O`zbekiston Respublikasi Sog`liqni Saqlash Vazirligi



Yüklə 1,38 Mb.
səhifə3/23
tarix08.03.2018
ölçüsü1,38 Mb.
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   23

«Vodorod ko’rsatkich» tushunchasini 1909–yil daniyalik kimyogar Syorensen kiritgan edi: P harfi – daniyacha matematik daraja – potens ning bosh harfi, H harfi– vodorod simvoli. Eritmalarning muhiti pH yordamida quyidagicha belgilanadi: neytral pH=7, kislotali – pH<7, ishqoriy – pH>7.

Tuzlarning gidrolizlanishi.

Tajribalardan ko`rinadiki, o`rta tuzlar tarkibida vodorod ionlari ham, gidroksil ionlari ham yuqligiga qaramay, ularning eritmalari ishqoriy, kislotali yoki neytral bo`ladi. Bu hodisani tuzlarning suv bilan o`zaro ta`siri orqali tushuntirish mumkin. Masalan,

CH3COONa + H2O CH3COO + H+ + Na+ + OH

CH3COO –– + H+ CH3COOH

H2O H+ + OH

CH3COO –– + H2O CH3COOH + OH



tuzning gidrolizlanishi deyiladi. Har qanday tuzni kislota bilan asosning o`zaro ta`sir mahsuloti sifatida qarash mumkin. Masalan, CH3COONa – CH3COOH bilan NaOH dan, NH4Cl – NH4OH bilan HCl dan, NaCl – NaOH bilan HCl dan hosil bo`lgan.

1. Kuchsiz kislota bilan kuchli asosdan hosil bo`lgan barcha tuzlar gidrolizga uchraydi. Ular eritmaga ishqoriy reaksiya (pH>7) beradi, masalan,

CH3COONa + H2O CH3COOH + Na+ + OH

2. Kuchli kislota bilan kuchsiz asosdan hosil bo`lgan tuzlar ham gidrolizlanadi. Ular eritmada kislotali muhit (pH<7) hosil qiladi, masalan,

NH4Cl + H2O NH3 · H2O + H+ + Cl

3. Kuchsiz kislota bilan kuchsiz asosdan hosil bo`lgan tuzlar yanada osonroq

gidrolizlanadi. Ular eritmada neytral muhit (pH = 7) hosil qiladi, masalan,

CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH (NH3 · H2O)

4. Kuchli asos bilan kuchli kislotadan hosil bo`lgan tuzlar gidrolizlanmaydi. Bunday tuzlarning ionlari suv bilan kuchsiz elektrolitlar hosil qila olmaydi, natijada tuz ionlari reaksiyada ishtirok etmaydi va suvning dissotsilanish muvozanati buzilmaydi; H+=OH, eritmaning muhiti neytral (pH = 7) bo`ladi.

Tuzning elektrolitik dissotsilanishi natijasida hosil bo`ladigan ionlari suv bilan kuchsiz elektrolitlar hosil qila oladigan barcha hollarda tuzlar gidrolizlanadi.

Ko`pchilik tuzlar uchun dissotsilanish – qaytar jarayon.

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 ↓ + 3H2S ↑

Kuchsiz ko`p asosli kislotalar bilan kuchli asoslardan hosil bo`lgan tuzlarning gidrolizlanishi bosqich bilan boradi, bunda nordon tuzlar hosil bo`ladi. Masalan,

1) birinshi bosqich SO32– + H2O HSO3 + OH yoki

Na2SO3 + H2O NaHSO3 + NaOH

2) ikkinshi bosqich HSO3+ H2O H2SO3 + OH yoki

NaHSO3 + H2O H2SO3 + NaOH

Birinshi bosqich: a) gidrolizning qisqartirilgan ionli shakldagi tenglamasi:

SO32– + H2O HSO3 + OH (A)

b) gidrolizning ionli shakldagi tenglamasi:

2Na+ + SO32– + H2O Na+ + HSO3 + Na+ + OH (B)

c) gidrolizning molekulyar shakldagi tenglamasi:

Na2SO3 + H2O NaHSO3 + NaOH (C)

Ikkinshi bosqich: a) HSO3+ H2O H2SO3 + OH

b) 2Na+ + HSO3+ H2O H2SO3 + Na+ + OH

c) NaHSO3 + H2O H2SO3 + NaOH

Umuman gidroliz keng ma`noda–bu turli xil moddalar bilan suv orasida sodir bo`ladigan almashinib parchalanish reyaksiyasidir.

