Qarshi davlat universiteti tabiiy fanlar fakultet - bet 7

aion = f.Cion
Bu yerda: f-proporsionallik koeffisiyenti (uni aktivlik koeffisiyenti ham deyiladi), aion Cion lar mol/l bilan ifodalanadi. Odatda aktivlik koeffisiyenti birdan kichik va faqat juda ham suyultirilgan eritmada 1 ga teng bo’ladi. Bu xolda aion = Cion Agar f>1 bo’lsa, ionlar aktivligi ularning konsentrasiyasidan kichik bo’ladi.
aion = f Cion
Elektrolit eritmalarida reaksiya molekulalar orasida bormay, erigan moddaning ionlari orasida boradi. Elektrolit eritmalarda boradigan reaksiyalarni molekulyar tenglama ko’rinishida emas, balki ion tenglama ko’rinishida uch katorda 1) molekulyar, 2) ion va 3) ionlar ishtirok etishini ko’rsatadigan tenglama xolida ifodalanadi.
Elektrolit eritmalarda reaksiya borishi uchun:
1) Qiyin eriydigan moddalar
2) gazsimon moddalar
3) kam Dissotsialanuvchi moddalar xosil bo’lishi kerak.
Agar shu moddalar xosil bo’lmasa reaksiya bormaydi
1. Qiyin eriydigan birikmaning xosil bo’lishi
BaCL2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCL
Ba2+ + 2CL- + 2H+ + SO42- BaSO4 + 2H+ + 2CL-
Ba2+ + SO42- BaSO4
Agar reaksiyada bir necha Qiyin eriydigan moddalar xosil bo’lsa, u xolda oldin juda kam eriydigan modda cho’kmaga tushadi.
2.Gazsimon moddaning xosil bo’lishi.
K2SO3 + 2HCL 2KCL + H2SO3
2K+ + SO32- + 2H+ +2CL- K+ + 2CL- + H2O + SO2
SO32- + 2H+ H2O + SO2
3. Kam Dissotsialanuvchi moddalarning xosil bo’lishi.
KOH + HCL KCL + H2O
K+ + OH- + H+ + CL- K+ + CL- + H2O
OH- + H+ H2O
Eritmadagi cho’kma sirtida erigan moddaning ionlari bo’ladi. Agar
Qiyin eriydigan birikmaning biror soni ion erituvchi bilan biriksa, u xolda modda eriydi.
Pb(OH)2 + 2HCL PbCL2 + 2H2O
Pb(OH)2 + 2H+ + 2CL- PbCL2 + 2H2O
Bu misolda PbCL2 cho’kmaga tushadi va kam Dissotsialanuvchi suv xosil bo’ladi, natijada Pb(OH)2 eriydi.
Agar kuchli elektrolit eritmalarini aralashtirsak ularning ionlari orasida kaytar reasiya boradi, ya'ni eritmada molekula xosil bo’lmay, bu elektrolitlarning ionlari o’zgarmay qoladi.
NaCL + KNO3 NaNO3 + KCL
Na+ + CL- + K+ + NO3- Na+ + NO3- + K+ + CL-
Eritmalar aralashtirmasdan va aralashtirilgandan keyin ham eritmada faqat Na+, K+, CL-, NO3- ionlar erkin xolda bo’ladi, Lekin eritma sovitilib, kristallarga aylanganida 4 ta tuzning aralashmasi xosil bo’ladi.
Qiyin eruvchan birikmaning cho’kmasi sirtida shu cho’kma bilan ionlar urtasida muvozanat sodir bo’ladi. Kam eriydigan tuzga massalar ta'siri qonunini qo’llasak.
CaCO3 Ca2+ + CO32-
Muvozanat qattiq modda (CaCO3) va eritmadagi ionlarning to’qnashish sirtida sodir bo’lgani uchun [CaCO3] konsentrasiyasi o’zgarmaydi. O’zgarmas temperaturada K[CaCO3] Ko’paytmasi o’zgarmas kattalik bo’lgani uchun uni EK bilan ifodalanadi:
[Ca2+][CO32-] = [CaCO3]. K=const=EK
Qattiq fazaning sirtidagi tuyingan eritmadagi kam eruvchan birikmaning ionlar konsentrasiyasini Ko’paytmasi biror temperaturada o’zgarmas qiymat bo’lib, moddaning eruvchanlik Ko’paytmasi (EK) deyiladi.
EKAgCL =[Ag+][Cl-]=1.73-10
EKBaSO4 =[Ba2+][SO42-]=1.43-9
EKCaCO3 =[Ca2+][CO32-]=4.52-9
EKCuS =[Cu2+][S2-]=6-36
EKHgS =[Hg2+][S2-]=5-52
Eruvchanlik ko’paytmasi Qiyin eriydigan elektrolitning umumiy eruvchanligi bilan bog’likdir. Yuqoridagi mosollardan kurinib turibdiki, CuS va HgS larning eruvchanligi juda ham kichik.
