Elektrolitik dissotsilanish

Reja:

1. 
   Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi.
   

2. Kislota, asos va tuzlarning dissotsilanish.

3. 
   Elektrolitlarning dissotsilanish darajasi.
   
4. 
   Bosqichli dissotsilanish.
   
5. 
   Elektrolitlar eritmalarida boradigan reaktsiyalar.
   
6. 
   Eruvchanlik ko’paytmasi.
   
7. 
   Kislota va asoslarning protolitik nazariyasi.
   

Elektrolitlarning eritmalari

Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi.

Suvdagi eritmalar yoki o’zi suyuqlanganida elektr tokini o’tkazuvchi moddalar elektrolitlar deyiladi. Kislota, asos va tuzlar elektrolitlardir. Suvdagi eritmalari yoki o’zi suyuqlanganda elektr tokini o’tkazmaydigan moddalar elektrolitmaslar deyladi. Vant-Goff va Raul qonunlariga faqat elektrolit bo’lmagan moddalarning suvdagi eritmalari bo’ysinadi. Tuz, kislata va asoslarning eritmalari bu qonunlarga bo’ysinmaydi. Chunonchi, elektrlit eritmalarda muzlash temperaturasining pasayshi Raul qonuni bo’yicha hisoblangan pasayishga qaraganda ortiqroq bo’ladi. Bunday elektrolitlar eritmalarining bug’ bosimini pasayishi, osmotik bosimi va qaynash xaroratining ko’tarilishi nazariya bo’yicha kutilgandan ortiqroq bo’ladi. Lekin erigan elektrolit moddaning kriskopik yoki ebulioskopik usullar bilan aniqlangan molekulyar massasi uning haqiqiy qiymatidan kichik bo’ladi.

Shved olimi S. Arrenius elektrolitlarning xossalarini o’rganib (1887y) quyidagi xulosaga keladi. Tuz, kislata va asoslar eritma muzlash haroratining pasayishi va qaynash haroratining ko’tarilishi hamda ularning elektr tokini o’tkaza olish xususiyati birgina sababga bog’liq. Elektrolitlar suvdagi eritmalarida ionlarga dissotsilanadi, ya’ni musbat va manfiy zaryadlangan ionlarga ajraladi. Musbat zaryadlanagan ionlar- kationlar, manfiy zaryadlangan ionlar esa anionlar deyiladi (ionlarning uzluksiz harakati elektr tokini o’tkazishga sabab bo’ladi).
Elektrolit ionlarga ajralganda bitta molekuladan ikki va undan ortiq ion hosil bo’lishi natijasida eritmadagi zarrachalarning umumiy soni ortadi. Shuning uchun elektrolit eritmasining osmotik bosimi R_osm, muzlash harorati t_muz ning va qaynash harorati t_qai ning o’zgarish xudi
shunday kontsetratsiyali elektrolitmas eritmalarnikidan birmuncha yuqori bo’ladi
Elektrolitmas moddalarning eritmalari uchun Vant-Goff tenglamasi P=CRT shaklida yoziladi. Bu tenglamani elektrolit eritmalariga tatbiq etish uchun tenglamaga izotonik koeffitsent (i) ni kirishib kerak:
P=iCRT
Shu asosda Raul qonunlarini elektrolitlar eritmalari uchun qullashda ham izotonik koffitsentdan foydalanish kerak.
i-Vant- Goff kiritgan koffitsient, u tajriba asosida topiladi:
_i электролитэритмасинингосмотикбосими
электролитмасэритманингосмотикбосими P₀
nisbatdan topiladi. i ning qiymati eritma kontsentratsiyasi kamayshi bilan ortadi. i ning eng katta qiymati NaCl eritmasi uchun 2 ga Na₂SO₄ eritmasi uchun 3ga , K₃[Fe(CN)₆] ning eritmasi uchun 4 ga (elektrolitlarning molekulalari dissotsilanganda hosil bo’lgan ionlar soniga) yaqinlashadi.
Elektrolitning ionlarga dissotsilanishi erituvchining qutbli molekulalari ishtirokida sodir bo’ladi. Agar erituvchi suv bo’lsa, qutubli suv molekulalari kotion va anionlarni qarama-qarshi qutub bilan ta’sirlanib, ya’ni kation va anionlarni o’rab oladi. Bunday holatni gidrotlanish deyiladi. Agar erituvchi qutbli organik modda bo’lsa, solvatlanish deyiladi.

