Кislota-asosli reaksiyalarda muvozanat
![2CH 3COOH CH 3COOH 2++CH 3COO -,
2H 2SO 4 H3SO 4+ + HSO 4-.
Solvosistema nazariyasi. Suyultirilgan ammiakda KNH 2 (kaliy amid) suvdagi eritmada
KON qanday kuchli asos bo’lsa, shunday kuchli asos hisoblanadi. Kaliy amid ham kaliy
gidroksid ham tegishli erituvchilar muhitida fenolftaleinni qizil rangga bo’yaydi (kuchli
ishqorla rning xossasi), kislotalarni birday neytrallaydi va elektr tokini yaxshi o’tkazadi.
Ammoniy xlorid suyultirilgan ammiak muhitida xuddi NSl suvda qanday kuchli kislota bo’lsa,
shunday kislotalikni namoyon qiladi. Ammoniy xlorid va xlorid kislotalarning bi rday kuchli
kislotaligini isbotlash uchun ularni tegishli erituvchilarda asoslar bilan neytrallash kerak.
Binobarin, kislotalik va asoslik xossalarini faqat N + va ON - ionlari namoyon qilib qolmasdan,
boshqa gruppalar ham namoyon qilar ekan. Kislota va asoslarning ayrim neytrallash
reaksiyalari natijasida erituvchi molekulalari hosil bo’ladi. Masalan, suvda HCl +
NaOH NaCl + H 2O,
suyultirilgan ammiakda NH 4Cl + KNH 2 KCl + 2NH 3 ,
suvsiz sirka kislotada HClO 4+CH 3COONa NaC lO 4+CH 3COOH.
Solvosistema nazariyasiga asosan suv eritmalardagi akvobirikmalarning va boshqa
eritmalardagi birikmalarning reaksiyalari orasida juda katta o’xshashlik bor.
Solvositema nazariyasiga binoan kislotalar deb berilgan erituvchi kationiga mos kat ion
va asoslar deb erituvchi anioniga mos anion hosil qiladigan moddalarga aytiladi. Masalan,
ammiak NH 4+ va NH 2- ionlarini hosil qiladi, suyultirilgan ammiak eritmasida NH 4Cl NH 4+
ionini hosil qilgani uchun kislota, KNH 2 esa shu eritmada NH 2- ionini h osil qilganligi uchun
asosdir, HClO 4 sirka kislota eritmasida CH 3COOH 2+ kationini hosil qilgani uchun kislota va
CH 3COONa tegishli asetat ionini hosil qilgani uchun asosdir.
Bu nazariyaning kamchiligi sifatida ionlashmaydigan erituvchilar muhitida kislota va
asoslikni tushuntirib berolmasligini aytish mumkin.
Brensted -Louri (proton) nazariyasi . Ulardan biri 1923 yilda yaratilgan daniyalik D.Brensted va u
bilan bir vaqtda angliyalik T.Lourilaning protolitik nazarivasidir. Brensted -Louri nazariyasiga
muvoftq kislotalar deganda Protonlar berish xususiyatiga ega bo’lgan moddalar (ion yoki
molekulalar) tushuniladi. Brensted ularni disprotidlar deb atadi. Protonlarni biriktirib olish
xususiyatiga ega bo’lgan moddalar (ion yoki molekulalar) asoslar deyiladi. Brenst ed ularni
emprotidlar deb atadi.
Bu nazariya kislotalik va asoslikni protonli reaksiyalar yordamida tushuntiradi. Kislota -
proton donori, asos - proton akseptori. Demak, bu nazariyaga ko’ra kislotalar vodorod ioni -
protonga ega bo’lishlari kerak. Brenste d-Louri nazariyasiga ko’ra har bir kislotaga mos bo’lgan
tutash asos va har bir asosga mos tutash kislota to’g’ri keladi.