CH3COOC2H5 + H2O CH3COOH + C2H5OH

CaC2 + 2H2O Ca(OH)2 + C2H2

Cl2 + H2O HCl + HClO

PI3 + 3H2O H3PO3 + 3HI

Ba`zi moddalar erigan yoki suyuqlangan holatda elektr tokini o`tkazishi, boshqalari esa o`sha sharoitlarda elektr tokini o`kazmasligi yaxshi ma`lum.

Eritmalar yoki suyuqlanmalarda ionlarga ajraladigan va shu sababli elektr tokini o`tkazadigan moddalar elektrolitlar deyiladi.

Eritmalar yoki suyuqlanmalarda ionlarga ajralmaydigan va elektr tokini o`tkazmaydigan moddalar elektrolitmaslar deyiladi.

Elektrolit moddalarga kislotalar, asoslar va deyarli barcha tuzlar kirib, ular ikkinchi tur o`tkazgichlar hisoblanadi. Ular eritmada yoki suyuqlanmada ionlarga ajraladi, shuning uchun tok o`tkazadi. Eritmada yoki suyuqlanmada ionlar qancha ko`p bo`lsa, u elektr tokini shuncha yaxshi o`tkazadi.

Elektrolitmas moddalarga organik birikmalarning ko`pchiligi, shuningdek, kovalent qutbsiz va qutbli bog`lanishli molekulali moddalar kiradi.

Elektrolitlarning suvda eriganida ionlarga ajralishi elektrolitik dissotsilanish deyiladi, masalan, NaCl Na+ + Cl

Elektrolitlar suvdagi eritmalarining o`ziga xos xususiyatlarini tushuntirish uchun shved olimi S. Arrenius 1887–yilda elektrolitik dissotsilanish nazariyasini taklif etdi. Keyinchalik bu nazariya atomlarning tuzilishi va kimyoviy bog`lanish haqidagi ta`limot asosida ko`plab olimlar tomonidan rivojlantirildi. Bu nazariya mazmunini quyidagi uchta qoida tashkil qiladi:

1. Elektrolitlar suvda eriganida musbat va manfiy ionlarga ajraladi (dissotsilanadi): AB A+ + B

2. Elektr toki ta`sirida ionlar bir yo`nalishda harakatlanadi: musbat zaryadlangan ionlar katodga, manfiy zaryadlangan ionlar esa anodga tomon harakatlanadi. Shu sababli musbat zaryadlangan ionlar kationlar, manfiy zaryadlangan ionlar esa anionlar deyiladi.

3. Dissotsilanish–qaytar jarayon: molekulalarning ionlarga ajralishi (dissotsilanashi) bilan bir vaqtda ionlarning birikish jarayoni (assotsilanishi) ham sodir bo`ladi. Masalan, KA K+ + A



Elektrolitik dissotsilanish mexanizmi haqidagi masala kimyoning asosiy masalalaridan hisoblanadi. Elektrolitlar nima uchun ionlarga dissotsilanadi? Atomlarning kimyoviy bog`lanishi haqidagi ta`limot bu savolga javob beradi.

Ionli bog`lanishli moddalar eng oson dissotsilanadi. Ular eriganida suvning dipollari musbat va manfiy ionlar atrofiga to`planadi. Ionlar bilan suvning dipollari orasida o`zaro tortishuv kuchlari vujudga keladi. Natijada ionlar orasidagi bog`lanish susayadi, ionlar kristalldan eritmaga o`ta boshlaydi. Hamda gidratlangan ionlar, ya`ni suv molekulalari bilan kimyoviy bog`langan ionlar hosil bo`ladi.

Molekulalari qutbli kovalent bog`lanishdan hosil bo`lgan elektrolitlar ham shunga o`xshash dissotsilanadi. Moddaning har qaysi qutbli molekulasi atrofida ham suv dipollari to`planadi, bunda ular o`zining manfiy qutbi bilan molekulaning musbat qutbiga, musbat qutbi bilan esa–molekulaning manfiy qutbiga tortiladi. Bunday o`zaro ta`sir natijasida bog`lovchi elektron juft elektrmanfiyligi katta bo`lgan atomga tomon to`liq siljiydi, qutbli molekula ionli molekulaga aylanadi va so`ngra gitratlangan ionlar hosil bo`ladi. Qutbli molekulalar to`liq yoki qisman dissotsilanishi mumkin.

