Der Dissoziationsgrad in der Chemie

Den Begriff Dissoziationsgrad kennen die allermeisten aus dem Bereich der Säure-Base-Chemie. Der Dissoziationsgrad gibt dabei an, welcher Teil einer Verbindung “dissoziiert” vorliegt. Der Dissoziationsgrad ist also der Quotient aus Zahl (auch Konzentration) der dissoziierten Moleküle und Gesamtzahl der Moleküle. Aber nicht nur Säuren und Basen können dissoziieren (also in kleinere Bestandteile aufspalten), sondern auch Elektrolyte (wie beispielsweise einige Salze).

Der Dissoziationsgrad bei chemischen Verbindungen

Der Dissoziationsgrad (in der Chemie mit “α” bezeichnet) gibt das Verhältnis der Zahl von dissoziierten Molekülen im Vergleich zur Gesamtzahl der (betrachteten) Moleküle an (der Dissoziationsgrad hat damit keine Einheit). Hat also eine Verbindung (z.B. eine Säure) vollständig einen Molekülteil abgespalten (bei einer Säure also das Proton) liegt eine vollständige Dissoziation, der Dissoziationsgrad ist 1 (dies liegt bei starken Säuren vor).

Bei “starken” Säuren wird im Grunde kein Dissoziationsgrad angegeben, denn die Dissoziation ist eine Gleichgewichtsreaktion. Daher lässt sich jede Dissoziation auch über das Massenwirkungsgesetz berechnen. Im Falle einer Dissoziation sprechen wir aber nicht von einer Gleichgewichtskonstante (die sich aus dem Massenwirkungsgesetz ableitet), sondern als Dissoziationskonstante.

Hinweis: wie oben erwähnt, kennen die meisten den Dissoziationsgrad bei Säuren und Basen. In diesem Fall spricht man nicht vom dem Dissoziationsgrad α, sondern von dem Protolysegrad. Der  Protolysegrad ist der Quotient aus den dissoziierten Säure- bzw. Base-“Resten” und der Anfangskonzentration an undissoziierten Säure bzw. Base. Wie auch bei anderen Dissoziationen ist der Dissoziationsgrad bzw. Protolysegrad abhängig von der “Gleichgewichtskonstante”, d.h. wie “stark dissoziiert” die Verbindung. Im Falle der Dissoziation einer Säure oder Base hängt der Dissoziationsgrad bzw. Protolysegrad unter anderem von der Säurekonstante ab.

Beispiel:

Wir verwenden Essigsäure mit einem pKs-Wert von 4,75 (=> keine starke Säure, es liegt also ein Gleichgewicht zwischen Essigsäure und Acetat-Ionen vor). Welchen Dissoziationsgrad hat nun eine 0,2 M Essigsäure?

• α  = c(H⁺) : c(Essigsäure)   , wobei gilt: die H(₃O)⁺-Konzentration entspricht der Actetationenkonzentration, pro Molekül Essigsäure, dass dissoziiert entsteht ein Acetat-Anion und ein H₃O⁺-Ion (das Verhältnis ist 1:1)

• mit c(H₃O⁺) = Wurzel aus (Ks · c(Essigsäure))

• α =  0,00189 mol/l : 0,2 mol/l = 0,0094 => 0,2 mol/l Essigsäure ist etwa zu 0,94% dissoziiert

Was passiert eigentlich, wenn wir die Säure verdünnen? Steigt oder fällt der Dissoziationsgrad? Setzen wir einfach Werte ein. Nehmen wir man, durch die Verdünnung haben wir nur noch eine 0,02 M Essigsäure

• α =  0,000597 mol/l : 0,02 mol/l = 0,0298 => 0,02 mol/l Essigsäure ist etwa zu 2,98% dissoziiert

Die Verdünnung der Säure führt also (bei der schwachen Säure) zu einem Anstieg des Dissoziationsgrads. Dies lässt sich beispielsweise auch mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes herleiten: Bei der Verdünnung nimmt die Wasserkonzentration zu. Da es sich um eine Gleichgewichtsreaktion handelt, muss auch der Anteil an dissoziierter Säure ebenfalls steigen. Einen Beweis liefert das Ostwaldsche Verdünnungsgesetz. Dies “beweist”, dass schwache Elektrolyten in “unendlicher” Verdünnung vollständig dissoziiert sind.