Kislota, asos va tuzlarning dissotsilanish

1887 yilda shved olim Svante Arrenius eritmalarning elektr o’tkazuvchanligini o’lchash asosida elektrolitik dissotsiyalashish nazariyasini taklif qildi. Bu nazariyaga muvofiq kislata, asos va tuzlar suvda eriganda qarama-qarshi zarayadli ionlarga ajraladi. Elektrolit molekulalarining ionlarga ajralishi qaytar jarayondir:

CH₃COOH↔CH₃COO^- +H⁺
Eritmadagi manfiy zarayadlar soni musbat zarayadlar soniga teng bo’lgani uchun eritma, umuman elektroneytral bo’ladi.
Gidratlanish hodisasi gidratlanish energiyasi (issiqligi) bilan tavsiflanadi. Gaz holatdagi ionlarni eritmaga o’tkazish jarayonida ajralib chiqadigan energiya miqdori o’sha ionning gidratlanish energiyasi deyiladi va uni o’lchov birligi k J^.mol^-1 bilan o’lchanadi: Li⁺ uchun 531,4; K⁺ uchun 338,9; Cs⁺ uchun 280,3; Zn²⁺ uchun 2075,3; OH^- uchun 510,4; F^- uchun 485,3 NO^-₃ uchun 309,6 ; SO₄^2- uchun 1108,7 kJ^.mol^-1.
Kristallarning erishida gidratlanish energiyasining roli nihoyatda katta. Masalan, KCl ning tajribada topilgan kristall panjara energiyasi 703 kJ ga teng. Demak uning ionlanishi uchun 703,3 kJ energiya talab qiladi. Bu energiyaning 338,9+351,4=690,3 kJ qismi K⁺ va Cl^- ionlarining gidratlanish hisobiga va faqat 12,7 kJ qismigina issiqlik xarakat energiyasi hisobiga to’ldiriladi. (KCl suvda eritilganda issiqlik yutiladi)
Organik erituvchilarda ham (spirt) erigan moddaning ionlari
erituvchi molekulalari bilan ta’sirlanadi. Bu hodisa ionlarning solvatlanishi deb, hosil bo’lgan agregatlar esa solvatlar deb ataladi.
Eritmalarda H⁺ va kislata qoldig’i ioniga dissotsiyalanuvchi birikmalar kislatalar deyiladi: HCl↔H⁺+Cl^-
Hosil bo’lgan H⁺ ionda (protonda) elektron qavat bo’lmaydi. Shuning uchun u suvli muhitda H⁺+H₂O=H₃O⁺ ni hosil qiladi. Eritmada H₃O⁺ bo’lishi eritmaning kislata xususiyatiga sabab bo’ladi: HCl+ H₂O=H₃O⁺+Cl^-
Biroq dissotsiyalanish tenglamalarini soddalashtirish maqsadida H₃O⁺ o’rniga H⁺ yoziladi.
Asoslar eritmalarida metall ion bilan gidroksid ionlariga dissotsilanadi: NaOH↔Na⁺+OH^-
Asoslar eritmalarida OH^- ionlarining borligi ishqoriy muhit hosil qiladi.
Kislota va asoslardan tashqari ham kislata, ham asos xossalariga ega bo’lgan gidroksidlar ham ma’lum. Bunday gidroksidlar amfoter gidroksidlar deyiladi:
2H⁺+ZnO₂^-2↔Zn(OH)₂↔Zn²+2OH^-
ishqoriy muhitda eritmada kislotali muhitda
Shuning uchun Zn(OH)₂ ham kislota, ham aoslar bilan reaktsiyaga kirishadi:
Zn(OH)₂ + 2HCl↔ ZnCl₂+2H₂O Zn(OH)₂ + 2NaOH=Na₂ZnO₂+2H₂O
(Aslida to’g’rirog’i: Zn(OH)₂+2NaOH=Na₂[Zn(OH)₄])


Tuzlar erimalarda metall ionlari bilan kislota qoldig’i ionlariga
dissotsilanadi: KCl↔K⁺+Cl^- ; CuSO₄↔Cu²⁺+SO ^2-
4
Suvdagi eritmalarida ionlarga to’liq dissotsiyalanadigan elektrolitlar kuchli elektorlitlar deyiladi; bular jumlasiga masalan HClO₄- perxlorat, HCl- xlorid kislota, NaOH, KOH, Ca(OH)₂ ,Ba(OH)₂ kabi asoslar va deyarli barcha tuzlar kiradi.
Suvdagi erimalarda qisman dissotsilanib, juda oz miqdorda ionlar hosil qiluvchi elektrolitlar kuchsiz elektrolitlar deyiladi. Bular jumlasiga kuchsiz kislotalar, ya’ni CH₃COOH, HCN, H₂CO₃,H₂S va qiyin eruvchi asoslar va ba’zi tuzlar kiradi.

Elektrolitlarning dissotsilanish darajasi.

Elektrolitlar suvdagi eritmalarida ma’lum darajada ionlarga ajraladi. Arrenius fikricha, to’la dissotsilanish bo’lmasligining sababi shundaki, eritmada molekulalar ionlarga ajralishi bilan bir vaqtda, hosil bo’lgan ionlar o’zaro birikib, yana molekulalarni hosil qiladi. Molekulalar ionlarga ajralgan sari dissotsilanish tezligi kamayadi, lekin ionlarning o’zaro birikishi tezligi ortadi. Natijada, ikki jarayon tezligi tenglashadi: shu vaqtdan boshlab eritmada molekulalar va ionlar orasida muvozanat qaror topadi. Shundan so’ng, eritmada ion va molekulalar soni o’zgarmay qoladi. Bu holatni tavsiflish uchun, dissotsiyalanish darajasi tushinchasi kiritilgan