Chemicals ir kolekcija no atomiem, kas ir saistīti viens ar otru par noteiktu likumu, vai precīzāk, no kuriem katrs ir sistēma, kas sastāv no kodolu un elektroniem.Ja sistēma sastāv no viena veida atomiem, tad to var saukt viens kodols, ja dažādu veidu atomu, tad neodnoyadernoy.Šīs sistēmas ir elektriski neitrāli.Kā rezultātā ārējām ietekmēm (temperatūra, gaisma, starojums vai polāro šķīdinātāja molekulām ar dipola polarizācijas) sadalās ķīmiskas vielas.Katjoni un anjoni, kas saskaņā ar rīcības molekulām polāro šķīdinātāju (ūdens) atsevišķām molekulām vielas (elektrolītu), nav elektriski neitrāli.Jebkura sistēma mēdz līdzsvaru.In vāju elektrolītu piemērs rāda, ka atgriezenisku disociācija reakciju.Par spēcīgu elektrolītu, šis apgalvojums nav piemērots, jo gandrīz visi molekulas sadalās uz joniem.Sistēmas līdzsvara tendenci raksturo elektrolītisku disociācijas Khao ↔ x • līdz + no A- un • norāda disociācijas konstanti Kd = [K +] • x [A] v / [Khao].
redzams no iepriekš minētā vienādojuma: jo vairāk undissociated molekulas, jo mazāka disociācijas konstanti un vice versa.Tomēr tas neattiecas uz spēcīgu elektrolītu ir konstatēts, ka ar to koncentrācijas pieaugums nav KD palielinās un samazinās.Tas ir saistīts ne samazināt šķelto molekulu skaitu un palielināt starp oppositely lādētu daļiņu spēki savstarpējās piesaistes sakarā ar attālumu starp tām samazinājums ir saistīts ar paaugstinātu koncentrāciju šķīdumā.Tāpēc spēja spēcīgu elektrolītu nošķirt vērā joniem mēra tādiem rādītājiem kā acīmredzamo pakāpi disociācijas, un CD netiek izmantota, jo tā ir bezjēdzīga.Lai šķīdumu vāju elektrolītu nav jēgas piemērot, un pakāpi disociāciju, jo ar samazinās koncentrācijas rādītājs atdalāma molekulu kopējā skaita samazinājuma tiek palielināts, taču tas neraksturo efektu elektrolīta.To spēja nošķirt vērā joniem norāda disociācijas konstanti, jo tas ir atkarīgs tikai no šķīduma temperatūras un raksturu šķīdinātāju, tas ir, Kd ir konstants par konkrētu vielu Khao.
Tīrs ūdens (no dabiskiem avotiem, vai vienu, kas tek no krāna) nav tīrs.Pure arī ūdens satur hydronium jonus [H3O + 1] un hidroksīdu jonus [OH-1].Tie ir veidoti no diviem molekulām ūdens: H2O + H2O ↔ H3O + + 1 OH-1.Tas notiek reti, jo ūdens ir praktiski izšķīst joniem, kā vāju elektrolītu.Līdzsvara koncentrācija hidroksīda jonu un hydronium joni: [H3O + 1] = [OH-1].Process ir atgriezenisks.Ūdens parasti eksistē kā maisījumu molekulu, hidroksīda jonu un hydronium jonu dominē ūdens molekulu un jonu, kas atrodas tikai pēdām.Disociācijas konstante ūdens izsaka ar vienādojumu: Kd = [H3O + 1] • [OH-1] / [H2O] • [H2O].
disociācija skābes šķīdumā ir pagrimums vērā protonu H + un skābes atlikuma.Disociācija daudzvērtīgo skābju noris vairākos posmos (kas saskaldīti tikai vienu ūdeņraža katjonu), katrs posms ir raksturīga vērtības pastāvīgu Kd.Pirmajā solis ūdeņraža jonu saskaldīts vieglāk nekā turpmākajos posmos, tāpēc nemainīga no posma uz posmu, samazinājies.Acid disociācijas konstante Kd ir rādītājs skābes izturība: stiprās skābes ir lielāks Kd un otrādi.Pēc sasniedzot par samazinājuma likmi līdzsvaru un ātrumu veidošanās molekulas ir vienādas.Par stiprām skābēm var izmantot likumiem ķīmiskā līdzsvara aprēķināšanai Kd (šķīdumos spēcīgu elektrolītu, ņemot vērā tikai jonu jonu mijiedarbības spēki) pie 25 ° C.Par sālsskābes (HCl) Kd = 10000000, bromūdeņradis (HBr) Kd = 1000000000, yodovodorodnoy (HJ) Kd = 100000000000, sērskābes (H2SO4) Kd = 1000, slāpekļskābes (HNO3) Kd = 43,6, acetāts (CH3COOH) Kd =0,00002, tsianovodorodnoy (HCN) Kd = 0,0000000008.Zinot īpašības skābju un salīdzinot ar dotajiem vērtībām Kd, var apgalvot, ka disociācijas konstante augstākas, jo spēcīgāka skābes.
