O’zbekiston respublikasi oliy va o’rta maxsus ta’lim vazirligi namangan muhandislik–pedagogika instituti «kimyoviy texnologiya»

Eritmaning bug bosimi. Raul qonunlari. Suyuqlik bilan muvozanatdagi bug’ning o’zgarmas haroratdagi
bosimi suyuqlikning bug’ bosimi deyiladi. Suyuqlikning bug’ bosimi bilan tashqi atmosfera bosimi tenglashsa suyuqlik 
qaynaydi.
Toza erituvchining bug’ bosimidan eritmaning bug’ bosimi doimo past bo’ladi. Eritma bug’ bosimlarini 
o’rganish natijasida 1887 yilda fransuz fizigi Raul quyidagi bog’lanishni aniqladi.

Raulning I-tanometrik qonuni: 

Eritma bug bosimining pasayishi eritmadagi erigan moddaning molyar qismiga teng. 
2

0
0

N

P
)

P

P
(





bu yerda:
Po - toza erituvchining bug bosimi; 
P - eritmaning bug bosimi;
N
2

- erigan moddaning molyar qismi:




2

1

N
n

n

n




n - erigan moddaning mol miqdori; 

n
1

- erituvchining mol miqdori. 

Raulning II-(ebulioskopik va krioskopik) qonuni. 

Eritma qaynash haroratining ko’tarilishi va muzlash haroratining pasayishi eritmaning molyal konsen-

tratsiyasiga to’g’ri proporsionaldir. 
t

qay.
= E · m; t

muz.
= K · m. 

Eritmalarda zaryadlangan zarrachalar mavjudligini 1818 yilda T.Grotgus aniqlagan. Shuning uchun eritmalar-

dan elektr toki o’tadi. Moddalarning suvdagi eritmalari elektr tokini o’tkazishiga qarab ular elektrolitlar va elektrolit-
maslarga ajratiladi. 
Suvdagi eritmasi yoki suyuqlanmasi elektr tokini o’tkazuvchi moddalar elektrolitlar deyiladi. Masalan,
ko’pgina asos, kislota va tuzlar bunga misol bo’ladi. Suvdagi eritmasi yoki suyuqlanmasi elektr tokini o’tkazmaydigan 
moddalar elektrolitmaslar deyiladi. Masalan, shakar va boshqa organik birikmalar shular jumlasidandir.
Vant-Goff va Raul qonunlariga elektrolitmas eritmalargagina bo’ysunadi. Elektrolit eritmalarda t
qay.
, t

muz.
, P

osm.
kabilar kutilganidan yuqori bo’lishi, molekulyar massasi krioskopik va ebulioskopik usullarda topilganida uning haqiqiy 

molekulyar massasidan kam bo’lishi kuzatiladi.

Elektrolit eritmalar uchun Vant-Goff tenglamasi:
P = iCRT shaklida bo’lib, i — izotonik koeffitsient deyiladi. 
0

P

P
босими

осмотик

нг
эритмасини
мас

электролит

босими

осмотик

нг
эритмасини
электролит

i




t
qay.

(elektrolit) t

muz

.(elektrolit)

i = —————————— = —————————— 

t
o qay.

(elektrolitmas) t
o muz

.(elektrolitmas)

i ning qiymati elektrolit eritmasining konsentratsiyasi kamayishi bilan ortib boradi. 

NaCl da i=2, Na

2
SO

4
da i=3, K

3
[Fe(CN)

6
] da i=4, ya’ni ionlar soniga yaqinlashadi. 

Elektrolitlarning elektr o’tkazuvchanligi ulardagi molekulalar va kristallardan musbat va manfiy zaryadlangan
ionlarning hosil bo’lishiga bog’liq. 
Bu faktlarni 1887 yilda shved olimi Svante Arrenius elektrolitik dissotsiatsiyalanish nazariyasi bilan
tushuntirdi. Arrenius nazariyasiga muvofiq, elektrolitlar suvda eritilganda qarama-qarshi zaryadlangan ionlarga ajraladi. 
Musbat zaryadlangan ionlar — kationlar, manfiy zaryadlangan ionlar — anionlar deyiladi. Eritmada kation va anion-
larning zaryadlari yig’indisi teng bo’ladi. 
Moddalarning suvda eritilganda yoki yuqori haroratda suyuqlantirilganda ionlarga ajralish hodisasi elektrolitik 

dissotsilanish deyiladi.

