Диссоциация

Диссоциланиш даражаси

• Диссоциланиш даражаси билан диссоциланиш константаси орасида куйидаги богланиш бор:
• Агар [ H+ ]= *C ; [ NO2 –]= *C; [HNO2]= (1- )*C
• *C*C 2*C 2*C
• K= --------------- = ----------; K= -----------.
• ( 1 - )*C 1 -  1 - 
• Бу тенглама Оствалдьнинг суюлтириш конунини ифодаловчи тенглама дейилади.  канчалик катта бўлса К нинг киймати хам шунча юкори бўлади.
• Жуда кучсиз электролитлар учун 1 -  = 1 бўлса, K= 2*C кийматга тенг бўлади.
• 
• = K/C; Агар концентрация 100 марта камайса, диссоциланиш даражаси 10 марта ортади.

Водород кўрсаткич

• Водород кўрсаткич ёки pH деб , водород ионлари концентрациясининг тескари ишора билан олинган ўнли логарифми тушунилади.
• pH = - lg [H+]
• Шунга ўхшаш pOH= - lg [OH-]
• Тоза сувнинг pH киймати pH= - lg[10-7]= -( -7) lg 10= 7 га тенг.
• Хисоблашларга кўра кислотали мухит учун pH киймати 0 дан 7 гача ўзгаради.Ишкорий мухитда эса pH киймати 7 дан 14 гача бўлган сонларни кабул килади.
• [H+]*[OH-]= 10-14 киймат логарифмланса , унда pH + pOH = 14 га тенг.
• Охирги тенглама pH маълум бўлса pOH ни ёки тескарисини топишга имкон беради.

Бренстед-Лоури назарияси

• Аррениус назариясига кўра кислоталар диссоциланганда H+ катиони хосил киладиган моддалардир. Асослар диссоциланганда OH- аноиони хосил бўлади. Шароитга караб хам H+ ва хам OH- аниони хосил киладиган моддалар амфотер электролитлар дейилади. Лекин бундай карашлар анчагина камчиликларга эга бўлиб , улардан энг мухимлари:

Бренстед-Лоури назарияси

• - диссоциланиш сабабини ва бунда эритувчининг ўрни хисобга олинмаган;
• - кислота ва асосларнинг таърифи хам жуда тўри эмас. Шундай органик моддалар борки(сулфадимезин) улар водород иони ажратмайди, лекин кислота хоссаларига эга;
• -айни пайтда триметиламин, гексаметилентетрамин, амидопирин каби бирикмалар гидроксил гурухига эга эмас, лекин асос хоссаларини намоён этади;
• -бу назарияни сувсиз электролитлар хамда кучли электролтларга кўллаб бўлмайди.