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.
1 Дисоцијациска константа
За повратни дисоцијации при хемиска рамнотежа
: AB A + B
дисоцијациската константа ''K''<sub>d</sub> го претставува односот на дисоцирано и недисоцирано соединение:
:<math>K_d = \mathrm{\frac{[A][B]}{[AB]</math>
каде заградите ги означуваат концентрациите на рамнотежа на хемиската единка.
2 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 (CH<sub>3</sub>COOH) и амониумот (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) 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 CH<sub>3</sub>COOH и малку CH<sub>3</sub>COO<sup>-</sup> и H<sup>+</sup> 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.
3 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 K<sub>p</sub> и α, во зависност од стехиометријата на равенката. Како пример ќе се земе дисоцијацијата на диазот тетраоксид (N<sub>2</sub>O<sub>4</sub>) до азот диоксид (NO<sub>2</sub>):
:N<sub>2</sub>O<sub>4</sub> 2NO<sub>2</sub>
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 NO<sub>2</sub>. Константата на рамнотежа (во рамки на притисок) е дадена со равенката:
<math>K_p = \mathrm{\frac{p(NO_2)^2}{p(N_2O_4)</math>
каде p го претставува делумниот притисок. Оттука, преку дефиницијата за делумен притисок и користејќи го p<sub>T</sub> за претставување на вкупниот притисок и x за претставување на молската фракција, имаме:
<math>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))</math>
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:
<math>K_p = \frac{(\mathrm{p_T})(4\alpha^2)}{(1+\alpha)(1-\alpha)} = \frac{(\mathrm{p_T})(4\alpha^2)}{(1-\alpha^2)}</math>
Оваа равенка е во согласност со Принципот на Ле Шателје и Браун. ''K''<sub>p</sub> ќе остане постојана со температурата. Додавањето на притисок на системот ќе ја намали вредноста на p<sub>T</sub>, 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.
4 Киселини
Дисоцијацијата на киселини во раствор значи разделување на протон (H<sup>+</sup>), за ова повеќе видете теории за ацидо-базните реакции. Ова е рамнотежен процес, што значи дека дисоцијацијата и рекомбинацијата се случуваат во исто време. 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>).
5 Фрагментација
Фрагментацијата на молекулата може да се случи со процеси на хетеролиза или хомолиза.
6 Рецептори
Рецепторите се белковини кои врзуваат мали лиганди. Дисоцијациската константа ''K''<sub>d</sub> се користи како индикатор на 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''<sub>d</sub>).
7 Поврзано
* Јонизација
* Киселина
* База (хемија)
* Топлинско разложување