Kimyoviy analiz metodlari ma’ruza matni

Kuchsiz elektrolitlarning dissotsilanish konstantalari

Elektrolit	Dissotsilanish konstanatasi tenglamasi	K ning 25C dagi qiymati
NH4OH	[NH 4 ]⋅[OH ^−] ^K^=[NH OH ] 4	1,7910^–5
HNO2	[H ^+]⋅[NO2 ] ^K^=[HNO ] 2	4,510^–4

H2SO3	[H ^+]⋅[HSO^−] K = 3 ^1[H SO ] 2 3 [H ^+]⋅[SO ^2^−] K = 3 ^2[HSO^−] 3	1,210^–2 6,810^–8
H2S	[H ^+]⋅[HS^−] ^K^1^=[H S ] 2 [H ^+]⋅[S ^2^−] ^K^2^=[H S ] 2	1,0810^–7 1,010^–15
H2CO3	[H ^+]⋅[HCO^−] K = 3 ^1[H CO ] 2 3 [H ^+]⋅[CO^2^−] K = 3 ^2[HCO^−] 3	4,310^–7 5,610^–11
H3PO4	[H ^+]⋅[H2 PO^−] K = ^4 ^1[H PO ] 3 4 [H ^+]⋅[HPO^2^−] K = ^4 ^1[H PO ] 3 4 [H ^+]⋅[PO^3^−] K = ^4 ^1[H PO ] 3 4	1,110^–2 2,010^–7 0,910^–12
CH3COOH	[H ^+]⋅[CH3COO^−] ^K^1^=[CH COOH ] 3	1,8610^–5

Dissotsilanish birinchi bosqichda kuchliroq bo‘ladi. Yuqorida- gi tenglamadan ko‘rinib turibdiki, H₂SO₄ eritmasida uch xil ion:
N⁺, HSO ^– va ^{SO 2} bo‘ladi.
4 ⁴
Uch negizli kislotalarning, masalan, fosfat kislotaning dissotsi- lanishi uch bosqichda boradi:

4
H₃PO₄ ← → H ⁺ + H₂ PO⁻ (I bosqich)

2 4 2 4
H PO⁻ ← → H ⁺ + H PO²⁻
HPO²⁻ ← → H ⁺ + PO³⁻
(II bosqich)

(III bosqich)

4 4

4
Bu tenglamada dissotsilanish birinchi bosqichda kuchli boradi, uchinchi bosqichda esa juda kuchsiz bo‘ladi. N₃RO₄ ning suvda- gi eritmasida turli xil, ya’ni vodorod N⁺, digidrofosfat N₂RO₄, gidrofosfat HPO₄^2– va fosfat PO ^3– ionlar mavjud bo‘ladi.
Gidroksidlarning (ishqorlarning) dissotsilanishi. Eritmalari dis- sotsilanganda faqat gidroksil anionlariga parchalanadigan elek- trolitlar gidroksidlar deb ataladi. Gidroksidlarning dissotsilanishi- ga misollar:
NaOH ← → Na⁺ +OH ⁻

2
Ca(OH ) ← →Ca²⁺ + 2OH ⁻
Ko‘pchilik gidroksidlar suvda erimaydi. Suvda eruvchi gidrok- sidlar ishqorlar deb ataladi.
Gidroksidning bitta molekulasi dissotsilanganda hosil bo‘lgan gidroksidlar soni shu gidroksidning asosligini ko‘rsatadi. Masalan, NaOH bir asosli, Sa(ON)2 ikki asosli gidroksid. Ikki asosli gidrok- sidlar ikki bosqichda dissotsilanadi:
Ca(OH )₂ ← →CaOH ⁺ +OH ⁻ (I bosqich)

CaOH ⁺ ← →Ca²⁺ +OH ⁻
(II bosqich)

Tuzlarning dissotsilanishi. Tuzlar molekulasining tarkibi va tuzilishiga qarab o‘rta (normal), asosli, kislotali, qo‘sh va komp- leks tuzlarga bo‘linadi. Masalan, normal tuz K₂SO₃ — kaliy kar- bonat, o‘rta (nordon) tuz KNSO₃ — kaliy gidrokarbonat, asosli tuz A1(ON)S₁₂ — alyuminiy gidroksixlorid, qo‘sh tuz (NH₄)₂ Fe(SO₄)₂•N₂O — ammoniy-temir sulfat, Mor tuzi, kompleks tuz [Cu(NH₃)₄]SO₄ — tetraamin mis (II) sulfat. Normal tuzlarning eritmalari dissotsilanganda faqat metall kationi (yoki ammoniy NH⁴⁺) va kislota qoldig‘i anioniga parchalanadi. Masalan:
KCl ← → K ⁺ +Cl⁻

