Ə. A.ƏLBƏndov

Şəkil 8.4. Osmometrin 

sxemi

 

 

265

nə,  təmiz  həlledici  mühitinə  diffuziya  sürətləri  bərabərləşmiş 

olur və dinamik tarazlıq yaranır. Əgər qatı məhlula edilən xarici 

təzyiq osmos təzyiqindən çox olarsa (p > π), bu zaman həlledici 

molekullarının  qatı  məhluldan  duru  məhlula  (və  ya  təmiz  həl-

lediciyə) keçməsi baş verəcəkdir. Tərsinə (və ya geriyə) osmos 

adlanan  bu  prosesdən  təbii  və  çirkab  suların  təmizlənməsində, 

dəniz sularından içməli suyun alınmasında istifadə olunur. 

Osmos canlı orqanizmlərdə gedən bioloji proseslərdə, məsə-

lən,  suyun  hüceyrələrə  və  digər  bioloji  quruluşlara  daxil  olma-

sında mühüm rol oynayır. Osmos təzyiqləri eyni olan məhlullara 

izotonik 

məhlullar  deyilir.  Osmos  təzyiqi  hüceyrədaxili  osmos 

təzyiqindən  çox  olan  məhlul  hipertonik,  az  olan  məhlul  isə 

hipotonik 

məhlul  adlanır.  Qanın  orta  osmos  təzyiqi  36

0

S  üçün 

780 kPa-a bərabərdir. 

Şəkərin və xörək duzunun hipertonik məhlulları məhsulların 

konservləşdirilməsində geniş istifadə olunur. Çünki belə məhlul-

lar mikroorqanizmləri susuzlaşdıraraq onları məhv edir. 

                                 

8.5. ELEKTROLĐT  MƏHLULLARI 

 

Elektrolitik  dissosiasiya

.1887-ci  ildə  Vant-Hoff  təcrübi 

olaraq  müəyyən etmişdir ki, turşu, əsas və duz məhlullarının os-

mos təzyiqı (8.19) tənliyi üzrə hesablanan  nəzəri qiymətlərdən 

çoxdur. Bu hal həmçinin göstərilən sinif birləşmələri məhlulla-

rının  nisbi  buxar  təzyiqinin  və  donma  temperaturlarının  azal-

masında, qaynama temperaturlarının yuxarı qalxmasında da özü-

nü  göstərir.  Belə  məhlullara  qeyri-elektrolitlərin  durulaşmış 

məhlullarının ümumi qanunları olan Raul və Vant-Hoff qanunla-

rını tətbiq etmək üçün Vant-Hoff bu qanunların riyazı tənliklə-

rinə izotonik əmsal (i) adlanan  düzəliş əmsalı daxil etmişdır: 

                                  

                   

( p – p) /p

0 

 =  iN

B

 

                                        

8.20 

                    ∆T

qay .

=  iK

e

 C

m

   

                                   8.21      

                    ∆T

don 

=  iK

k

C

m

                                       8.22          

                    

icRT

=

π

                                               8.23          

 

266

Đzotonik  əmsal  göstərilən  tənliklərin  sol  tərəfindəki  kəmiy-

yətlərin təcrübi qiymətlərinin (8.14), (8.15), (8.16) və (8.19) tən-

likləri üzrə hesablanmış nəzəri qiymətlərdən neçə dəfə çox oldu-

ğunu göstərən kəmiyyətdir.  

S.Arrenius  müəyyən  etmişdir  ki,  Raul  və  Vant-Hoff  qa-

nunlarına tabe olmayan turşu, əsas duz məhlulları qeyri-elektro-

lit məhlullarından fərqli olaraq elektrik keçiriciliyə malikdir. Bu-

nunla əlaqədar məhlulları elektrik cərəyanı keçirməyən maddə-

lər qeyri-elektrolitlər, məhlulları elektrik cərəyanı kecirən mad-

dələr isə elektrolitlər adlandırılmışdır.  

