M. T. Gulamova analitik kimyo fanidan ma’ruza matni buxoro-2011 Taqrizchilar

NaOH  Na⁺ + OH^-
musbat zaryadlangan zarrachalar kationlar deb, manfiy zaryadlangan zarrachalar esa anionlar deyiladi.
2) Agar elektrolit eritmasiga tok manbaining ikki qutbi o’pHatilsa, anod (+) ga - manfiy zaryadlangan ionlar, ya`ni anionlar, katod (-) ga - musbat zaryadlangan ionlar. ya`ni kationlar tortiladi.
3) Eritmadagi barcha musbat zaryadlapHing yig’indisi manfiy zaryadlapHing yig’indisiga teng.
Masalan: K₂SO₄  2K⁺ + SO₄ ^2-
4) Dissocilanish qaytar jarayon, shuning uchun qaytarlik («) belgisi qo’yiladi.
Elektrolit dissociaciyasining miqdoriy tavsifi dissocilanish darajasi hisoblanadi:
α = (n/n₀)* 100%
n - dissocilangan molekulalar soni
n₀ - umumiy molekulalar soni
Dissocilanish darajasining qiymati:
1) erituvchining tabiatiga,
2) haroratga
3) eritma koncentraciyasiga bog’liq.
Elektrolitik dissocilanish qaytar jarayon bo’lganligi sababli, kimyoviy muvozanat ro’y beradi. Le-Shatelьe principiga muvofiq erituvchi qo’shish (ya`ni, eritmani suyultirish) bilan dissocilangan molekulalar soni oshadi, bu esa a - qiymatini oshishiga olib keladi. Shuning uchun a ning qiymatiga qarab elektrolitlapHi kuchli va kuchsizga ajratish biroz qiyin.
Elektrolitik dissocilanish jarayonini dissocilanish konstantasi bilan harakterlash qulay.
AB  A<sup>+</sup> + B<sup>-</sup>
Moddalar massasi ta`siri qonuniga ko’ra dissocilanish konstantasi

bunda, [A⁺], [B^-], [AB] - komponentlapHing molyar koncentraciyasi.
Dissocilanish konstantasi dissocilanish darajasidan farq qilib, faqat harorat va elektrolit tabiatiga bog’liq. Kuchsiz elektrolitlar uchun dissocilanish konstantasining qiymatlari ma`lumotnomalarda (2-jadval, 292 bet) keltirilgan.
Eritmaning molyar koncentraciyasi - S; bitta molekula dissocilanganda molyar koncentraciya α C ga teng. Unda yuqoridagi jarayon uchun [A⁺] = [B^-] =
= α C , unda dissocilanish konstantasi va darajasi orasidagi bog’lanish quyidagicha yoziladi:

α juda kichik bo’lganda 1 - α = 1 deb olinadi, unda K = α² C;

2.3 Brensted - Lourining protolitik nazariyasi.

Moddaning eritmada ionlanish va dissocilanish jarayonlari erigan modda va erituvchi molekulalari orasidagi o’zaro ta`sir bilan tushuntiriladi.
Kislota va asoslapHing klassik nazariyasi berilgan modda turli erituvchilarda eriganda sodir bo’ladigan bir qator hodisalapHi tushuntirib berolmaydi. Masalan: NH<sub>4</sub>Cl suvda NH<sub>4</sub><sup>+</sup> va Cl<sup>-</sup> ionlariga dissocilanadi, ya`ni boshqa tuzlarga o’hshaydi, shu bilan birga uning suyuq ammiakdagi eritmasi, bu eritmalarda H⁺ ionlari bo’lmasa ham, kislotalarga hos barcha hususiyatlapHi, hatto vodorod ajratib chiqarish bilan metallapHi eritish kabi hususiyatini ham namoyon qiladi. Mochevina CO(NH₂)₂ suvdagi eritmalarda neytral suyuq ammiakda kislota hossasiga, suvsiz sirka kislotada esa asos hossasiga ega. Suvli eritmalarda juda kuchli bo’lgan nitrat kislota suyuq HF da yoki suvsiz H₂SO₄ da eriganda asos hossali bo’lib qoladi. Elektrolitik dissocilanish nazariyasiga zid bo’lgan bunday holatlapHi ko’plab keltirish mumkin.
Bu nomuvofiqliklapHi tushuntirish uchun bir qancha nazariya ilgari surildi. 1923 yilda Berensted - Lourining protolitik nazariyasi ancha keng tarqaldi. Bu nazariyaga asosan protonlar berish hususiyatiga ega bo’lgan moddalar kislotalar, protonlapHi biriktirib olish hususiyatiga ega bo’lgan moddalar asoslar deyiladi.
Kislota « asos + [H⁺]
Masalan: sirka kislotasi o’zidan proton ajratib chiqarganligi uchun Brensted nazariyasiga asosan ham kislotadir.
CH₃COOH  CH₃COO^- + [H⁺]
(kislota) (asos)
Lekin Brensted-Louri nazariyasiga ko’ra o’zidan proton ajratib chiqaradigan molekulalargina emas, balki ionlar ham kislota hisoblanadi:
NH₄⁺  NH₃ + H⁺
(kislota) (asos)
HSO₄^-  SO₄^2- + H⁺
(kislota) (asos)
O’z navbatida, protonlapHi biriktirib olish hususiyatiga ega bo’lgan ionlar asoslar deb hisoblanishi kerak:
CH₃COO^- + H⁺  CH₃COOH
(kislota) (asos)
S^2- + 2H⁺  H₂S^-
(kislota) (asos)
Ba`zi ion yoki molekulalar sharoitga qarab ham kislota, ham asos bo’lishi mumkin.