التفكك (الكيمياء)

تفكك ثنائي غومبيرغ

مخطط تفكك حمض الفوسفوريك

التفكك في الكيمياء عملية عامة تنفصل فيها الجزيئات (أو المركبات الأيونية كالأملاح أو المعقدات) إلى مكونات أخرى كالذرات أو الأيونات أو الجذور الحرة ، وعادةً ما تكون هذه العملية قابلة للانعكاس. على سبيل المثال، عند ذوبان حمض في الماء، تنكسر الرابطة التساهمية بين ذرة سالبة الشحنة وذرة هيدروجين عن طريق الانشطار غير المتجانس ، مما ينتج عنه بروتون (H ^{+ )} وأيون سالب . التفكك هو عكس التجمع أو إعادة التركيب .

بالنسبة للتفككات العكسية في حالة التوازن الكيميائي

${\displaystyle {\ce {AB <=> A + B}}}$

ثابت التفكك Kd هو _نسبة المركب المتفكك إلى المركب غير المتفكك

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

حيث تشير الأقواس إلى تراكيز التوازن للأنواع. ^{[ 1 ]}

درجة الانفصال${\displaystyle \alpha }$يمثل α نسبة جزيئات المذاب الأصلية التي تفككت، ويُرمز له عادةً بالرمز اليوناني α. وبشكل أدق، تشير درجة التفكك إلى كمية المذاب المتفكك إلى أيونات أو جذور حرة لكل مول. في حالة الأحماض والقواعد القوية جدًا، تكون درجة التفكك قريبة من 1، بينما تكون أقل قوة. توجد علاقة بسيطة بين هذه القيمة ومعامل فان هوف .${\displaystyle i}$إذا تفككت المادة المذابة إلى${\displaystyle n}$الأيونات، ثم

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

على سبيل المثال، بالنسبة للانفصال التالي

${\displaystyle {\ce {KCl <=> K+ + Cl-}}}$

مثل${\displaystyle n=2}$، سيكون لدينا ذلك${\displaystyle i=1+\alpha }$.

يعني تفكك الأملاح عن طريق الذوبان في محلول ، كالماء ، فصل الأنيونات والكاتيونات . ويمكن استخلاص الملح عن طريق تبخير المذيب .

يشير مصطلح الإلكتروليت إلى مادة تحتوي على أيونات حرة ويمكن استخدامها كوسيط موصل للكهرباء . لا يتفكك معظم المذاب في الإلكتروليت الضعيف، بينما في الإلكتروليت القوي، تتفكك نسبة أكبر من المذاب لتكوين أيونات حرة.

المحلول الإلكتروليتي الضعيف هو مادة يوجد مذابها في المحلول في الغالب على شكل جزيئات (تُسمى "غير متفككة")، مع وجود جزء صغير فقط على شكل أيونات. وعدم ذوبان المادة بسهولة لا يجعلها بالضرورة محلولًا إلكتروليتيًا ضعيفًا. _حمض الخليك ( CH₃COOH ) وأيونات الأمونيوم ( NH₄⁺ ) مثالان جيدان على ذلك . حمض الخليك شديد الذوبان في الماء، لكن معظمه يذوب إلى جزيئات، مما يجعله محلولًا إلكتروليتيًا ضعيفًا. القواعد والأحماض الضعيفة عمومًا هي محاليل إلكتروليتية ضعيفة. في المحلول ^المائي _، يوجد بعض _من CH₃COOH وبعض من CH₃COO⁻ و H⁺ ^.

المحلول الإلكتروليتي القوي هو مذاب يوجد في المحلول كليًا أو شبه كليًا على شكل أيونات. وتُعرَّف قوة المحلول الإلكتروليتي بنسبة المذاب الموجود على شكل أيونات، وليس جزيئات. فكلما زادت هذه النسبة، زادت قوة المحلول الإلكتروليتي. وبالتالي، حتى لو كانت المادة قليلة الذوبان، ولكنها تتفكك كليًا إلى أيونات، فإنها تُصنَّف كمحلول إلكتروليتي قوي. وينطبق المنطق نفسه على المحلول الإلكتروليتي الضعيف. تُعد الأحماض والقواعد القوية أمثلة جيدة، مثل حمض الهيدروكلوريك (HCl) وحمض الكبريتيك ( H₂SO₄ _{) .} وتوجد جميعها على شكل أيونات في الوسط المائي.