Proton donori bo’lmish kislota A ning dissosiasiyasi natijasida hosil bo’ladigan V asos,
boshqa biror kislotadan proton qabul qilib kislotaga aylanadi:
A H+ + B - ; HCl H+ + Cl -
kislota asos kislota asos
B- + H + A ; NH 3 + H + NH 4+
asos kislota asos kislota
HCl + NH 3 Cl - + NH 4+
kislota 1 asos 2 asos 1 kislota 2
Bu misollardan ko’rinadiki, muvozanatda bir juft kislota va bir juft asos ishtirok
etmoqda, boshqacha aytganda muvozanatda HCl/Cl - va NH 4+/NH 3 tutash kislota -asos juftlari
qatnashmoqda. Bu juftla r orasidagi muvozanatni matematik ifodalasak, umumiy holda A 1 + B 2
B1 + A 2 muvozanat uchun K=[B 1][A 2]/[A 1][B 2] ni yozish mumkin.
Mazkur nazariyaga asosan kuchsiz kislota va kuchsiz asoslarning dissosiasiya jarayoni
quyidagicha ifodalanadi:
Kuchs iz kislota: CH 3COOH + H 2O CH 3COO - + H 3O+
Kuchsiz asos: H 2O + NH 3 OH - + NH 4+
A1 B2 B1 A2](https://docx.uz/documents/454e385d-ee17-487c-a852-e7c12593a400/page_2.png?v=1)
![nazariyalarning xususiy hollari qo’llaniladi. Jumladan, gidroliz kislotali -asosli
ta’sirlashishning xususiy holidir. Bunda erituvchi sifatida suv olinadi va erigan
modda bilan suv orasidagi muvozanat barcha jarayonlarni boshqaradi.
Erituvchining erigan modda xossalariga ta’siri yuqorida ko’rib o’tilgan edi.
Ko’pchilik moddalar suvda eriganda eritma muhiti o’zgaradi. Masalan, kuchli
asos va kuchsiz kislotadan tashkil topgan tuzlarning suvdagi eritmasi kis lotali,
kuchsiz asos va kuchli kislotadan iborat tuzlarning eritmasi esa asosli bo’ladi. Bu
xol faqatgina suv bilan erigan modda orasidagi gidroliz reaksiyasi oqibati bo’lib
qolmasdan, erigan modda tarkibidagi ionlarning tabiatiga ham bog’liqligini
yuqor ida aytib o’tdik.
Suvning dissosilanishi. Ko’pchilik analitik reaksiyalar suvda o’tkaziladi,
shuning uchun ham kuchsiz elektrolit bo’lmish suvning dissosilanish jarayonini
ko’rib o’tish muhimdir. Kimyoviy toza suyuq suv eng oddiy gomogen sistemadir.
Suv molekulasidagi vodorod atomlari orasidagi burchak 105 0, yadrolararo masofa
O H 0,978 va H H 1,63 angstremni tashkil etadi, suvning dipol momenti
1,8*10 -18 el.st. birlikka teng. Suvning dipol momentining yuqoriligi uning
birikish mahsulotlari hos il qilishga moyilligi va ionlash xususiyatining kuchliligini
ko’rsatadi. Suvning dielektrik o’tkazuvchanligi 80,4. Bu qiymat ko’pchilik
suyuqliklarnikidan ancha katta. Qiyoslash uchun ayrim suyuqliklarning dielektrik
o’tkazuvchanliklarini keltiramiz: for mamid -109,5; sianid kislota -106,8; suvsiz
sulfit kislota -101; suyuq vodorod ftorid -83,6; chumoli kislota -58,5; etanol -24,3;
sirka kislota -6,15; dioksan -2,2. Uy haroratida ham, nol gradusda ham suvning
ustida sezilarli miqdorda bug’ bosimi bo’ladi, bu suv u stidagi gazlarning hajmini
o’lchashda e’tiborga olinishi kerak. Suyuq holatda suv molekulalari birikkan,
assosilangan (H 2O) n holda bo’ladi. Assosiasiya bosimning oshishi va haroratning
pasayishi bilan kuchayadi. Organik erituvchilarda suv to’lig’icha dimer
molekula (H 2O) 2 holida bo’ladi. Odatda suvning assosiasiya darajasi n=2 -4,
harorat nolga yaqinlashganda 8 ga teng bo’ladi. Dimer molekula mustahkam
bo’ladi, u kuchli vodorod bog’lanish tufayli hosil bo’ladi. Suv elektrolit sifatida
kuchsiz disso silanadi:
H2O H+ + OH - . (1)
Ushbu tenglama suvning ham kislotali, ham ishqoriy muhitni namoyon qilishi
mumkinligini ko’rsatadi. Muvozanatga massalar ta’siri qonunini tadbiq etsak:
KH2O =[H +][OH -]/[H 2O]=1,8*10 -16 (2),
bu yerda K H2O - suvning elektrolitik dissosiasiya konstantasi.
