Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi

Bu nazariyani 1887 yilda shved olimi S.Arrenius yaratgan. Uning mohiyati quyidagilardan iborat:

1. Elektrolitlar suvda eriganda musbat va manfiy zaryadli ionlarga ajraladi. Bu jarayonni elektrolitik dissotsiasiya deb ataladi.

2. Elektr toki ta’sirida musbat zaryadli ionlar katodga, manfiy zaryadli ionlar anodga tortiladi. Shu sababli ularni mos ravishda kationlar va anionlar deb ataladi.

3. Dissotsiasiya qaytar jarayondir.

Eritmasi yoki suyuqlanmasi elektr tokini o’tkazadigan moddalarni elektrolitlar deyiladi.Elektrolitlarga tuzlar, kislotalar, asoslarning suvdagi eritmalari kiradi.

Eritmasi elektr tokini o’tkazmaydigan moddalarni noelektrolitlar deyiladi. Noelektrolitlarga kislorod, shakar, spirt, mochevina kabi moddalarning suvdagi eritmalari kiradi.

Arrenius nazariyasining kamchiligi shundaki, u erituvchi va erigan modda zarrachalarining o’zaro ta’sirlashuvini hisobga olmaydi. Vaholanki, eritmada ionlar erkin holda emas, balki gidratlangan holda bo’ladi.

Masalan, vodorod ioni eritmada gidroksoniy ioni holida bo’lishi aniqlangan.

Qutbli kovalent bog’lanishli moddalar molekulalaridagi atomlar orasidagi bog’ qutbli suv molekulalari ta’sirida bo’shashadi va dissotsiasiya ro’y beradi.

Erituvchining ionlar orasidagi tortishuv kuchini susaytirish xossasiga dielektrik o’tkazuvchanlik deyiladi. Dielektrik o’tkazuvchanlik shu muhitda zaryadlar orasidagi tortishuv kuchi vakuumdagiga nisbatan necha marta kuchsiz ekanligini ko’rsatadi. Kulon qonuniga binoan e ₁  va e ₂ zaryadlar orasidagi masofa r bo’lsa, ular orasidagi tortishuv kuchi Q quyidagicha aniqlanadi:

E - erituvchining dielektrik o’tkazuvchanligi.

Formuladan ko’rinib turibdiki, ayni erituvchi uchun E qancha katta bo’lsa, tortishuv kuchi shuncha kichik bo’ladi. Suvning dielektirik doimiyligi eng katta (E = 81 ).

6.5.Dissotsialanish darajasi

Ionlarga ajralgan molekulalar sonining umumiy molekulalar soniga nisbati dissotsiyalanish darajasi deyiladi.

a- dissotsialanish darajasi; n-ionlarga ajralgan molekulalar soni; N- umumiy molekulalar soni.

Kuchli elektrolitlar eritmasida molekulalar ionlarga to’la dissotsialangan. Ularda a ning qiymati 30 % dan yuqori bo’ladi. Kuchli elektrolitlarga:

- kuchli kislotalar HCl, HBr, HJ, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄, H₂CrO₄,HClO₃, H₂Cr₂O₇ lar kiradi;

- kuchli asoslarga I va II guruh metallarining asoslari olnishi mumkin Be(OH)₂ va Mg(OH)₂ dan tashqari;

- barcha suvda eruvchan tuzlar ham kuchli elektrolitlarga kiradi.Ba’zi elektrolitlarning 0,1 n eritmalari uchun dissotsilanish darajasi quyidagi 12- jadvalda keltirilgan.

Bu qiymatlarga qarab elektrolitlar kuchi to’g’risida xulosa chiqarish mumkin.

Kuchsiz elektrolitlar uchun dissotsiyalanish darajasi 3% dan kam qiymatga ega bo’ladi. Kuchsiz elektrolitlarga:

- barcha organik kislotalar(R-COOH) va asoslar (R-NH₂; R₂NH ;R₃N);

- kuchsiz asoslar (1 va 11 guruh asosiy guruhi metallaridan boshqa barcha metallar gidroksidlari; NH₄OH

- ba’zi anorganik kislotalarni : H₂S, HNO₂, H₂SiO₃, H₂CO₃, HClO, HCN, H₂SO₃ olish mumkin.

12 -jadval.18^oS da elektrolitlaning 0,1 n eritmalari uchun dissotsialanish darajasi

Elektrolit	,%	Elektrolit	,%
H2S HgCl2 NH4OH CH3COOH HF H3PO4 H2S03 CuSO4 MgSO4 H2SO4 K2SO4	0,07 1,0 1,34 1,34 8,5 27 34 38 42 58 72	HNO3 HI HCl KOH NaOH KCl NaCl NaNO3 Ba(OH)2 CaCl2 Ca(OH)2	92 92 91 91 91 86 86 83 77 75 75

Dissotsialanish jarayoni eritma konsentratsiyasiga, elektrolit tabiatiga va temperaturaga bog’liq. Temperatura ortishi dissotsialanish darajasini qiymati yuqori bo’lishiga olib keladi. Kuchsiz elektrolitlar uchun dissotsialanish darajasi konsentrtasiya kamaysa ortadi(14 jadval).

