Il grado di dissociazione di elettroliti deboli e forti

Il termine "dissociazione" in chimica e biochimica si riferisce al processo di disintegrazione dei composti chimici in ioni e radicali. La dissociazione è il fenomeno opposto dell'associazione o della ricombinazione ed è reversibile. La dissociazione viene quantificata da una quantità come il grado di dissociazione. Ha la lettera di designazione α e caratterizza nella reazione di dissociazione che avviene in sistemi omogenei (omogenei) secondo l'equazione: KA ↔ K + A, stato di equilibrio. KA è una particella della sostanza iniziale, K e A sono piccole particelle, in cui più grandi particelle di materia si sono disintegrate a causa della dissociazione. Da ciò segue che nel sistema ci saranno particelle dissociate e non dissociate. Se si presuppone che le molecole n decadano e non si disintegrino le molecole N, allora queste quantità possono essere utilizzate per quantificare la dissociazione, che viene calcolata come percentuale: α = n • 100 / N o in frazioni di unità: α = n / N.

Cioè il grado di dissociazione è il rapporto di particelle dissociate (molecole) di un sistema omogeneo (soluzione) al numero iniziale di particelle (molecole) in questo sistema (soluzione). Se è noto che α = 5%, significa che solo 5 molecole su 100 molecole di partenza sono in forma di ioni, e le altre 95 molecole non decadono. Per ogni sostanza particolare, α sarà individuale, in quanto dipende dalla natura chimica della molecola, nonché dalla temperatura e dalla quantità di materia nel sistema omogeneo (in soluzione), cioè sulla sua concentrazione. Gli elettroliti forti, a cui appartengono alcuni acidi, basi e sali, si dissolvono completamente in ioni in soluzione, per questo motivo non sono idonei per studiare il processo di dissociazione. Pertanto, elettroliti deboli sono utilizzati per lo studio, le cui molecole dissociano nella soluzione in ioni non completamente.

Per la reazione di dissociazione reversibile, la costante di dissociazione (Kd), che caratterizza lo stato di equilibrio, è determinata dalla formula: Kd = [K] [A] / [KA]. Come la costante e il grado di dissociazione sono correlati l'uno con l'altro può essere considerato dall'esempio di un elettrolita debole. Sulla base della legge di diluizione Ostwald, si costruisce tutti i ragionamenti logici: Kd = c • α2, dove c è la concentrazione della soluzione (in questo caso, c = [KA]). È noto che 1 mola di sostanza viene sciolta nel volume della soluzione V dm3. Nella condizione iniziale si può esprimere la concentrazione delle molecole della sostanza iniziale: c = [KA] = 1 / V mol / dm3 e le concentrazioni di ioni saranno: [K] = [A] = 0 / V mol / dm3. Quando l'equilibrio è raggiunto, i loro valori cambiano: [KA] = (1 – α) / V mol / dm3 e [K] = [A] = α / V mol / dm3, quindi Kd = (α / V • α / V) (1 – α) / V = α2 / (1 – α) • V. Si considera il caso di pochi elettroliti dissocianti, il grado di dissociazione (α) di cui si avvicina allo zero e il volume della soluzione può essere espresso attraverso una concentrazione nota: V = 1 / [KA] = 1 / s. Allora l'equazione può essere trasformata: Kd = α2 / (1 – α) • V = α2 / (1 – 0) • (1 / с) = α2 • с e estraendo la radice quadrata della frazione Kd / c possiamo calcolare il grado di dissociazione α. Questa legge è valida se α è molto meno di 1.

Per gli elettroliti forti, il termine "grado apparente di dissociazione" è più adatto. Si trova come rapporto del numero apparente di particelle dissociate rispetto alla reale o dalla formula per determinare il coefficiente isotonicico (chiamato Van't Hoff e mostra il vero comportamento della sostanza in soluzione): α = (i-1) / (n-1). Qui è il coefficiente isotonico, e n è il numero di ioni formati. Per soluzioni le cui molecole sono completamente disintegrate in ioni, α ≈ 1 e con concentrazione crescente α sempre tende a 1. Tutto ciò si spiega con la teoria di forti elettroliti, che sostiene che il movimento di cationi e anioni di molecole decomposte di un forte elettrolito è ostacolato per diversi motivi. Primo: gli ioni sono circondati da molecole di un solvente polare, questa interazione elettrostatica è chiamata solvazione. Il secondo: a differenza di cationi e anioni cariche che sono in soluzione, a causa dell'azione delle forze di reciproca attrazione, formano associati o coppie di ioni. Gli associati si comportano allo stesso modo delle molecole non dissociate.