Grado di dissociazione

Si definisce grado di dissociazione, simboleggiato dalla lettera greca , il rapporto tra la quantità di sostanza dissociata e la quantità di sostanza inizialmente presente (entrambe misurate in moli):[1]

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") dalla relazione

,

in cui 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, può essere espresso in termini percentuali (in quest'ultimo caso assumerà valori tra 0 e 100).

Relazione con la costante di dissociazione modifica

 
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:

 

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:

 
 
 

calcolando la costante di dissociazione,  , si ottiene:[2]

 

Allo stesso modo è possibile mettere in relazione la costante di dissociazione basica,  , con il grado di dissociazione dell'elettrolita o la costante di dissociazione termica di un gas con il grado di dissociazione del gas stesso.

  è un parametro facilmente calcolabile tramite misure pratiche di conduttività ionica o sfruttando le proprietà colligative.

Note modifica

Bibliografia modifica

  • (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 modifica

Collegamenti esterni modifica

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