Disocijacija (hemija)

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Jump to navigation Jump to search
Preferences-system.svg Ovom članku potrebna je jezička standardizacija, preuređivanje ili reorganizacija.
Pogledajte kako poboljšati članak, kliknite na link uredi i doradite članak vodeći računa o standardima Wikipedije.
Gnome-edit-clear.svg Ovaj članak zahtijeva čišćenje.
Molimo Vas da pomognete u poboljšavanju članka pišući ili ispravljajući ga u enciklopedijskom stilu.
Commons-emblem-issue.svg Tačnost podataka u ovom članku je osporena.
Molimo da provjerite i ispravite netačnosti u članku.

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]

Glavni članak: Disocijacijska konstanta

Za reverzibilnu disocijaciju u hemijskoj ravnoteži:

AB ↔ A + B;

disocijacijska konstanta Ka je odnos disociranih i nedisociranih sastojaka:

;

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 [ion]]e 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 . Ako rastvorena supstanca disocira u ione, tada

Naprimjer, za sljedeću disocijaciju:

KCl ↔ K+ + Cl

ako je , imamo

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]

  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.

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]