Məhlulların  ümumi  xassələrinin  həll  olan  maddənin  təbiə-

tindən  asılı  olmayıb  ancaq  məhlulda  həll  olan  maddə  hissəcik-

lərinin  sayından  asılılığını  və  elektrolit  məhlullarının  cərəyan 

keçirməsini rəhbər tutaraq S.Arrenus elekrolitik dissosiasiya nə-

zəriyyəsini  irəli  sürmüşdür.  Bu  nəzəriyyəyə  görə  elektrolitlər 

suda həll olduqda onları təşkil edən molekullar, ion qəfəsli mad-

dələrdə quruluş vahidlərı (məsələn, NaCl) elektrik yükü daşıyan 

ionlar

  adlanan  hissəciklərə  dissosiasiya  (və  ya  ionlaşma)  edir. 

Nəticədə  məhlulda  hissəciklərin  ümumi  sayı  artır  ki,  bu  da 

elekrolit məhlullarının qeyri-elektrolit məhlullarının qanunlarına 

tabe olmamasına səbəb olur. Arrenius təliminin sonrakı təkmil-

ləşdirilməsi müasir elektrolit dissosiasiya nəzəriyyəsinin  yaran-

masına səbəb olmuşdur. 

Dissosiasiya prosesi.

 Elektrolitik dissosiasiya nəzəriyyəsinə 

görə elektrolitlərin suda həll olduqda ionlara dissosiasiya etməsi 

onları  təşkil  edən  hissəciklərin  (molekul,  quruluş  vahidi)  həll-

edici molekulları ilə qarşılıqlı təsirı (solvatlaşması) hesabına baş 

verir. Odur ki, məhlulda ionlar sərbəst olmayıb həlledici mole-

kulları  ilə  solvatlaşmış,  həlledici  su  olarsa  hidratlaşmış  vəziy-

yətdə olurlar. 

 

267

Maddələrin həlledici kimi suda dissosasiya mexanizmi həll 

olan  maddənın  ion  qəfəsli  və  ya  polyar-kovalent  tipli  olmasın-

dan asılıdır. 

Birinci  halı  ion  qə-

fəsli kristal maddə kimi 

KCl  misalında  izah 

edək.  

Kristalı  suya  daxil 

etdikdə onun səth ionla-

rı su molekullarını özü-

nə  cəzb  edir  (ion-dipol 

təsir).  Bu  zaman  K

+ 

-

ionları  ilə  su  molekul-

larının  mənfi  qütbləri, 

Cl

- 

- ionları   isə   su   molekullarının

     

müsbət qütblərı arasında 

elektrostatik cəzbetmə qüvvəsi yaranır və nəticədə səth ionları-

nın  natamam  hidratlaşması  baş  verir.  Bununla  yanaşı  hidrat-

laşmada  iştirak  etməyən  su  molekulları  öz  istilik  hərəkətləri 

zamanı  hidratlaşmada  iştirak  edən  su  molekullarına  zərbə  en-

dirərək ionların kristalın səthindən ayrılaraq məhlula keçməsinə

 

səbəb  olur.

 

Bu  prosesə  həmçinin  kristalda  hissəciklərin  istilik 

hərəkətləri də yardımçı oıur. Nəticədə kristaldan ayrı-ayrı ionlar 

həlledici mühitinə keçərək tam hidratlaşmaya malik olurlar (şək. 

8.5).  Bu  proses  həllolma  adlanır.  Hidratlaşmış  ionlar  nizamsız 

hərəkətləri zamanı kristalın səthi ilə görüşdükdə səth qüvvələri-

nin təsiri altında kristalın tərkibinə daxil olurlar. Həllolmaya əks 

olan  bu  prosesə  isə  kristallaşma  deyilir.  Həllolmanın  başlanğıc 

mərhələsində həmişə həllolmanın sürəti kristallaşmanın sürətin-

dən böyük olur. Məhlulda ionların qatılığı artdıqca birinci pro-

sesin sürəti azalır, ikinci prosesin sürəti isə artır. Müəyyən müd-

dətdən sonra həllolmanın və kristallaşmanın sürətləri bərabərlə-

şir və sistem termodinamik tarazlıq halına (doymuş hala ) keçir. 

Bu halda G = min., ∆G = 0 olur. 