Suv molekulasini ilmiy o’rganish suv juda kuchsiz elektrolit ekanligini ko’rsatadi. U vodorod kationiga va gidroksid anioniga quyidagicha Dissotsialanadi:
H2O H+ + OH-
Suvning 15°S dagi Dissotsialanish darajasi 1.89.10 ga teng. Demak, 55600000 suv molekulasining faqat bittasi ionlangan xolda bo’ladi. Lekin Dissotsialanish pirosessining tezligi juda yuqori bo’lgani uchun ionlar orasida reaksiya juda tez boradi. Shuning uchun ham suvning Dissotsialanishi juda katta ahamiyatga ega Suvning Dissotsialanish konstantasi
KH2O=[H+][OH-] / [H2O] = 1.8*10-16 ga teng
Agar bir litrda 1000/18=55.56 mol suv molekulasi bo’lishini xisobga olsak, unda quyidagini yozish mumkin:
[H+][OH-] = KH2O.[H2O] = 1.8.10-16*55.56=1.10-14
Bu tenglama suvda va suv eritmalarida vodorod hamda gidroksid ion konsentrasiyasining Ko’paytmasi 22°S da doimiy qiymat bo’lib, KH2O bilan ishoralanishini ko’rsatadi. [H+][OH-] = KH2O = 1.10-14 neytral muxitda:
[H]=[OH-]=10-7 H+ va OH- konsentrasiyasining Ko’paytmasi faqat suv uchun emas, balki tuz, kislota, ishqorlarining suvli eritmalari uchun ham o’zgarmas sondir. Bu son suvning ion Ko’paytmasi deyiladi. Suvning ion Ko’paytmasidan foydalanib Har qanday reaksiya muxitini (neytral, kislotali, ishqoriy) vodorod ionlari konsentrasiyasi bilan kursatish mumkin. Buning uchun quyidagi xisoblash bajariladi:
Har qanday suvli muxitni xarakterlash uchun vodorod ioni konsentrasiyasi o’rniga bu konsentrasiyaning unli logarifm qiymatidan foydalanish ancha kulay. U N bilan belgilanib vodorod kursatkich deyiladi: pH=-lg[H+]. Masalan, agar [H+]=10-5 bo’lsa, pH=-lg10-5=5 bo’ladi. Eritmaning pH=3 ga teng bo’lsa, kuchli kislotali, pH<7 bo’lsa, kuchsiz kislotali, pH=7 bo’lsa, neytral, pH>7 bo’lsa, ishqoriy xossani namoyon qiladi.
Tuzlarning gidrolizi deb, moddalarning suv bilan Har qanday uzaro ta'siriga aytiladi. Amalda Ko’pincha tuzlarning gidrolizi bilan ish tutishga to’gri keladi. Agar kislotadagi vodorod metallga to’liq almashsa, muxit neytral bo’lishi kerak. Lekin kuchli asos va kuchli kislotadan xosil bo’lgan tuzlargina neytral muxitga ega bo’ladi. Boshqa tuzlar gidrolizga uchrashi natijasida neytral muxit xosil kilmaydi. Gidroliz natijasida eritmada vodorod va gidroksil ionlar konsentrasiyasi uzgaradi. Shuning uchun ham Ko’p tuzlarning eritmalari kislotali yoki ishqoriy muxitga ega bo’ladi. Bu xodisani erigan tuz ionlarining suv ionlari bilan biriktirish natijasida eritmada H+ va OH- ortib kolishi bilan tushuntirish mumkin. Lekin suvda H+ va OH- konsentrasiyasi juda oz bo’lsa ham, bu ionlar Dissotsialanmagan suv molekulalari bilan muvozanatda bo’ladi. Chunki, o’zgarmas temperaturada suvning ion Ko’paytmasi o’zgarmasdir. Agar suv ionlaridan biri tuz ionlari bilan boglanib, muvozanat buzilsa, bu boshqa suv molekulasini Dissotsialanishga olib keladi, eritmada boshqa ionning konsentrasiyasi ortadi va natijada eritma kislotali yoki ishqorish muxitga ega bo’ladi. Tuzlar gidrolizlanishining sababi shundaki, tuzning kation va anionlari suvdagi H+ va OH- ionlarini boglab kam Dissotsialanadigan moddalar xosil kilishi tufayli H2OH+ + OH- muvozanati ung tomonga siljiydi. Gidroliz reaksiyasini yozishda hamma vaqt kuchsiz elektrolit qoldiqi gidrolizga uchrashini unutmaslik kerak. Chunki, deyarli hamma tuzlar kuchli elektrolitlardir. Ion tenglamada kam Dissotsialanuvchi, gazsimon va cho’kmaga tushadigan moddalar molekula ko’rinishda yoziladi. Reaksiyaning molekulyar va ion tenglamasini yozish gidroliz prosessini to’liq ko’rsatadi. Quyidagi asos va kislotalardan xosil bo’lgan tuzlar gidrolizga uchraydi.
1.Kuchli asos va kuchsiz kislotadan xosil bo’lgan tuzlar.
