Диссоциация (химия)

Эта статья требует дополнительных ссылок для проверки . Пожалуйста, помогите улучшить эту статью , добавив цитаты из надежных источников . Материал, не полученный от источника, может быть оспорен и удален.
Найти источники: Химия «диссоциации» - новости · газеты · книги · ученый · JSTOR ( июнь 2014 г. ) ( Узнайте, как и когда удалить этот шаблон сообщения )

Диссоциация в химии и биохимии - это общий процесс, в котором молекулы (или ионные соединения, такие как соли или комплексы ) разделяются или расщепляются на более мелкие частицы, 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 , которое дает протон (H ⁺ ) и отрицательный ион . Диссоциация противоположна ассоциации или рекомбинации .

Константа диссоциации [ править ]

Для обратимых диссоциаций в химическом равновесии

AB ⇌ A + B

константа диссоциации K _d представляет собой отношение диссоциированных к недиссоциированному соединению

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

где квадратные скобки обозначают равновесные концентрации компонентов. ^[1]

Степень разобщенности [ править ]

Степень диссоциации - это доля диссоциировавших исходных молекул растворенного вещества. Обычно 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. Между этим параметром и фактором Ван 'т Гоффа существует простая связь . Если растворенное вещество диссоциирует на ионы, то ${\ displaystyle i}$ ${\ displaystyle n}$

{\ Displaystyle я = 1 + \ альфа (п-1)}

Например, при следующей диссоциации

KCl ⇌ K ⁺ + Cl ^-

Как бы у нас это было . ${\ displaystyle n = 2}$ ${\ Displaystyle я = 1 + \ альфа}$

Соли [ править ]

Смотрите также: Равновесие растворимости

Диссоциация солей путем сольватации в таком растворе, как вода, означает разделение анионов и катионов . Соль можно выделить выпариванием растворителя.

Электролит относится к веществу, 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 более высокое соотношение растворенного вещества диссоциирует с образованием свободных ионов.

Слабый электролит - это вещество, растворенное вещество которого существует в растворе в основном в форме молекул (которые, как говорят, «недиссоциированы»), и лишь небольшая часть находится в форме ионов. То, что вещество плохо растворяется, не делает его слабым электролитом. Хорошими примерами являются уксусная кислота (CH ₃ COOH) и аммоний (NH ₄⁺ ). 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, полностью или почти полностью находящееся в растворе 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 [ править ]

Степень диссоциации в газах обозначается символом α, где α обозначает процент молекул газа, которые диссоциируют. В зависимости от стехиометрии уравнения существуют различные соотношения между K _p и α. Рассмотрим пример диссоциации тетроксида диазота (N ₂ O ₄ ) до диоксида азота (NO ₂ ).

N ₂ O ₄ ⇌ ₂ NO ₂

Если начальная концентрация тетроксида диазота составляет 1 моль на литр, она будет уменьшаться на α при равновесии, давая, по стехиометрии, 2α моля NO ₂ . Константа равновесия (по давлению) задается уравнением;

{\ displaystyle K_ {p} = {\ frac {{\ ce {p (NO2) ^ 2}}} {{\ ce {p (N2O4)}}}}}

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

{\ Displaystyle K_ {p} = {\ frac {\ ce {{p_ {T}} ^ {2} (x (NO2)) ^ {2}}} {\ ce {p_ {T} \ cdot x (N2O4 )}}} = {\ frac {\ ce {p_ {T} (x (NO2)) ^ {2}}} {\ ce {x (N2O4)}}}}

Общее количество молей в состоянии равновесия составляет (1-α) + (2α), что эквивалентно 1 + α. Таким образом, заменяя мольные доли фактическими значениями в единицах альфа и упрощая;

{\ displaystyle K_ {p} = {\ frac {{\ ce {p_T (4 \ alpha ^ 2)}}} {(1+ \ alpha) (1- \ alpha)}} = {\ frac {{\ ce {p_T (4 \ alpha ^ 2)}}} {1- \ alpha ^ {2}}}}

Это уравнение соответствует принципу Ле Шателье. K _p будет оставаться постоянным с температурой. Добавление давления в систему увеличит значение p _T, поэтому α должно уменьшаться, чтобы поддерживать K _p постоянным. Фактически, увеличение давления равновесия способствует сдвигу влево, способствующему образованию тетроксида диазота (так как на этой стороне равновесия давление меньше, поскольку давление пропорционально количеству молей), следовательно, уменьшается степень диссоциации α.

Кислоты в водном растворе [ править ]

Реакция кислоты в водном растворителе часто описывается как диссоциация

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

Однако более точное описание дает кислотно-основная теория Бренстеда – Лоури , которая определяет, 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 более правильно записать как

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

и лучше описывается как ионизация или образование ионов (для случая, когда HA не имеет чистого заряда). Тогда константа равновесия равна

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

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

К по - разному названа константа диссоциации , ^[3] кислота константы ионизации , ^[2]^:⁶⁶⁸ константа кислотности ^[1] или константа ионизации . ^[2]^:⁷⁰⁸ Он служит индикатором силы кислоты: более сильные кислоты имеют более высокое значение K _a (и более низкое значение p K _a ).

Фрагментация [ править ]

Фрагментация молекулы может происходить в процессе гетеролиза или гомолиза .

Рецепторы [ править ]

Рецепторы - это белки, которые связывают небольшие лиганды . Константа диссоциации K _d используется в качестве индикатора сродства лиганда к рецептору. Чем выше сродство лиганда к рецептору, тем ниже значение K _d (и выше значение p K _d ).

См. Также [ править ]

Связь-диссоциация энергии
Фотодиссоциация , диссоциация молекул фотонами (свет, гамма-лучи, рентгеновские лучи)
Радиолиз , диссоциация молекул ионизирующим излучением
Термическое разложение

Ссылки [ править ]

^ a b Аткинс П. и де Паула Дж. Физическая химия (8-е изд. WHFreeman 2006) стр.763 ISBN 978-0-7167-8759-4
^ a b c Петруччи, Ральф Х .; Харвуд, Уильям S .; Херринг, Ф. Джеффри (2002). Общая химия: принципы и современные приложения (8-е изд.). Река Аппер Сэдл, Нью-Джерси: Prentice Hall. ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN 2001032331 . OCLC 46872308 .
^ Laidler KJ Физическая химия с биологическими приложениями (Бенджамин / Каммингс) 1978, стр.307 ISBN 978-0-8053-5680-9

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

[:0-2] Петруччи, Ральф Х .; Харвуд, Уильям S .; Херринг, Ф. Джеффри (2002). Общая химия: принципы и современные приложения (8-е изд.). Река Аппер Сэдл, Нью-Джерси: Prentice Hall. ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN 2001032331 . OCLC 46872308 .

[3] Laidler KJ Физическая химия с биологическими приложениями (Бенджамин / Каммингс) 1978, стр.307 ISBN 978-0-8053-5680-9

[1]