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[uredi | uredi izvor]

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[uredi | uredi izvor]

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 [uredi | uredi izvor]

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[uredi | uredi izvor]

^ 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[uredi | uredi izvor]

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]