H2O, itp.). W zapisie wzoru związku kompleksowego, jego część będącą kompleksem (atom centralny + ligandy) zaznaczamy nawiasem kwadratowym. Ilość ligandów w kompleksie nazywamy liczbą koordynacyjną kompleksu.
Zn(OH)2 + 2NaOH ——> Na2[Zn(OH)4]
Wodorotlenek cynku pod wpływem wodorotlenku sodowego przechodzi w kompleksowy jon
[Zn(OH)4]2–. Atomem centralnym jest atom cynku (a dokładniej jon Zn 2+), ligandami są grupy
hydroksylowe OH– a liczba koordynacyjna kompleksu wynosi 4. Jon kompleksowy w kwadratowym nawiasie składa się jonu cynkowego o ładunku 2+ i czterech ligandów o sumarycznym
ładunku 4-, stąd ładunek jonu kompleksowego to 2-.
Jon żelaza Fe3+ (jon centralny) pod wpływem jonów cyjankowych CN– (ligandy) przechodzi
w jon kompleksowy o liczbie koordynacyjnej 6 i ładunku elektrycznym 3-:
Fe3+ + 6CN- ––> [Fe(CN)6]3Związki kompleksowe zazwyczaj są barwne i na ogół dobrze rozpuszczalne. Niebieska barwa
roztworów wodnych soli miedzi pochodzi właśnie od kompleksu jonu miedzi z wodą:
Cu2+ + 4H2O ——> [Cu(H2O)4]2+
Przeprowadzanie związku w kompleks wykorzystuje się czasami do przeprowadzania związków
trudno rozpuszczalnych do roztworu. Na przykład bardzo trudno rozpuszczalny w wodzie
wodorotlenek miedzi(II) Cu(OH)2 przechodzi do roztworu po dodaniu amoniaku, tworząc jon
kompleksowy o liczbie koordynacyjnej 4 i ładunku 2+:
Cu(OH)2 + 4NH3 ——> [Cu(NH3)4]2+ + 2OHPodobnie możemy przeprowadzić do roztworu nierozpuszczalny w wodzie tlenek srebra:
Ag2O + 4NH3 + H2O
——> 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH-
Atomem centralnym jest tu jon srebra na +I stopniu utlenienia, ligandami – dwie obojętne
cząsteczki amoniaku (wolna para elektronów wiązania koordynacyjnego pochodzi od atomu azotu).