Elektrolitik dissotsilanish



Download 282,36 Kb.
bet6/7
Sana31.05.2022
Hajmi282,36 Kb.
#621917
1   2   3   4   5   6   7
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
Кгид 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++SO42- 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 ЭKBaSO4 =[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, SiCl4, 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. Download 282,36 Kb.

    Do'stlaringiz bilan baham:
1   2   3   4   5   6   7




Ma'lumotlar bazasi mualliflik huquqi bilan himoyalangan ©hozir.org 2024
ma'muriyatiga murojaat qiling

kiriting | ro'yxatdan o'tish
    Bosh sahifa
юртда тантана
Боғда битган
Бугун юртда
Эшитганлар жилманглар
Эшитмадим деманглар
битган бодомлар
Yangiariq tumani
qitish marakazi
Raqamli texnologiyalar
ilishida muhokamadan
tasdiqqa tavsiya
tavsiya etilgan
iqtisodiyot kafedrasi
steiermarkischen landesregierung
asarlaringizni yuboring
o'zingizning asarlaringizni
Iltimos faqat
faqat o'zingizning
steierm rkischen
landesregierung fachabteilung
rkischen landesregierung
hamshira loyihasi
loyihasi mavsum
faolyatining oqibatlari
asosiy adabiyotlar
fakulteti ahborot
ahborot havfsizligi
havfsizligi kafedrasi
fanidan bo’yicha
fakulteti iqtisodiyot
boshqaruv fakulteti
chiqarishda boshqaruv
ishlab chiqarishda
iqtisodiyot fakultet
multiservis tarmoqlari
fanidan asosiy
Uzbek fanidan
mavzulari potok
asosidagi multiservis
'aliyyil a'ziym
billahil 'aliyyil
illaa billahil
quvvata illaa
falah' deganida
Kompyuter savodxonligi
bo’yicha mustaqil
'alal falah'
Hayya 'alal
'alas soloh
Hayya 'alas
mavsum boyicha


yuklab olish