Anorganische Chemie

Dissoziation

In diesem Beitrag zeigen wir dir, was eine Dissoziation ist und durch welche unterschiedlichen Methoden du sie auslösen kannst.

Du hast wenig Zeit, willst aber trotzdem den Inhalt dieses Beitrages verstehen? Dann schau dir gerne unser zugehöriges Video%Verweis an

Inhaltsübersicht

Dissoziation einfach erklärt

Unter einer Dissoziation kannst du dir die Aufspaltung von chemischen Verbindungen in Moleküle, Atome oder Ionen vorstellen. Sie läuft entweder selbstständig oder angeregt ab. Das Gegenteil einer Dissoziation, also die Zusammenlagerung zweier oder mehrerer Moleküle, wird als Assoziation bezeichnet.

Wenn der Ausgangsstoff in Ionen zerfällt, kannst du von einer heterolytischen Dissoziation sprechen. Bei einer homolytischen Dissoziation werden die kovalenten Bindungen innerhalb eines Moleküls aufgetrennt und es bilden sich zwei Atome.

Je nachdem, von welchem Vorgang der Zerfall ausgelöst wird, kannst du eine thermische, elektrolytische oder photochemische Dissoziation unterscheiden.

Definition

Eine Dissoziation bezeichnet den angeregten oder selbstständigen Vorgang der Spaltung einer chemischen Verbindung in zwei oder mehrere Atome, Moleküle oder Ionen. Der Name lässt sich vom lateinischen dissociare („trennen“) ableiten.

Dissoziationsgleichung

Bei einer Dissoziation werden chemische Verbindungen in kleinere Bestandteile aufgetrennt. Du kannst sie durch eine sogenannte Dissoziationsgleichung anschaulich darstellen.

Allgemein kannst du sie für die Zerlegung einer Ionenverbindung (AB) in Anionen (A^-) und Kationen (B^+) so formulieren:

AB \rightleftharpoons A^- + B^+

Jetzt neu
Teste Dein Wissen mit Übungsaufgaben

Dissoziationsgrad

Der sogenannte Dissoziationsgrad α oder auch Protolysegrad α ist dabei ein Maß für die Stärke der Dissoziation vor allem bei Säuren und Basen . Er kann Werte zwischen 0 und 1 annehmen.

Der Dissoziationsgrad gibt dir das Verhältnis der dissoziierten Säure- oder Base – Teilchen zur Gesamtkonzentration der Säure- oder Base – Teilchen in der Lösung an. Er ist dabei von der Säurekonstante/Basekonstante, dem pH-Wert und der Konzentration der Lösung abhängig.

Für eine einprotonige Säure HA mit der allgemeinen Reaktionsgleichung HA + H_2 0 \rightleftharpoonsH_3 O^+ + A^- sieht der Dissoziationsgrad wie folgt aus:

\alpha = \frac {c (A^-)}{c_0}

c_0 ist die Anfangskonzentration der undissoziierten Säure HA in mol/l. Das c(A^-) steht für die Konzentration (mol/l) der bei der Reaktion entstandenen negativen Ionen.

Den Assoziationsgrad \alpha' kannst du dann ganz einfach mit 1 - \alpha berechnen.

Dissoziationskonstante

Ein weiteres Maß für den Grad der Dissoziation ist die sogenannte Dissoziationskonstante K_d. Sie gibt dir an, in welcher Form (undissoziiert oder dissoziiert) die Verbindung bevorzugt vorliegt.

Je größer K_d ist, desto weiter liegt das Gleichgewicht bei der undissoziierten Form.

Für die allgemeine Dissoziationsreaktion AB \rightleftharpoons A + B kannst du die Dissoziationskonstante so berechnen:

K_d = \frac {c(A) \cdot c(B)}{c(AB)} = \frac {k_1}{k_{-1}}

c(AB), c(A) und c(B) stehen für die Konzentrationen der Stoffe AB, A und B in mol/l. k_1 steht für die Geschwindigkeitskonstante der Hinreaktion (= Dissoziation). Sie gibt das Verhältnis von Reaktionsgeschwindigkeit zur Konzentration der Edukte an, ist also ein indirektes Maß für die Geschwindigkeit einer Reaktion.

k_{-1} ist die Geschwindigkeitskonstante für die Rückreaktion (Assoziation).

Dissoziationsenergie

Die Dissoziationsenergie oder auch Bindungsenergie ist die Energie, die aufgewendet werden muss, um die eine chemische Verbindung homolytisch zu spalten. Ihre Einheit ist \frac {J}{mol}.

In anderen Worten beschreibt die Dissoziationsenergie also, wie „fest“ eine Bindung ist. Je höher die Dissoziationsenergie ist, desto stärker die Bindung.

Dissoziationsarten

Die Dissoziationen von Stoffen kann durch mehrere Vorgänge ausgelöst werden. Nachfolgend schauen wir uns die wichtigsten Arten davon an.

Thermische Dissoziation

Bei der thermischen Dissoziation trennen sich chemische Verbindungen durch Erhitzen auf. Die Moleküle zerfallen durch die thermische Eigenbewegung (Schwingung, Rotation, …) in ihre Einzelteile.

In der Regel verlaufen thermische Dissoziationen langsamer als elektrolytische Dissoziationen.

Ein wichtiges Beispiel dafür ist die Wasserstoffherstellung. Bei Temperaturen überhalb von 1700 °C spaltet sich Wasserdampf direkt in Wasserstoff und Sauerstoff. Dieser Vorgang spielt sich oft in sogenannten Solaröfen ab.

