Çözünme

Kimyasal bir dengede tersinir çözünmeler için

AB A + B

K_d çözünme sabiti, ayrışanların çözülmemiş bileşiğe oranıdır

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

parantezler türlerin denge konsantrasyonlarını gösterir.[1]

Çözünme derecesi, ayrışmış orijinal çözünen moleküllerin fraksiyonudur. Genellikle Yunan sembolü α ile gösterilir. Daha doğrusu, çözünme derecesi, mol başına iyonlara veya radikallere ayrışan çözünen madde miktarını ifade eder. Çok güçlü asitler ve bazlar durumunda, çözünme derecesi 1'e yakın olacaktır. Daha az güçlü asitler ve bazlar daha az çözünme derecesine sahip olacaktır. Bu parametre ile van 't Hoff faktörü ${\displaystyle i}$ arasında basit bir ilişki vardır. Çözünen madde ${\displaystyle n}$ iyonlarına çözünürse, o zaman

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

Örneğin, aşağıdaki çözünme için

KCl K ⁺ + Cl ^-

${\displaystyle n=2}$ için ${\displaystyle i=1+\alpha }$ olacaktır.

Ayrıca bakınız: Çözünürlük dengesi

Tuzların su gibi bir çözelti içinde çözülerek ayrışması, anyonların ve katyonların ayrılması anlamına gelir. Tuz, çözücünün buharlaştırılmasıyla geri kazanılabilir.

Bir elektrolit, serbest iyonlar içeren ve elektriksel olarak iletken bir ortam olarak kullanılabilen bir maddeyi ifade eder. Çözünen maddenin çoğu zayıf bir elektrolit içinde ayrışmazken, güçlü bir elektrolitte daha yüksek bir çözünen madde oranı ayrışarak serbest iyonlar oluşturur.

Zayıf bir elektrolit, çözelti içinde çoğunlukla molekül formunda bulunan ("çözünmemiş" olduğu söylenen), iyon şeklinde sadece küçük bir fraksiyonu olan bir maddedir. Basitçe bir maddenin kolayca çözünmemesi onu zayıf bir elektrolit yapmaz. Asetik asit (CH₃COOH) ve amonyum (NH₄⁺) iyi örneklerdir. Asetik asit suda son derece çözünür, ancak bileşiğin çoğu moleküller halinde çözünerek onu zayıf bir elektrolit haline getirir. Zayıf bazlar ve zayıf asitler genellikle zayıf elektrolitlerdir. Sulu bir çözelti içinde bir miktar CH₃COOH ve bir miktar da CH₃COO⁻ ve ortaya H⁺ çıkacaktır.

Güçlü bir elektrolit, çözeltide tamamen veya neredeyse tamamen iyonlar halinde bulunan bir çözünen maddedir. Yine, bir elektrolitin gücü, moleküllerden ziyade iyon olan çözünen madde yüzdesi olarak tanımlanır. Yüzde ne kadar yüksekse, elektrolit o kadar güçlüdür. Bu nedenle, bir madde çok çözünür olmasa da, tamamen iyonlara ayrışsa bile, madde güçlü bir elektrolit olarak tanımlanır. Zayıf bir elektrolit için de benzer mantık geçerlidir. Güçlü asitler ve bazlar, HCl ve H₂SO₄ iyi örneklerdir. Bunların hepsi sulu bir ortamda iyonlar olarak var olacaktır.

Gazlardaki çözünme derecesi, α sembolü ile gösterilir, burada α, çözünen gaz moleküllerinin yüzdesini belirtir. Denklemin stokiyometrisine bağlı olarak K_p ve α arasında çeşitli ilişkiler mevcuttur. Örnek olarak diazot tetroksit (N₂O₄) ile ayrışan nitrojen dioksit (NO₂) alınacaktır.

