Термин «диссоциация» в химии и биохимии betegner prosessen med nedbrytning av kjemiske forbindelser til ioner og radikaler. Dissosiasjon er det motsatte av assosiasjon eller rekombinasjon, og det er reversibelt. Kvantifisering av dissosiasjon utføres ved bruk av en slik mengde som dissosiasjonsgraden. Den har bokstavbetegnelsen α og kjennetegnes i dissosiasjonsreaksjonen som forekommer i homogene (homogene) systemer i henhold til ligningen: KA ↔ K + A, likevektsstilstanden. KA er partikler av utgangsstoffet, K og A er små partikler som større partikler av stoffet har dekomponert som et resultat av dissosiasjon. Fra dette følger det at i systemet vil det være dissosierte og uforenede partikler. Hvis vi antar at n-molekyler forfalt og N-molekyler ikke forfalt, kan disse verdiene brukes til å kvantifisere dissosiasjon, som beregnes som en prosentandel: α = n • 100 / N eller i brøkdeler av en enhet: α = n / N.
Det vil si at graden av dissosiasjon er et forholddissosierte partikler (molekyler) i et homogent system (løsning) til det første antall partikler (molekyler) i dette systemet (løsning). Hvis det er kjent at a = 5%, betyr dette at bare 5 molekyler av de 100 opprinnelige molekylene er i form av ioner, og de resterende 95 molekylene forfaller ikke. For hvert spesifikt stoff vil α være individuell, siden det avhenger av molekylets kjemiske natur, så vel som av temperaturen og av mengden stoff i et homogent system (i oppløsning), det vil si av konsentrasjonen. Sterke elektrolytter, som inkluderer noen syrer, baser og salter, løses fullstendig opp i ioner i løsningen, av denne grunn er de ikke egnet til å studere dissosiasjonsprosessen. Derfor brukes svake elektrolytter til forskning, hvis molekyler ikke dissoserer fullstendig i oppløsning til ioner.
Для обратимой реакции диссоциации константу dissosiasjon (Cd), karakteriserer likevektstilstanden, bestemmes av formelen: Cd = [K] [A] / [KA]. Hvordan konstanten og graden av dissosiasjon henger sammen, kan vurderes ved bruk av en svak elektrolytt som eksempel. Basert på Ostwald-fortynningsloven er all logisk resonnement bygget opp: Kd = c • α2, hvor c er konsentrasjonen av løsningen (i dette tilfellet c = [KA]). Det er kjent at 1 mol av et stoff blir oppløst i volumet av en løsning av V dm3. I starttilstanden kan konsentrasjonen av molekylene i startmaterialet uttrykkes: c = [KA] = 1 / V mol / dm3, og ionkonsentrasjonen vil være: [K] = [A] = 0 / V mol / dm3. Når de når likevekt, endres verdiene deres: [KA] = (1 - α) / V mol / dm3 og [K] = [A] = α / V mol / dm3, deretter Kd = (α / V • α / V) / (1 - α) / V = α2 / (1 - α) • V. Tilfellet med svakt dissosierende elektrolytter vurderes, hvor graden av dissosiasjon (α) nærmer seg null, og løsningsvolumet kan uttrykkes i form av den kjente konsentrasjonen: V = 1 / [KA] = 1 / s. Da kan likningen transformeres: Cd = α2 / (1 - α) • V = α2 / (1 - 0) • (1 / s) = α2 • s, og ved å trekke ut kvadratroten fra fraksjonen Cd / s, kan vi beregne graden av dissosiasjon α. Denne loven er gyldig hvis α er mye mindre enn 1.
For sterkere elektrolytter i større graduttrykket tilsynelatende grad av dissosiasjon er passende. Det blir funnet som forholdet mellom det tilsynelatende antall dissosierte partikler og den virkelige eller fra formelen for å bestemme den isotoniske koeffisienten (kalt Vant-Hoff-faktoren og viser stoffets sanne oppførsel i løsning): α = (i - 1) / (n - 1). Her er jeg den isotoniske koeffisienten, og n er antall dannede ioner. For løsninger hvis molekyler fullstendig forfaller til ioner, α ≈ 1, og med synkende konsentrasjon, har α en tendens til mer og mer til 1. Alt dette forklares av teorien om sterke elektrolytter, som sier at bevegelsen av kationer og anioner av råtnende molekyler av en sterk elektrolytt hindres av flere årsaker. Først: ioner er omgitt av molekyler av et polart løsningsmiddel, denne elektrostatiske interaksjonen kalles solvasjon. For det andre: motsatt ladede kationer og anioner i løsningsform assosier eller ionepar på grunn av gjensidig tiltrekningskrefter. Associated oppfører seg på samme måte som udissosierte molekyler.
