Constanta de disociere

Constanta de disociere - un fel de constante de echilibru. care caracterizează obiectul tendință disociați (separate) într-un mod reversibil la particule, cum ar fi, de exemplu, atunci când complexul se descompune în moleculele sale constitutive. sau când sarea se disociază în soluție apoasă în ioni. Constanta de disociere este de obicei notată cu Kd și inversul constantei de asociere. În cazul sărurilor, denumite uneori constanta de disociere constantă de ionizare.

Reacția generală

în cazul în care complexul este spart în x și y unități de unități A B, constanta de disociere este definită după cum urmează:

Determinarea [citare]

disociere electrolitica a electroliților slabi, conform teoriei Arrhenius. Este o reacție reversibilă, adică poate fi reprezentată schematic prin ecuația (pentru ionii monovalenți :):

KA - compus nedisociat;
K + - cation;
A - - anion.

Constanta de echilibru al acestei reacții poate fi exprimată prin ecuația:

[KA] - concentrația compusului nedisociat în soluție;
[K +] - concentrația cationilor în soluție;
[A -] - concentrația anionilor în soluție.

echilibru de disociere constantă în ceea ce privește reacția numită constanta de disociere.

Disocierea electroliților cu ioni polivalenți [regula]

În cazul disocierii electroliți cu ioni polivalenți de disociere se produce prin etape, cu fiecare pas la o constantele de disociere de valori proprii.

Exemplu: polibazic Dissociation (acid oxalic).

Primul grad de disociere pentru acești electroliți întotdeauna mult mai mare decât alta, ceea ce înseamnă că există o disociere a acestor compuși în principal, în prima etapă.

disociere Bond și gradul de constante de disociere a [modifică]

Pe baza determinării gradului de disociere. pentru reacția de disociere nave electrolit [A -] = [K +] = α · c, [KA] = c - a · c = c · (1 - α), unde α - gradul de disociere a electrolitului.

Această expresie este numită legea diluției Ostwald. La α foarte mică (α<<1) K=cα² и

prin urmare, creșterea gradului de disociere a concentrației de electrolit scade odată cu scăderea - creștere. Mai disociere legătură și gradul de constante de disociere descrise în legea articol de diluare.

interacțiune proteine-ligand [citare]

Constanta de disociere este adesea utilizat pentru a descrie afinitatea dintre ligand (de exemplu, unele medicamente sau cu hormoni) și proteine. Disocierea constantă arată cât de puternic ligandul se leagă la o proteină care este dependentă de interacțiuni necovalente [en] între ele, cum ar fi legarea de hidrogen. interacțiuni electrostatice, der Waals și hidrofobe van.

Formarea complexului proteină-ligand poate fi descrisă ca proces bidirecțional

În acest caz, constanta de disociere poate fi calculată din ecuația

unde și - concentrația molară a [en] * proteină, ligand și complex de proteine ligand, respectiv [1].

Spre deosebire de rezultatele experimentale din modelul Arrhenius. disociere constantă de ieșire prin activitatea [regula]

Calculele de mai sus se bazează pe teoria Arrhenius, care este prea aspră, fără a lua în considerare factorii interacțiunii electrostatice dintre ionii. Deviațiile de la starea ideală în soluții de electroliți apar la concentrații foarte scăzute, deoarece inter-ion de putere invers proporțională cu pătratul distanței dintre centrele ionilor, în timp ce forțele intermoleculare sunt invers proporționale cu a șaptea putere a distanței, adică puterea inter-ion soluții chiar și divorțați sunt mult mai intermoleculare.

Lewis a arătat că pentru soluții reale pot fi salvate ecuații simple, (vezi. De mai sus), în cazul în care în loc de ion concentrațiile administrate funcția, așa-numitul activ. Activitatea (a) se corelează cu concentrația (c) de y factor de corectie, numita activitate de factor.

Astfel, expresia pentru constanta de echilibru, Arrhenius descris de ecuația (1), Lewis va arata:

;
;
.

Teoretic, relația dintre Lewis o constantă și gradul de disociere (teoretic ecuația Arrhenius înregistrabil (2)) este exprimat prin relația:

Dacă nu există alte influențe, deviind soluția din starea ideală nu este prezent, moleculele de nedisociat se comporta ca gaze ideale și γKA = 1, și o adevărată expresie a dreptului de diluție va fi:

- coeficientul de activitate medie de electrolit.

Când c → 0 și γ → 1 de mai sus drept ecuație diluării ia forma (2). Electrolitul disociat mai puternic, cu atât mai repede valoarea activității coeficientul γ se abate de la unitate, și cu atât mai repede încălcarea legii de reproducere clasice.

Constanta de disociere a electroliților puternice [modifică]

electroliți puternici disociază aproape complet (reacție ireversibilă), astfel încât la numitor pentru constanta de disociere este în valoare de zero, iar întreaga expresie tinde la infinit. Astfel, pentru electroliți puternici, termenul „constanta de disociere“ este lipsită de sens.

Exemple de calcule [citare]

disocierea apei [citare]

Apa este un electrolit slab, disociază conform ecuației

Constanta de disociere a apei la 25 ° C este

Presupunând că în cele mai multe soluții de apă este sub formă moleculară (concentrația ionilor H și OH - mici), și având în vedere că masa molară a apei este de 18.0153 g / mol și o densitate la 25 ° C - 997,07 g / l, apă pură corespunzând concentrației [H2O] = 55346 mol / l. Prin urmare, ecuația anterioară poate fi rescrisă ca

Această valoare se numește produsul ionic al apei. Deoarece apa pura [H +] = [OH -], putem scrie

indicele de hidrogen al apei este deci egală cu

Disocierea acidului slab [citare]

Găsim gradul de disociere a pH-ului și 0,01M HF acid fluorhidric. Acesta este egal cu constanta de disociere

Notăm gradul de disociere de α. Apoi [H +] = [F -] = Cα, [HF] = C (1-α). Înlocuind aceste expresii în formulă pentru constanta de disociere, obținem

De unde ecuația de gradul doi cu privire la α:

Rezolvarea formulei standard, obținem

Aplicarea formulei aproximative da o eroare de aproximativ 15%:

Pe baza gradului de disociere a valorilor constatate, găsiți pH-ul soluției: