Le terme «dissociation» en chimie et biochimiedésigne le processus de décomposition des composés chimiques en ions et radicaux. La dissociation est l'opposé de l'association ou de la recombinaison et est réversible. La dissociation est quantifiée à l'aide d'une quantité telle que le degré de dissociation. Il a la désignation de lettre α et caractérise la réaction de dissociation se déroulant dans des systèmes homogènes (homogènes) selon l'équation: KA ↔ K + A, l'état d'équilibre. KA sont des particules de la substance initiale, K et A sont de petites particules dans lesquelles de plus grosses particules de matière se sont désintégrées à la suite de la dissociation. D'où il s'ensuit que le système contiendra des particules dissociées et non dissociées. Si nous supposons que n molécules se sont désintégrées, et non N molécules se sont désintégrées, alors ces valeurs peuvent être utilisées pour quantifier la dissociation, qui est calculée en pourcentage: α = n • 100 / N ou en fractions d'unité: α = n / N.
Autrement dit, le degré de dissociation est le rapportparticules dissociées (molécules) d'un système homogène (solution) au nombre initial de particules (molécules) dans ce système (solution). Si on sait que α = 5%, cela signifie que seules 5 molécules sur 100 molécules initiales sont sous forme d'ions, et les 95 molécules restantes ne se désintègrent pas. Pour chaque substance spécifique, α sera individuel, car il dépend de la nature chimique de la molécule, ainsi que de la température et de la quantité de substance dans un système homogène (en solution), c'est-à-dire de sa concentration. Les électrolytes forts, qui comprennent certains acides, bases et sels, se décomposent complètement en ions en solution, pour cette raison ils ne conviennent pas à l'étude du processus de dissociation. Par conséquent, des électrolytes faibles sont utilisés pour la recherche, dont les molécules ne se dissocient pas complètement en ions en solution.
Pour une réaction de dissociation réversible, la constantela dissociation (Kd), caractérisant l'état d'équilibre, est déterminée par la formule: Kd = [K] [A] / [KA]. La relation entre la constante et le degré de dissociation peut être envisagée à l'aide de l'exemple d'un électrolyte faible. En se basant sur la loi de dilution d'Ostwald, tout le raisonnement logique est construit: Kd = c • α2, où c est la concentration de la solution (dans ce cas, c = [CA]). On sait que 1 mole d'une substance est dissoute dans le volume d'une solution V dm3. A l'état initial, la concentration en molécules de la substance initiale peut être exprimée: c = [CA] = 1 / V mol / dm3, et la concentration en ions sera: [K] = [A] = 0 / V mol / dm3. Lorsque l'équilibre est atteint, leurs valeurs changent: [CA] = (1 - α) / V mol / dm3 et [K] = [A] = α / V mol / dm3, alors Kd = (α / V • α / V) / (1 - α) / V = α2 / (1 - α) • V. On considère le cas d'électrolytes légèrement dissociables, dont le degré de dissociation (α) s'approche de zéro, et le volume de la solution peut être exprimé par la concentration connue: V = 1 / [CA] = 1 / s. Ensuite, l'équation peut être transformée: Kd = α2 / (1 - α) • V = α2 / (1 - 0) • (1 / s) = α2 • s, et, en extrayant la racine carrée de la fraction Kd / s, vous pouvez calculer le degré de dissociation α. Cette loi est valable si α est bien inférieur à 1.
Pour des électrolytes puissants dans une plus grande mesurele terme degré apparent de dissociation convient. Il se trouve comme le rapport de la quantité apparente de particules dissociées à la vraie ou à partir de la formule de détermination du coefficient isotonique (appelé facteur de Van't Hoff et montre le véritable comportement d'une substance en solution): α = (i - 1) / (n - 1). Ici, i est le coefficient isotonique et n est le nombre d'ions formés. Pour les solutions dont les molécules se sont complètement désintégrées en ions, α ≈ 1, et avec une concentration décroissante, α tend de plus en plus vers 1. Tout cela s'explique par la théorie des électrolytes forts, qui stipule que le mouvement des cations et des anions des molécules désintégrées d'un électrolyte fort est entravé pour plusieurs raisons. Premièrement, les ions sont entourés de molécules de solvant polaire, cette interaction électrostatique est appelée solvatation. Deuxièmement: des cations et des anions chargés de manière opposée sous forme d'associés en solution ou de paires d'ions en raison de l'action de forces d'attraction mutuelle. Les associés se comportent de la même manière que les molécules non dissociées.
