Диссоциация (химия) - Dissociation (chemistry)

"Диссоциировать" и "Диссоциировать" перенаправляют сюда. Для использования в других целях см. Диссоциация.

Диссоциация в химия и биохимия это общий процесс, в котором молекулы (или ионные соединения, такие как соли, или комплексы ) разделять или разделять на более мелкие частицы, такие как атомы, ионы или радикалы, обычно обратимым образом. Например, когда кислота растворяется в воде, Ковалентная связь между электроотрицательный атом и атом водорода разбиты гетеролитическое деление, что дает протон (H⁺) и отрицательный ион. Диссоциация противоположна ассоциация или рекомбинация.

Константа диссоциации

Основная статья: Константа диссоциации

Для обратимых диссоциаций в химическое равновесие

AB ⇌ A + B

то константа диссоциации K_d это соотношение диссоциированного и недиссоциированного соединения

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

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

Степень диссоциации

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 параметром фактор Ван 'т Гоффа ${\displaystyle i}$. Если растворенное вещество диссоциирует на ${\displaystyle n}$ ионы, то

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

Например, при следующей диссоциации

KCl ⇌ K⁺ + Cl⁻

Так как ${\displaystyle n=2}$, у нас было бы это ${\displaystyle i=1+\alpha }$.

Соли

Смотрите также: Равновесие растворимости

Диссоциация солей сольватация в решение любить воды означает разделение анионы и катионы. Соль может быть восстановлена испарение 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. Уксусная кислота (CH₃COOH) и аммоний (NH₄⁺) 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 CH₃COOH и некоторые CH₃COO⁻ 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 H₂ТАК₄. Все они будут существовать в виде ионов в водной среде.

Газы

Степень диссоциации в газы обозначается символом α, где α обозначает процентную долю молекул газа, которые диссоциируют. Различные отношения между K_п и α существуют в зависимости от стехиометрии уравнения. Пример тетроксид диазота (N₂О₄) диссоциировать на диоксид азота (НЕТ₂) будут приняты.

N₂О₄ ⇌ 2НО₂

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

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

Где p представляет собой парциальное давление. Следовательно, через определение частичное давление и используя p_Т 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_п будет оставаться постоянным с температурой. Добавление давления в систему увеличит значение p_Т поэтому α должен уменьшаться, чтобы сохранить K_п постоянный. Фактически, увеличение давления равновесия способствует сдвигу влево, способствующему образованию тетроксида диазота (поскольку на этой стороне равновесия давление меньше, поскольку давление пропорционально количеству молей), следовательно, уменьшается степень диссоциации α.

Кислоты в водном растворе

Основная статья: Константа диссоциации кислоты

Реакция кислоты в водном растворителе часто описывается как диссоциация

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

где HA представляет собой протонную кислоту, такую ​​как уксусная кислота, CH₃COOH. 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 точное описание дает Кислотно-основная теория Бренстеда – Лоури, который указывает, что протон H + не существует как таковой в растворе, но вместо этого принято с помощью (связанной) молекулы воды с образованием гидроксоний ион H₃О⁺.

Поэтому реакцию более правильно записать как

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

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

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

где ${\displaystyle {\ce {[H_2O]}}}$ не включен, потому что в разбавленном растворе растворитель по существу представляет собой чистую жидкость с термодинамическая активность одного.^[2]:668

K_а по-разному называется константа диссоциации,^[3] ан константа кислотной ионизации,^[2]:668 ан константа кислотности^[1] или константа ионизации.^[2]:708 Он служит индикатором силы кислоты: более сильные кислоты имеют более высокую K_а значение (и меньшее pK_а ценность).

Фрагментация

Фрагментация молекулы может происходить в процессе гетеролиз или гомолиз.

Рецепторы

Рецепторы находятся белки это связывает маленький лиганды. Константа диссоциации K_d используется как индикатор близость лиганда к рецептору. Чем выше сродство лиганда к рецептору, тем ниже K_d значение (и чем выше pK_d ценность).

Смотрите также

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

использованная литература

1. Аткинс П. и де Паула Дж. Физическая химия (8-е изд. У. Х. Фриман, 2006) с.763. ISBN  978-0-7167-8759-4
2. Petrucci, Ralph H .; Харвуд, Уильям S .; Херринг, Ф. Джеффри (2002). Общая химия: принципы и современные приложения (8-е изд.). Река Аппер Сэдл, штат Нью-Джерси: Prentice Hall. ISBN  978-0-13-014329-7. LCCN  2001032331. OCLC  46872308.
3. Лайдлер К.Дж. Физическая химия с биологическими приложениями (Бенджамин / Каммингс) 1978, стр.307. ISBN  978-0-8053-5680-9