Disociación (química)

Separación de moléculas o compuestos iónicos en entidades constituyentes más pequeñas.

La disociación en química es un proceso general en el que las moléculas (o compuestos iónicos como sales o complejos ) se separan o dividen en otras cosas como átomos, iones o radicales , generalmente de manera reversible. Por ejemplo, cuando un ácido se disuelve en agua, un enlace covalente entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno se rompe por fisión heterolítica , lo que da un protón (H ^{+ ) y un}ion negativo . La disociación es lo opuesto a la asociación o recombinación .

Constante de disociación

Para disociaciones reversibles en equilibrio químico

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

La constante de disociación Kd es la relación entre el compuesto disociado y el no disociado _.

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

donde los paréntesis indican las concentraciones de equilibrio de las especies. ^[1]

Grado de disociación

El grado de disociación es la fracción de moléculas de soluto originales que se han disociado. Generalmente se indica con el símbolo griego α. Más exactamente, el grado de disociación se refiere a la cantidad de soluto disociado en iones o radicales por mol. En el caso de ácidos y bases muy fuertes, el grado de disociación será cercano a 1. Los ácidos y bases menos potentes tendrán un menor grado de disociación. Existe una relación simple entre este parámetro y el factor de van 't Hoff . Si la sustancia soluto se disocia en iones, entonces ${\estilo de visualización \alpha}$ ${\estilo de visualización i}$ ${\estilo de visualización n}$

i=1+\alpha (n-1)

Por ejemplo, para la siguiente disociación

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

Como , quisiéramos que . ${\estilo de visualización n=2}$ $i=1+\alpha$

Sales

Un video de cristales de cloruro de sodio disolviéndose y disociándose en agua.

La disociación de sales por solvatación en una solución , como el agua , supone la separación de los aniones y cationes . La sal se puede recuperar por evaporación del disolvente.

Un electrolito es una sustancia que contiene iones libres y puede utilizarse como medio conductor de electricidad . La mayor parte del soluto no se disocia en un electrolito débil, mientras que en un electrolito fuerte una proporción mayor de soluto se disocia para formar iones libres.

Un electrolito débil es una sustancia cuyo soluto existe en solución principalmente en forma de moléculas (que se dice que están "no disociadas"), con solo una pequeña fracción en forma de iones. El simple hecho de que una sustancia no se disuelva fácilmente no la convierte en un electrolito débil. El ácido acético ( CH3COOH ) y _el amonio ( NH+4) son buenos ejemplos. El ácido acético es extremadamente soluble en agua, pero la mayor parte del compuesto se disuelve en moléculas, lo que lo convierte en un electrolito débil. Las bases débiles y los ácidos débiles son generalmente electrolitos débiles. En una solución acuosa habrá algo de CH ₃ COOH y algo de CH ₃ COO ⁻ y H ⁺ .

Un electrolito fuerte es un soluto que existe en solución completamente o casi completamente en forma de iones. Nuevamente, la fuerza de un electrolito se define como el porcentaje de soluto que son iones, en lugar de moléculas. Cuanto mayor sea el porcentaje, más fuerte será el electrolito. Por lo tanto, incluso si una sustancia no es muy soluble, pero se disocia completamente en iones, la sustancia se define como un electrolito fuerte. Una lógica similar se aplica a un electrolito débil. Los ácidos y bases fuertes son buenos ejemplos, como HCl y H ₂ SO ₄ . Todos ellos existirán como iones en un medio acuoso.

Gases

El grado de disociación de los gases se denota con el símbolo $α$ , donde $α$ se refiere al porcentaje de moléculas de gas que se disocian. Existen varias relaciones entre $K p$ y $α$ dependiendo de la estequiometría de la ecuación. Se tomará el ejemplo del tetróxido de dinitrógeno ( N ₂ O ₄ ) que se disocia en dióxido de nitrógeno ( NO _{2 ).} ${\ce {N2O4 <=> 2NO2}}$

