Диссоциация (химия)

Разделение молекул или ионных соединений на более мелкие составные части.

Диссоциация в химии — это общий процесс, в котором молекулы (или ионные соединения, такие как соли или комплексы ) разделяются или расщепляются на другие элементы, такие как атомы, ионы или радикалы , обычно обратимым образом. Например, когда кислота растворяется в воде, ковалентная связь между электроотрицательным атомом и атомом водорода разрывается в результате гетеролитического деления , в результате которого образуются протон (H ⁺ ) и отрицательный ион . Диссоциация является противоположностью ассоциации или рекомбинации .

Константа диссоциации

Для обратимой диссоциации в химическом равновесии

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

константа диссоциации K d _- отношение диссоциированного к недиссоциированному соединению

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

где скобки обозначают равновесные концентрации веществ. ^[1]

Степень диссоциации

Степень диссоциации — это доля диссоциировавших исходных молекул растворенного вещества. Обычно он 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 ${\displaystyle \alpha }$ ${\displaystyle i}$ ${\displaystyle n}$

${\displaystyle i=1+\alpha (n-1)}$

Например, для следующей диссоциации

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

Как и у нас было бы это . ${\displaystyle n=2}$ ${\displaystyle i=1+\alpha }$

Соли

Видео растворения и диссоциации кристаллов хлорида натрия в воде.

Диссоциация солей путем сольватации в растворе , например в воде , означает разделение анионов и катионов . Соль можно выделить выпариванием растворителя.

Электролитом называют вещество, которое содержит свободные ионы и может использоваться в качестве электропроводящей среды . Большая часть растворенного вещества не диссоциирует в слабом электролите, тогда как в сильном электролите большая часть растворенного вещества диссоциирует с образованием свободных ионов.

Слабый электролит — это вещество, растворенное вещество которого существует в растворе главным образом в форме молекул (которые называются «недиссоциированными») и лишь небольшая часть находится в форме ионов. Тот факт, что вещество плохо растворяется, 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 обычно являются слабыми электролитами. В водном растворе будет немного CH ₃ COOH и немного 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, состоящего из ионов, а не молекул. Чем выше процент, тем сильнее электролит. Таким образом, даже если вещество не очень растворимо, но полностью диссоциирует на ионы, это вещество определяется как сильный электролит. Аналогичная логика применима и 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 газов обозначается символом α , где α обозначает процент диссоциирующих молекул газа. Существуют различные соотношения между K _p и α в зависимости от стехиометрии уравнения. Возьмем пример четырехокиси азота ( N ₂ O ₄ ), диссоциирующей до диоксида азота ( NO _{2 ).}

$${\displaystyle {\ce {N2O4 <=> 2NO2}}}$$

Если начальная концентрация тетроксида диазота составляет 1  моль на литр , в равновесии она уменьшится на α , давая по стехиометрии α моль NO ₂ . Константа равновесия (в единицах давления) определяется уравнением

$${\displaystyle K_{p}={\frac {p{\bigl (}{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p\,{\ce {N2O4}}}}}$$

где p представляет парциальное давление . Следовательно, посредством определения парциального давления и использования p _T для обозначения общего давления и x для обозначения мольной доли ;

$${\displaystyle K_{p}={\frac {p_{T}^{2}{\bigl (}x\,{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p_{T}\cdot x\,{\ce {N2O4}}}}={\frac {p_{T}{\bigl (}x\,{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{x\,{\ce {N2O4}}}}}$$

Общее количество молей в равновесии равно (1 – α ) + 2 α , что эквивалентно 1 + α . Таким образом, заменяя мольные доли фактическими значениями α и упрощая;

$${\displaystyle K_{p}={\frac {p_{T}(4\alpha ^{2})}{(1+\alpha )(1-\alpha )}}={\frac {p_{T}(4\alpha ^{2})}{1-\alpha ^{2}}}}$$

Это уравнение соответствует принципу Ле Шателье . K _p будет оставаться постоянным в зависимости от температуры. Добавление давления в систему увеличит значение p _T , поэтому α должно уменьшаться, чтобы поддерживать K _p постоянным. Фактически, увеличение давления равновесия способствует сдвигу влево, благоприятствуя образованию четырехокиси азота (поскольку по эту сторону равновесия давление меньше, поскольку давление пропорционально количеству молей), следовательно, уменьшая степень диссоциации α .

Кислоты в водном растворе

Реакцию кислоты в водном растворителе часто называют диссоциацией.

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

где HA представляет собой протонную кислоту, такую ​​как 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

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

Однако более подробное описание даёт кислотно-основная теория Брёнстеда-Лоури , которая указывает, что протон H+ не существует как таковой в растворе, а вместо этого принимается (связывается с) молекулой воды с образованием иона гидроксония H ₃ O. ⁺ .

Поэтому реакцию можно записать как

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

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

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

где не включен, поскольку в разбавленном растворе растворитель представляет собой по существу чистую жидкость с термодинамической активностью, равной единице. ^{[2] : 668} ${\displaystyle {\ce {[H_2O]}}}$

K _a по-разному называют константой диссоциации , ^[3] константой ионизации кислоты , ^{[2] : 668} константой кислотности [ ^1] или константой ионизации . ^{[2] : 708} 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 , которые связывают небольшие лиганды . Константу диссоциации K _d используют как показатель сродства лиганда к рецептору. Чем выше сродство лиганда к рецептору, тем ниже значение K _d (и тем выше значение p K _d ).

Смотрите также

• Энергия диссоциации связи
• Фотодиссоциация , диссоциация молекул фотонами (свет, гамма-лучи, рентгеновские лучи)
• Радиолиз , диссоциация молекул ионизирующим излучением.
• Термическое разложение

Рекомендации

1. Аткинс П. и де Паула Дж. Физическая химия (8-е изд. WHFreeman 2006), стр.763 ISBN  978-0-7167-8759-4
2. Петруччи, Ральф Х.; Харвуд, Уильям С.; Херринг, Ф. Джеффри (2002). Общая химия: принципы и современные приложения (8-е изд.). Река Аппер-Седл, Нью-Джерси: Прентис-Холл. ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN  2001032331. OCLC  46872308.
3. Лейдлер К.Дж. Физическая химия с биологическими применениями (Бенджамин/Каммингс) 1978, стр.307 ISBN 978-0-8053-5680-9