Elektrolitik dissotsilanish qaytar jarayon bo`lgani sababli elektrolitlarning eritmalarida ionlar bilan birga molekulalar ham bo`ladi. Shu sababli elektrolitlarning eritmalari dissotsilanish darajasi (greksha alfa – harfi bilan belgilanadi) bilan tavsiflanadi.



Dissotsilanish darajasi–bu ionlarga ajralgan molekulalar sonining umumiy erigan molekulalar soni N ga nisbatidir:

= (6. 1)

Agar =0 bo`lsa, u holda dissotsilanish sodir bo`lmagan, agar =1 yoki 100 % bo`lsa elektrolit ionlarga to`liq ajralgan, agar =0,2 yoki 20 % bo`lsa, u holda elektrolitning 20 tasi ionlarga ajralgan hisoblanadi.

Elektrolitlar kuchli va kuchsiz elektrolitlarga bo`linadi. Suvda eriganda ionlarga to`liq dissotsilanadigan elektrolitlar kuchli elektrolitlar deyiladi. Ularga quyidagilar kiradi: a) deyarli barcha tuzlar; b) ko`pchilik mineral kislotalar–HCl, HBr, HI, HClO3, HNO3, HClO4, HMnO4, H2SO4; c) ishqoriy va ishqoriy–yer metallarining asoslari, masalan,

NaCl Na+ + Cl (A) yoki Na+Cl(qattiq) Na+(suvda) + Cl(suvda) (B)

Suvda eriganida ionlarga qisman dissotsilanadigan elektrolitlar kuchsiz elektrolitlar deyiladi. Ularga quyidagilar kiradi: a) deyarli barcha organik kislotalar; b) ba`zi mineral kislotalar; c) ko`pchilik metallarning asoslari.

Dissotsilanganda kationlar sifatida faqat vodorod kationlari hosil bo`ladigan elektrolitlar kislotalar deyiladi.

HCl H+ + Cl, CH3COOH H+ + CH3COO

Kislotalarning asosliligi dissotsilanganda hosil bo`ladigan vodorod kationlarining soni bilan aniqlanadi. Masalan, HCl, HNO3–bir asosli–bitta H+ hosil bo`ladi; H2S, H2SO3, H2SO4–ikki asosli–ikkita H+ hosil bo`ladi; H3PO4, H3AsO4–uch asosli–uchta H+ hosil bo`ladi. Ikki va ko`p asosli kislotalar bosqich bilan (asta–sekin) dissotsilanadi.

Masalan,

H2SO4 H+ + HSO4 H3PO4 H+ + H2PO4 (1–bosqish)

HSO4 H+ + SO42 H2PO4 H+ + HPO42 (2–bosqish)

HPO42 H+ + PO43 (3–bosqish)

Dissotsilanganda anion sifatida faqat gidroksid ionlar hosil bo`ladigan elektrolitlar asoslar deyiladi. Masalan,

KOH K+ + OH, NH4OH NH4+ + OH

Suvda eriydigan asoslar ishqorlar deyiladi, ular ishqoriy va ishqoriy–yer metallarning asoslaridir. Asoslarning kislotaliligi ularning gidroksil guruhlari soni bilan aniqlanadi. Masalan, NH4OH, NaOH, KOH–bir kislotali asoslar, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2, Fe(OH)2–ikki kislotali asoslar, Fe(OH)3, Cr(OH)3–uch kislotali asoslardir. Ikki va ko`p kislotali asoslar bosqich bilan dissotsilanadi. Masalan,

Ca(OH)2 Ca(OH)+ + OH Fe(OH)3 Fe(OH)2+ + OH (1–bosqish)

Ca(OH)+ Ca2+ + OH Fe(OH)2+ Fe(OH)2+ + OH (2–bosqish)

Fe(OH)2+ Fe3+ + OH (3–bosqish)

Lekin dissotsilanganda bir vaqtning o`zida vodorod kationlari va gidroksid–ionlarni hosil qiladigan elektrolitlar ham bor bo`lib, ular amfoter elektrolit yoki amfolitlar deyiladi. Ularga suv, Zn, Al, Sr gidroksidlari va ko`pgina boshqa moddalar kiradi. Masalan, H2O H+ + OH;

2OH +Zn2+ + 2 H2O Zn(OH)2 + 2H2O [Zn(OH)4 ]2 + H+

Dissotsilanganda metallarning kationlari (shuningdek ammoniy kationi–NH4+) va kislota qoldiqlarining anionlarini hosil qiladigan elektrolitlar tuzlar deyiladi. Masalan,