Elektrolytische Dissoziation

Die elektrolytische Dissoziation ist eine reversible Reaktion. Bei ihr dissoziiert ein Lösungsmittel in Anionen und Kationen. Solche Lösungsmittel kannst du auch als Elektrolyte bezeichnen.

Diese Art der Dissoziation findet vor allem bei Salzen in Wasser statt. Die frei beweglichen Anionen und Kationen sorgen dann für die elektrische Leitfähigkeit des Wassers.

%<img class="n3VNCb" src="https://lh3.googleusercontent.com/proxy/lQa0AUqaSevvAMkIrKC-UTtM97wO4d_coqDVPIhEFbFw2JYQ07nCzaMG3L_eUJ1oZpFnzK-DvYyTfqgKWB5P7z9JXar0doYqlATlAJpBG1LvYoXzt9g48vP3Kc7gWTkbgLLf5dpd" alt="Ionenbindung" width="212" height="136" data-noaft="1" />

Du kannst zwischen permanenten und potentiellen Elektrolyten unterscheiden. Die permanenten Elektrolyten sind auch schon in ihrem Grundzustand leitfähig, da in ihrem Ionengitter bereits Anionen und Kationen enthalten sind.
Die potentiellen Elektrolyten sind als Reinsubstanz Nichtleiter. Wenn du die Reinsubstanz (AB) aber nun in ein Lösungsmittel gibst, bilden sich durch die Reaktion zwischen Gelöstem und Lösungsmittel die Anionen (A^-) und Kationen (B^+).

AB \rightleftharpoons A^- + B^+

Photochemische Dissoziation

Bei der photochemischen Dissoziation (= Photolyse) zerlegen sich Verbindungen durch Absorption von sichtbarer, infraroter oder UV-Strahlung.

Das wohl bekannteste Beispiel der photochemischen Spaltung ist der Zerfall von molekularem Sauerstoff in Sauerstoff-Atome.

O_2 \longrightarrow 2 O

Diesen Vorgang kannst du insbesondere in der oberen Schicht der Atmosphäre beobachten. Diese Sauerstoffatome können sich darauf nun mit sogenannten Stoßpartnern (M) mit molekularem Sauerstoff zu Ozon (O_3) verbinden.

O_2 + O + M \longrightarrow O_3 + M

Dissoziation Beispiele

Du kannst im Alltag selbst eine Vielzahl an Dissoziationen beobachten. Am häufigsten dissoziieren hierbei Säuren, Basen oder Salze in Wasser.

Dissoziation von Säuren

Bei den meisten Säuren kommt es im Grunde genommen nicht nur zu einer Aufspaltung/Dissoziation der Verbindung in Ionen. Zusätzlich werden Protonen der Säure auf den Reaktionspartner (meist Wasser) übertragen (= protolysiert).  Deshalb wird hier auch oft statt einer Dissoziation von einer Protolyse gesprochen. Je schwächer die Säure, desto schwächer dissoziieren sie und desto weniger H^+ steht für eine Protolyse zur Verfügung.

Bekannte Beispiele sind dabei die Essigsäure und die Kohlensäure.

Essigsäure (CH_3COOH) überträgt ein Proton (H^+) auf das Wasser (H_2 O). Dadurch bildet sich ein Acetat-Anion (CH_3 COO^-) und ein Oxonium-Ion (H_3 O^+).

CH_3COOH + H_2 O \rightleftharpoons H_3 O^+ + CH_3 COO^-

Bei Kohlensäure (H_2 CO_3) in Wasser können beide Protonen übertragen werden. Dadurch entstehen zwei Oxonium-Ionen und ein Carbonat-Ion:

H_2 CO_3 + 2 H_2 O \longrightarrow 2 H_3 O^+ + CO_3^{2-}

Dissoziation von Salzen

Salze werden elektrolytisch dissoziiert. Bei der Reaktion von Natriumchlorid (NaCl) in Wasser treten die Anionen (Cl^-) und die Kationen (Na^+) in Wechselwirkung mit den Wassermolekülen.

Durch den Dipolcharakter des Wassers lagern sich die Wassermoleküle mit ihrem negativen Pol an die Natrium-Ionen und mit ihrem positiven Pol an die Chlor-Ionen. Dadurch werden die elektrostatischen Kräfte abgeschwächt und die Ionen verlassen das Gitter des Natriumchlorids.

Die Wassermoleküle umschließen die Ionen und bilden eine sogenannte Hydrathülle. So wird dann Stück für Stück der gesamte NaCl-Kristall dissoziiert.

Die Dissoziationsgleichung lautet hier:

NaCl \rightleftharpoons Na^+ + Cl^-

Jetzt neu
Teste Dein Wissen mit Übungsaufgaben

Andere Nutzer halten diese Inhalte aus dem Bereich „Anorganische Chemie“ für besonders klausurrelevant

Hallo, leider nutzt du einen AdBlocker.

Auf Studyflix bieten wir dir kostenlos hochwertige Bildung an. Dies können wir nur durch die Unterstützung unserer Werbepartner tun.

Schalte bitte deinen Adblocker für Studyflix aus oder füge uns zu deinen Ausnahmen hinzu. Das tut dir nicht weh und hilft uns weiter.

Danke!
Dein Studyflix-Team

Wenn du nicht weißt, wie du deinen Adblocker deaktivierst oder Studyflix zu den Ausnahmen hinzufügst, findest du hier eine kurze Anleitung. Bitte lade anschließend die Seite neu.