Il grado di dissociazione α è utilizzato per gli elettroliti deboli ed è definito come il rapporto fra le moli dissociate nd rispetto a quelle iniziali no
Secondo il Principio di Le Chatelier un sistema all’equilibrio reagisce a sollecitazioni esterne mediante uno spostamento dell’equilibrio che si oppone alla sollecitazione. Pertanto il grado di dissociazione di un elettrolita diminuisce a seguito dell’aggiunta di un elettrolita forte che contiene uno ione in comune.
La parziale dissociazione di un elettrolita debole quindi diminuisce se in soluzione è presente un catione o un anione comune a quello presente nell’elettrolita. In tal caso si parla di effetto dello ione in comune. Generalmente gli esempi che vengono riportati sono relativi ad equilibri eterogenei ovvero agli equilibri di solubilità.
Ovviamente tale effetto viene risentito oltre che da sali poco solubili anche da acidi e da basi deboli.
Diminuzione del grado di dissociazione α
L’effetto dello ione in comune fa spostare l’equilibrio a sinistra con una diminuzione del grado di dissociazione α :
α = nd/no
e quindi una diminuzione di nd porta a una diminuzione di α. Spesso in luogo del grado di dissociazione si usa il grado di dissociazione percentuale che è dato da % α = (nd/no) · 100
Nel caso di acidi o di basi deboli l’aggiunta di uno ione in comune provoca la diminuzione della ionizzazione dell’acido o della base.
Consideriamo ad esempio l’equilibrio di dissociazione del generico acido debole HA:
HA + H2O ⇄ A– + H3O+
Tale equilibrio è regolato da una costante acido Ka la cui espressione è:
Ka = [A–][H3O+]/[HA]
Se la concentrazione di iniziale di HA è 0.0500 M e la Ka è pari a 1.60 ∙ 10-5 si ha che, la concentrazione di HA all’equilibrio è pari a 0.0500- x e la concentrazione all’equilibrio di A– e di H3O+ sono pari a x. Sostituendo tali valori nell’espressione della costante di equilibrio si ha:
1.60 ∙ 10-5 = (x)(x)/ 0.0500-x
Risolvendo rispetto a x si ottiene x = 8.94 ∙ 10-4
Il grado di dissociazione α è dato da:
α = 8.94 ∙ 10-4 /0.0500 = 0.0179
Il grado di dissociazione percentuale è dato da:
% α = (8.94 ∙ 10-4 /0.0500 ) · 100 = 1.79 %
L’aggiunta di un acido forte a questa soluzione ovvero di ioni H3O+ fa spostare l’equilibrio a sinistra in accordo con il principio di Le Chatelier con conseguente diminuzione del grado di dissociazione.
Discorso analogo può essere fatto per una base debole se alla soluzione viene aggiunta una base forte.
Esercizi
Calcolare il grado di dissociazione dell’acido acetico:
1) in una soluzione 0.20 M ( Ka = 1.8 · 10-5)
All’equilibrio: [CH3COOH] = 0.20-x e [CH3COO–] = [H3O+]= x
Sostituendo tali valori nell’espressione della costante di equilibrio si ha:
1.8 ∙ 10-5 = (x)(x)/ 0.40-x
Da cui x = 0.0019
Il grado di dissociazione α è dato da:
α = 0.0019/ 0.20 =0.0095
Il grado di dissociazione percentuale è dato da:
% α = 0.0095 ·100 = 0.95
2) in una soluzione ottenuta mescolando 50.0 mL di acido acetico 0.40 M con 50.0 mL di HCl 0.20 M
Iniziamo a calcolare le moli di acido acetico e di acido cloridrico:
moli di acido acetico = 0.0500 L ∙ 0.40 M = 0.020
moli di HCl = 0.0500 L ∙ 0.20 M = 0.010
Il volume totale della soluzione è di 50.0 + 50.0 = 100.0 mL
La concentrazione iniziale di acido acetico vale [CH3COOH] = 0.020/ 0.100 L = 0.20 M
La concentrazione dello ione H3O+ dovuta alla dissociazione di HCl è data da: [H3O+]= 0.010 / 0.100 L = 0.100 M
Costruiamo una I.C.E. chart:
| CH3COOH | H2O | ⇄ | CH3COO– | H3O+ | |
| Stato iniziale | 0.20 | // | 0.100 | ||
| Variazione | -x | + x | + x | ||
| Equilibrio | 0.20-x | x | 0.100+x |
Sostituendo tali valori nell’espressione della costante di equilibrio si ha:
1.8 ∙ 10-5 = (x)(0.100+x)/ 0.20-x
Da cui x = 3.6 ∙ 10-5
Il grado di dissociazione α è dato da:
α = 3.6 ∙ 10-5/ 0.20 =0.00018
Il grado di dissociazione percentuale è dato da:
% α = 0.00018 · 100 = 0.018
Come si può notare, confrontando i risultati ottenuti nel caso 1) e nel caso 2) il grado di dissociazione dell’acido acetico a parità di concentrazione iniziale subisce una notevole diminuzione in accordo con quanto detto.