4 2
NH ₄ NO₂ ← → NH ⁺ + NO⁻

Na SO ← → 2Na⁺ + SO ²⁻
2 4 4

Asosli tuzlarning eritmalari yoki suyuqlanmalari dissotsilan- ganda ikki xil turdagi anion: kislota qoldig‘i va gidroksil ioni hosil bo‘ladi:

BaOHCl ← → BaOH ⁺ +Cl⁻ (I bosqich)

BaOH ⁺ ← → Ba²⁺ +OH ⁻
(II bosqich)

O‘rta tuzlarning elektrolitlari ham ikki bosqichda dissotsilana- di va ikki xil turdagi, ya’ni metall kationi va vodorod kationi hosil bo‘ladi. Masalan, natriy gidrosulfat NaHSO₄ eritmasining dissot- silanishi:
^NaHSO4 ^{Na++ HSO}4^{– (I bosqich)
HSO}4^{– H++SO}4^{–2 (II bosqich)}
Qo‘sh tuzlarning elektrolitlari dissotsilanganda ikki xil turdagi metall kationlari hosil bo‘ladi. Masalan, ammoniy-temir (II) sul- fatning dissotsilanishi:
(NH₄)₂Fe(SO₄)₂ 2NH₄⁺ + Fe⁺²+2SO₄^2–
Kompleks tuzlarning elektrolitlari dissotsilanganda ikki xil tur- dagi, ya’ni oddiy va kompleks (murakkab) ion hosil bo‘ladi. Kom- pleks ion ham kation, ham anion bo‘lishi mumkin. Masalan:
[Ag(NH₃)₂]CI [Ag(NH₃)₂]⁺+Cl^–
[Co(CNS)₄](NH₄)₂ [Co(CNS)₄]^2–+2NH₄⁺
Bu yerda: [Ag(NH₃)₂]⁺ – kompleks kation. [Co(CNS)₄]^2– – kompleks anion.
Elektrolit molekulalarining ionlanish jarayoni qaytar jarayon- dir. Qarama-qarshi zaryadlangan solvatlar eritmada o‘zaro to‘qnashganda ularda har xil ishorali zaryadlar bo‘lgani uchun tortishib, yana o‘zaro birikishi va molekulaning solvatini hosil qi- lishi mumkin. Gidratlar hosil qiluvchi suvni hisobga olmasdan CH₃COOH ning ionlanish jarayonini quyidagicha soddalashtiril- gan tenglama bilan ifodalash mumkin:
CH₃COOH H⁺+CH₃COO^–

Har qanday qaytar jarayon kabi ionlanish jarayoni ham kim- yoviy muvozanatga olib keladi va u massalar ta’siri qonuniga bo‘ysinishi kerak. Demak, quyidagicha yozish mumkin:
^_H ^{+ }_⋅^_CH COO^{− }_

3
^KCH COOH ^{= K}DIS ⁼
3
^^CH ₃^{COOH }

Yoki umumiy ko‘rinishda:
_{K =} C_K ⋅C_A
C_M
Bu yerda С_K va C_A — kation va anionlarning konsentratsi- yalari, C_M — berilgan elektrolitning ionlanmagan molekulalari konsentratsiyasi, K — elektrolitning ionlanish konstantasi. U elektrolitning ionlarga ajralish moyilligining o‘lchovidir.
Haqiqatan ham tenglama (1) dan ko‘rinadiki, K qancha katta bo‘lsa, ionlar konsentratsiyasi C_K va C_A ham shuncha katta, ya’ni berilgan elektrolit shuncha kuchli ionlangan bo‘ladi.
Biror elektrolitning, masalan, CH₃COOH ning har bir ajrala- yotgan molekulasi bittadan kation H⁺ va bittadan anion CH₃COOH berishini hisobga olib ionlanish konstantasi tengla- masini boshqacha ko‘rinishda yozish mumkin. Agar eritmada C mol/l kislota bo‘lib, uning ionlanish darajasi  ga teng bo‘lsa, CH₃COOH ning ionlangan mollar soni C• bo‘ladi. Bundan:
C_K=C_A= C•
Sirka kislotaning konsentratsiyasi (S) dan ionlarga ajralgan mollar (S) miqdorini ayirsak, uning ionlanmagan molekulalar miqdori C_M ni topamiz:
C_M=C–C•=C(1–)
C_K, C_A va C_M ning olingan qiymatlarini tenglama (1) ga qo‘ysak:

_{K =} C α⋅C α
C ⁽1− α⁾
C α²
yoki K = _{1− α}

(2)

Bu tenglama Ostvaldning suyultirish qonunining ifodasidir. U kuchsiz elektrolitning ionlanish darajasi bilan uning konsentratsi- yasi o‘rtasidagi bog‘lanishni ifodalaydi.

