is een scheikundig proces, waarbij een molecule uiteenvalt in twee of meer eenvoudiger samengestelde moleculen of atomen. Het verschijnsel werd het eerst bestudeerd door St Claire Deville en door o.a.
Debray en Horstmann.De dissociatie is een karakteristiek voorbeeld van een chemisch evenwicht, waarbij de snelheid van het dissociatieproces gelijk is aan die van het tegengestelde proces, de associatie (zie dynamisch evenwicht). Het werk van bovengenoemde onderzoekers, vooral echter van Horstmann, heeft ten zeerste bijgedragen tot de ontwikkeling van de fysische chemie door toepassing van de thermodynamica op chemische verschijnselen.
Een bekend voorbeeld van een dissociatie in de gasphase is die van N2O4 in twee moleculen NO2. Daar het laatstgenoemde gas, in afwijking van het N2O4, donkerbruin gekleurd is, is hier de toenemende dissociatie bij stijgende temperatuur direct zichtbaar aan de toenemende intensiteit van de bruine kleur. Daar de dissociatie van een molecule in het algemeen geschiedt onder opname van energie, zal volgens het principe van Van het Hoff-Le Chatelier (zie evenwicht) bij toenemende temperatuur de dissociatie toenemen. Evenzo zal, zoals in genoemd voorbeeld, de dissociatie afnemen bij toenemende druk. Bij de dissociatie van joodwaterstof 2HJ ⇆ H2 + J2 is het evenwicht echter onafhankelijk van de druk.
De dissociatie van waterdamp 2H2O ⇆ 2H2 + O2 treedt pas bij zeer hoge temperaturen merkbaar op (bij 1200 gr. C. is de dissociatie 1,8 pct). Toch heeft deze dissociatie tot gevolg, dat in de knalgasvlam de waterstof niet volledig zal verbranden, zodat de hoogst bereikbare temperatuur geringer is dan op grond van de verbrandingswarmte verwacht kon worden.
De genoemde voorbeelden zijn voorbeelden van thermische dissociaties. Fotochemische dissociatie treedt op wanneer onder absorptie van een lichtquantum een molecule uiteenvalt. Zo dissocieert een molecuul jodium door absorptie van straling met een golflengte kleiner dan 4995 Å in twee atomen jodium (waarvan één in aangeslagen toestand). Ook door botsing van moleculen met electronen of ionen, zoals in een gasontlading, kan dissociatie optreden.
Zeer belangrijk is voorts de electrolytische dissociatie van zouten, zuren en basen in oplossing, vooral in waterige oplossing. Keukenzout, NaCl, en evenzo vrijwel alle zouten zijn in waterige oplossing volledig gedissocieerd in ionen Na+ en Cl– (zie Debije-Hückel-theorie en electrochemie). Ook de sterke zuren en basen zijn volledig gedissocieerd; de zwakke zuren en basen, zoals de meeste organische zuren en basen, zijn slechts gedeeltelijk gedissocieerd. Het inzicht in de electrolytische dissociatie, dat te danken is aan Arrhenius, heeft geleid tot een verklaring van de eigenschappen en reacties van de verbindingen in waterige oplossing. De dissociatie, zowel de thermische als de electrolytische, wordt als ieder homogeen chemisch evenwicht beheerst door de wet van de massawerking. Een bijzondere vorm daarvan is de verdunningswet van Ostwald
(a2/1-a)(1/V) = K
waarin a de dissociatiegraad is en V het volume waarin één grammolecule is opgelost (1/V is dus de concentratie). De constante K is de dissociatieconstante. De grootte van K is karakteristiek voor de mate, waarin de verbinding dissocieert. Aldus wordt een zuur of een base gekarakteriseerd door de dissociatieconstante K (of door pK, de negatieve logarithme van K). Is K groot, dus omstreeks 1, dan is de betrokken verbinding een sterk zuur, respectievelijk een sterke base.
DISSOCIATIECONSTANTEN
zuren:
fluorwaterstofzuur 1.7 × 10–5
koolzuur k1 4 × 10–7
koolzuur k2 4.5 × 10–11
phosphorzuur k1 8.0 × 10–3
phosphorzuur k2 7.5 × 10–3
phosphorzuur k3 5.0 × 10–13
zwavelzuur k2 3.0 × 10–2
zwavelwaterstof k1 3.3 × 10–7
zwavelwaterstof k2 1.2 × 10–15
azijnzuur 1.86 × 10–5
citroenzuur k1 8.4 × 10–4
citroenzuur k2 1.77 × 10–5
citroenzuur k3 3.9 × 10–6
cyaanwaterstof 7.0 × 10–10
melkzuur 1.5 × 10–4
phenol 1.3 × 10–10
salicylzuur 1.06 × 10–3
basen:
ammoniak 1.75 × 10–5
aethylamine 5.6 × 10–4
aniline 4.6 × 10–10
pyridine 1.4 × 10–9
chinine k1 1.0 × 10–6
chinine k2 1.3 × 10–10
Toevoeging van één van de dissociatieproducten zal volgens de wet van de massawerking een terugdringen van de dissociatie tot gevolg hebben. Hiervan wordt in de chemie veelvuldig gebruik gemaakt bijv. ter vermindering van de oplosbaarheid van een moeilijk oplosbaar zout, ter vermindering van de waterstofionenconcentratie enz.
Naast de boven besproken homogene dissociatie staat de heterogene dissociatie. Een bekend voorbeeld hiervan is de dissociatie van het vaste calciumcarbonaat (krijt) in vast calciumoxyde (ongebluste kalk) en gasvormig kooldioxyde of koolzuur CaCO3 ⇆ CaO + CO2. Ook hier is er een evenwicht, waarvan de ligging zich bij hogere temperatuur naar rechts verplaatst. Bij toenemende druk daarentegen is de verplaatsing naar de linkerzijde gericht. Wordt echter het gasvormige bestanddeel, het koolzuurgas, aan het evenwicht onttrokken, dan loopt het proces geheel naar rechts af; dit is het branden van kalksteen of schelpen tot ongebluste kalk. De temperatuur moet daarbij worden opgevoerd tot boven 812 gr. C., bij welke temperatuur de druk juist 1 atm bedraagt.
PROF. DR J. A. A. KETELAAR
