解離（化学）

化学における解離とは、分子（または塩や錯体などのイオン化合物）が原子、イオン、ラジカルなどの他のものに分離または分割される一般的なプロセスであり、通常は可逆的な方法です。たとえば、酸が水に溶解すると、電気陰性度の高い原子と水素原子の間の共有結合がヘテロリティック分裂によって切断され、陽子（H ⁺）と陰イオンが生成されます。解離は、結合または再結合の反対です。

化学平衡における可逆的な解離の場合

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

解離定数 K _dは解離した化合物と解離していない化合物の比である。

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

ここで括弧内は種の平衡濃度を表す。^[1]

解離度は、元の溶質分子が解離した割合です。通常はギリシャ文字のαで示されます。より正確には、解離度は、1モルあたりにイオンまたはラジカルに解離した溶質の量を指します。非常に強い酸や塩基の場合、解離度は1に近くなります。それほど強力でない酸や塩基の場合、解離度は低くなります。このパラメーターとファントホッフ係数の間には単純な関係があります。溶質物質がイオンに解離する場合、 ${\displaystyle \alpha}$ ${\displaystyle i}$${\displaystyle n}$

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

例えば、次の解離の場合

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

なので、 となるでしょう。 ${\displaystyle n=2}$${\displaystyle i=1+\alpha }$

水などの溶液中での塩の溶媒和による解離は、陰イオンと陽イオンの分離を意味します。塩は溶媒を 蒸発させることで回収できます。

電解質とは、自由イオンを含み、電気伝導媒体として使用できる物質を指します。弱電解質では溶質の大部分は解離しませんが、強電解質ではより高い割合の溶質が解離して自由イオンを形成します。

弱電解質とは、溶液中の溶質がほとんど分子（「解離していない」と言われる）の形で存在し、イオンの形で存在するのはごくわずかである物質です。物質が容易に溶解しないからといって、それが弱電解質であるとは限りません。酢酸（CH ₃ COOH）とアンモニウム（NH+4) は良い例です。酢酸は水に非常に溶けやすいですが、化合物の大部分は分子に溶解し、弱電解質になります。弱塩基と弱酸は一般に弱電解質です。水溶液には、いくらかのCH ₃ COOHと、いくらかのCH ₃ COO ⁻とH ⁺が存在します。

強電解質とは、溶液中に完全にまたはほぼ完全にイオンとして存在する溶質です。繰り返しますが、電解質の強さは、分子ではなくイオンである溶質の割合として定義されます。割合が高いほど、電解質は強力です。したがって、物質があまり溶解しないとしても、完全にイオンに解離する場合は、その物質は強電解質として定義されます。同様の論理が弱電解質にも当てはまります。HCl やH ₂ SO ₄などの強酸と強塩基が良い例です。これらはすべて、水性媒体内でイオンとして存在します。

気体の解離度は記号αで表され、ここでα は解離する気体分子の割合を表します。式の化学量論に応じて、K _pとαの間にはさまざまな関係が存在します。ここでは、四酸化二窒素( N ₂ O ₄ ) が二酸化窒素( NO ₂ )に解離する例を取り上げます。 $${\displaystyle {\ce {N2O4 <=> 2NO2}}}$$

四酸化二窒素の初期濃度が1 モル/リットルの場合、平衡時にαだけ減少し、化学量論により、αモルのNO ₂となる。平衡定数（圧力に関して）は、次の式で与えられる。 $${\displaystyle K_{p}={\frac {p{\bigl (}{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p\,{\ce {N2O4}}}}}$$

ここで、p は分圧を表します。したがって、分圧の定義により、p _{T を}全圧、x をモル分率として表すことができます。 $${\displaystyle K_{p}={\frac {p_{T}^{2}{\bigl (}x\,{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{p_{T}\cdot x\,{\ce {N2O4}}}}={\frac {p_{T}{\bigl (}x\,{\ce {NO2}}{\bigr )}^{2}}{x\,{\ce {N2O4}}}}}$$

平衡時のモル総数は(1 – α ) + 2 αで、これは1 + αに等しい。したがって、モル分率をαの実際の値に置き換えて簡略化すると、 $${\displaystyle K_{p}={\frac {p_{T}(4\alpha ^{2})}{(1+\alpha )(1-\alpha )}}={\frac {p_{T}(4\alpha ^{2})}{1-\alpha ^{2}}}}$$

この式は、ルシャトリエの原理に従っています。K _{p は}温度に対して一定のままです。システムに圧力を加えると p T の値が増加するため_、 K p_を一定に保つにはα を減少させる必要があります。実際、平衡の圧力が増加すると、左へのシフトが促進され、四酸化二窒素の形成が促進されます (平衡のこちら側では圧力が低くなります。圧力はモル数に比例するためです)。そのため、解離の程度α が減少します。

酸の水溶液中での反応は、解離反応として説明されることが多い。

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

ここで、HAは酢酸、CH ₃ COOHなどのプロトン酸です。二重矢印は、これが平衡プロセスであり、解離と再結合が同時に起こることを意味します。これは、酸解離定数が

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

しかし、ブレンステッド・ローリーの酸塩基理論では、プロトンH+ は溶液中にそのまま存在するのではなく、代わりに水分子に受け入れられ（結合して）、ヒドロニウムイオン H ₃ O ^{+ を}形成すると明示されています。

したがって、反応は次のように記述できる。

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

イオン化またはイオンの形成としてより適切に説明される（HAが正味電荷を持たない場合）。平衡定数は

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

希薄溶液では溶媒は本質的に熱力学的活性が1の純粋な液体であるため、は含まれません。^{[2] : 668}${\displaystyle {\ce {[H_2O]}}}$

Ka_は解離定数^[3]、酸イオン化定数^{[2] ：668、}酸性定数^[1]、イオン化定数^{[2] ：708}など様々な名前で呼ばれます。これは酸の強さの指標として機能し、強い酸ほどKa_値は高くなります（ pKa_値は低くなります）。

分子の断片化はヘテロリシスまたはホモリシスのプロセスによって起こります。

受容体は小さなリガンドと結合するタンパク質です。解離定数K _{d は、受容体に対するリガンドの}親和性の指標として使用されます。受容体に対するリガンドの親和性が高いほど、K _d値は低くなります (p K _d値は高くなります)。

• 結合解離エネルギー
• 光解離、光子（光、ガンマ線、X線）による分子の解離
• 放射線分解、電離放射線による分子の解離
• 熱分解