1. Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi

bu yerda n - eritmadagi umumiy ionlar soni.
Masalan, CaCl₂ tuzi eritmada 1 ta Ca²⁺ ioniga va 2 ta CL^- ioniga dissosilanadi, demak bu eritmada umumiy ionlar soni (n) 3 ga teng.
Ko'p negizli kislotalar, asoslar, tuzlar boskich bilan dissosilanadi. Masalan, H₃PO₄ uch bosqichda quyidagicha (uch negizli bulgani uchun) ionlarga dissosilanadi:

H₃PO₄ = H⁺+ H₂PO₄ I-bosqich (a=24%)

H₂PO₄ = H⁺+ HPO₄ II-bosqich (a=0.11%)

HPO₄ = H⁺+ PO₄ III-bosqich (a=0.001%)

Dissotsilanishning birinchi bosqichi kuchli boradi, ikkinchisi kuchsizroq, uchinchi bosqich esa juda kam kuchsiz bo’ladi. Neytral H₃PO₄ molekuladan vodorod ionini ajratib olish manfiy zaryadlangan H₂PO₄ ioniga nisbatan oson, HPO₄ ionidan esa H ionini ajratib olish qiyinroqdir.Ko’p negizli kislotalar kabi, ikki va undan ortiq valentli metallarning asoslari xam boskichli dissosilanadi. Masalan, Mg(OH)₂ ning dissosilanishi quyidagicha bo’ladi:

Mg(OH)₂  MgOH⁺ + OH^- I - bosqich

MgOH⁺  Mg²⁺ + OH^- II- bosqich

Ko’p negizli kislota va yuqori valentli metall asoslarining bosqtichli dissosilanishi nordon va asosli tuzlar xosil bo’lishini ko’rsatadi.

Asosni neytrallash uchun kam miqdorda kislota olingan bo’lsa, asosning bir qism gidroksidi kislota qoldig’iga almashadi, bunda xosil bo’lgan tuz tarkibida suv qoldig’i bo’lib, u asosli tuz xosil qiladi. Masalan,

AL(OH)₃ + H₂SO₄ = AL(OH)SO₄ + 2H₂O

Bi(OH)₃ + HNO₃ = Bi(OH)NO₃ + H₂O
Agar asosdan kam mikdorda olingan bo’lsa, tarkibida metallga almashmagan kislotaning vodorodi bo’lgan nordon tuz xosil bulishi mumkin. Masalan:
H₃PO₄ + KOH = KH₂PO₄ + H₂O
Amfoter elektrolitlar. Suvda kam eriydigan metallarning kup
gidroksidlari kislotali muxitda asos kabi, asosli muxitda esa kislota kabi reaksiyaga kirishadi.

Bunday molekulalar ikki xil: xam kislota, xam asos kabi dissosilanishi mumkin. Masalan, Zn(OH)₂ molekulasi xam asos (I), xam kislota (II) kabi dissosilanadi:

(I) ZnOH⁺ + ON^- Zn(OH)₂ H⁺ +HZnO₂^- (II)

 

Zn²⁺ + ON^- H⁺ +ZnO₂^2-

Kislota ishtirokida, ya'ni H⁺ ionlari ortikcha bulganda dissosilanish II tipda bormay I buyicha boradi, ishkor ishtirokida OH^- ionlar ortikcha bulganda I tip buyicha dissosilanish tuxtab, ionlarga parchalanish II tip buyicha boradi.

Kuchsiz elektrolit eritmalariga xuddi gomogen sistema muvozanatidagi kabi massalar ta'sir konunini qo’llash va muvozanat konstantasi uchun ifoda yozish mumkin. Masalan, sirka kislotaning eritmasida ionli muvozanat quyidagi tenglama bilan ifodalanadi:

CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺
Muvozanat konstantasi quyidagi ko’rinishga ega:

Bu yerda K- dissotsilanish konstantasi deyiladi. U temperaturaga bog’liq bo’lib, eritmaning konsentrasiyasiga bog’liq emas. Bunday qonuniyat kuchli elektrolit eritmalarida kuzatilmaydi. (ularda K konsentrasiya va temperatura o’zgarishi bilan o’zgaradi.)

Elektrolitik dissosilanish darajasi eritma konsentrasiyasi bilan o’zgarganligi uchun kislota va asoslarning kuchini dissosilanish konstantasi bilan xarakterlash qabul kilingan. Bu konstanta kanchalik kichik bulsa, elektrolit shunchalik kuchsiz bo’ladi. Masalan, sirka kislota (K=1.76^.10^-5) chumoli kislotadan (K=1.8^.10^-4) 10 marta kuchsizdir: sianid kislotadan (K=4.79^.10^-10) esa 2600 marta kuchlidir.

Eritma konsentrasiyasi (C), dissosilanish darajasi (a) va dissosilanish konstantasi (K) bir-biri bilan Ostvaldning suyultirish qonuni orqali bog’langanligiga asoslanib, a ni xisoblash mumkin.K=C*  bu tenglama Ostvaldning suyultirish qonunining formulasi .Bu tenglama orqali (agar K ma'lum bo'lsa ) tirli konsentratsiyalar uchun dissotsiyalanish darajasini hisoblab chiqarish mumkin.