(NH4)2SO4 2NH4+ + SO42 ; Na3PO4 3Na+ + PO43

O`rta tuzlar bir bosqichda, nordon va asosli tuzlar bosqich bilan dissotsilanadi. Nordon tuzlarda dastlab metallarning ionlari, so`ngra esa vodorod kationlari ajraladi. Masalan,

KHSO4 K+ + HSO4 ; HSO4 H+ + SO42

Asosli tuzlarda dastlab kislota qoldiqlari, so`ngra esa gidroksid–ionlar ajraladi. Masalan, Mg(OH)Cl Mg(OH)+ + Cl ; Mg(OH)+ Mg2+ + OH

Elektrolitik dissotsilanish nazariyasiga muvofiq elektrolitlarning eritmalarida sodir bo`ladigan barcha reyaksiyalar ionlar orasidagi reyaksiyalar yoki ionli reyaksiyalar, bu reyaksiyalarning tenglamalari esa ionli tenglamalar deb ataladi.

Reyaksiyalarning ionli tenglamalarini tuzishda shunga amal qilish kerakki, kam dissotsilanadigan, kam eriydigan va gazsimon moddalar molekulyar shaklda yoziladi. Moddaning formulasi yoniga qo`yiladigan ↓ ishora shu moddaning cho`kmaga tushganini, ↑ ishora esa modda gaz holida chiqib ketishini bildiradi. To`liq dissotsilanadigan moddalar esa ion holida yoziladi. Tenglamaning chap qismidagi elektr zaryadlar yig`indisi o`ng qismidagi elektr zaryadlar yig`indisiga teng bo`lishi kerak.

Masalan, FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl

Fe3+ + 3Cl + 3Na+ + 3OH–– = Fe(OH)3  + 3Na+ + 3Cl

Fe3+ + 3OH–– = Fe(OH)3

Eritmalarda elektrolitlar orasida sodir bo`ladigan istalgan reyaksiyani ionli tenglamalar bilan tasvirlash mumkin. Bunday reyaksiyalarda ionlarning zaryadlari (oksidlanish darajasi) o`zgarmasa, u holda bu reyaksiyalar ion almashinish reyaksiyalari deyiladi.

Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi elektrolitlarning suvdagi eritmalarida boradigan juda ko`p hodisa va jarayonlarni tushuntirib berdi. Elektrolitik dissotsilanish eritmalar nazariyasining yanada rivojlanishiga va eritmalarda sodir bo`ladigan jarayonlarni o`rganishga asos bo`ldi. Lekin bu nazariya suvsiz eritmalarda boradigan jarayonlarni tushuntirib bera olmaydi. Masalan, agar NH4Cl suvdagi eritmada tuz kabi bo`lsa (NH4+ + Cl), u suuyq ammiakda kislota xossalarini namoyon qiladi–metallarni eritib, vodorod ajratib chiqaradi. Suyuq HF da yoki suvsiz H2SO4 da eritilgan HNO3 asos sifatida ta`sir etadi. Bu dalillar elektrolitik dissotsilanish nazariyasiga mos kelmaydi. Ularni kislota va asoslarning protolitik nazariyasi tushuntirib beradi. Bu nazariyani 1923–yilda bir–biridan bexabar holda daniyalik olim Brensted bilan ingliz olimi Louri taklif etganlar.

Berilgan reyaksiyada molekula yoki ionlari protonlar ajratib chiqaradigan moddalar kislotalar deyiladi. Molekula yoki ionlari protonlarni biriktirib oladigan moddalar asoslar deyiladi. Bunday moddalarning ikkalasi ham umumiy nom bilan protolitlar deb ataladi.

Kislota asos + H+

Bunday jarayonda kislota bilan asos bir–biriga bog`liq deyiladi, bu kislota–asos juftidir. Masalan, H3O+ ion–kislota, asos H2O ga bog`liq, xlorid ion–Clesa asos bo`lib, kislota HCl ga bog`liq.

Kislota1 asos1 + H+ Asos2 + H+ kislota2

Kislota1 + asos2 asos1 + kislota2

Masalan, CH3COOH CH3COO + H+

NH3 + H+ NH4+

CH3COOH + NH3 CH3COO + NH4+

kislota1 asos2 asos1 kislota2




Dostları ilə paylaş:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   23


Verilənlər bazası müəlliflik hüququ ilə müdafiə olunur ©genderi.org 2019
rəhbərliyinə müraciət

    Ana səhifə