Şəkil 8.5 . Đon qəfəsli  kristal maddənin 

dissosiasiya sxemi 

 

 

268

 

 

Şəkil 8.6. Polyar-kovalent rabitəli molekulun dissosiasiya şxemi

 

 

Bir sira kristal maddələrin hidratları kifayət qədər davamlı 

olduğundan  məhluldan  kristallaşdırdıqda  parçalanmırlar  və  nə-

ticədə  ktistalın  tərkibinə  müəyyən  miqdar  əlaqələnmiş  su  daxil 

olur.  Belə  hidratlar  kristalhidratlar  adlanır.  Bunlara 

Na

2

SO

4

.10H

2

O,    Na

2

B

4

O

7.

10H

2

O,  MqSO

4

.7H

2

O,  CuSO

4.

5H

2

O, 

BaCl

2

.2H

2

O və s. misal göstərə bilərik. 

Polyar-kovalent  maddələrin  suda  dissosiasiyası  dipol-dipol 

və ion-dipol mərhələlərindən keçir. Birinci təsirdə həlledici mo-

lekulları sxemdə (şək.8.6) göstərildiyi həll olan maddə moleku-

lunun  müxtəlif  adlı  qutblərini  dipol-dipol  təsir  qüvvəsi  ilə  əks 

istiqamətlərə  cəzb  edərək  molekulun  polyarlığını  artırmaqla 

onun ion rabitəli ionlar cütünə çevrilməsinə səbəb olur. Solvat-

laşma hesabına zəifləmiş ion rabitəsi həlledici molekullarının is-

tilik  hərəkət  zərbələrinin  nəticəsində  isə  ionlaşma  baş  verir 

(şək.8.6). Bu proses HCl molekuluna aid etsək molekuldan ayrı-

lan hidrogen bir molekul su ilə birləşərək hidroksonium ionu ad-

lanan  H

3

O

+

-ionunu  əmələ  gətirir.  Bu  prosesi  aşağıdakı  tənliklə 

göstərmək olar: 

 

HCl + H

2

O = H

3

O

+

 + Cl

-

 

 

Yuxarıda göstərilən kimyəvi qarşılıqlı təsir bütün turşuların 

sulu məhlullarına aiddir. 

Dissosiasiya  dərəcəsi. 

Bir sıra elektrolitlərin məhlullarında 

həllolan  maddə  molekullarının  müəyyən  hissəsi  dissosiasiyaya 

məruz qalır. Belə hallar üçün elektrolitik dissosiasiyanı miqdari 

xarakterizə  etmək  üçün  dissosiasiya  dərəcəsi  anlayışından  isti-

fadə olunur. 

 

269

Dissosiasiya  etmiş  molekulların  sayının  (n),  elektrolitin 

ümumi molekulları sayına (N) nisbəti dissosiasiya dərəcəsi (

α

) 

adlanır: 

                             

                         

α

 =  n / N                                             8.24   

 

Bütün elektrolitləri sulu məhlullarda dissosiasiya dərəcəsinə 

görə  qüvvətli və zəif elektrolitlərə ayırmaq olar. 

Dissosiasiya  dərəcəsi  vahidə  bərabər  (

α

=1)  olan  və  qatı-

lıqdan  asılı  olmayan  elektrolitlər  qüvvətli  elektrolitlər  adlanır. 

Sulu  məhlullarda  qüvvətli  elektrolitlərə  demək  olar  ki  bütün 

duzlar,  qələvilər,  turşulardan  HCl,  HI,  HBr,  HNO

3

,  H

2

SO

4

, 

HClO

4

 və s. daxildir. 

Məhlulda dissosiasiya dərəcəsi vahiddən kiçik olan (

α

< 0) 

olan elektrolitlər isə zəif elektrolitlər adlanır. Zəif elektrolitlərin 

dissosiasiya dərəcəsı onların məhlulda qatılıqlarından asılı olub 

qatılığın  artması  ilə  azalır.  Zəif  elektrolitlərə  suyu,  p-,  d-  və  f-

elementlərinin turşu və hidroksidlərinı misal göstərmək olar. 

