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 kimyasal denge A + B
*K*d ayrışma sabiti, ayrışanların çözülmemiş bileşiğe oranıdır

{\displaystyle 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 **{\displaystyle i}** arasında basit bir ilişki vardır. Çözünen madde {\displaystyle n} iyonlarına çözünürse, o zaman

{\displaystyle i=1+\alpha (n-1)}
Örneğin, aşağıdaki ayrışma için

KCl kimyasal denge K + + Cl -
{\displaystyle n=2} için {\displaystyle 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 kimyasal denge 2 NO 2
Diazot tetroksit başlangıç konsantrasyonu litre başına 1 mol ise, bu, denge verirken α ile, stokiyometri ile, NO2'nin 2α molleri ile azalacaktır.. Denge sabiti (basınç cinsinden) şu denklem ile gösterilir:

{\displaystyle 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;

{\displaystyle K\_{p}={\frac {\ce {{p\_{T}}^{2}(x(NO2))^{2}}}{\ce {p\_{T}\cdot x(N2O4)}}}={\frac {\ce {p\_{T}(x(NO2))^{2}}}{\ce {x(N2O4)}}}}
Dengedeki toplam mol sayısı (1-α) + (2α) 'dır ve 1+α'ya eşdeğerdir. Böylece mol fraksiyonlarının alfa cinsinden gerçek değerlerle ikame edilmesi ve basitleştirilmesi;

{\displaystyle K\_{p}={\frac {{\ce {p\_T(4\alpha^2)}}}{(1+\alpha )(1-\alpha )}}={\frac {{\ce {p\_T(4\alpha^2)}}}{1-\alpha ^{2}}}}
Bu denklem Le Chatelier'in İlkesine uygundur. *K*p sıcaklıkla sabit kalacaktır. Sisteme basınç eklenmesi, pT değerini artıracaktır, bu nedenle α, *K*p'yi sabit tutmak için düşmelidir. Aslında, dengenin basıncının arttırılması, dinitrojen tetroksit oluşumunu destekleyen sola kaymaya yardımcı olur (dengenin bu tarafında olduğu gibi, basınç mol sayısı ile orantılı olduğundan daha az basınç vardır), dolayısıyla α ayrışma kapsamını azaltır.

Sulu çözelti içindeki asitler
-----------------------------

Bir asitin su çözücüsünde reaksiyonu genellikle bir ayrışma olarak tanımlanır

{\displaystyle {\ce {HA<=>{H+}+{A^{-}}}}}

burada, HA, örneğin asetik asit, CH3COOH gibi bir proton asittir. Çift ok, ayrışmanın ve rekombinasyonun aynı anda meydana geldiği bir denge sürecinin gerçekleştiği anlamına gelir. Bu, asit ayrışma sabiti anlamına gelir

{\displaystyle K\_{\ce {a}}={\ce {\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}}}
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

{\displaystyle {\ce {{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

{\displaystyle K\_{\ce {a}}={\ce {\frac {[H\_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]}}}}
{\displaystyle {\ce {[H\_2O]}}} dahil edilmemiştir çünkü seyreltik solüsyonda çözücü esasen bir termodinamik aktiviteye sahip saf bir sıvıdır. :668

Ka çeşitli bir *ayrışma sabiti*, bir *asit iyonlaşma sabiti,*:668 bir *asit sabiti* veya bir *iyonizasyon sabiti* gibi şekillerde adlandırılabilir.:708 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
--------

1. 1 2  Atkins P. and de Paula J. *Physical Chemistry* (8th ed. W.H.Freeman 2006) p.763 978-0-7167-8759-4
2. 1 2  *General chemistry: principles and modern applications*. 8th. Upper Saddle River, N.J: Prentice Hall. 2002. ISBN 978-0-13-014329-7. OCLC 46872308.
3. ↑  Laidler K.J. *Physical Chemistry with Biological Applications* (Benjamin/Cummings) 1978, p.307 978-0-8053-5680-9

|  |  |
| --- | --- |
| Otorite kontrolü Bunu Vikiveri'de düzenleyin | 
* GND: 4131115-2
* LCCN: sh85038500
* NLI: 987007557958505171

 |