Masalan,
Na3PO4 + H2O Na2HPO4 + NaOH
3Na+ + PO43- + H2O 2Na+ HPO42- + Na+ + OH-
PO43- + H2O HPO42- + OH-
Kuchli asos va kuchsiz kislotadan xosil bo’lgan tuz gidrolizlanganda nordon tuz va ishqor xosil bo’ladi:
Na2HPO4 + H2O NaH2PO4 + NaOH
HPO42- + H2O H2PO4- + OH-
Eritmada erkin xolda ishqor yigilib kolgani uchun gidroliz kichsiz kislota xosil bulguncha davom etmaydi.
2. Kuchsiz asos va kuchli kislotadan xosil bo’lgan tuzlar
Agar kation va anion bir valentli bo’lsa, gidroliz natijasida asos va kislota xosil bo’ladi:
NH4NO3 + H2O NH4OH + HNO3
NH4+ + H2O NH4OH + H+
Kation Ko’p valentli anion bir valentli bo’lsa, gidroliz natijasida asosli tuz va kislota xosil bo’ladi:
ALCL3 + H2O AL(OH)CL2 + HCL
AL2+ + H2O [AL(OH)]2+ + H+
Agar suv juda ham Ko’p bo’lsa gidroliz davom etadi:
AL(OH)CL2 + H2O AL(OH)2CL + HCL
[AL(OH)]2+ + H2O [AL(OH)2]+ + H+
Eritmada H+ ionlari yigilgani uchun gidproliz kuchsiz asos xosil bulguncha davom etmaydi.
Kation bir valentli, anion Ko’p valentli bo’lgan xolda gidroliz natijasida NQ ioni va nordon tuz xosil bo’ladi:
(NH4)2SO4 + H2O NH4HSO4 + NH4OH
NH4+ + H2O NH4OH + H+
Kation va anion Ko’p valentli bo’lganda gidroliz natijasida asosli tuz va kislota hosil bo’ladi.
Fe2(SO4)3 + 2H2O 2Fe(OH)SO4 + H2SO4
Fe3+ + 2H2O [Fe(OH)]2+ + 2H+
3. Kuchsiz asos va kuchsiz kislotadan hosil bo’lgan tuzlar.
Eritma reaksiyasi asos va kislotaning nisbiy kuchiga bog’lik bo’ladi. Masalan, ammoniy asetatning gidroliz reaksiyasini kuraylik:
CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH
CH3COO- + NH4+ + H2O CH3COOH + NH4OH
Bu reaksiyada muxit neytral (pH=7), chunki gidroliz natijasida xosil bo’lgan maxsulotlarning Dissotsialanish konstantalari bir-biriga deyarli teng:
KNH4OH =1.79.10-5; KCH3COOH=1.75.10-5
Gidrolizga uchragan tuz molekulalari sonining umumiy erigan tuz molekulalari soniga nisbati tuzning gidroliz darajasi (β) deyiladi.
U konsentrasiyaga bog’lik bo’lib suyultirilishi bilan ortadi. Masalan, Na2SO3 ni 0.1 n eritmasining β=4.5, 0.001 n eritmasiniki esa β=34 bo’ladi.
Xulosa
Kuchli elektrolit eritmalar spektrlarini o’rganish eritmada Dissotsialanmagan molekulalar yukligini tasdiqlaydi. Kristallarni rentgenografik o’rganish (masalan KCl ni), ular ionli kristall panjaraga ega ekanligini ko’rsatadi. Kristall modda eritilganda kristall panjara yemiriladi va ionlar eritmaga o’tadi. Lekin elektr o’tkazuvchanlikni o’lchash kuchli elektrolit eritmalarida to’liq Dissotsialanish mavjudligini tasdiqlanadi, chunki eritmalarning elektr o’tkazuvchanligi faqat elektrolitning Dissotsialanish darajasiga bog’lik bo’lmay, ionlarning Harakat tezligiga ham bog’likdir. Kuchli elektrolit eritmalarida ionlar soni juda Ko’p va ular bir-biri bilan shunday yakin masofada joylashganki, ular orasida elektrostatik tortishish va itarilish kuchlari vujudga keladi.
Buning natijasida Har qaysi ion o‘z atrofida qarama-qarshi zaryadli ionlardan iborat "ion atmosferani" hosil qiladi va u eritmada ionlar xarakatiga tusqinlik qiladi. Bu esa elektr o’tkazuvchanlikni kamaytiradi. Shuning uchun elektrolitning elektr o’tkazuvchanligini o’lchab topilgan Dissotsialanish darajasi birdan kichik bo’lib, uni effektiv yoki ko’rinma Dissotsialanish darajasi deyiladi.
Effektiv Dissotsialanish darajasining qiymati, ionlar orasida uzaro ta'sir kuchi bo’lgani uchun, go‘yo elektrolit elektr tokini xuddi hamma ionlarga Dissotsialangandek o’tkazishini ("ion juftlari" xosil bo’lishini) ko’rsatadi. Ionlar orasidagi kuchlar eritmaning osmatik bosimiga, muzlash va qaynash temperaturasiga, ionlarning kimyoviy reaksiyaga kirishish qobilyatiga va boshqa xossalarga ham ta'sir qiladi.
7>
|