Dissotsialanish jarayonini dissotsialanish konstantasi bilan tasniflash mumkin. Kislota va asoslarning dissotsialanish konstantalari 13- jadvalda keltirilgan:

[H ] va [NO₂^–]- ionlarning molyar konsentratsiyasi;

[HNO₂] dissotsiyalanmagan ionlarning konsentratsiyasi.

Dissotsialanish konstantasi o’zgarmas haroratda ionlar konsentratsiyasi ko’paytmasining muvozanatdagi ayni elektrolit konsentratsiyasiga nisbatidir.

Harorat (Temperatura) (lot. temperatura - kerakli aralashma, o'rtacha holat) - moddaning holatini issiq-sovuqligini tavsiflaydigan fizik kattalik.

K elektrolit tabiati va haroratga bog’liq. K qiymati qancha kichik bo’lsa elektrolit kuchsiz hisoblanadi. Ba’zi kuchsiz elektrolitlarning dissotsialanish konstantasi qiymati jadvalda keltirilgan.

Dissotsialanish darajasi bilan dissotsialanish konstantasi orasida quyidagi bog’lanish bor:

Agar [ H ]= a_*C ; [ NO₂ ^–]= a_*C; [HNO₂]= (1- a)_*C

Bu tenglama Ostvaldning suyultirish qonunini ifodalovchi tenglama deyiladi. a qanchalik katta bo’lsa K ning qiymati ham shuncha yuqori bo’ladi.

Juda kuchsiz elektrolitlar uchun 1 - a = 1 bo’lsa, K= a²_*C qiymatga teng bo’ladi. 

= K/C; Agar konsentratsiya 100 marta kamaysa, dissotsialanish darajasi 10 marta ortadi.

Qiyin eriydigan moddalarning (CaSO₄, AgCl, BaSO₄ va boshqalar) to’yingan eritmasida cho’kma bilan erigan modda ionlari o’rtasida muvozanat qaror topadi. Masalan, 25^oS da CaSO₄ eritmasida:

Kasrning maxrajidagi K_* [CaSO₄]= K¹ o’zgarmas qiymat bo’lib uni

eruvchanlik ko’paytmasi (EK) deyiladi.

Ayni haroratda qiyin eriydigan moddalarning to’yingan eritmasida ionlar konsentratsiyalari ko’paytmasi o’zgarmas son bo’lib shu moddaning eruvchanlik ko’paytmasi deyiladi.

EK- haroratga bog’liq bo’lgan kattalik.

Juda ko’p moddalar uchun EK qiymati berilgan ( 15- jadval) va u moddalarning eruvchanligini hisoblashlarda ishlatiladi. Quyidagi jadvalga ko’ra eng yomon eriydigan birikma HgS deyish mumkin.

Qator farmatsevtik preparatlar tahlilida cho’ktirish usuli keng qo’llaniladi, bu usul yomon eriydigan moddalarning eruvchanligiga asoslangan. Klinik tahlilda ham peshob tarkibini aniqlashda, oshqozon shirasi tekshirilganda, qon tarkibi va sanitariya- gigiyna tekshiruvlarida cho’ktirish usuli keng ko’lamda ishlatiladi.

15- jadval. 25^oS da ba’zi qiyin eruvchan tuzlarning eruvchanlik ko’paytmasi

Moddalarning suvdagi eruvchanligi va uning toksik ta’siri orasida bog’liqlik bor. Agar organizmga Al³ kiritilsa erimaydigan fosfatlar hosil bo’lishi hisobiga raxit paydo bo’ladi.

Barcha elektrolitlar ishtirokida amalga oshadigan reaksiyalar ionlar orasida amalga oshadi. Bunday reaksiyalar ionli reaksiyalardir. Ion almashinish reaksiyalariga quyidagilar kiradi:

1. 
   Neytrallanish reaksiyalari. Kislota va asoslarning o’zaro ta’siri tufayli tuz va suv hosil bo’lish reaksiyasidir:
   

2. 
   Reaksiya paytida kuchsiz elektrolitlarning hosil bo’lishi ham ion almashinuv reaksiyalari tufayli sodir boladi:
   

Ionlar orasidagi reaksiyalar doimo muvozanatda bo’ladi.Agar sirka kislota eritmasiga nariy asetat qoshilsa muvozanat chapga, ya’ni molekulalar hosil bo’lishi tarafiga qarab siljiydi:

Eritmaga kuchsiz elektroliti bilan bir xil ionga ega bo’lgan elektrolit qo’shilsa muvozanat kuchsiz elektrolitning dissotsiyalanish darajasi kamayish tarafiga qarab suriladi.Agar, sirka kislota eritmasiga biror kuchli kislota, masalan, HCl qo’shilsa muvozanat ionlar konsentratsiyasini kamayishi (chapga) tarafiga qarab siljiydi.

