Диссоциация (химия)

Диссоциация в химии — это общий процесс, в котором молекулы (или ионные соединения, такие как соли или комплексы ) разделяются или расщепляются на другие вещи, такие как атомы, ионы или радикалы , обычно обратимым образом. Например, когда кислота растворяется в воде, ковалентная связь между электроотрицательным атомом и атомом водорода разрывается гетеролитическим делением , что дает протон (H ⁺ ) и отрицательный ион . Диссоциация противоположна ассоциации или рекомбинации .

Константа диссоциации

Для обратимых диссоциаций в химическом равновесии

{\ce {AB <=> A + B}}

константа диссоциации K d _{представляет} собой отношение диссоциированного к недиссоциированному соединению

K_{d}=\mathrm {\frac {[A][B]}{[AB]}}

где скобки обозначают равновесные концентрации видов. ^[1]

Степень диссоциации

Степень диссоциации — это доля исходных молекул растворенного вещества, которые диссоциировали. Обычно она обозначается греческим символом α. Точнее, степень диссоциации относится к количеству растворенного вещества, диссоциированного на ионы или радикалы на моль. В случае очень сильных кислот и оснований степень диссоциации будет близка к 1. Менее сильные кислоты и основания будут иметь меньшую степень диссоциации. Существует простая связь между этим параметром и фактором Вант-Гоффа . Если растворенное вещество диссоциирует на ионы, то $\альфа$ $я$ $n$

i=1+\альфа (n-1)

Например, для следующей диссоциации

{\ce {KCl <=> K+ + Cl-}}

Так как , у нас было бы это . $n=2$ $i=1+\альфа$

Соли

Видеозапись растворения и диссоциации кристаллов хлорида натрия в воде

Диссоциация солей путем сольватации в растворе , например, в воде , означает разделение анионов и катионов . Соль может быть восстановлена путем испарения растворителя.

Электролит относится к веществу, которое содержит свободные ионы и может быть использовано в качестве электропроводящей среды . Большая часть растворенного вещества не диссоциирует в слабом электролите, тогда как в сильном электролите более высокая доля растворенного вещества диссоциирует с образованием свободных ионов.

Слабый электролит — это вещество, растворенное вещество которого существует в растворе в основном в форме молекул (которые называются «недиссоциированными»), и лишь небольшая часть находится в форме ионов. Тот факт, что вещество не растворяется легко, не делает его слабым электролитом. Уксусная кислота ( CH ₃ COOH ) и аммоний ( NH+4) являются хорошими примерами. Уксусная кислота чрезвычайно растворима в воде, но большая часть соединения растворяется в молекулах, что делает ее слабым электролитом. Слабые основания и слабые кислоты, как правило, являются слабыми электролитами. В водном растворе будет некоторое количество CH ₃ COOH и некоторое количество CH ₃ COO ⁻ и H ⁺ .

Сильный электролит — это растворенное вещество, которое существует в растворе полностью или почти полностью в виде ионов. Опять же, сила электролита определяется как процент растворенного вещества, которое является ионами, а не молекулами. Чем выше процент, тем сильнее электролит. Таким образом, даже если вещество не очень растворимо, но полностью диссоциирует на ионы, вещество определяется как сильный электролит. Подобная логика применима к слабому электролиту. Хорошими примерами являются сильные кислоты и основания, такие как HCl и H ₂ SO ₄ . Все они будут существовать в виде ионов в водной среде.

