Електролитна дисоцијација

Од Википедија, слободната енциклопедија
Прејди на: содржини, барај

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 Бренштед-Лориева киселина се меша со вода, се раскинува една ковалентна врска меѓу еден електронегативен атом и еден водороден атом по пат на хетеролитичка фисија, при што се добива протон и негативен јон. Дисоцијацијата е спротивен процес на асоцијација и рекомбинација. Процесот често се меша со јонизација.

Дисоцијациона константа[уреди]

За повратни дисоцијации при хемиска рамнотежа

AB is in equilibrium with A + B

дисоцијационата константа Kd 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[уреди]

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[уреди]

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:

K_p = \mathrm{\frac{p(NO_2)^2}{p(N_2O_4)}}

каде p го претставува парцијалниот притисок. Оттука, преку дефиницијата за парцијален притисок и користејќи го pT 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_2O_4))} = \frac{(p_T)(x(NO_2))^2}{(x(N_2O_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. Kp 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 'Kp 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[уреди]

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 Ka е индикатор на јачината на киселината: појаките киселини имаат повисока вредност на Ka (и помала вредност на pKa).

Фрагментација[уреди]

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

Рецептори[уреди]

Рецепторите се протеини кои врзуваат мали лиганди. Дисоцијационата константа Kd се користи како индикатор на афинитетот на лигандата кон рецепторот. Колку е поголем афинитетот на лигандата за рецепторот, толку е помала вредноста на Kd (и поголема е вредноста на pKd).

Видете исто така[уреди]