Elektrolitlərin  zəif  və  qüvvətli  elektrolitlərə  təsnifatı  şərti 

xarakter daşıyır. Çünki  elektrolitin dissosiasiya qabiliyyəti onun 

təbiəti  ilə  yanaşı  həlledicinin  təbiətindən  də  asılıdır.  Məsələn, 

CH

3

COOH sulu mühitdə zəif turşu olduğu halda, maye ammoni-

yak  mühitində  qüvvətli  turşudur.  Odur  ki,  elektrolitlərin  disso-

siasiya  dərəcələrini  eyni  həlledici  daxilində  müqayisə  etmək 

olar.  Bu  məqsədlə  adətən  elektrolitlərin  sulu  məhlullarından 

istifadə olunur. 

Elektrolitlərin məhlulda dissosiasiya dərəcəsi təcrübi olaraq 

məhlulun  ekvivalent  elektrikkeciriciliyinə  (

λ

)  və  izotonik  əm-

sala (i) görə təyin edilir: 

                  

                 

α

=

λ

c

/

∞

λ

 və ya 

α

, % =

λ

c

/

∞

λ

.100                    8.25 

 

 

270

Burada 

λ

c 

–  c   

qatılığında, 

∞

λ

-  isə  sonsuz  durulaşma  ha-

lında  elektrolit  məhlulunun  ekvivalent  cərəyan  keçiriciliyidir. 

∞

λ

-un qiyməti xüsusi cədvəllərdən götürülür.  

             

            

α

= i -

1 / n - 1  və ya  

α

,% = 

(i – 1 / n -1).100         8.26 

 

 Burada n - bir molekuldan əmələ gələn ionların sayıdır. 

Туршу  вя  ясас  нязяриййяляри.  1897-

cи  илдя  Исвеç  алими 

С.Аррениус туршу вя ясасларын классик нязяриййясини ишлямишдир. 

Бу нязяриййянин ясасында сулу мящлулларда туршу вя ясасларын 

диссосиасийасы  анлайышы  дурур.  Бу  анлайыша  эюря  туршулар  сулу 

мящлулларда  Щ

+

,  ясаслар  ися  ОЩ

-

-ионлары  ямяля  эятирян  мц-

ряккяб маддялярдир. Беляликля, маддялярин туршу вя ясас хас

-

сяляри 

Аррениус 

нязяриййясиня 

эюря 

онларын 

сулу 

мящлулларындакы вязиййяти иля мцяййян олунур. 

Щялледи

cиси  су  олмайан  мящлулларда  туршу-ясас  таразлыьы 

юзцня мяхсус хцсусиййятлярля характеризя едилир. Беля систем

-

ляря  Аррениус  нязяриййясини  бцтювлцкдя  тятбиг  етмяк  олмаз. 

Одур  ки,  туршу-ясас  таразлыьыны  щялледиъинин  тябиятиндян  асылы 

олмайараг  изащ  едян  даща  цмуми  нязяриййяляр  йаратмаг 

ещтийаъы мейдана чыхмышдыр. Беля нязяриййялярдян бири Франклин 

(1905)  тяряфиндян  ишлянилмиш    солвосистем  нязяриййясидир.  Бу 

нязяриййянин  ясасында  ашаьыдакы  туршу-ясас  гаршылыглы  тясир 

тянлийи дурур: 

 

 

     

 

Туршу + ясас = дуз + щялледиcи  

 

Мясялян:              

   Сулу мцщитдə: 

 

2

HCl NaOH NaCl H O

+

=

+

 

                 

  Майе аммонйак мцщитиндя: 

                   

                   

4

2

3

NH Cl KNH

KCl 2NH

+

=

+

 

 

271

Солвосистем  нязяриййясиня  эюря  туршулар  щялледи

cинин  ка-

тионларынын, ясаслар ися анионларынын гатылыьыны артыран маддя

-

лярдир.  Бу  бахымдан  эюстярилян  мисалларда 

HCl

, 

NaOH

сулу 

мящлулларда  уйьун  олараг  туршу  вя  ясас, 

4

NH Cl

, 

2

KNH

  ися 

майе аммоnйакда уйьун олараг  туршу вя ясасдыр.  

