Elektrolitik dissotsilanish

Kuchsiz asos va kuchsiz kislotadan hosil bo’lgan tuzlar gidrolizga uchraydi va natijada kuchsiz asos va kuchsiz kislota hosil bo’lib, muhiti ishqoriy yoki kislotali bo’lishi hosil bo’lgan kislotaning va asosning dissotsilanish darajasiga bog’liq:

CH₃COONH₄+H₂O↔CH₃COOH+NH₄OH
CH₃COOH ning dissotsilanish konstantasi K=1,8∙10^-5
NH₄OH ning dissotsilanish konstantasi K=1, 8∙10^-5

4

3

4
CH₃COO^- +NH ⁺+H⁺+OH^-↔CH +COON+NH OH
Demak, reaktsiyaning muhiti neytral bo’ladi, ya’ni, rN=7
Agar bunday tuzlar ko’p negizli kislata va asosdan hosil bo’lgan bo’lsa, gidroliz to’liq ravishda oxirigacha boradi:
Al₂S₃+6H₂O↔ Al(OH)₃↓ +3H₂S↑
Gidroliz darajasi va gidroliz konstantasi. Gidroliz jarayoni kaytar jarayondir. Shuning uchun unga massalar tasiri konunini tadbiq qilish mumkin. Gidroliz jarayonini mikdoriy jixatdan xarakterlash uchun gidroliz darajasi va gidroliz doimiysi (konstantasi) degan tushuncha kiritilgan. Gidrolizlanish darajasi «h» bilan belgilanib,
gidrolizlangan molekulalar soni
h =
eritilgan tuz molekulalar soni _{bilan ifodalanadi.}
Gidrolizlanish darajasi va gidrolizlanish doimiysi orasidagi bog’lanish quyidagi tenglama bilan ifodalanadi:
_h 2
К_{гид 1 h} Co
Bu erda So - tuzning dastlabki kontsentratsiyasi.

demak, gidrolizlanish darajasi gidrolizlanish doimiysini tuzning dastlabki kontsentratsiyasiga bo’lgan nisbatini kvadrat ildiziga teng.

Tuzlarning gidroliz darajasi tuzning tabiatiga, eritma kontsentratsiyasiga va temperaturaga bog’liq. Kuchsiz kislota va kuchsiz asosida hosil bo’lgan tuzlarning gidroliz darajasi ayniqsa yuqori bo’ladi. Temperatura ortishi bilan gidroliz darajasi ortadi chunki suvning dissotsilanishi, ya’ni H₂O↔H⁺+OH^- muvozanati o’nga siljiydi. Ba’zi tuzlarning odatdagi sharoitda bormaydigan gidroliz bosqichlari yuqori
temperaturada sodir bo’ladi. Masalan, odatdagi sharoitda FeCl₃ gidrolizlanishining faqat I-bosqich bo’ladi:
FeCl₃+H₂O↔Fe(OH)Cl₂+HCl Fe³⁺+3Cl^- +H⁺+OH^- ↔FeOH²⁺ + 2Cl^- +H⁺+Cl^-
Eritma qaynatilsa, gidrolizning II va III bosqichi ham sodir bo’ladi: II-bosqich Fe(OH)Cl₂+H₂O↔ Fe(OH)₂Cl+HCl
III bosqich Fe(OH)₂Cl+H₂O↔ Fe(OH)_3↓+HCl
Ba’zi bir tuzlar eritmasi suyultirilganda gidroliz darajasi ortadi. Buni SbSl₃ gidrolizida ko’rish mumkin: SbCl₃ +H₂O↔ Sb(OH)Cl₂+HCl
Agar eritma yana suyultirilsa Sb(OH)Cl₂+H₂O↔HCl+Sb(OH)₂Cl↓
Yoki SbOSl- aktimonil xlorid cho’kmaga tushadi.

Eruvchanlik ko’paytmasi.

Ko’pchilik elektrolitlar suvda yaxshi eriydi. Faqat ba’zi (AgCl BaSO₄ va boshqlar) yomon eriydi. Biz suvda mutlaqo erimaydigan moddalar bo’lmaydi, desak, xato qilmagan bo’lamaiz. Ba’zi kuchli elektrolitlar suvda yomon eriydi. Bunday moddalar kam erisa ham, erigan qismi eritmada faqat ionlar holida bo’ladi. Yomon eriydagin elektrolitlarning eruvchiligi ularning eruvchanlik ko’paytmasi bilan xarakterlanadi.

Masalan, AgCl ning eruvchanlik ko’paytmasini ko’rib chiqamiz. Faraz qilaylik, bir stakan tubiga AgCl solib, uning ustiga suv solaylik. AgCl zarrachalari suvga o’ta boshlaydi va dissotsilanadi. Ma’lum vaqtdan so’ng eritmadagi Ag⁺ va Cl^- ionlari o’zaro ta’sirlanib cho’kmaga o’tadi ya’ni sistemada qaytar jarayon sodir bo’ladi. Ma’lum vaqat o’tgandan so’ng quyidagi muvozanat qaror topadi:
AgCl↓↔Ag⁺+Cl^-
Shuning uchun bu jarayonga massalar ta’siri qonunni qo’llasak:
К

AgCl-juda kam eriydigan modda bo’lgani uchun uning kontsentratsiyasini ([AgCl]) o’zgarmas kattalik deb qabul qilish mumkin. U holda K∙[AgCl]=ЭK, ya’ni eruvchanlik ko’paytmasi deb qabul qilib, yuqoridagi formulani quyidagiga yozish mumkin.

