Disocijacija (hemija)

Disocijacija je proces u kojem se složene molekule razlažu na manje, stvarajući ione i radikale, obično u reverzibilnom smjeru. Naprimjer, kada se neka kiselina razlaže u vodi, kovalentna veza između elektronegativnog atoma i vodika se prekida heterolitskom fisijom, dajući proton (H⁺) i jedan negativni ion. Disociacija je suprotna procesu koji se zove rekombinacija.^[1]^[2]

Disocijacijska konstanta

Za reverzibilnu disocijaciju u hemijskoj ravnoteži:

AB ↔ A + B;

disocijacijska konstanta K_a je odnos disociranih i nedisociranih sastojaka:

K_{a}=\mathrm {\frac {[A][B]}{[AB]}}

;

gdje zagrade označavaju ravnotežne koncentracije vrste.

Stepen disocijacije

Stepen disocijacije je frakcija disociranih molekula originalnog rastvora. Obično se označava grčkim slovom α. Tačnije, stepen disocijacije se odnosi na iznos rastvora koji se razložio u ione ili radikale po molu. U slučaju vrlo jakih kiselina i baza, stupanj disocijacije će biti blizu 1. Manje jake kiseline i baze će imati manji stupanj disocijacije. Postoji jednostavan odnos između ovog parametra i van 't Hoffovog faktora $i$ . Ako rastvorena supstanca disocira u $n$ ione, tada:

i=1+\alpha (n-1)

Naprimjer, za sljedeću disocijaciju:

KCl ↔ K⁺ + Cl⁻

ako je $n=2$ , imamo $i=1+\alpha$

Soli

Disocijacija soli rastvaranjem u otapalu vode znači odvajanje aniona i kationa. Soli se mogu povratiti isparavanjem otapala.

Elektroliti su supstance koje sadrže slobodni ion i mogu se koristi kao elektroprovodni medij. Većina rastvora ne disociraju u slabe elektrolite, dok je u jakim elektrolitima veći odnos rastvora koji se odvaja za formiranje slobodnih iona.

Slabi elektrolit je supstanca koja je rastvorljiva, uglavnom u obliku molekula (za koje se kaže da su "nedisocirane"), sa samo malim dijelom u obliku iona. Sirćetna kiselina (CH₃COOH) i amonij (NH₄⁺) su dobri primjeri. Sirćetna kiselina je izuzetno rastvorljiva u vodi, ali se većina njenih spojeva rastapa u molekule, čineći ih slabim elektrolitima. Slabe baze i slabe kiseline su uglavnom slabi elektroliti. U vodenoj otopini to mogu biti neki CH₃COOH i neki CH₃COO^- i H⁺.

Jak elektrolit je onaj koji se u rastvoru nalazi potpuno ili gotovo potpuno u obliku iona. Snaga elektrolita se i ovdje definira kao postotak rastvora koji je u formi iona, a ne molekula. Što je veći postotak, to je jači elektrolit. Prema tome, čak i ako supstanca nije jako topljiva, ali se potpuno disocira u ione, ona se definira kao jak elektrolit. Slična logika se odnosi na ploče elektrolita. Dobri primjeri su jake kiseline i baze, kao što su HCl i H₂SO₄, koje u vodenoj otopini potpuno ioniziraju.

Reference

^ Hunter G. K. (2000): Vital Forces. The discovery of the molecular basis of life. Academic Press, London 2000, ISBN 0-12-361811-8.
^ Nelson D. L., Cox M. M. (2013): Lehninger Principles of Biochemistry. W. H. Freeman and Co., ISBN 978-1-4641-0962-1.

Vanjski linkovi

Ralph H. Petrucci. General Chemistry: Principles and Modern Applications, Volume 1.
Keith J. Laidler. Physical chemistry with biological applications.

[1] Hunter G. K. (2000): Vital Forces. The discovery of the molecular basis of life. Academic Press, London 2000, ISBN 0-12-361811-8.

[2] Nelson D. L., Cox M. M. (2013): Lehninger Principles of Biochemistry. W. H. Freeman and Co., ISBN 978-1-4641-0962-1.

[1]

[2]