Analitik, fizikaviy va kolloid kimyo

Tayanch so’z va iboralar izohi.
Hajmiy diagramma - asosi teng tomonli uchburchak bo’lgan to’g’ri burchakli prizmatik diagrammadir. Suyuqlanma -suyuqlanish haroratidan yuqoriroqdagi haroratlardagi (suyuq) sistema.
Uchlama evtektika -eng oson suyuqlanadigan qotishma bo’lib, u bir haroratda suyuqlanib, qotadi.


Mavzu bo’yicha nazorat savollari.
1.Uch komponentli kondensirlangan sistemalar uchun fazalar qoidasini analitik ko’rinishini keltiring va izohlang.
2.Uchlama evtektikali sistema ќajmiy diagrammasini keltiring va yuza, qirralarni izohlang.
3.Hajmiy diagrammada kristallanish yulini (biror figurativ nuqta olib) ko’rsating.
4.Uchlama evtektika nima?
Adabiyotlar:
1.X.R. Rustamov “Fizik kimyo”, T. , “O’zbekiston”, 2000., 256-280 betlar.
2.A.G. Stromberg, D.P. Semchenko “Fizicheskaya ximiya”, M., “Visshaya shkola”, 1988., 180-182 betlar.
12 - Ma'ruza.
ERITMALAR UMUMIY XARAKTERISTIKASI VA TURLARI. IDEAL ERITMALAR TERMODINAMIKASI.

REJA:
1.Elektrolit eritmalar. Eritmalar hosil bo`lishi to`g`risidagi D.I. Mendeleevning nazariyasi.

2. Eritmalar hosil bo`lishining termodinamik shartlari.
3. Ideal eritmalar termodinamikasi
4. Chin eritmalar va ular ∆H, ∆G, ∆S-larning o`zgarishi


Elektrolit eritmalar
Eritmalarni tadqiq qilish shuni ko’rsatdiki eritmalar umuman olganda ikki guruhga bo’linar ekan. Bu guruhlarga bo’linishda bu eritmalarning Raul, Vang-Goff qonunlariga buysinishi, krioskopik, ebulioskopik qonuniyatlar joizligi mezon bo’lib xizmat qiladi. Ikkinchi guruh (bu qonun va qonuniyatlarga buysinmaydigan) eritmalarning yana bir xususiyati-ular o’zidan elektr tokini o’tkazishidir. Shuning uchun ham bu eritmalar elektrolit eritmalar yoki qisqa qilib elektrolitlar deb ataladi. Ma'lum bo’lishicha, bu toifa eritmalarda moddalar dissotsilangan ya'ni ionlarga ajralgan bo’lar ekan. Buning natijasida zarrachalar soni (noelektrlitlarga nisbatan) ko’payib ketadi. Bu esa qonuniyatlardan chetlanishlarga olib keladi. Bu chetlanishlarni hisobga oluvchi koeffitsent kiritilsa, yuqoridagi qonuniyatlarni elektrolit eritmalarga ham qo’llasa bo’ladi. Bu koeffitsent i- Vant-Goffning izotonik koeffitsienti deb ataladi va u doimo birdan katta bo’ladi. Masalan: elektrolit eritma osmotik bosimi uchun Vant-Goff tenglamasi quyidagi ko’rinishda bo’ladi:
R_n i c R T bunda i R_T R_n
bu yerda P_T - tajribada topilgan osmotik bosim, P_N - nazariy, Vant-Goff tenglamasi asosida hisoblab topilgan osmotik bosim.
Tajribada topilgan osmotik bosimning nazariy hisoblanganidan ko’proq bo’lishini sababi dissotsilanish natijasida zarrachalar sonini ortishidir. Dissotsilanish jarayoniga muhitning (erituvchining) ta'sirini quyidagi tenglamadan ko’rish mumkin.
f e₁e₂ r² f - ikki zaryadlangan zarrachalar orasidagi
tortishish kuchi
bu yerda  - erituvchining dielektrik konstantasi bo’lib u qanchalik katta bo’lsa, unda erigan modda molekulasining ionlari orasidagi tortishish kuchi shunchalik kamayadi, ya'ni erituvchining dielektrik konstantasi qanchalik katta bo’lsa uning ionlash qobiliyati shunchalik katta bo’ladi. Masalan: ²⁵ N₂O  81 ga teng, shuning uchun u yaxshi dissotsialovchi erituvchilar jumlasiga kiradi.
Erituvchining qutbli molekulalari (masalan suv molekulalari) bilan ionlar orasida tortishish kuchi (F) vujudga keladi. Buni quyidagi tenglamadan ko’rish mumkin