Si la concentración inicial de tetróxido de dinitrógeno es de 1 mol por litro , ésta disminuirá en $α$ en el equilibrio dando, por estequiometría, $α$ moles de NO ₂ . La constante de equilibrio (en términos de presión) viene dada por la ecuación $K_{p}={\frac {p{\bigl (}{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p\,{\ce {N2O4}}}}$

donde $p$ representa la presión parcial . Por lo tanto, a través de la definición de presión parcial y utilizando $p T$ para representar la presión total y $x$ para representar la fracción molar ; $K_{p}={\frac {p_{T}^{2}{\bigl (}x\,{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p_{T}\cdot x\,{\ce {N2O4}}}}={\frac {p_{T}{\bigl (}x\,{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{x\,{\ce {N2O4}}}}$

El número total de moles en equilibrio es $(1 - α) + 2 α$ , lo que equivale a $1 + α$ . Por lo tanto, sustituyendo las fracciones molares por valores reales en términos de $α$ y simplificando; $K_{p}={\frac {p_{T}(4\alpha ^{2})}{(1+\alpha )(1-\alpha )}}={\frac {p_{T}(4\alpha ^{2})}{1-\alpha ^{2}}}$

Esta ecuación está de acuerdo con el principio de Le Chatelier . $K p$ permanecerá constante con la temperatura. La adición de presión al sistema aumentará el valor de $p T$ , por lo que $α$ debe disminuir para mantener $K p$ constante. De hecho, aumentar la presión del equilibrio favorece un desplazamiento hacia la izquierda que favorece la formación de tetróxido de dinitrógeno (ya que en este lado del equilibrio hay menos presión ya que la presión es proporcional al número de moles) disminuyendo así el grado de disociación $α$ .

Ácidos en solución acuosa

La reacción de un ácido en un disolvente acuoso a menudo se describe como una disociación.

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

donde HA es un ácido protónico como el ácido acético, CH ₃ COOH. La doble flecha significa que se trata de un proceso de equilibrio, en el que la disociación y la recombinación se producen al mismo tiempo. Esto implica que la constante de disociación del ácido

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

Sin embargo, una descripción más explícita la proporciona la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry , que especifica que el protón H+ no existe como tal en solución, sino que es aceptado por (unido a) una molécula de agua para formar el ion hidronio H ₃ O ⁺ .

Por lo tanto, la reacción se puede escribir como

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

y se describe mejor como una ionización o formación de iones (para el caso en que HA no tiene carga neta). La constante de equilibrio es entonces

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

donde no se incluye porque en una solución diluida el disolvente es esencialmente un líquido puro con una actividad termodinámica de uno. ^[2]^{: 668} ${\ce {[H_2O]}}$

K _a se denomina de diversas formas : constante de disociación , ^[3] constante de ionización ácida , ^[2]^{: 668} constante de acidez [ ^1] o constante de ionización . ^[2]^{: 708} Sirve como indicador de la fuerza del ácido: los ácidos más fuertes tienen un valor _deK a más alto (y un valor _de p K a más bajo ).

Fragmentación

La fragmentación de una molécula puede tener lugar mediante un proceso de heterólisis u homólisis .

Receptores

Los receptores son proteínas que se unen a ligandos pequeños . La constante de disociación K _d se utiliza como indicador de la afinidad del ligando por el receptor. Cuanto mayor sea la afinidad del ligando por el receptor, menor será el valor de K _d (y mayor será el valor p K _d ).

Véase también

Energía de disociación de enlaces
Fotodisociación , disociación de moléculas por fotones (luz, rayos gamma, rayos X)
Radiólisis , disociación de moléculas por radiación ionizante.
Descomposición térmica

Referencias

^ ab Atkins P. y de Paula J. Química física (8.ª ed. WHFreeman 2006) pág. 763 ISBN 978-0-7167-8759-4
^ abc Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). Química general: principios y aplicaciones modernas (8.ª ed.). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. ISBN 978-0-13-014329-7. OCLC 46872308 .
^ Laidler KJ Química física con aplicaciones biológicas (Benjamin/Cummings) 1978, pág. 307 ISBN 978-0-8053-5680-9

[Atkins-1] Atkins P. y de Paula J. Química física (8.ª ed. WHFreeman 2006) pág. 763 ISBN 978-0-7167-8759-4

[:0-2] Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). Química general: principios y aplicaciones modernas (8.ª ed.). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. ISBN 978-0-13-014329-7. OCLC 46872308 .

[3] Laidler KJ Química física con aplicaciones biológicas (Benjamin/Cummings) 1978, pág. 307 ISBN 978-0-8053-5680-9