Солвосистем  нязяриййяси  гейри-сулу  щялледи

cилярдя  туршу-

ясас гаршылыглы тясирини мцяййян дяряcядя системляшдирмяйя им-

кан вермясиня бахмайараг формал характер дашыдыьындан эе-

ниш истифадя олунмаг имканы тапа билмямишдир. 

1923-

cц илдя Бренстед вя Лоури туршу вя ясасларын протоn 

нязяриййясини  иряли  сцрмцшляр.  Бу  нязяриййяйя  эюря  туршулар 

юзцндян  протон  айыран,  ясаслар  ися  юзцня  протон  бирляшдирян 

маддялярдир. Эюстярилян тярифя ашаьыдакы таразлыг тянлийи уйьун 

эялир: 

 

               Turşu   = Əsas+ H

+

                                          8.27 

      

Məsələn:    HCl      H + Cl ;           C

2

O

4

2-

+ H

+        

HC

2

O

4

-

       

                   

turşu              əsas               əsas                      turşu             

          

                  NH

3 

+H

+  

   NH

4

+

;        HCO

3

-          

H

+ 

+ CO

3

2-

            

 

                   

əsas              turşu              turşu                       əsas 

                         

                  [Al(H

2

O)

6

]

3+         

[Al(H

2

O)

5

OH]

2+

+H

+ 

                             turşu                           əsas 

 

(8.27) таразлыьына ясасян туршу юзцндян протон айырмагла 

уйьун ясаса, ясас ися юзцня протон бирляшдирмякля уйьун тур-

шуйа чеврилир. Беля туршу-ясас 

cцтляри qoşulmuş turşu-əsas cüt-

ləri адланыр.    

Эюстярилян t

ənliklər üzrə 

 

[

]

2

2

4

3

3

3

2

4

2

4

2

3

5

2

6

2

HCl Cl , NH

NH , HCO

CO , HC O

C O ,

Al(H O)

Al(H O) OH

/

/

/

/

/

−

+

−

+

−

−

+

+

 

→

← 

→

← 

→

← 

→

← 

→

← 

 

272

qoşulmuş  turşu-əsas  cütləridir.  Бу  мисаллардан  эюрцнцр  ки, 

Аррениус нязяриййясиндян фяргли олараг туршу вя ясаслара мо-

лекулйар типли бирляшмялярля йанашы щяр ики ишарядян олан ионлар 

да  дахил  ола  биляр.  Одур  ки,  туршu  вя  ясаслар  молекулйар, 

анион вя катион туршу вя ясаслара айрылыр.

 

Мялумдур ки, маддянин ихтийари кимйяви хассяси onun бу 

вя  йа  диэяр  маддя  иля  гаршылыглы  тясириндя  мейдана  чыхыр.  Бу 

бахымдан  туршу  юз  туршу  хассясини  о  заман  бцрузя  верир  ки, 

о

, диэяр туршу-ясас cцтцнцн ясасы иля тясирдя олсун вя яксиня. 

Туршуну  ЩА,  ясасы  ися  Б  иля  ишаря  етсяк  туршу-ясас  гаршылыглы 

тясир реаксийаларыны цмуми шякилдя ашаьыдакы кими эюстяряk:  

                  

                             HA

1

+ B 

2       

HB

2

 + A

1

   

туршу

1

    ясас

2

    туршу

2

   ясас

1 

     

   M

əsələn: 

                              HCl + NH

3

      NH

4+

 + Cl

- 

                                    tur

şu

1       

əsas

2

        tur

şu

2       

 

əsas

1 

 

 

Туршу вя ясаслар цмуми щалда п р о т о л и т л я р   адла-

нырлар.  Еля  протолитляр  мюв

cуддур  ки,  онлар  юзляриндян  щям 

протон  айырмаг  вя  щям  дя  юзляриня  протон  бирляшдирмяк 

хассясиня  маликдирляр.  Беля  протолитляря  а м ф о л и т л я р   вя 

йа 

а м ф и п р о т о н  

п р о т о л и т л я р  

дейилир. 