K∙[AgCl]=ЭK= [Ag⁺+Cl^-]
Demak, kam eriydigan elektrolitning to’yingan eritmasidagi ionlar kontsentratsiyalarining ko’paytmasi ayni temperaturada o’zgarmas miqdordir.

Eruchanlik ko’paytmasi-(ЭK)eritmada ionlar miqdori haqida fikr yuritishga imkon beradi.

Agar eritmada qiyin eriydigan elektrolit ionlari kontsentratsiyasining ko’paytmasi uning eruvchanlik ko’paytmasidan kichik bo’lsa, masalan: BaSO₄ ↓↔Ba²⁺+SO₄^2- uchun
[Ba²⁺][SO ^2-]<ЭK , ya’ni 1∙10^-10 dan kichik bo’lsa,eritma to’yinmagan
4 BaSO4
bo’ladi va unda ozroq miqdor BaSO₄ erishi mumkin, toki
[Ba²⁺][SO ^2-]=ЭK =1∙10^-10 bo’lnga qadar.Agar [Ba²⁺][SO ^2-]>ЭK
4 BaSO4 4 BaSO4
, ya’ni 1∙10^-10 dan ortiq bo’lsa, eritma o’ta to’yngan bo’ladi va BaSO₄
eritmadan cho’kmaga tusha boshlaydi, toki ЭK_BaSO4 =[Ba²⁺][SO ^2-]=1∙10^-10
4
bo’lgan qadar.
Agar ayni elektrolitning «ЭK» si ma’lum bo’lsa, uning eruvchanligini topish mumkin. Elektrolitning eruvchanligi to’yingan eritmaning kontsentratsiyasi bo’lib, mol/l yoki g/l bilan ifodalanadi

Kislota va asoslarning protolitik nazariyasi.

Shu bo’limga qadar biz kislata va asoslarni elektrolitik dissotsiyalanish nazariyasi asosida tushintirib keldik. Lekin ko’pchilik reaktsiyalarni bu nazariya asosida tushintirib bo’lmaydi. Shuning uchun 1923 yilda Brensted va Louri kislota va asoslarning protolitik nazariyasini ishlab chiqdilar. Bu nazariyaga binoan, kimyoviy reaktsiya natijasida o’zidagi vodorod kationini beradigan modda kislota, protonni biriktirib oladigan modda esa asosdir. Bu nazariya bo’yicha proton aktseptori asos, proton donori kislota bo’lishi kerak. Kimyoviy jarayon davomida kislota protonni

chiqaradi va o’zi asosga aylanadi. Bu nazariya bo’yicha kislotalar uch turga bo’linadi:

1. 
   Neytral holdagi kislotalar - HCl, HNO₃, H₂SO₄ lar suvli sharoitda
   
2. 
   
   4
   Anion holdagi kislotalar - HSO₄ ^-, H₂PO ^- lar suvli eritmada
   

С) Musbat zaryadlangan (kation holdagi) kislotalar- H₃O⁺, NH ⁺ va
4
boshqalar. Moddaning kislotalik hossasi uning asos bilan, asoslik hossasi esa uning kislota bilan reaktsiyaga kirishishi jarayonida namoyon bo’ladi. Masalan:
HCl+H₂O↔H₃O⁺+Cl^- K₁ A₁ K₂ A₂
Bu jarayonda birinchi asos (A₁) ikkinchi kislota (K₂) ga aylanadi. Boshqa jarayonlarda suv kislota sifatida ham ishtirok etishi mumkin:

4
H₂O+NH₃↔NH ⁺+OH^-
K₁ A₁ K₂ A₂
Demak, suv molekulasi asos bilan reaktsiyaga kirishganda kislotalik xossasiga ega bo’lsa, kuchli kislota bilan reaktsiyaga kirishganda asoslik xossaga ega bo’ladi, ya’ni amfoter xossaga ega bo’ladi.
Elektron nazariyasi: Bu nazariyani Lyuis taklif qilgan. Bu nazariya asos sifatida kimyoviy bog’ hosil qilishda elektron juftini beruvchi modda, kislota sifatida esa elektron juftlarini qabul qiluvchi modda. Elektron nazariyasiga asosan kislota-asos reaktsiyasi donor-aktsentor bog’lanish hosil bo’lishidan iboratdir. Kislota bilan asosning birikishidan adduktlar deb ataluvchi tuzsimon modda hosil o’ladi:
NH₃ + HCl → NH₄Cl
Asos kislota

Elektron juftlari donor bo’lgan moddalar Lyuis asoslari, elektron juftlari aktseptor bo’lgan moddalar Lyuis kislotalari deyiladi. Lyuis kislotalariga BF₃, AlCl₃, SiCl_4, Ag⁺ Cr³⁺ va boshqa ionlarni, ya’ni kompleks hosil qiluvchi ionlari ko’rsatish mumkin. Lyuis asoslariga ammiak, aminobirikmalar-aliffatik va aromatik aminlari, ketonlar misol bo’ladi.

Adabiyotlar

1.