Dissociatie van ionverbindingen en ionisatie van moleculaire elektrolyten in water

Dissociatie van ionverbindingen

Definitie

Dissociatie is het proces waarbij een samengesteld deeltje, zoals een ionverbinding, uiteenvalt in kleinere deeltjes, doorgaans ionen, wanneer het in een oplosmiddel als water wordt gebracht. Dit proces is in principe omkeerbaar, aangezien de gegenereerde ionen onder geschikte omstandigheden opnieuw kunnen combineren tot het oorspronkelijke samengestelde deeltje.

Belangrijke concepten

Bij dissociatie van ionverbindingen betreft het het uiteenvallen van kristalroosterverbindingen — opgebouwd uit positieve (kationen) en negatieve (anionen) ionen — in afzonderlijke, gehydrateerde ionen in oplossing. Enkel wanneer een voldoende polair oplosmiddel als water aanwezig is, kunnen deze ionen worden omringd door watermoleculen (hydratatie), wat essentieel is voor het uiteenvallen. Dit proces verschilt fundamenteel van chemische reacties doordat de chemische identiteit van de ionen behouden blijft; enkel de interactie tussen de ionen wordt verbroken.

Een essentieel kenmerk van dissociatie is de omkeerbaarheid: de gedissocieerde ionen kunnen, indien de omstandigheden (zoals concentratie, temperatuur of verdamping van het oplosmiddel) veranderen, hercombinereren tot het oorspronkelijke kristalrooster, waarbij uitkristallisatie optreedt.

Formules en berekeningen

De dissociatie van een ionverbinding in water kan als volgt worden weergegeven, bijvoorbeeld voor natriumchloride: NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)

Voor een algemener zout AxBy: AxBy(s) → x Aʸ⁺(aq) + y Bˣ⁻(aq)

De ladingen en coëfficiënten corresponderen met de stoichiometrische verhouding in de formule van het zout. Bij berekeningen van concentraties van ionen na dissociatie dient men altijd rekening te houden met de verhouding waarin de kationen en anionen vrijkomen. Voor het oplossen van $0,10$ mol K₂SO₄ in water, ontstaan $0,20$ mol K⁺ en $0,10$ mol SO₄²⁻.

Praktijkvoorbeelden

Voorbeeld 1: Dissociatie van calciumchloride in water

Men lost $0,25$ mol CaCl₂ op in water. De dissociatiereactie: CaCl₂(s) → Ca²⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq)

De molverhouding geeft als resultaat:

• Ca²⁺: $0,25$ mol

• Cl⁻: $2 × 0,25$ mol = $0,50$ mol

In een oplossing met een totaalvolume van $1,0$ liter bedraagt de concentratie Ca²⁺ $0,25$ mol/L en Cl⁻ $0,50$ mol/L.

Voorbeeld 2: Omkeerbaarheid van dissociatie bij de kristallisatie van Na₂SO₄

In een verzadigde oplossing van Na₂SO₄ bevindt zich een dynamisch evenwicht: Na₂SO₄(s) ⇌ 2 Na⁺(aq) + SO₄²⁻(aq)

Bij verdamping van het oplosmiddel neemt de concentratie ionen toe tot het oplosbaarheidsproduct wordt overschreden en Na₂SO₄ opnieuw uitkristalliseert. Het proces is daarmee omkeerbaar en afhankelijk van thermodynamische parameters.

Veel gemaakte fouten

• Verwarring tussen dissociatie en ionisatie bij elektrolyten: Studenten verwarren vaak het fysisch uiteen vallen van bestaande ionen (dissociatie) met het daadwerkelijk vormen van ionen uit neutrale moleculen (ionisatie).

• Onjuiste toepassing van stoichiometrie: Een frequente fout is om de juiste stoichiometrische verhoudingen bij de dissociatie van meerwaardige zouten te missen, bijvoorbeeld door te denken dat CaCl₂ twee kationen zou opleveren i.p.v. twee anionen.

• Negeren van het omkeerbare karakter: Vaak wordt vergeten dat het opnieuw samenvoegen van ionen tot het oorspronkelijke zout mogelijk is bij wijzigende omstandigheden, wat belangrijk is in evenwichtsberekeningen.

Ionisatie van moleculaire elektrolyten

Definitie

Ionisatie is het proces waarbij een in eerste instantie elektrisch neutraal atoom of molecuul een elektron verliest of opneemt, waardoor het omgezet wordt in een geladen deeltje, oftewel een ion. Binnen het context van moleculaire elektrolyten (zoals zuren en basen) treedt dit proces op wanneer deze stoffen oplossen in water en door interactie met het oplosmiddel (vaak via protonoverdracht of elektronacceptatie/-donatie) ionen worden gevormd.

Belangrijke concepten

Ionisatie vereist het opbrengen van een hoeveelheid energie, aangezien het doorbreken van de stabiele elektronenconfiguratie van een ongeladen deeltje niet spontaan gebeurt. Dit is in tegenstelling tot dissociatie, waar bestaande ionen onder invloed van een oplosmiddel uiteenvallen zonder elektronenoverdracht.

Niet elk moleculair elektrolyt ioniseert volledig; het ionisatiepercentage hangt onder andere af van de aard van het molecuul, de aanwezigheid van katalysatoren, de temperatuur en de aard van het oplosmiddel. Zuren zoals waterstofchloride ioniseren in water nagenoeg volledig, terwijl zwakkere zuren zoals azijnzuur slechts gedeeltelijk ioniseren.

De termen in deze context zijn:

• Ionisatie: Vorming van ionen uit neutrale moleculen/atomen.

• Ion: Een atoom of molecuul dat door elektronverlies of -opname een lading heeft.

• Gepaarde ongeladen toestand: De oorspronkelijke neutrale moleculen/atomen waaruit ionen gevormd worden.

• Ionisatie-energie: De energie die nodig is om een elektron los te maken uit een neutraal atoom of molecuul.

Formules en berekeningen

Ionisatieprocessen worden weergegeven met reactievergelijkingen. Voor een sterk zuur als waterstofchloride: HCl(g) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl⁻(aq)

Hier verliest een HCl-molecuul een proton aan het watermolecuul, waarbij H₃O⁺ en Cl⁻ ontstaan. Voor zwakke zuren, zoals azijnzuur: CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COO⁻(aq) + H₃O⁺(aq)

Het evenwicht benadrukt het niet-volledige karakter van ionisatie bij zwakke elektrolyten. Berekeningen betreffen hier vaak het gebruik van de zuurconstante ($K_a$) om het ionisatiepercentage of de concentraties van de geproduceerde ionen te bepalen.