Disociace

U kyselin a zásad, které mohou být rozpustné i v nedisociované formě, se udává disociační konstanta. Je to poměr disociované a nedisociované formy pro danou koncentraci. Při reverzibilní disociaci látky AB dojde k rozkladu na kationt A⁺ a aniont B⁻ a v chemické rovnováze pro ni platí rovnice:

${\displaystyle {\ce {AB <=> A+ + B-}}}$

Disociační konstanta K_d je poměr disociovaných iontů k původní sloučenině, závorky v rovnici označují rovnovážné koncentrace:

${\displaystyle K_{d}=\mathrm {\frac {[A+][B-]}{[AB]}} }$

Ve vodném roztoku je vždy kromě molekul H₂O také určité množství oxoniových kationtů H₃O⁺ a hydroxylových aniontů OH⁻. Součin koncentrací těchto iontů je ve vodných roztocích za konstantních podmínek vždy konstantní a je označován jako iontový součin vody. Při standardních podmínkách má hodnotu 10⁻¹⁴. V čisté vodě je látková koncentrace obou iontů stejná, H₃O⁺ má hodnotu 10⁻⁷ a OH⁻ má také hodnotu 10⁻⁷.

Faktor pH nebo vodíkový exponent (potential of hydrogen, potenciál vodíku) úzce souvisí s disociací a vyjadřuje, zda vodný roztok reaguje neutrálně, kysele nebo zásaditě. Jedná se o logaritmickou stupnici s rozsahem hodnot od 0 do 14. Neutrální voda má při standardních podmínkách pH=7, kyseliny mají pH < 7, zásady mají pH > 7.

Souvislost mezi iontovým součinem a pH:

Kyselost vzniká přebytkem H₃O⁺, při zvýšení koncentrace 10⁻⁷ iontů H₃O⁺ v neutrálního stavu 1000krát tedy na 10⁻⁴ bude mít pH roztoku hodnotu 4.

Zásaditost vzniká přebytkem OH⁻, při zvýšení koncentrace 10⁻⁷ iontů OH⁻ v neutrálního stavu 1000krát tedy na 10⁻⁴ bude mít pH roztoku hodnotu 10. Protože platí, že součin kationtů H₃O⁺ a aniontů OH⁻ je vždy 10⁻¹⁴, koncentrace iontů H₃O⁺ tedy klesne na 10⁻¹⁰, což odpovídá pH = 10.

Kyseliny jsou látky, které jsou podle Brönstedovy teorie schopny poskytovat protony. Mezi chováním silných a slabých kyselin jsou rozdíly. Zatímco silné kyseliny jsou schopny úplné disociace dokonce i v silně kyselém prostředí, slabé kyseliny v kyselém roztoku uvolňují proton jen částečně. Většina biochemických sloučenin se chová jako slabé kyseliny.

Příklad disociace kyseliny sírové:

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2–

Zásady jsou látky, které jsou podle Brönstedovy teorie schopny poskytovat hydroxilový aniont OH^–. Stejně jako u kyselin existují slabé a silné zásady.

Příklad disociace hydroxidu draselného:

KOH → K⁺ + OH^–

Soli jsou chemické sloučeniny iontového charakteru. Obsahují kladnou (kationty) i zápornou složku (anionty), takže celá sloučenina je neutrální. Jednotlivé složky mohou být organické i anorganické, jedno i víceatomové.

Disociací solí v roztoku (nejčastěji ve vodě) dochází k oddělení kationtů a aniontů. Vzniká elektrolyt, který vede elektrický proud. Proud zde však nepřenášejí elektrony jako u kovů (vodiče I. řádu), ale ionty (vodiče II. řádu).

Slabý elektrolyt je látka, jejíž rozpustný roztok obsahuje pouze malý počet iontů. Silný elektrolyt je látka, jejíž rozpustný roztok obsahuje většinou pouze ionty.

Příklad disociace soli chloridu sodného:

NaCl → Na⁺ + Cl^–

Při elektrolytické disociaci dochází v roztoku k rozpadu iontových látek na jednotlivé ionty. Tento děj většinou probíhá ve dvou krocích :

1. Rozklad krystalové mřížky – molekuly rozpouštědla vytrhávají z krystalové mřížky jednotlivé ionty
2. Obalování (solvatace) – molekuly rozpouštědla solvatují (obalují) ionty látky.

Při tepelné disociaci způsobené dodáním tepla z okolí nastává podobný průběh.[1]

V tomto článku byly použity překlady textů z článků Dissociation (chemistry) na anglické Wikipedii a Dissoziation (Chemie) na německé Wikipedii.

• Obrázky, zvuky či videa k tématu disociace na Wikimedia Commons