Disociere (chimică)
Disocierea [1] în chimie este divizarea parțială sau completă a unei molecule . În funcție de modalitățile și condițiile în care are loc clivajul, disocierea unei substanțe este capabilă să producă specii ionice ( cationi și anioni ), radicali sau molecule neutre cu o greutate moleculară mai mică .
Se poate produce disociere:
- datorită acțiunii unui solvent (de exemplu apă ); în acest caz vorbim de „disociere electrolitică”;
- ca urmare a unui tratament termic; în acest caz vorbim de „disociere termică”;
- pentru alte efecte chimico-fizice (de exemplu, prin electroliză folosind curent electric , fotodisociere prin iradiere cu fotoni etc.).
În cazul disocierii electrolitice, dacă moleculele se disociază (parțial sau complet), specia chimică constituită de aceste molecule se numește „ electrolit ”; dacă, pe de altă parte, moleculele nu se disociază în soluție, specia chimică constituită de aceste molecule se numește „non-electrolit”. Mai mult, dacă toate moleculele speciilor chimice în cauză se disociază, vorbim de „electrolit puternic” și se spune că disocierea este completă , în timp ce dacă doar unele molecule se disociază, vorbim despre „electrolit slab” și se spune că disocierea este parțială .
Disocierea electrolitică
Disocierea electrolitică este împărțirea în ioni a moleculelor anumitor substanțe ( electroliți ) atunci când acestea sunt în soluție sau în stare topită. Determinarea greutății moleculare pe baza măsurării presiunii osmotice și a cantităților conectate la aceasta, dă valori normale pentru soluțiile unei clase largi de compuși din diferiții solvenți. Cu toate acestea, pentru acizi , baze și săruri , în soluție apoasă sau în alți solvenți polari, scăderile din punctul de îngheț și punctul de fierbere cresc mai mult decât cele prezise de teoria van 't Hoff a soluțiilor diluate, conform cărora variația temperatura de fierbere sau congelare Λ este proporțională cu molalitatea solutului, definită ca raportul dintre concentrația C (grame de dizolvat în 1000 g de solvent) și greutatea moleculară M:
- Λ = k C / M
Constanta de proporționalitate k depinde de proprietatea luată în considerare, precum și de solvent. Deoarece valorile numerice ale lui Λ variază în funcție de concentrație, se poate presupune că, în cazuri anormale, apare o formă de disociere a moleculelor; concentrația se va referi apoi la numărul de molecule dizolvate, în cazul substanțelor care se comportă regulat, și la numărul total de particule (molecule indisociate plus ioni provenind din disociere), în cazul substanțelor care se comportă neregulat.
În cazul electroliților în soluție apoasă, ecuația anterioară nu este deci aplicabilă în general și este necesar să introducem un factor de corecție i mai mare decât unitatea, astfel încât să avem:
- Λ = i k C / M
Prin indicarea cu n a multiplicității disocierii ( n = 2,3, ...) și cu α gradul de disociere , adică fracția moleculelor disociate, avem
- i = n α + (1- α ) = 1 + α ( n -1)
Primul studiu sistematic pentru a explica aceste anomalii a fost realizat de S. Arrhenius începând din 1887. Arrhenius a observat că rezultatele anormale se referă doar la acele soluții care conduc curentul electric și a formulat ipoteza că, după dizolvarea în apă (sau în alți solvenți polari ), substanțele cu caracteristici electrolitice se disociază într-o măsură mai mare sau mai mică în funcție de natura lor, formând ioni pozitivi ( cationi ) și ioni negativi ( anioni ). Ionii și moleculele nedisociate contribuie astfel împreună la determinarea valorilor presiunii osmotice, provocând astfel aparente excepții de la teoria soluțiilor diluate. Disocierea electrolitică este independentă de electroliză , care are loc numai atunci când există trecerea curentului electric.
Legea lui Ohm este valabilă nu numai pentru conductorii electronici, ci și pentru acizi, baze și săruri în soluție. Conductivitatea electroliților în soluție și în stare topită este de ordinul mărimii unei milionimi din conductivitatea cuprului; crește odată cu creșterea temperaturii, spre deosebire de ceea ce se întâmplă în conductoarele metalice. Mai mult, în soluțiile electrolitice conductivitatea la o anumită temperatură crește odată cu concentrația până când atinge o valoare maximă și apoi scade. Teoria dezvoltată de Arrhenius se bazează pe ipoteza că gradul de disociere α crește odată cu diluarea până când își asumă o valoare unitară (disociere completă) în condițiile limită de diluare infinită.
- Verificarea experimentală a ipotezei disocierii parțiale arată că este aproximativ valabilă doar pentru anumiți electroliți (electroliți slabi) care includ acizi slabi și baze slabe cu o legătură predominant homeopolară; în general sunt puțin disociați, cu excepția cazului în care sunt foarte diluați.
- Pe de altă parte, comportamentul unei alte clase de electroliți (electroliți puternici), constând din acizi puternici, baze puternice și săruri corespunzătoare, se explică prin presupunerea că pentru acești electroliți disocierea este totală la toate concentrațiile; în acești compuși legătura chimică este în principal de natură electrostatică sau heteropolară, iar disocierea are loc deoarece forța de atracție dintre părțile moleculei dotate cu o sarcină opusă este slăbită de prezența solventului.
Tendința de disociere electrolitică este o caracteristică a acizilor, bazelor și sărurilor nu numai atunci când sunt dizolvate în solvenți polari, ci și atunci când sunt în stare topită. Aceeași tendință apare și în unele substanțe în stare solidă (electroliți solizi), cum ar fi anumite amestecuri de oxizi și membrane de schimb ionic. Cu toate acestea, conductivitatea electrică a acestor substanțe este cu multe ordine de mărime mai mică decât cea metalică și, prin urmare, devine suficientă în scopuri practice numai dacă funcționează la temperaturi suficient de ridicate.
Disocierea termică
Disocierea termică este un fenomen care apare în special în substanțele gazoase care, atunci când sunt încălzite, pot suferi o divizare moleculară parțială. Fenomenul are loc prin faptul că aceste substanțe se extind mai mult decât corespunde creșterii temperaturii: în consecință, greutatea lor moleculară , calculată pe baza măsurătorilor densității gazoase, este mai mică decât se aștepta sau valoarea obținută prin alte mijloace. Disocierea moleculelor (sau a ionilor) nu este în general completă și crește odată cu creșterea temperaturii și scăderea presiunii. Deoarece este o reacție de echilibru, poate fi definită atât ca o constantă de disociere, cât și ca un grad de disociere.
Disocierea homolitică
Disocierea homolitică apare atunci când cei doi electroni ai unei legături chimice , după disociere, rămân unul asociat cu fiecare fragment al moleculei. Se formează doi radicali cu o reacție de tip:
- AB → A • + B •
Notă
Elemente conexe
- Coeficientul lui Van 't Hoff
- Constanta disocierii
- Electroliză
- Electrolit
- Gradul de disociere
- Ionizare
Alte proiecte
-
Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere despre disociere
linkuri externe
- ( EN ) Dissociation , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.
| Controlul autorității | Tezaur BNCF 2550 · LCCN (EN) sh85038500 · GND (DE) 4131115-2 |
|---|
