Disociación (química)

Disociación del dímero de Gomberg

Diagrama de disociación del ácido fosfórico

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 sustancias como átomos, iones o radicales , generalmente de forma 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 produce un protón (H ^{+ ) y un} ion negativo . La disociación es lo opuesto a la asociación o recombinación .

Para disociaciones reversibles en un equilibrio químico

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

La constante de disociación K _d es la relación entre el compuesto disociado y el no disociado.

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

donde los corchetes denotan las concentraciones de equilibrio de las especies. ^{[ 1 ]}

El grado de disociación${\displaystyle \alpha }$Es la fracción de moléculas de soluto originales que se han disociado. Generalmente se indica con el símbolo griego α. Más precisamente, 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 fuertes tendrán un menor grado de disociación. Existe una relación simple entre este parámetro y el factor de van 't Hoff.${\displaystyle i}$. Si la sustancia soluto se disocia en${\displaystyle n}$iones, entonces

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

Por ejemplo, para la siguiente disociación

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

Como${\displaystyle n=2}$, tendríamos eso${\displaystyle i=1+\alpha }$.

La disociación de sales por solvatación en una disolución , como el agua , implica la separación de aniones y cationes . La sal puede recuperarse mediante la evaporación del disolvente.

Un electrolito es una sustancia que contiene iones libres y que puede utilizarse como medio conductor de electricidad . En un electrolito débil, la mayor parte del soluto no se disocia, mientras que en un electrolito fuerte, una mayor proporción 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 denominan "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 ( NH₄⁺ ) 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 _CH₃COOH y algo de CH₃COO⁻ y H⁺ ^.

Un electrolito fuerte es un soluto que existe en solución completa o casi completamente como iones. La fuerza de un electrolito se define como el porcentaje de soluto que se presenta como 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, se considera un electrolito fuerte. La misma lógica se aplica a un electrolito débil. Los ácidos y bases fuertes son buenos ejemplos, como el HCl y el H₂SO₄ _. Todos _ellos existen como iones en un medio acuoso.

El grado de disociación en los gases se denota con el símbolo α , donde α se refiere al porcentaje de moléculas de gas que se disocian. Existen diversas relaciones entre K _p y α dependiendo de la estequiometría de la ecuación. Se tomará como ejemplo la disociación del tetróxido de dinitrógeno (N₂O₄ ₎ en dióxido de nitrógeno ( NO₂ _{) .}$${\displaystyle {\ce {N2O4 <=> 2NO2}}}$$

Si la concentración inicial de tetróxido de dinitrógeno es de 1 _mol por litro , esta disminuirá en α en el equilibrio, dando, por estequiometría, α moles de NO₂ . La constante de equilibrio (en términos de presión) viene dada por la ecuación  $${\displaystyle K_{p}={\frac {p{\bigl (}{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p\,{\ce {N2O4}}}}}$$

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

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

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 favoreciendo la formación de tetróxido de dinitrógeno (ya que en este lado del equilibrio hay menos presión puesto que la presión es proporcional al número de moles) por lo tanto disminuye el grado de disociación α .

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

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

donde HA es un ácido protónico como el ácido acético, CH₃COOH _. La flecha doble significa que se trata de un proceso de equilibrio, con disociación y recombinación ocurriendo al mismo tiempo. Esto implica que la constante de disociación ácida

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

Sin embargo, la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry proporciona una descripción más explícita , especificando 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

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

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

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

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

K _a se denomina de diversas maneras: 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 de K _a más alto (y un valor de p K _a más bajo ).

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

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 el valor de p K _d ).

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