bu yerda e - ion zaryadi, r - ion bilan dipol' orasidagi masofa, -  erituvchi dipol momenti.
Bu tortishish natijasida ion atrofi erituvchi molekulalari bilan kurshalib qoladi. Bu kurshamni sol'vat (erituvchi suv bo’lganida gidrat) hodisa esa sol'vatlanish (mos holda gidratlanish) deyiladi. Ion sol'vat qavat bilan birgalikda harakat qiladi. Shuni ta'kidlash lozimki, ionlar harakati tezligi ion radiusiga qarab o’zgaradi. Bu tezliklarni o’rganish kichik radiusli ionlar katta radiusli ionlarga qaraganda kuchliroq sol'vatlanishini (gidratlanishini) ko’rsatadi.
Elektrolitlar suvda eriganda ikki jarayon boradi: eriyotgan moddaning kristall panjarasi buziladi va shu vaqtning o’zida eritmaga o’tayotgan ionlar gidratlanadi. Agar birinchi jarayonga energiya sarf qilinishi kerak bo’lsa ikkinchi jarayon (sol'vatlanish) energiya ajralishi bilan boradi. ionlarning gidratlanishini o’rganish natijasida olingan ma'lumotlar ion radiusi bilan gidratlanish energiyasi orasida teskari
proportsionallik borligini ko‘rsatdi.
Hamma elektrolitlar dissotsilanish xususiyatiga qarab kuchli va kuchsiz elektrolitlarga bo’linadi. Elektrolitlarning kuchi ularning dissotsilanish darajasi (yoki dissotsiyalanish muvozanat konstantasi) qiymati bilan belgilanadi. Dissotsiyalanish darajasini a bilan belgilasak, u quyidagichadir:

Dissotsiyalangan molekulalar soni (mol')

=----------------------------------------------------------------------
Erigan modda molekulalarining umumiy soni (mol')
Dissotsilanish darajasi va izotonik koeffitsenti orasida quyidagicha bog’lanish mavjud (1-1 valentli binar birikmalar uchun):

Bu yerda g - erigan moddaning bir molekulasi dissotsilanganda hosil bo’lgan ionlar soni.
Bu tenglamadan izotonik koeffitsent orqali dissotsilanish darajasini aniqlash mumkin: Izotonik koeffitsentning quyidagicha bog’lanishlarni birortasidan foydalanib hisoblash mumkin:

Ma'lumki real eritmalarda kontsentratsiya o’rnida aktivlik (a) ni qo’llash kerak. Ayniqsa elektrolit eritmalarda, atrofida elektromagnit maydoni bo’lgan ionlar orasida, tortishuv kuchi katta bo’ladi. Bu kuch hisobga olinmasa sezilarli xato qilingan bo’ladi. Odatda molyal' aktivlik a bo’lsa, elektrolitning o’rtacha aktivligi a ± deb belgilanadi.
Agar elektrolit ?uyidagicha dissotsilansa
A_nB_m nA^ZmB^Z-
bu Z^, Z^- - kation va anionning zaryadi:
ionlarning o’rtacha aktivligi a (a_ⁿ a_-^m)^1n , N  nm

Aktivlik bilan ?rtacha aktivlik orasidagi ?uyidagicha boђlanish

mavjud a  a ^N ;(aa_ⁿ a_-^m) .

Demak a ni o’lchash yo’li bilan a ± ni aniqlash mumkin va aksincha.

Shunga o’xshash aktivlik koeffitsenti uchun ham ikkita o’rtacha miqdor bor: molyal'  va ionlarning o’rtacha aktivligi koeffitsenti  ± .
_ⁿ_^m , _(_ⁿ_^m )^1N
Agar C eritmaning molyal' kontsentratsiyasi bo’lsa, eritmadagi kation va anionning molyal kontsentratsiyasi
c_nc; c_-mc
Ionlarning o’rtacha molyal kontsentratsiyasi C ±
C_(nⁿ  Cⁿ m^m C^m)^1NC(nⁿ m^m)^1N
a__C_C (nⁿ m^m)^1N_L _C

bu yerda L = (nn mm) ^1/N va L ning qiymati ma'lum valent tipidagi tuzlar uchun o’zgarmas sondir. Shunday qilib, ± orqali a ± va a ni aniqlash mumkin. Eritmadagi ionlar aktivligiga eritmaning ion kuchi (I) ta'sir qiladi.

