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, 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 K_p 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:

$K_{p}=\mathrm {\frac {p(NO_{2})^{2}}{p(N_{2}O_{4})}}$

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

$K_{p}=\mathrm {{\frac {(p_{T})^{2}(x(NO_{2}))^{2}}{(p_{T})(x(N_{2}O_{4}))}}={\frac {(p_{T})(x(NO_{2}))^{2}}{(x(N_{2}O_{4}))}}}$

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:

$K_{p}={\frac {(\mathrm {p_{T}} )(4\alpha ^{2})}{(1+\alpha )(1-\alpha )}}={\frac {(\mathrm {p_{T}} )(4\alpha ^{2})}{(1-\alpha ^{2})}}$

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 p_T, 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 дисоцијациска константа K_a е индикатор на јачината на киселината: појаките киселини имаат повисока вредност на K_a (и помала вредност на pK_a).

Фрагментација

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

Рецептори

Рецепторите се белковини кои врзуваат мали лиганди. Дисоцијациската 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 pK_d).