Частным случаем диссоциации (процесса распада Lielākas vielas daļiņas - jonu vai radikāļu molekulas - mazākās daļiņās) ir elektrolītiska disociācija, kurā vielas neitrālās molekulas, ko sauc par elektrolītu, šķīdumā (polārā šķīdinātāja molekulu iedarbības rezultātā) sadalās uz lādētajām daļiņām: katjonus un anjonus. Tas izskaidro elektrolīta šķīdumu spēju veikt strāvu.
Parasti visas elektrolītes tiek sadalītas divās grupās:vājš un spēcīgs. Ūdens pieder pie vājiem elektrolītiem, ūdens disociāciju raksturo neliels daudzums sadalīto molekulu, jo tie ir diezgan stabili un praktiski nav sadalīti jonos. Tīrs (bez piemaisījumiem) ūdens vāji veic elektrisko strāvu. Tas ir saistīts ar pašas molekulas ķīmisko dabu, kad pozitīvi polarizētie ūdeņraža atomi tiek ievesti salīdzinoši mazā skābekļa atoma elektronos, kas ir negatīvi polarizēti.
Elektrolītu stiprums un vājums raksturodisociācijas pakāpe (apzīmē ar α, bieži šī vērtība tiek izteikta% no 0 līdz 100 vai vienības daļās no 0 līdz 1) - spēja saplīst jonās, tas ir, sadalīšanās daļiņu skaita attiecība pret daļiņu skaitu pirms sabrukšanas. Vielas, tādas kā skābes, sāļi un bāzes, kas pakļauti polārā ūdens molekulu iedarbībai, pilnīgi izkristalizējas jonos. Ūdens disociāciju papildina H2O molekulu sadalīšanās protonā H + un hidroksilgrupā OH-. Ja mēs attēlojam elektrolīta disociācijas vienādojumu formā: M = K ++ A-, tad ūdens disociāciju var izteikt ar vienādojumu: H2O HH + OH- un vienādojumu, ar kuru aprēķina ūdens disociācijas pakāpi, var attēlot divās formās ( veidoto protonu koncentrācija vai izveidoto hidroksilgrupu koncentrācija): α = [H +] / [H2O] vai α = [OH-] / [H2O]. Tā kā α vērtību ietekmē ne tikai vielas ķīmiskais raksturs, bet arī šķīduma vai tā temperatūras koncentrācija, parasti ir runāts par šķietamo (iedomātu) disociācijas pakāpi.
Vāju elektrolītu molekulu, tostarpŪdens, kas lielākā mērā sadalās jonos, raksturo disociācijas konstante (īpašs līdzsvara konstanta gadījums), ko parasti apzīmē kā Cd. Lai aprēķinātu šo vērtību, tiek piemērots efektīvo masu likums, kas nosaka attiecību starp iegūto un sākotnējo vielu masām. Ūdens elektrolītiskā disociācija ir sākotnējo ūdens molekulu sadalīšanās ūdeņraža protonos un hidroksilgrupā, tādēļ disociācijas konstante tiek izteikta ar vienādojumu: CD = [H +] - [OH -] / [H2O]. Šis ūdens daudzums ir nemainīgs un ir atkarīgs tikai no temperatūras 25 ° C temperatūrā, Kd = 1,86 • 10-16.
Зная молярную массу воды (18 грамм/моль), а также Neņemot vērā disociēto molekulu koncentrāciju un ņemot 1 dm3 ūdens uz 1000 g, mēs varam aprēķināt nesadalītu molekulu koncentrāciju 1 dm3 ūdens: [Н2О] = 1000 / 18,0153 = 55,51 mol / dm3. Tad, no disociācijas konstantes vienādojuma, var atrast produkciju no protonu un hidroksilgrupu koncentrācijām: [H +] • [OH -] = 1,86 • 10-16 • 55,51 = 1 • 10-14. Kad kvadrātsakni iegūst no iegūtās vērtības, iegūst protonu koncentrāciju, kas nosaka šķīduma skābumu un ir vienāda ar hidroksilgrupu koncentrāciju: [H +] = [OH -] = 1 • 10-7.
Bet ūdens veidā šāda tīrība navsakarā ar to, ka tajā ir izšķīdušās gāzes, vai ūdens piesārņojums ar citām vielām (patiesībā ūdens ir dažādu elektrolītu šķīdums), tāpēc 25 ° C temperatūrā ūdeņraža protonu koncentrācija vai hidroksilgrupu koncentrācija atšķiras no 1 • 10-7. Tas ir, ūdens skābums, kas rodas ne tikai procesa, piemēram, ūdens disociācijas, plūsmas dēļ. Ūdeņraža indekss ir ūdeņraža jonu (pH) koncentrācijas negatīvais logaritms, kas tiek izmantots, lai novērtētu ūdens un ūdens šķīdumu skābumu vai sārmainību, jo skaitļus ar negatīviem grādiem ir grūti izmantot. Tīram ūdenim, pH = 7, bet, tā kā dabā nav tīra ūdens, un ūdens disociācija notiek kopā ar citu izšķīdinātu elektrolītu sadalīšanos, pH var būt mazāks vai lielāks par 7, tas ir, ūdenim, praktiski, pH 7.