I 12 C_i  Z_i²
Ion kuchi qoidasi: ma'lum elektrolitning aktivlik koeffitsenti () faqat eritmaning ion kuchiga bog’liq bo’lib, ionlarning xiliga bog’liq emas. Bu qoida eritmaning ion kuchi 0,2 gacha bo’lgandagina o’rinlidir (kontsentrlangan eritmalarga to’g’ri kelmaydi).
Elektrolitlarning elektrostatik nazariyasi haqida tushuncha
(Debay - Xyukkel' nazariyasi).
Elektrolitlarning eritmadagi aktivlik koeffitsenti aniqlashda, kuchli elektrolit eritmalarni o’rganishda Debay va Xyukkel' (1923) tomonidan rivojlantirilgan elektrostatik nazariya alohida ahamiyat kasb etadi.
Bu nazariyani asoslashda ular quyidagi taxmin - mulohazalardan kelib chiqishgan. Shuni aytish kerak-ki, bu taxminlar faqatgina suyultirilgan eritmalargagina o’rinli bo’ladi; Bular quyidagilardir:

1.Ionlar matematik nuqtalar sifatida (ionlarning o’zini hajmini hisobga olinmaydi) qaraladi; bu faqatgina o’ta suyultirilgan eritmalarda to’g’ri bo’lish mumkin.

2.Faqat ionlar orasidagi kulon kuchlarigina hisobga olinadi.
3.Erituvchining dielektirik kirituvchanligiga nisbatan eritmaning dielektrik kirituvchanligi o’zgarishi hisobiga olinmaydi.
4.Elektrostatik ta'sir faqatgina markaziy ion va ion atmosferasi orasidagi o’zaro ta'sir deb qaraladi.
Bu qarashlardagi ion atmosferasi statistik qurilma deb qaraladi. Fikran kuchli elektrolit eritmasida bir markaziy ion (masalan, kation) ni ajratib olsak, uning atrofida qarama-qarshi zaryadli ionlar (bir xil zaryadliga nisbatan) ko’proq yig’iladi.

Natijada markaziy ion atrofida ion “ion atmosferasi” - deb atalagan statik ionlar majmui hosil bo’ladi.

Debay va Xyukkel' elektrostatikaning qonunlarini eritmalarga tadbiq etib, alohida ionning aktivlik koeffitsentini va kuchli elektrolitning o’rtacha aktivlik koeffitsentini aniqlash yo’llarini berishdi.
Bu nazariyaga binoan, binar elektrolitning o’rtacha aktivlik koeffitsenti
Lg _ - Z_ Z_- A I

Bu yerda - ZQ,Z- -kation va anionning valentligi, I -ion kuchi e -erituvchining dielektrik kirituvchanligi

A 1,825 10⁶ (T)^-32
 - erituvchining dielektrik kirituvchanligi.
Suyultirilgan suvli eritmalarda (2980 K da) =78,3 va A=0,509.
Markaziy ion o’lchamlarini ham hisobga olinsa, aniqligi kattaroq bo’lgan tenglamani hosil qilamiz (bu ham Debay-Xyukkel' tenglamasi)

Bu yerda -C¹ -ionlarning gidratlanishini hisobga oladigan va tajribada topiladigan koffitsient.
Umuman olganda, kontsentrlangan eritmalar uchun to’liq bir nazariya va hamma faktorlarni hisobga oladigan universal tenglama hozirgi kungacha yaratilgan emas.
Ionlararo muvozanat.
Elektrolitlarning dissotsiyalanishi qaytar jarayondir. Demak, binar AB elektrolitning dissotsiyalanish muvozanatining konstantasi quyidagicha bo’ladi.

AV ↔ A^ V^-

yoki suyultirilgan eritmalar uchun K_D[A^][V^-][AV] bularda - a_A,a_V-,[A^],[V^-] muvozanatdagi ionlarning aktivliklari va kontsentratsiyalaridir.

Muvozanat konstantani dissotsiyalanish darajasi  bilan ifodalash mumkin. Agar binar elektrolit AB ning dastlabki kontsentratsiyasi C, dissotsialanish darajasi a bo’lsa, kation va anionning kontsentratsiyalari
[A^+] = [B^-] =  C bo’ladi, dissotsiallanmagan molekulalar kontsentratsiyasi
[AB] =C- C =C (1-) bo’ladi. Bu qiymatlarni muvozanat konstanta ifodasiga quyilsa

Oxirgi ifodani Ostvaldning suyultirish qonuni deb ham ataladi.
Yuqorida fikrlarni elektrolit eritmalarning ba'zi termodinamik va kimyoviy xossalarga tadbiq etamiz.