Амфипротон  протолитляря  мисал  олараг  ашаьыдакылары  эюстяря 

билярик:  

 

 

3

4

2

4

2

3

3

2

4

3

3

3

2

HCO ; HSO ; HS ; H PO ;

H O(OH ; H O )

NH (maye)(NH ; NH )

CH COOH(CH COO ; CH COOH ) 

−

−

−

−

−

+

−

+

−

+

  

 

 

→

← 

→

← 

 

273

Туршу вя ясасларын хассяляри иля охшарлыг тяшкил едян еля бир-

ляшмяляр  вардыр  ки,  онлар  ня  протон  айырмаг,  ня  дя  протон  

бирляшдирмяк габилиййятиня малик дейилдир. Бу тип бирляшмяляри  

а п р о т о н   т у р ш у   вя    я с а с л а р   адландырмышлар. 

Эюстярилян  груп  маддялярин  туршу  вя  ясас  хассялярини  изащ 

етмяк цчцн 1923-

cц илдя Лйуис е л е к т р о н   н я з я р и й -

й я с и н и   иряли  сцрмцшдцр.  Бу  нязяриййяйя  ясасян  бош 

електрон  орбиталларына  малик  маддя

ləр  туршулар,  сярбяст 

електрон 

cцтляриня малик маддяляр ися ясаслар адланыр. Эюстя-

рилян  бахымдан  туршулар  електрон 

cцтц  аксепторлуьуна, 

ясаслар  ися  електрон 

cцтц  донорлуьуна  малик  бирляшмялярдир. 

Беля  бирляшмяляри  уйьун  олараг  Л й у и с   т у р ш у л а р ы  

в я   я с а с л а р ы  адландырырлар. 

Лйуис  туршу  вя  ясаслары  мящлулларыны  бир-биринин  цзяриня 

ялавя  етдикдя  донор-аксеп

tоr  механизмли  кимйяви  гаршылыглы 

тясир баш верир. Мясялян: 

 

 

│

│

│

│

─ □

─

→

─

─

─

│

│

│

│

│

│

─

□

→

─

─

│

│

□

→

 

274

 

Elektron nəzəriyyəsi proton nəzəriyyəsinə nisbətən daha çox 

maddələri əhatə edir. Buna baxmayaraq praktikada ən çox tətbiq 

olunan proton nəzəriyyəsidir.

  

 

275

8.6. ELEKTROLĐTLƏRĐN SULU MƏHLULLARI 

 

Щялледиъиляр  ичярисиндя  су  хцсуси  ящямиййят  кясб  едир. 

Бу, су молекулларынын йцксяк полйарлыьы, бир сыра щалларда ися 

щяллолан  маддя  иля  щидроэен  рабитяси  ямяля  эятiрмяси  вя 

електронодонорлуг хассяси иля баьлыдыр. Сонунъу хассяси иля 

ялагядар  олараг  бир  чох  метал  ионлары  иля  donor-akseptop 

mexanizmli  kovalent  рабитя  ямяля  эятирир

  Elektrolit 

məhlullarının geniş yayılmasını və onların elm və texnika üçün 

böyük  əhəmiyyət  kəsb  etdiyini  nəzərə  alaraq  bu  məhlullarla 

ətraflı tanış olaq. 

Zəif  elektrolitlər.  Dissosiasiya  sabiti. 

Zəif  elektrolitlərin 

sulu  məhlullarda  dissosiasiya  prosesi  dönən  olduğundan    küt-

lələrin təsiri qanununa tabedir. BA tipli binar (iki komponentli) 

elektrolitin sulu məhlulda dissosiasiya tarazılığı ilə tanış olaq: 

 

                              BA       B

+

 + A

-

                                 8.27 

 

Göstərilən  dissosiasiya  prosesinin  tarazlıq  sabitı  ifadəsini 

yazaq: 

                                                              

                          

K

D

 

=                                                     8.28 

 

Burada  K

D

 

-  BA  elektrolitinin  dissosiasiya  sabiti  adlanır. 