Газы

Степень диссоциации в газах обозначается символом $α$ , где $α$ относится к проценту молекул газа, которые диссоциируют. Существуют различные соотношения между $K p$ и $α в зависимости от$ стехиометрии уравнения. Рассмотрим пример диссоциации тетраоксида диазота ( N ₂ O ₄ ) до диоксида азота ( NO _{2 ).} ${\ce {N2O4 <=> 2NO2}}$

Если начальная концентрация тетраоксида диазота составляет 1 моль на литр , то она уменьшится на $α$ при равновесии, давая по стехиометрии $α$ молей NO _2. Константа равновесия (в терминах давления) определяется уравнением $K_{p}={\frac {p{\bigl (}{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p\,{\ce {N2O4}}}}$

где $p$ представляет собой парциальное давление . Следовательно, через определение парциального давления и используя $p T$ для представления общего давления и $x$ для представления мольной доли ; $K_{p}={\frac {p_{T}^{2}{\bigl (}x\,{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p_{T}\cdot x\,{\ce {N2O4}}}}={\frac {p_{T}{\bigl (}x\,{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{x\,{\ce {N2O4}}}}$

Общее число молей в равновесии равно $(1 - α) + 2 α$ , что эквивалентно $1 + α$ . Таким образом, заменяя мольные доли фактическими значениями в терминах $α$ и упрощая; $K_{p}={\frac {p_{T}(4\alpha ^{2})}{(1+\alpha )(1-\alpha )}}={\frac {p_{T}(4\alpha ^{2})}{1-\alpha ^{2}}}$

Это уравнение соответствует принципу Ле Шателье . $K p$ останется постоянным с температурой. Добавление давления к системе увеличит значение $p T$ , поэтому $α$ должно уменьшиться, чтобы сохранить $K p$ постоянным. Фактически, увеличение давления равновесия способствует сдвигу влево, благоприятствуя образованию тетраоксида диазота (поскольку на этой стороне равновесия давление меньше, поскольку давление пропорционально числу молей), следовательно, уменьшается степень диссоциации $α$ .

Кислоты в водном растворе

Реакцию кислоты в водном растворителе часто описывают как диссоциацию.

{\ce {HA <=> H+ + A-}}

где HA — протонная кислота, например, уксусная кислота, CH ₃ COOH. Двойная стрелка означает, что это равновесный процесс, в котором диссоциация и рекомбинация происходят одновременно. Это означает, что константа диссоциации кислоты

K_{\ce {a}}={\ce {\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}}

Однако более подробное описание дает кислотно-основная теория Бренстеда-Лоури , которая определяет, что протон H+ не существует как таковой в растворе, а вместо этого принимается (связывается) молекулой воды, образуя ион гидроксония _H3O⁺ .

Поэтому реакцию можно записать как

{\ce {HA + H2O <=> H3O+ + A-}}

и лучше описать как ионизацию или образование ионов (для случая, когда HA не имеет чистого заряда). Константа равновесия тогда

K_{\ce {a}}={\ce {\frac {[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]}}}

где не включено, поскольку в разбавленном растворе растворитель по сути является чистой жидкостью с термодинамической активностью, равной единице. ^[2]^{: 668} ${\ce {[H_2O]}}$

K _a по-разному называют константой диссоциации [ ^3] , константой ионизации кислоты ^[2]^{: 668,} константой кислотности [ ^1] или константой ионизации ^[2] : ^708. Она служит индикатором силы кислоты: более сильные кислоты имеют более высокое значение K _a (и более низкое значение p K _a ).

Фрагментация

Фрагментация молекулы может происходить в процессе гетеролиза или гомолиза .

Рецепторы

Рецепторы — это белки , связывающие небольшие лиганды . Константа диссоциации K _d используется как показатель сродства лиганда к рецептору. Чем выше сродство лиганда к рецептору, тем ниже значение K _d (и выше значение p K _d ).

Смотрите также

Энергия разрыва связи
Фотодиссоциация , диссоциация молекул фотонами (свет, гамма-лучи, рентгеновские лучи)
Радиолиз , диссоциация молекул под действием ионизирующего излучения
Термическое разложение

Ссылки

^ ab Atkins P. и de Paula J. Physical Chemistry (8-е изд. WHFreeman 2006) стр.763 ISBN 978-0-7167-8759-4
^ abc Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). Общая химия: принципы и современные приложения (8-е изд.). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN 2001032331. OCLC 46872308.
^ Laidler KJ Physical Chemistry with Biological Applications (Benjamin/Cummings) 1978, стр. 307 ISBN 978-0-8053-5680-9