Ionlar konsentratsiyasi ortishi uchun bu eritmaga ishqor qo’shish kerak bo’ladi.

Kam eriydigan tuz MnS(q) xlorid kislotada eritilsa erish jarayoni oson sodir bo’ladi: MnS(q) 2 HCl = MnCl₂ H₂S

Eruvchanlik ko’paytmasiga ko’ra EK _MnS =2,5_*10^-10 ga teng. K_H2S=6_*10^-22 . Shuning uchun muvozanat o’nga surilgan.

Shunday muvozanat mis sulfidi va xlorid kislota eritmasi orasida sodir bo’lishi kuzatilsa:

CuS(q) 2HCl = CuCl₂ H₂S

EK _CuS= 6_*10^-36; bu qiymat H₂S ning dissotsiyalanish konstantasidan ancha kichik shuning uchun muvozanat bu jarayonda chapga siljigan. Mis sulfidi xlorid kislotasida erimaydi.

Ba’zan gidroliz reaksiyalaridagi muvozanatni siljishiga ham ionlarning qoshilishi ta’sir etadi:

FeCl₃ H₂OFeOHCl₂ HCl

Fe³ 3Cl^- H₂O  FeOH² 2Cl^- H Cl^-

Fe³ H₂O  FeOH² H

Muvozanatni o’ngga siljitish uchun suyultirish yoki H ionlarini bog’lash , yani ishqor qo’shish kerak. Muvozanatni chapga surulishi uchun esa eritmadagi H ionlarini ko’paytirish talab etiladi.

Neytrallanish reaksiyalari laboratoriyalarda oshqozon shirasi kislotaligini aniqlashda, xlorid, sulfat, borat kislota kabi anorganik kislotalarni aniqlashda, sirka, benzoy, limon, salitsilga o’xshash organik kislotalarining miqdoriy aniqlash uchun ishlatiladi.
Suvning ion ko’paytmasi

Suv ham kuchsiz elektrolitlarga kiradi. Suv molekulasi oz bo’lsada ionlarga dissotsilanadi:

Suv uchun dissotsiyalanish konstantasining qiymati yozilsa:

Agar shu qiymat asosida [H ]_*[OH^-] ko’paytma topilsa, u suvning ion ko’paytmasi deyiladi.

K_w – suvning ion ko’paytmasi ; K_d= 1,8_*10^-16

Agar eritmada vodorod va gidroksil ionlari konsentratsiyasi teng

[H ] =[OH^-] bo’lsa muhit neytral hisoblanadi. Bunda [H ]= [OH^-] = 10^-7 mol/l ga teng bo’ladi.

Agar muhit kislotali bo’lsa vodorod ionlari konsentratsiyasi gidroksil ionlari konsentratsiyasidan dan katta bo’lib [H ]  10^-7 bo’ladi.

Agar muhit ishqoriy bo’lsa vodorod ionlari konsentratsiyasi gidroksil ionlari konsentratsiyasidan kichik bo’lib, [H ]  10^-7 bo’ladi.

Lekin vodorod ionlari konsentratsiyasi orqali hisoblashlarda juda kichik sonlar ishlatilgani uchun bunday hisoblar anchagina qiyinchiliklar yuzaga keltiradi. Hisoblashlarni osonlashtirish uchun vodorod ko’rsatkich yoki pH qabul qilingan.

Vodorod ko’rsatkich yoki pH deb , vodorod ionlari konsentratsiyasining teskari ishora bilan olingan o’nli logarifmi tushuniladi.

pH = - lg [H ]

Shunga o’xshash pOH= - lg [OH^-]

Toza suvning pH qiymati pH= - lg[10^-7]= -( -7) lg 10= 7 ga teng.

Hisoblashlarga ko’ra kislotali muhit uchun pH qiymati 0 dan 7 gacha o’zgaradi.

Ishqoriy muhitda esa pH qiymati 7 dan 14 gacha bo’lgan sonlarni qabul qiladi.

[H ]_*[OH^-]= 10^-14 qiymat logarifmlansa , unda pH pOH = 14 ga teng.

Oxirgi tenglama pH ma’lum bo’lsa pOH ni yoki teskarisini topishga imkon beradi.