Graden af dissociation er en værdi, der karakteriserer ligevægtstilstanden i dissociationsreaktionen i homogene (homogene) systemer .
Graden af dissociation er lig med forholdet mellem et stofs dissocierede molekyler og dets samlede antal molekyler . Det er udtrykt i aktier eller procenter.
Graden af dissociation afhænger både af arten af den opløste elektrolyt og af opløsningens koncentration.
Eksempel. For eddikesyre CH 3 COOH er værdien 4 % (i 0,01 M opløsning). Det betyder, at i en vandig opløsning af en syre er kun 4 ud af hver 100 molekyler dissocierede, det vil sige, at de er i form af H + og CH 3 COO − ioner , mens de resterende 96 molekyler ikke er dissocierede. Som det kan ses i dette eksempel, er de mængder af partikler, der diskuteres ved bestemmelse af graden af dissociation (de er også koncentrationer under betingelse af en enhedsvolumen), ligevægtsmængder (henholdsvis koncentrationer).
Graden af dissociation bestemmes af:
Da stærke elektrolytter dissocierer næsten fuldstændigt, ville man forvente en isotonisk koefficient for dem svarende til antallet af ioner (eller polariserede atomer) i formelenheden (molekylet). Men i virkeligheden er denne koefficient altid mindre end den, der er bestemt af formlen (for eksempel er den isotoniske koefficient for en 0,05 molær opløsning af NaCl i = 1,9 i stedet for 2,0, og (for en opløsning af magnesiumsulfat af samme koncentration ) , i = 1,3) Dette forklarer teorien om stærke elektrolytter , udviklet i 1923 af P. Debye og E. Hückel : bevægelsen af ioner i en opløsning hindres af den dannede solvatiseringsskal. Derudover interagerer ioner med hinanden: modsat ladede tiltrækker og ens ladede frastøder; kræfter af gensidig tiltrækning fører til dannelsen af grupper af ioner, der bevæger sig gennem opløsningen sammen. Sådanne grupper kaldes ionassocierede eller ionpar... Følgelig opfører opløsningen sig, som om den indeholder færre partikler end det i virkeligheden er, fordi deres bevægelsesfrihed er begrænset. Det mest oplagte eksempel vedrører elektriske ledningsevneløsninger , som stiger med fortynding af opløsningen . Gennem forholdet mellem reel elektrisk ledningsevne og t som ved uendelig fortynding bestemmer den imaginære grad af dissociation af stærke elektrolytter, også betegnet med :
,hvor er det imaginære og er det reelle antal partikler i opløsningen.
Fra Ostwald-fortyndingsloven følger det:
for små værdier er det praktisk at tage
100 % | 0,61803398875 | 61,803398875 % |
halvtreds% | 0,2807 | 39,04 % |
40 % | 0,2198 | 32,79 % |
tredive% | 0,1612 | 25,84 % |
tyve% | 0,1050 | 18,10 % |
femten% | 0,0778 | 13,92 % |
ti% | 0,0512 | 9,51 % |
5 % | 0,0225 | 4,88 % |
x | 0,5*x + 0,1184*x^2 |
for dissociation af formen A n B m = nA + mB
Da dissociation er beskrevet trin for trin, gælder denne formel ikke.