У якіх выпадках канстанта дысацыяцыі не мае сэнсу?

Хімічныя рэчывы ўяўляюць сабой набор атамаў, якія звязаны адзін з адным па вызначаным законе, дакладней кожнае з іх з'яўляецца сістэмай, якая складаецца з ядраў і электронаў. Калі сістэма складаецца з аднаго тыпу атамаў, то яе можна назваць аднаядзернай, калі з атамаў рознага тыпу, то неодноядерной. Гэтыя сістэмы электранейтральны. У выніку вонкавага ўздзеяння (тэмпературы, святла, радыяцыйнага выпраменьвання або малекул палярнага растваральніка з дыпольныя палярызацыяй) адбываецца распад хімічных рэчываў. Катыёны і аніёны, на якія пад дзеяннем малекул палярнага растваральніка (вады) распадаюцца малекулы рэчыва (электраліта), электранейтральна ўжо не з'яўляюцца. Любыя сістэмы імкнуцца да раўнавагі. На прыкладзе слабых электралітаў відаць, што рэакцыі дысацыяцыі зварачальныя. Для моцных электралітаў гэта сцвярджэнне не падыходзіць, так як усе малекулы практычна распадаюцца на іёны. Схільнасць сістэмы да раўнавагі апісваецца раўнаннем электралітычнай дысацыяцыі КхАу ↔ х • Да + + у • А-і паказвае канстанта дысацыяцыі Кд = [Да +] х • [А-] у / [КхАу].

З прыведзенага ўраўненні відаць: чым больш недиссоциированных малекул, тым менш канстанта дысацыяцыі і наадварот. Аднак гэта не распаўсюджваецца на моцныя электраліты, так як устаноўлена, што з павелічэннем іх канцэнтрацыі Кд не ўзрастае, а падае. Гэта тлумачыцца не зніжэннем колькасці разводаў малекул, а павелічэннем паміж рознаіменна зараджанымі часціцамі сіл ўзаемнага прыцягнення з-за скарачэння адлегласці паміж імі ў сувязі з павышэннем канцэнтрацыі раствора. Таму здольнасць моцных электралітаў распадацца на іёны ацэньваецца такім паказчыкам як ўяўная ступень дысацыяцыі, а Кд не прымяняюць, так як яна пазбаўленая сэнсу. Да растворам слабых электралітаў не мае сэнсу ўжываць і ступень дысацыяцыі, таму што з паніжэннем канцэнтрацыі стаўленне продиссоциированных малекул да агульнай колькасці да распаду павышаецца, але пры гэтым не характарызуе сілу электраліта. Іх здольнасць диссоциировать на іёны паказвае канстанта дысацыяцыі, так як яна залежыць толькі ад тэмпературы раствора і прыроды растваральніка, гэта значыць Кд з'яўляецца велічынёй сталай для канкрэтнага рэчывы КхАу.

Звычайная вада (з натуральных прыродных крыніц або тая, што цячэ з крана) не з'яўляецца чыстай. Найчыстая ж вада змяшчае іёны гидроксония [H3O + 1] і гідраксід-іёны [OH-1]. Яны ўтвораны з двух малекул вады: H2O + H2O ↔ H3O + 1 + OH-1. Гэта здараецца рэдка, так як вада практычна не распадаецца на іёны, з'яўляючыся слабым электралітам. У стане раўнавагі канцэнтрацыі гідраксід-іёнаў і іёнаў гидроксония роўныя: [H3O + 1] = [OH-1]. Працэс з'яўляецца зварачальным. Вада звычайна існуе ў выглядзе сумесі малекул, гідраксід-іёнаў і іёнаў гидроксония, дзе пераважаюць малекул вады і прысутнічаюць толькі сляды іёнаў. Канстанта дысацыяцыі вады выяўляецца пры дапамозе ўраўненні: Кд = [H3O + 1] • [OH-1] / [H2O] • [H2O].

Дысацыяцыя кіслаты ў растворы азначае распад на пратоны Н + і кіслотны рэшту. Дысацыяцыя многоосновных кіслот працякае ў некалькі стадый (дзе отщепляется толькі адзін катыён вадароду), кожная стадыя характарызуецца сваім значэннем канстанты Кд. На першай стадыі вадародны іён отщепляется лягчэй, чым на наступных стадыях, таму канстанта ад стадыі да стадыі паніжаецца. Канстанта дысацыяцыі кіслот Кд з'яўляецца паказчыкам сілы кіслаты: моцныя кіслоты маюць больш высокае значэнне Кд і наадварот. Пры дасягненні раўнавагі працэсу хуткасць распаду і хуткасць адукацыі малекул роўныя. Для моцных кіслот можна ўжываць (толькі з улікам сіл межионного ўзаемадзеяння ў растворах моцных электралітаў) законы хімічнага раўнавагі для разліку Кд пры тэмпературы 25оС. Для салянай кіслаты (HCl) Кд = 10000000, бромоводородной (HBr) Кд = 1000000000, йодоводородной (HJ) Кд = 100000000000, сернай (H2SO4) Кд = 1000, азотнай (HNO3) Кд = 43,6, воцатнай (CH3COOH) Кд = 0,00002, циановодородной (HCN) кд = ,0000000008. Ведаючы ўласцівасці кіслот і параўноўваючы з прыведзенымі значэннямі Кд, можна сцвярджаць, што канстанта дысацыяцыі тым вышэй, чым мацней кіслата.