يُرمز لدرجة تفكك الغازات بالرمز α ، حيث تشير α إلى النسبة المئوية لجزيئات الغاز التي تتفكك. وتوجد علاقات مختلفة بين Kp و α تبعًا لنسبة _{العناصر} في المعادلة . وسنتناول مثال تفكك رباعي _أكسيد النيتروجين ( N₂O₄ ) إلى ثاني أكسيد النيتروجين ( _{NO₂ ) .}$${\displaystyle {\ce {N2O4 <=> 2NO2}}}$$

إذا كان التركيز الابتدائي لرباعي أكسيد النيتروجين 1 مول لكل لتر ، فإنه سينخفض ​​بمقدار α عند الاتزان، مما يعطي، وفقًا للحسابات الكيميائية، α مول من NO₂ . ويُعطى ثابت الاتزان (بدلالة الضغط) بالمعادلة التالية _: $${\displaystyle K_{p}={\frac {p{\bigl (}{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p\,{\ce {N2O4}}}}}$$

حيث يمثل p الضغط الجزئي . ومن ثم، من خلال تعريف الضغط الجزئي واستخدام p _T لتمثيل الضغط الكلي و x لتمثيل الكسر المولي ؛ $${\displaystyle K_{p}={\frac {p_{T}^{2}{\bigl (}x\,{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p_{T}\cdot x\,{\ce {N2O4}}}}={\frac {p_{T}{\bigl (}x\,{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{x\,{\ce {N2O4}}}}}$$

العدد الإجمالي للمولات عند الاتزان هو (1 − α ) + 2 α ، وهو ما يعادل 1 + α . وبالتالي، باستبدال الكسور المولية بالقيم الفعلية بدلالة α وتبسيط المعادلة؛ $${\displaystyle K_{p}={\frac {p_{T}(4\alpha ^{2})}{(1+\alpha )(1-\alpha )}}={\frac {p_{T}(4\alpha ^{2})}{1-\alpha ^{2}}}}$$

تتوافق هذه المعادلة مع مبدأ لو شاتيليه . سيبقى ثابت _{التوازن} Kp ثابتًا مع تغير درجة الحرارة. ستؤدي زيادة الضغط على النظام إلى زيادة قيمة pT ، لذا يجب أن تنخفض قيمة α للحفاظ على _ثبات Kp . في الواقع، تؤدي زيادة ضغط التوازن إلى انزياح نحو اليسار، مما يُفضّل تكوين رباعي أكسيد ثنائي النيتروجين (حيث يكون الضغط أقل على هذا الجانب من التوازن _، لأن الضغط يتناسب طرديًا مع عدد المولات)، وبالتالي تنخفض درجة التفكك α .

غالبًا ما يوصف تفاعل الحمض في المذيب المائي بأنه تفكك

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

حيث HA هو حمض بروتوني مثل حمض الأسيتيك، CH₃COOH _. يشير السهم المزدوج إلى أن هذه عملية متوازنة، حيث يحدث التفكك وإعادة التركيب في الوقت نفسه. وهذا يعني أن ثابت تفكك الحمض

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

ومع ذلك، يتم تقديم وصف أكثر وضوحًا من خلال نظرية برونستد-لوري للأحماض والقواعد ، والتي تحدد أن البروتون H+ لا يوجد على هذا النحو في المحلول ولكنه بدلاً من ذلك يتم قبوله بواسطة (يرتبط بـ) جزيء الماء لتشكيل أيون الهيدرونيوم _H3O + ^.

وبالتالي يمكن كتابة التفاعل على النحو التالي

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

ويمكن وصفها بشكل أدق بأنها تأين أو تكوين أيونات (في حالة عدم وجود شحنة صافية لـ HA). ويكون ثابت الاتزان حينها

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

أين${\displaystyle {\ce {[H_2O]}}}$لا يتم تضمينها لأن المذيب في المحلول المخفف يكون في الأساس سائلاً نقياً بنشاط ديناميكي حراري يساوي واحد. ^{[ 2 ] : 668}

يُطلق على ثابت تأين الحمض (Ka ₎ أسماء مختلفة ، منها ثابت التأين ^{[ 3 ]} ، وثابت تأين الحمض [ ^{2 ] : 668 ،} وثابت الحموضة [ ^{1 ] ،} أو ثابت التأين ^{[ 2 ] : 708.} وهو بمثابة مؤشر على قوة الحمض: فالأحماض الأقوى لها قيمة Ka أعلى ₍ وقيمة _pKa أقل ) .

يمكن أن يحدث تفتت الجزيء من خلال عملية التحلل غير المتجانس أو التحلل المتجانس .

المستقبلات هي بروتينات ترتبط بجزيئات صغيرة. يُستخدم ثابت التفكك ( K_{_d) كمؤشر على مدى} تقارب الجزيء مع المستقبل. كلما زاد تقارب الجزيء مع المستقبل، انخفضت قيمة K _{_d} (وارتفعت قيمة pK _{_d} ).

• طاقة تفكك الرابطة
• التفكك الضوئي ، تفكك الجزيئات بواسطة الفوتونات (الضوء، أشعة جاما، الأشعة السينية)
• التحلل الإشعاعي ، تفكك الجزيئات بواسطة الإشعاع المؤين
• التحلل الحراري