Grado di dissociazione

Si definisce grado di dissociazione, simboleggiato dalla lettera greca α {\displaystyle {\boldsymbol {\alpha }}} , il rapporto tra la quantità di sostanza dissociata n d {\displaystyle n_{\mathrm {d} }} e la quantità di sostanza inizialmente presente n 0 {\displaystyle n_{0}} (entrambe misurate in moli):[1]

α = n d n 0 {\displaystyle \alpha ={\frac {n_{\mathrm {d} }}{n_{0}}}}

Questa grandezza adimensionale viene utilizzata per descrivere l'effettivo comportamento di un elettrolita debole che in soluzione si dissocia parzialmente o nel caso della dissociazione termica dei gas.

Il grado di dissociazione è legato al coefficiente di van 't Hoff (o "fattore di dissociazione") i {\displaystyle i} dalla relazione

i = 1 + α ( ν − 1 ) {\displaystyle i=1+\alpha (\nu -1)} ,

in cui ν {\displaystyle \nu } rappresenta il numero di moli formate dalla dissociazione di ogni mole di sostanza, ricavabile dalla relazione stechiometrica.

Il grado di dissociazione è funzione della temperatura e della pressione.

Il grado di dissociazione può assumere valori compresi tra 0 e 1, dove il valore zero corrisponde a un non elettrolita o assenza di dissociazione e il valore 1 è il grado di massima dissociazione (teoricamente a diluizione infinita).[2][3] In riferimento a 100 moli iniziali di sostanza, α {\displaystyle \alpha } può essere espresso in termini percentuali (in quest'ultimo caso assumerà valori tra 0 e 100).

Relazione con la costante di dissociazione

Andamento del grado di dissociazione, α, in funzione della diluizione 1/C. A diluizione infinita, α tende ad 1 (dissociazione totale).

Consideriamo, per esempio, la generica reazione di dissociazione di un acido debole:

HA ⇌ H + + A − {\displaystyle {\ce {HA\rightleftharpoons {H^{+}}+A^{-}}}}

Possiamo schematizzare le quantità delle varie specie chimiche, presenti nelle diverse fasi della reazione, utilizzando la seguente tabella:

HA H+ A-
Moli iniziali n0 0 0
Variazione di moli per reazione - αn0 + αn0 + αn0
Moli all'equilibrio n0 - αn0 αn0 αn0

Le varie concentrazioni molari (C) risultano:

[ H A ] = n 0 ( 1 − α ) V = C ( 1 − α ) {\displaystyle [HA]={\frac {n_{0}(1-\alpha )}{V}}=C(1-\alpha )}
[ A − ] = α n 0 V = α C {\displaystyle [A^{-}]={\frac {\alpha n_{0}}{V}}=\alpha C}
[ H + ] = α n 0 V = α C {\displaystyle [H^{+}]={\frac {\alpha n_{0}}{V}}=\alpha C}

calcolando la costante di dissociazione, K a {\displaystyle K_{\mathrm {a} }} , si ottiene:[2]

K a = [ A − ] [ H + ] [ H A ] = α C α C C ( 1 − α ) = α 2 C 1 − α {\displaystyle K_{\mathrm {a} }={\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}}={\frac {\alpha C\alpha C}{C(1-\alpha )}}={\frac {\alpha ^{2}C}{1-\alpha }}}

Allo stesso modo è possibile mettere in relazione la costante di dissociazione basica, K b {\displaystyle K_{\mathrm {b} }} , con il grado di dissociazione dell'elettrolita o la costante di dissociazione termica di un gas con il grado di dissociazione del gas stesso.

α {\displaystyle \alpha } è un parametro facilmente calcolabile tramite misure pratiche di conduttività ionica o sfruttando le proprietà colligative.

Note

  1. ^ Hamann, p. 45.
  2. ^ a b Elettroliti in soluzione Archiviato il 30 aprile 2010 in Internet Archive.
  3. ^ Il grado di dissociazione a diluizione infinita

Bibliografia

  • (EN) Carl H. Hamann, Andrew Hamnett, Wolf Vielstich, Electrochemistry, 2ª ed., Wiley-VCH, 2007, ISBN 3-527-31069-X. URL consultato il 28 settembre 2020 (archiviato dall'url originale il 7 marzo 2016).

Voci correlate

Collegamenti esterni

  • (EN) IUPAC Gold Book, "degree of dissociation", su goldbook.iupac.org.
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