Məsələn, sirkə turşusu CH

3

COOH məhlulu üçün yaza bilərik: 

                                                                            

                                        

               

COOH

CH

K

3

=                                        

 

Həll olan zəif elektrolitin NH

4

OH olduğunu qəbul etsək ya-

zarıq: 

         

                                   

→

← 

[H

+

][CH

3

COO 

-

] 

[CH

3

COOH] 

[B

+

][A

-

] 

[BA] 

[NH

4

+

][OH

-

] 

 

276

           

OH

NH

K

4

 = 

 

 

Göstərilən  mısallarda

COOH

CH

K

3

 

və 

OH

NH

K

4

uyğun  olaraq  

CH

3

COOH

 

və  NH

4

OH

-ün dissosiasiya sabitidir. 

Dissosiasiya  sabiti  elektrolitin  təbiətindən  və  həlledicidən, 

həmçinin temperaturdan asılıdır. Temperaturun artması elektro-

litin dissosiasiya sabitinin artmasına səbəb olur. 

Dissosiasiya sabiti elektrolit molekulunun verilmiş məhlulda 

davamlılığını xarakterizə edir. Dissosiasiya sabiti nə qədər kiçik 

olarsa elektrolit bir o qədər az dissosiasiya etmiş olur.  

Elektrolitin  dissosiasiya  dərəcəsi  həmçinin  onun  məhlulda 

qatılığından  asılıdır. 

BA 

tərkibli binar elektrolitin  məhlulda ümumi qatılığını c , 

dissosiasiya dərəcəsini 

α

 qəbul etsək (8.28) tənliyi üzrə taraz-

lıqda  iştirak  edən  komponentlərin  qatılılıqları  aşağıdakı  kimi 

olacaqdır:  

 

      [B] = [A] = 

α

c

 ;     [BA] = c - 

α

c

 = c (1 -

α

);    

 

Bu qiymətləri (8.28) tənliyində yerinə yazıb müəyyən ixtısar 

aparsaq alarıq: 

                            

α

α

−

=

1

2

c

K

D

                                         8.29a 

                                          

 (8.29) tənliyi Ostvaldın durulaşma tənliyi və ya durulaşma 

qanunu

  adlanır.

α

<<1  olarsa,  bu  tənliyin  aşağıdakı  təqribi  for-

masını alarıq: 

 

                              K

D

 ≈ 

α

2

 c                                        8.29b 

 

Əksər  zəif  elektrolitlərin  dissosiyasiya  dərəcəsi  vahiddən 

çox  kiçik  olduğundan  praktikada  ən  çox  durulaşma  tənliyinin

   

[NH

4

OH] 

 

277

təqribi  formasından  (8.29b)  istifadə  edilir.  Bu  tənliyi  aşağıdakı 

şəkildə yazaq: 

                                

α

 ≈ 

c

K

D

/                                    8.30    

Alınan  formuladan  görünür  ki,  dissosiasiya  dərəcəsi  elek-

trolitin qatılığı ilə tərs mütənasib asılılığa malikdir. Başqa sözlə, 

məhlulun  qatılığı  kiçildikcə  elektrolitin  dissosiasiya  dərəcəsi 

artır. Həqiqətdə də zəif elektrolit məhlulunu durulaşdırdıqda dis-

sosiasiya dərəcəsi artır və müəyyən durulaşma həddində (sonsuz 

durulaşma həddi) vahidə bərabərləşir.  Bunun səbəbi durulaşma 

zamanı  ionlararası  məsafənin  artması  hesabına  ionların  birlə-

şərək  molekullara  çevrilməsi  prosesinin  zəifləməsi  ilə  izah 

olunur.  

Çox əsaslı turşu və əsaslar pilləli dissosiasiya edir. Məsələn: 

 

                    H

2

CO

3

      H

+ 

+ HCO

3

-

                 K

1

 

 

                    HCO

3

-

      H

+

 +  HCO

3

-

                K

2

 

  

                    Mg(OH)

2

      MgOH

+

 + OH

-             

K

1

 

                              

MgOH

+

       Mg

2+

 + OH

-

               K

2 

 

Pilləli dissosiasiyada həmişə K

1

 >>K

2 … 

> 

K

N 

olur (cəd.8.2)