Stupanj disocijacije slabih i jakih elektrolita

Pojam "disocijacija" u kemiji i biokemiji odnosi se na proces raspadanja kemijskih spojeva u ione i radikale. Disocijacija je suprotan fenomen povezivanja ili rekombinacije, i to je reverzibilna. Disocijacija je kvantificirana količinom kao što je stupanj disocijacije. Ima oznaku slova alfa i karakterizira reakciju disocijacije u homogenoj reakciji (homogeni) sustavi pomoću jednadžbe: harr-K + A, stanje ravnoteže. SC su čestice početne tvari, K i A su male čestice, u koje se veće čestice tvari raspadaju kao rezultat disocijacije. Iz toga slijedi da će u sustavu biti disocirane i neuzgojene čestice. Ako pretpostavimo da su molekule n degenerirane, a ne molekule N razgrađene, tada se te količine mogu upotrijebiti za kvantificiranje disocijacije koja se izračunava kao postotak: alfa = n • 100 / N ili u frakcijama jedinice: alfa = n / N.

To znači da je stupanj disocijacije omjer razdvojenih čestica (molekula) homogenog sustava (otopina) u početni broj čestica (molekula) u ovom sustavu (otopina). Ako je poznato alfa = 5%, to znači da su samo 5 molekula od 100 izvornih molekula u obliku ionija, a preostale 95 molekule ne propadaju. Za svaku specifičnu tvar alfa će biti individualna, jer ovisi o kemijskoj prirodi molekule, kao io temperaturi i količini tvari u homogenom sustavu (u otopini), to jest na njegovoj koncentraciji. Jaki elektroliti, koji uključuju neke kiseline, baze i soli, potpuno se otapaju u ionima u otopini, zbog toga nisu prikladni za proučavanje procesa disocijacije. Stoga se za ispitivanje koriste slabi elektroliti, čije molekule disociraju u otopini u ionima u potpunosti.

Za reverzibilnu reakciju disocijacija disocijacije (Kd), koji karakterizira stanje ravnoteže, određuje se formulom: Kd = [K] [A] / [KA]. Kako se konstanta i stupanj disocijacije međusobno odnose, može se uzeti u obzir primjer slabog elektrolita. Na temelju zakona razrjeđivanja Ostwald, svo logično razmišljanje je izgrađeno: Kd = c • alfa-2, gdje je c koncentracija otopine (u ovom slučaju, c = [KA]). Poznato je da se 1 mola tvari otopi u volumenu otopine V dm3. U početnom stanju, koncentracija molekula početne tvari može se izraziti: c = [KA] = 1 / V mol / dm3, a koncentracije iona će biti: [K] = [A] = 0 / V mol / dm3. Kada se dostigne ravnoteža, njihove vrijednosti se mijenjaju: [KA] = (1 - alfa -) / V mol / dm3 i [K] = [A] = je alfa / V mol / dm3, tada je Kd = (alfa / V • alfa- / V) / (l- alfa -) / V = alfa-2 / (l- alfa) • V. Razmatra se slučaj nekoliko disocijacijskih elektrolita, stupanj disocijacije (alfa) koji približava nuli, a volumen otopine može se izraziti kroz poznatu koncentraciju: V = 1 / [KA] = 1 / s. Zatim se jednadžba može transformirati: Kd = alfa-2 / (l- alfa-) • V = alfa-2 / (1-0) • (1 / s) = alfa-2 • c, a, ekstrahiranje kvadratnog korijena frakcije Kd / s, možemo izračunati stupanj disocijacije alfa. Ovaj zakon vrijedi ako alfa - manje od 1.

Za snažne elektrolite, pojam "vidljiv stupanj disocijacije" je prikladniji. Utvrđeno je da je omjer vidljivog broja disociranih čestica do stvarnog ili iz formule definicije izotonični koeficijent (nazvan Van`t Hoff faktor i pokazuje istinsko ponašanje tvari u otopini): alfa = (i-1) / (n-1). Ovdje je izotonični koeficijent, a n je broj stvorenih iona. Za rješenja čije su molekule potpuno razbijene u ione, alfa asymp-1, i sa smanjenom koncentracijom alfa sve više teži 1. Sve to se objašnjava teorijom jakih elektrolita, koja tvrdi da je kretanje kationa i aniona razloženih molekula jakog elektrolita teško zbog nekoliko razloga. Prvo: ioni su okruženi molekulama polarnog otapala, ta se elektrostatska interakcija naziva solvatacija. Drugi: za razliku od nabijenih kationa i aniona koji su u rješenju, djelovanjem uzajamnih atrakcijskih sila, formiraju suradnike ili ionske parove. Suradnici se ponašaju na isti način kao i ne-disocirane molekule.