Електролитна дисоцијација

**Електролитната дисоцијација** (*или само* **дисоцијација**) во хемијата и биохемијата е општ процес при кој јонските соединенија (комплекси или соли) се разделуваат на помали честички, јони или радикали, и тоа најчесто со можност за повратност на овој процес. Кога една Бренстед-Лауриева киселина се меша со вода, се раскинува една ковалентна врска меѓу еден електронегативен атом и еден водороден атом по пат на хетеролитичко цепење, при што се добива протон и негативен јон. Дисоцијацијата е спротивен процес на *асоцијација* и *рекомбинација*. Процесот често се меша со јонизација.

## Дисоцијациска константа

За повратни дисоцијации при хемиска рамнотежа

: AB  A + B 
дисоцијациската константа *K*d го претставува односот на дисоцирано и недисоцирано соединение:
: K_d = \mathrm{\frac{[A][B]}{[AB]}}
каде заградите ги означуваат концентрациите на рамнотежа на хемиската единка.

## Соли

Дисоцијацијата на солите со растворање во раствор (како на пример вода) го означува одделувањето на анјоните од катјоните. Солта може да се поврати со испарување од растворувачот. Видете и: Константа на растворливост.

Електролит е супстанца која содржи слободни јони и може да се користи како електричен спроводник. Поголем дел од растворената супстанца не дисоцира во слаб електролит, додека во јак електролит, поголем дел од неа дисоцира и дава слободни јони.

Слаб електролит е раствор чијашто растворена супстанца постои во вид на молекули, додека само мал дел од неа е во форма на јони. Тоа што една супстанца бавно се раствора (дисоцира), не ја прави и слаб електролит. Оцетната киселина (CH3COOH) и амониумот (NH4+) се добри примери за ова. Оцетната киселина е многу растворлива во вода, но поголем дел од ова соединение се раствора до молекули, што ја прави слаб електролит. Слабите бази и слабите киселини обично се слаби електролити. Во воден раствор би имало малку CH3COOH и малку CH3COO- и H+ јон.

Јак електролит е растворена супстанца која постои во раствор целосно, или речиси целосно во форма на јони. Тука повторно јачината на електролитот се дефинира како процент на растворената супстанца кој е во вид на јони (наместо молекули). Колку е поголем овој процент, толку е појак електролитот. Според ова, дури и ако една супстанца не е многу растворлива, но она што се раствора дисоцира целосно на јони, ја прави оваа супстанца јак електролит. Слична логика се користи и кај слабите електролити. Јаките киселини и бази се добар пример за ова, како на пример, HCl, H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, NaCl. Сите тие би постоеле во вид на јони во водна средина.

## Гасови

Степенот на дисоцијација кај гасовите се обележува со симболот α, кој се однесува на процентот на гасни молекули кои дисоцираат. Постојат различни врски меѓу Kp и α, во зависност од стехиометријата на равенката. Како пример ќе се земе дисоцијацијата на диазот тетраоксид (N2O4) до азот диоксид (NO2):

:N2O4  2NO2

Доколку почетната концентрација на диазот тетраоксид е 1 мол на литар, таа ќе се смалува од страна на α при рамнотежна состојба, што ќе даде, по стехиометрија, 2α моли или NO2. Константата на рамнотежа (во рамки на притисок) е дадена со равенката:

K_p = \mathrm{\frac{p(NO_2)^2}{p(N_2O_4)}}

каде p го претставува делумниот притисок. Оттука, преку дефиницијата за делумен притисок и користејќи го pT за претставување на вкупниот притисок и x за претставување на молската фракција, имаме:

K_p =\mathrm{ \frac{(p_T)^2(x(NO_2))^2}{(p_T)(x(N_2O_4))} = \frac{(p_T)(x(NO_2))^2}{(x(N_2O_4))}}

Вкупниот број на моли при рамнотежа е (1-α)+(2α), што е еднакво на 1+α. Според ова, со замена на молските фракции со реални вредности со цел поедноставување и во полза на алфа, имаме:

K_p = \frac{(\mathrm{p_T})(4\alpha^2)}{(1+\alpha)(1-\alpha)} = \frac{(\mathrm{p_T})(4\alpha^2)}{(1-\alpha^2)}

Оваа равенка е во согласност со Принципот на Ле Шателје и Браун. *K*p ќе остане постојана со температурата. Додавањето на притисок на системот ќе ја намали вредноста на pT, така што α ќе мора да се намали за да ја одржи 'K*<sub>p</sub> постојана. Всушност, зголемувањето на притисокот на рамнотежата поттикнува поместување на лево, фаворизирајќи го образувањето на диазот тетраоксид (бидејќи на оваа страна од рамнотежата постои помалку притисок поради тоа што притисокот е пропорционален со бројот на моли) и со тоа намалувајќи го досегот на дисоцијацијата α.

== Киселини ==

Дисоцијацијата на киселини во раствор значи разделување на протон (H<sup>+</sup>), за ова повеќе видете [[Киселино-базна реакција|теории за ацидо-базните реакции]]. Ова е рамнотежен процес, што значи дека дисоцијацијата и рекомбинацијата се случуваат во исто време. [[Киселинска дисоцијациска константа|Киселинската дисоцијациска константа]] *K*<sub>a</sub> е индикатор на јачината на киселината: појаките киселини имаат повисока вредност на *K*<sub>a</sub> (и помала вредност на p*K*<sub>a</sub>).

== Фрагментација ==

Фрагментацијата на молекулата може да се случи со процеси на [[хетеролиза]] или [[хомолиза]].

== Рецептори ==

[[Рецептор]]ите се [[белковина|белковини]] кои врзуваат мали [[лиганд]]и. Дисоцијациската константа *K*<sub>d</sub> се користи како индикатор на [[Афинитет (хемија)|афинитетот]] на лигандата кон рецепторот. Колку е поголем афинитетот на лигандата за рецепторот, толку е помала вредноста на *K*<sub>d</sub> (и поголема е вредноста на p*K''d).

## Наводи

## Поврзано
* Јонизација
* Киселина
* База (хемија)
* Топлинско разложување

Категорија:Аналитичка хемија