---

«Umumiy va noorganik kimyo» fanidan ma’ruzalar matnlari. 
48
Moddalarning tuzilishiga qarab, ularning dissotsiatsiyasi ham turlicha bo’ladi. Suvli muhitda gidratlangan ion-
laring hosil bo’lishi quyidagi ikki mexanizm bo’yicha boradi: 
1. Ion tuzilishdagi kristallarning eritmadagi dissosiatsiyasi. Natriy xlorid NaCl kristallari suvga tushirilganda
kristallar yuzasidagi Cl
–
ionlariga suvning qutbli molekulalari o’zining musbat zaryadlangan tomoni, Na

+
ionlariga esa 

manfiy tomoni bilan elektrostatik tortiladi (ion-dipol o’zaro ta’sir). Ionlarining suvni dipollari bilan bunday o’zaro ta’siri
natijasida kristallning ionlari o’rtasidagi o’zaro bog’lanish bo’shashadi va ular eritmaga gidratlangan ionlar holida 
o’tadi.
2. Qutbli tuzilishdagi moddalarning erishdagi dissosiatsiyasi. Qutbli molekulalarning (masalan, HCl) suv bilan 
o’zaro ta’siri natijasida (dipol-dipol o’zaro ta’sir) dipollararo bog’lanish vujudga kelib, eruvchi modda molekulasi qut-
blanadi. Natijada eruvchi modda ionli holatga o’tadi va ionlarga parchalanadi. Qutbli molekuladan hosil bo’lgan ionlar 
ham gidratlanadi.
Elektrolitlarning dissotsilanishi natijasida erkin ionlar hosil bo’lmay, balki bu ionlarning erituvchi molekulalari 
bilan hosil qilgan birikmalari vujudga keladi. Bunday birikmalar umumiy qilib ionlarning solvatlari deyiladi. Dissotsi-
lanish tenglamalarini yozishda odatda ionlarning formulalari yozilib, ularning gidrat yoki solvatlari formulasi 
ko’rsatilmaydi, chunki ionlar bilan bog’langan erituvchi molekulalari soni eritmaning konsentratsiyasi va boshqa sha-
roitlarga bog’liq holda o’zgaradi. 
Erituvchi molekulalarining qutbliligi ion va molekulyar tuzilishdagi moddalarning dissotsilanishi uchun imkon
beradi. Suvdan tashqari, qutbli molekulalardan tashkil topgan boshqa suyuqliklar ham (etil spirti, ammiak, chumoli 
kislota va boshqalar) ionlashtiruvchi erituvchilar hisoblanadi. Bu suyuqliklarda erigan tuzlar, kislotalar va asoslar ion-
larga ajraladi. 
Elektrolitik dissotsilanish ham qaytar jarayondir:
CH

3
COOH  CH

3
COO

–
+ H

+

Dissotsiatsiyaga teskari jarayonni molekulyarizatsiya deyiladi. Dissotsiatsiya va molekulyarizatsiya jarayonlari

tezliklari tenglashib, muvozanat qaror topadi. Bunda ionlarga ajralgan molekulalar sonini umumiy erigan molekulalar 
soniga nisbati elektrolitik dissotsilanish darajasi deyiladi:


= x/n yoki


= x/n · 100% 

bu yerda:


- dissotsilanish darajasi; 

x - elektrolitning eritmadagi erkin gidratlangan ionlari mollar soni;

n - eritish uchun olingan elektrolitning umumiy mollar soni. 
Elektrolitning dissotsilanish darajasi qiymatiga qarab, elektrolitlar:
– kuchsiz elektrolitlar: 

= 0-3% gacha; 

– urtacha kuchli elektrolitlar:


= 3-30% gacha; 

– kuchli elektrolitlar:


= 30-100% gacha bo’lgan turlarga bo’linadi. 

KCl uchun


= 86%, CuSO

4
uchun


= 38%, HNO
3
uchun


= 92%,

H
2
SO

4
uchun


= 58%, KOH uchun 

= 91%, HCl uchun 


= 91%.

Kuchsiz elektrolitlar eritmasidagi ionlar o’rtasida vujudga keladigan muvozanatga massalar ta’siri qonunini
qo’llab, muvozanat konstantasini chiqarish mumkin. Bunda muvozanat konstantasi elektrolitning dissotsilanish konstan-


tasi deyiladi.
HA  H
+
+ A

–
uchun

С
1

1

)
-
С(1

C

C

[HA-]
][A-]

[H
K

дисс
















Bu tenglama Osvaldning suyultirish qonuni tenglamasidir. Dissotsiatsiya darajasi eritma suyultirilishi bilan 

oshib boradi. Juda kam dissotsilanadigan elektrolit eritmalari uchun Osvaldning suyultirish qonuni tenglamasi:
K =


2

· C 

ko’rinishga ega bo’ladi.