Il termine "dissociazione" in chimica e biochimicadenota il processo di decomposizione di composti chimici in ioni e radicali. La dissociazione è l'opposto dell'associazione o della ricombinazione ed è reversibile. La dissociazione viene quantificata utilizzando una quantità come il grado di dissociazione. Ha la designazione della lettera α e caratterizza la reazione di dissociazione che procede in sistemi omogenei (omogenei) secondo l'equazione: KA ↔ K + A, lo stato di equilibrio. KA sono particelle della sostanza iniziale, K e A sono piccole particelle, in cui particelle di materia più grandi si sono disintegrate a seguito della dissociazione. Da cui ne consegue che il sistema conterrà particelle dissociate e non dissociate. Se assumiamo che n molecole si siano disintegrate e non N molecole si siano disintegrate, allora questi valori possono essere usati per quantificare la dissociazione, che viene calcolata come percentuale: α = n • 100 / N o in frazioni di un'unità: α = n / N.
Cioè, il grado di dissociazione è il rapportoparticelle dissociate (molecole) di un sistema omogeneo (soluzione) al numero iniziale di particelle (molecole) in questo sistema (soluzione). Se è noto che α = 5%, significa che solo 5 molecole su 100 molecole iniziali sono sotto forma di ioni e le restanti 95 molecole non decadono. Per ogni sostanza specifica, α sarà individuale, poiché dipende dalla natura chimica della molecola, nonché dalla temperatura e dalla quantità di sostanza in un sistema omogeneo (in soluzione), cioè dalla sua concentrazione. Gli elettroliti forti, che comprendono alcuni acidi, basi e sali, si decompongono completamente in ioni in soluzione, per questo motivo non sono adatti per studiare il processo di dissociazione. Pertanto, per la ricerca vengono utilizzati elettroliti deboli, le cui molecole non si dissociano completamente in ioni in soluzione.
Per una reazione di dissociazione reversibile, la costantela dissociazione (Kd), che caratterizza lo stato di equilibrio, è determinata dalla formula: Kd = [K] [A] / [KA]. Come la costante e il grado di dissociazione sono correlati tra loro può essere considerato usando l'esempio di un elettrolita debole. In base alla legge di diluizione di Ostwald, si costruisce l'intero ragionamento logico: Kd = c • α2, dove c è la concentrazione della soluzione (in questo caso c = [CA]). È noto che 1 mol di una sostanza viene disciolta nel volume di una soluzione V dm3. Nello stato iniziale, la concentrazione di molecole della sostanza iniziale può essere espressa: c = [CA] = 1 / V mol / dm3, e la concentrazione di ioni sarà: [K] = [A] = 0 / V mol / dm3. Quando viene raggiunto l'equilibrio, i loro valori cambiano: [CA] = (1 - α) / V mol / dm3 e [K] = [A] = α / V mol / dm3, quindi Kd = (α / V • α / V) / (1 - α) / V = α2 / (1 - α) • V. Consideriamo il caso di elettroliti leggermente dissociati, il cui grado di dissociazione (α) si avvicina allo zero, e il volume della soluzione può essere espresso attraverso la concentrazione nota: V = 1 / [CA] = 1 / s. Quindi l'equazione può essere trasformata: Kd = α2 / (1 - α) • V = α2 / (1 - 0) • (1 / s) = α2 • s, e, estraendo la radice quadrata della frazione Kd / s, puoi calcolare il grado di dissociazione α. Questa legge è valida se α è molto inferiore a 1.
Per elettroliti forti in misura maggioreil termine grado apparente di dissociazione è adatto. Si trova come rapporto tra la quantità apparente di particelle dissociate e quella reale o dalla formula per determinare il coefficiente isotonico (chiamato fattore di Van't Hoff e mostra il vero comportamento di una sostanza in soluzione): α = (i - 1) / (n - 1). Qui i è il coefficiente isotonico e n è il numero di ioni formati. Per le soluzioni, le cui molecole si sono completamente disintegrate in ioni, α ≈ 1, e con concentrazione decrescente, α tende sempre più a 1. Tutto ciò è spiegato dalla teoria degli elettroliti forti, che afferma che il movimento di cationi e anioni di molecole disintegrate di un elettrolita forte è impedito per diversi motivi. Innanzitutto, gli ioni sono circondati da molecole di solventi polari, questa interazione elettrostatica è chiamata solvatazione. Secondo: cationi e anioni caricati in modo opposto in soluzione formano associati o coppie di ioni dovuti all'azione di forze di attrazione reciproca. Gli associati si comportano allo stesso modo delle molecole non dissociate.
