**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.

Дисоцијациона константа
-----------------------

За повратни дисоцијации при хемиска рамнотежа

AB is in equilibrium with A + B
дисоцијационата константа *K*d го претставува односот на дисоцирано и недисоцирано соединение:

{\displaystyle 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, H2SO4, 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 is in equilibrium with 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:

{\displaystyle K\_{p}=\mathrm {\frac {p(NO\_{2})^{2}}{p(N\_{2}O\_{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:

{\displaystyle K\_{p}=\mathrm {{\frac {(p\_{T})^{2}(x(NO\_{2}))^{2}}{(p\_{T})(x(N\_{2}O\_{4}))}}={\frac {(p\_{T})(x(NO\_{2}))^{2}}{(x(N\_{2}O\_{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:

{\displaystyle 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*p 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+), 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 дисоцијациона константа *K*a е индикатор на јачината на киселината: појаките киселини имаат повисока вредност на *K*a (и помала вредност на p*K*a).

Фрагментација
-------------

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

Рецептори
---------

Рецепторите се белковини кои врзуваат мали лиганди. Дисоцијационата константа *K*d се користи како индикатор на афинитетот на лигандата кон рецепторот. Колку е поголем афинитетот на лигандата за рецепторот, толку е помала вредноста на *K*d (и поголема е вредноста на p*K*d).

Поврзано
--------

* Јонизација
* Киселина
* База (хемија)
* Топлинско распаѓање