Ayrışma (kimya)

Kimya ve biyokimyada **ayrışma**, moleküllerin (veya tuzlar veya bileşikler gibi iyonik bileşiklerin) atomlar, iyonlar veya radikaller gibi daha küçük parçacıklara ayrıldığı genel bir süreçtir. Örneğin, bir asit suda çözündüğünde, bir elektronegatif atom ile bir hidrojen atomu arasındaki kovalent bir bağ, bir proton (H+) ve bir negatif iyon veren heterolitik fisyon tarafından kırılır. Ayrışma, **birleşme** veya **rekombinasyonun** tersidir.

## Ayrışma sabiti
Kimyasal bir dengede tersinir ayrışmalar için

: AB  A + B

*K*d ayrışma sabiti, ayrışanların çözülmemiş bileşiğe oranıdır

: K_d = \mathrm{\frac{[A][B]}{[AB]}}

parantezler türlerin denge konsantrasyonlarını gösterir.

## Ayrışma derecesi
Ayrışma derecesi, ayrışmış orijinal çözünen moleküllerin fraksiyonudur. Genellikle Yunan sembolü α ile gösterilir. Daha doğrusu, ayrışma derecesi, mol başına iyonlara veya radikallere ayrışan çözünen madde miktarını ifade eder. Çok güçlü asitler ve bazlar durumunda, ayrışma derecesi 1'e yakın olacaktır. Daha az güçlü asitler ve bazlar daha az ayrışma derecesine sahip olacaktır. Bu parametre ile van 't Hoff faktörü **<math>i</math>** arasında basit bir ilişki vardır. Çözünen madde n iyonlarına çözünürse, o zaman

: i = 1 + \alpha (n - 1)

Örneğin, aşağıdaki ayrışma için

: KCl  K + + Cl -

n = 2 için i = 1 + \alpha olacaktır.

## Tuzlar
*Ayrıca bakınız: [[Çözünürlük dengesi]]*

Tuzların su gibi bir çözelti içinde çözülerek ayrışması, anyonların ve katyonların ayrılması anlamına gelir. Tuz, çözücünün buharlaştırılmasıyla geri kazanılabilir.

Bir elektrolit, serbest iyonlar içeren ve elektriksel olarak iletken bir ortam olarak kullanılabilen bir maddeyi ifade eder. Çözünen maddenin çoğu zayıf bir elektrolit içinde ayrışmazken, güçlü bir elektrolitte daha yüksek bir çözünen madde oranı ayrışarak serbest iyonlar oluşturur.

Zayıf bir elektrolit, çözelti içinde çoğunlukla molekül formunda bulunan ("ayrışmamış" olduğu söylenen), iyon şeklinde sadece küçük bir fraksiyonu olan bir maddedir. Basitçe bir maddenin kolayca ayrışmaması onu zayıf bir elektrolit yapmaz. Asetik asit (CH3COOH) ve amonyum (NH4+) iyi örneklerdir. Asetik asit suda son derece çözünür, ancak bileşiğin çoğu moleküller halinde çözünerek onu zayıf bir elektrolit haline getirir. Zayıf bazlar ve zayıf asitler genellikle zayıf elektrolitlerdir. Sulu bir çözelti içinde bir miktar CH3COOH ve bir miktar da CH3COO− ve ortaya H+ çıkacaktır.

Güçlü bir elektrolit, çözeltide tamamen veya neredeyse tamamen iyonlar halinde bulunan bir çözünen maddedir. Yine, bir elektrolitin gücü, moleküllerden ziyade iyon olan çözünen madde yüzdesi olarak tanımlanır. Yüzde ne kadar yüksekse, elektrolit o kadar güçlüdür. Bu nedenle, bir madde çok çözünür olmasa da, tamamen iyonlara ayrışsa bile, madde güçlü bir elektrolit olarak tanımlanır. Zayıf bir elektrolit için de benzer mantık geçerlidir. Güçlü asitler ve bazlar, HCl ve H2SO4 iyi örneklerdir. Bunların hepsi sulu bir ortamda iyonlar olarak var olacaktır.

## Gazlar
Gazlardaki ayrışma derecesi, α sembolü ile gösterilir, burada α, çözünen gaz moleküllerinin yüzdesini belirtir. Denklemin stokiyometrisine bağlı olarak Kp ve α arasında çeşitli ilişkiler mevcuttur. Örnek olarak diazot tetroksit (N2O4)  ile ayrışan nitrojen dioksit (NO2) alınacaktır.

: N 2 O 4  2 NO 2

Diazot tetroksit başlangıç konsantrasyonu litre başına 1&nbsp;mol ise, bu, denge verirken α ile, stokiyometri ile, NO2'nin 2α molleri ile azalacaktır.. Denge sabiti (basınç cinsinden) şu denklem ile gösterilir:

: K_p = \frac\ce{p(NO2)^2}\ce{p(N2O4)}

P, kısmi basıncı temsil eder. Bu nedenle, kısmi basıncın tanımı ve toplam basıncı temsil etmek için pT ve mol fraksiyonunu temsil etmek için x kullanırsak;

: K_p = \frac\ce

Bununla birlikte, Brønsted-Lowry asit-baz teorisi, *proton* H+'nın çözelti içinde mevcut olmadığını, bunun yerine hidronyum iyonu H3O+ oluşturmak için bir su molekülü tarafından *kabul* edildiğini (bağlandığını) belirten daha doğru bir açıklama sunar.

Reaksiyon bu nedenle şu şekilde daha doğru olarak yazılır

{HA} + H2O  {H3O+} + A^-

ve daha iyi bir *iyonlaşma* veya iyon oluşumu olarak tanımlanır (HA'nın net yükünün olmadığı durum için). Denge sabiti o zaman

: K_{\ce a} = \ce{\frac{[H_3O^+] [A^-]}{[HA]}}

[H_2O]  dahil edilmemiştir çünkü seyreltik solüsyonda çözücü esasen bir termodinamik aktiviteye sahip saf bir sıvıdır. 

Ka çeşitli bir *ayrışma sabiti*, bir *asit iyonlaşma sabiti,* bir *asit sabiti* veya bir *iyonizasyon sabiti* gibi şekillerde adlandırılabilir. Bu asit kuvvetinin bir göstergesi olarak hizmet eder: güçlü asitler daha yüksek bir *K*a değerine (ve daha düşük bir p*K*a değerine) sahiptir.

## Parçalanma
Bir molekülün parçalanması, bir heteroliz veya homoliz süreci ile gerçekleşebilir.

## Reseptörler
Reseptörler, küçük ligandları bağlayan proteinlerdir . Ayrışma sabiti *K*d ligandın reseptöre afinitesinin bir göstergesi olarak kullanılır. Reseptör için ligand afinitesi ne kadar yüksek olursa, *K*ddeğeri o kadar düşük olur (ve p*K*d değeri o kadar yüksek olur).

## Ayrıca bakınız

* Bağ ayrışma enerjisi
* Foto ayrışma, moleküllerin fotonlarla ayrışması (ışık, gama ışınları, x-ışınları)
* Radyoliz, iyonlaştırıcı radyasyonla moleküllerin ayrışması
* Termal bozunma

## Kaynakça