Диссоциация (химия)

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 чего образуется протон (H ⁺) и отрицательный ион . Диссоциация является противоположностью ассоциации или рекомбинации .

Константа диссоциации

Для обратимой диссоциации в химическом равновесии

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

K константа диссоциации d _- отношение диссоциированного к недиссоциированному соединению

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

где скобки обозначают равновесные концентрации веществ. ^{[ 1 ]}

Степень диссоциации

Степень диссоциации $\alpha$ представляет собой долю исходных молекул растворенного вещества, которые диссоциировали. 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 Ван 'т-Гоффа $i$ . Если растворенное вещество диссоциирует на $n$ ионы, то

i=1+\alpha (n-1)

Например, для следующей диссоциации

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

Как $n=2$ , у нас было бы это $i=1+\alpha$ .

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 электропроводящей называют вещество, которое содержит свободные ионы и может использоваться в качестве 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 некоторое количество CH ₃ COOH и некоторые CH ₃ COO ⁻ и ЧАС ⁺.

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 Н 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. различные соотношения между $K p$ и $α$ Существуют в зависимости от стехиометрии уравнения. Пример тетраоксида динитрогена ( N ₂ O ₄ ), диссоциируя до диоксида азота ( НЕТ ₂ ) будет принято. ${\ce {N2O4 <=> 2NO2}}$

Если начальная концентрация тетраоксида диазота составляет 1 моль на литр , в равновесном состоянии она уменьшится на $α$ , давая по стехиометрии $α$ моль НЕТ ₂ . Константа равновесия (в единицах давления) определяется уравнением $K_{p}={\frac {p{\bigl (}{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p\,{\ce {N2O4}}}}$

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

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

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.

{\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

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

{\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

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

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

K _a по-разному называют константой диссоциации , ^{[ 3 ]} константа ионизации кислоты , ^{[ 2 ]}^: 668 кислотности константа ^{[ 1 ]} или константа ионизации . ^{[ 2 ]}^: 708 Он служит показателем 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 ).

См. также

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

Ссылки

^ Перейти обратно: ^а ^б Аткинс П. и де Паула Дж. Физическая химия (8-е изд. WHFreeman 2006), стр.763 ISBN 978-0-7167-8759-4
^ Перейти обратно: ^а ^б ^с 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 .
^ Лейдлер К.Дж. Физическая химия с биологическими применениями (Бенджамин/Каммингс) 1978, стр.307 ISBN 978-0-8053-5680-9

[Atkins-1] Перейти обратно: ^а ^б Аткинс П. и де Паула Дж. Физическая химия (8-е изд. WHFreeman 2006), стр.763 ISBN 978-0-7167-8759-4

[:0-2] Перейти обратно: ^а ^б ^с 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

[ 1 ]

[ 2 ]

[ 3 ]