N ₂ O _{4 2} NO ₂

Diazot tetroksit başlangıç konsantrasyonu litre başına 1 mol ise, bu, denge verirken α ile, stokiyometri ile, NO₂'nin 2α molleri ile azalacaktır.. Denge sabiti (basınç cinsinden) şu denklem ile gösterilir:

${\displaystyle K_{p}={\frac {{\ce {p(NO2)^2}}}{{\ce {p(N2O4)}}}}}$

P, kısmi basıncı temsil eder. Bu nedenle, kısmi basıncın tanımı ve toplam basıncı temsil etmek için p_T ve mol fraksiyonunu temsil etmek için x kullanırsak;

${\displaystyle K_{p}={\frac {\ce {{p_{T}}^{2}(x(NO2))^{2}}}{\ce {p_{T}\cdot x(N2O4)}}}={\frac {\ce {p_{T}(x(NO2))^{2}}}{\ce {x(N2O4)}}}}$

Dengedeki toplam mol sayısı (1-α) + (2α) 'dır ve 1+α'ya eşdeğerdir. Böylece mol fraksiyonlarının alfa cinsinden gerçek değerlerle ikame edilmesi ve basitleştirilmesi;

${\displaystyle K_{p}={\frac {{\ce {p_T(4\alpha^2)}}}{(1+\alpha )(1-\alpha )}}={\frac {{\ce {p_T(4\alpha^2)}}}{1-\alpha ^{2}}}}$

Bu denklem Le Chatelier'in İlkesine uygundur. K_p sıcaklıkla sabit kalacaktır. Sisteme basınç eklenmesi, p_T değerini artıracaktır, bu nedenle α, K_p'yi sabit tutmak için düşmelidir. Aslında, dengenin basıncının arttırılması, dinitrojen tetroksit oluşumunu destekleyen sola kaymaya yardımcı olur (dengenin bu tarafında olduğu gibi, basınç mol sayısı ile orantılı olduğundan daha az basınç vardır), dolayısıyla α çözünme kapsamını azaltır.

Bir asitin su çözücüsünde reaksiyonu genellikle bir çözünme olarak tanımlanır

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

burada, HA, örneğin asetik asit, CH₃COOH gibi bir proton asittir. Çift ok, çözünmenin ve rekombinasyonun aynı anda meydana geldiği bir denge sürecinin gerçekleştiği anlamına gelir. Bu, asit çözünme sabiti anlamına gelir

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

Bununla birlikte, Brønsted-Lowry asit-baz teorisi, proton H+'nın çözelti içinde mevcut olmadığını, bunun yerine hidronyum iyonu H₃O⁺ oluşturmak için bir su molekülü tarafından kabul edildiğini (bağlandığını) belirten daha doğru bir açıklama sunar.

Reaksiyon bu nedenle şu şekilde daha doğru olarak yazılır

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

ve daha iyi bir iyonlaşma veya iyon oluşumu olarak tanımlanır (HA'nın net yükünün olmadığı durum için). Denge sabiti o zaman

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

${\displaystyle {\ce {[H_2O]}}}$ dahil edilmemiştir çünkü seyreltik solüsyonda çözücü esasen bir termodinamik aktiviteye sahip saf bir sıvıdır.[2] ^:668

K_a çeşitli bir ayrışma sabiti,[3] bir asit iyonlaşma sabiti,[2]^:668 bir asit sabiti[1] veya bir iyonizasyon sabiti gibi şekillerde adlandırılabilir.^:708 Bu asit kuvvetinin bir göstergesi olarak hizmet eder: güçlü asitler daha yüksek bir K_a değerine (ve daha düşük bir pK_a değerine) sahiptir.

Bir molekülün parçalanması, bir heteroliz veya homoliz süreci ile gerçekleşebilir .

Reseptörler, küçük ligandları bağlayan proteinlerdir . Ayrışma sabiti K_d ligandın reseptöre afinitesinin bir göstergesi olarak kullanılır. Reseptör için ligand afinitesi ne kadar yüksek olursa, K_ddeğeri o kadar düşük olur (ve pK_d değeri o kadar yüksek olur).

• Bağ ayrışma enerjisi
• Foto ayrışma, moleküllerin fotonlarla ayrışması (ışık, gama ışınları, x-ışınları)
• Radyoliz, iyonlaştırıcı radyasyonla moleküllerin ayrışması
• Termal bozunma