Agar elektrolit ancha kuchsiz va eritma u qadar suyultirilma- gan bo‘lsa, uning ionlanish darajasi  kichik bo‘lib, (1–) ning qiymati birdan juda kam farq qiladi. Bunday holda:

K=C² bo‘ladi, bundan α=

(3)
deb yozish mumkin.
Bundan ko‘rinib turibdiki, eritma suyultirilgan sari, ya’ni C ning miqdori kamayishi bilan uning ionlanish darajasi ortib bori- shi kerak, bu tajribada ham kuzatiladi.
Elektrolitning biror muayyan C konsentratsiyadagi ionlanish darajasi  ni tajribada o‘lchab va bu kattaliklarni tenglama (2) ga qo‘yib, ionlanish konstantasini topish mumkin. Misollar:

1. 
   0,1 n NH₄OH eritmasida elektrolitning ionlanish darajasi- ni hisoblab toping.
   

Yechish. Formula (3) ga KNH₄OH va C ning son qiymatlarini qo‘yamiz:

^K NH ₄OH
^_NH ^{+ }_⋅^_OH ^{− }_

4
=
^^NH ₄^{OH }

α= =
1,76⋅10⁻⁵
0,1 ^{= =}

= 1, 33⋅10⁻² = 1,33%

2. 
   0,1 n CH₃COOH eritmasidagi ionlanish darajasini hisoblab toping.
   

Yechish:

^KCH₃COOH
K = 1,85⋅10⁻⁵

CH₃COOH
[CH COO⁻ ]⋅[H ⁺]
= ³ = 1,85⋅10⁻⁵ = 0, 0000185 [CH₃COOH ]

α= =
= 1,35⋅10⁻² = 1,35%

K =C α² = 0,1(1,35⋅10⁻² )² = 1,85⋅10⁻⁵

Dissotsilanish konstantasining qiymati bo‘yicha elektrolitlar- ning kuchlilik darajasini baholash mumkin: K_dis ning qiymati qan- cha kichik bo‘lsa, elektrolit shuncha kuchsiz bo‘ladi va aksincha, K_dis qancha katta bo‘lsa, elektrolit shuncha kuchli bo‘ladi.
Shuni aytib o‘tish kerakki, ikki va ko‘p negizli kislotalar erit- masida ularning har xil ionlanish bosqichiga to‘g‘ri keladigan bir necha muvozanat bo‘lib, bularning har biri o‘zining ionlanish konstantasi bilan tavsiflanadi. Masalan, sulfid kislotaning ikki bosqichli ionlanishi uchun:
2−
H₂S ⇔ H ⁺ + HS⁻ va HS⁻ ⇔ H ⁺ + S

K_H2S =
[H ⁺]⋅[HS⁻] [H₂S ]

= 8,9⋅10⁻⁸ va

bo‘ladi.
^K HS⁻

[H ⁺]⋅[S ²⁻]


⁼ [HS ⁻]
nn = 1,3⋅10⁻⁸

3
^KH₂SO ⁻
H₂SO₃ H⁺+HSO₃^–
[H ⁺]⋅[HSO ⁻]
= ³ = 1,7⋅10⁻² [H₂SO₃ ]

Bu tenglamalardan ko‘rinib turibdiki:

2 3 3
^KH SO ^>KHSO 
Massalar ta’siri qonunini noelektrolitlar va suvda suyultirilgan kuchsiz elektrolitlar uchun qo‘llasa bo‘ladi. Hamma kuchli elek- trolitlar (kislota, ishqor, tuzlar) va kuchsiz elektrolitlarning suv- dagi konsentrlangan eritmalari massalar ta’siri qonuniga bo‘ysunmaydi. Chunki bunday eritmalarda ionlararo ta’sir kuchi katta bo‘lib (o‘zaro tortishish kuchi paydo bo‘ladi), ionlarning harakati suyultirilgan kuchsiz elektrolitlardagiga nisbatan kam- roqdir.

3.