Suvning dissosilangan molekulalarining muvozanatdagi konsentrasiyasi
[H 2O]=C H2O -[H +]=C H2O -[OH -], (3)
SH2O - suvning dissosilangan va dissosilanmagan molekulalarining umumiy konsentr asiyasi
(doimiy kattalik). Suvning elektrolitik dissosiasiya darajasi juda kichik bo’lganligi uchun
ayirmadagi [H +] va [OH -] qiymatlarni tashlab yuborish mumkin, u vaqtda [H 2O]=C H2O . 1 litr
suvda taxminiy hisoblashga ko’ra 1000/18=55,5 mol H 2O bor. Bu qi ymat massalar ta’siri
qonunining matematik ifodasi K H2O =[H +][OH -]/[H 2O] ga qo’yilsa:
[H +][OH -]=K w=K H2O *55,5=1,8*10 -16*55,5=1*10 -14 (4) .
[H +][OH -] kattalikka suvning ion ko’paytmasi deb aytiladi va uni K w deb belgilaydilar.
Bu kattalik suvning e lektrolitik dissosiasiya qiymatidan 55,5 marta kattadir. Suvning io n
ko’paytmasi kislota, ishqor, tuz va boshqa birikmalarning eritmalari uchun doimiydir. Biroq bu
qiymat haroratga bog’liq bo’lib, haroratning oshishi bilan tez oshib ketadi. Qaynash har oratida](https://docx.uz/documents/454e385d-ee17-487c-a852-e7c12593a400/page_5.png?v=1)
![suvning ion ko’paytmasi deyarli 100 marta ortadi va u qariyb 10 -12 ga teng bo’ladi. O’zgarmas
haroratda [H +][OH -]=K w doimiyligi bilan bir vaqtda, unda [H +] va [OH -] qiymatlar
o’zgaruvchandir. Eritmadagi [H +] va [OH -] larning qiymatlariga qarab, uning kislotali yoki
ishqoriy muhiti to’g’risida xulosa qilinadi. Neytral eritmalarda [H +] = [OH -] bo’ladi, binobarin,
[H +] = [OH -]=(K w)1/2 =(10 -14)1/2 =10 -7 mol. (5)
[H +] va [OH -] qiymatlarning oshishi yoki kamayishi muhitning o’zgarishiga ol ib keladi.
Masalan, [OH -] kamaysa, muhit kislotali, oshsa esa ishqoriy bo’ladi.
Kislotali muhitda [H +]>[OH -]; [H +]>10 -7, [OH -]<10 -7 mol. Ishqoriy muhitda
[H +]<[OH -]; [H +]<10 -7, [OH -]>10 -7 mol.
Muhitni bunday belgilash noqulayligi uchun vodorod ko’rsat kich - pH tushunchasi
kiritilgan.
pH= -lg[H +] yoki [H +] = 10 -pH. (6) pOH= -lg[OH -] yoki [OH -] = 10 -pON . (7)
[H +] kamayganda pH ortadi,[OH -] kamayganda rON ortadi.
Agar eritmadagi [H +] qiymati berilgan bo’lsa, suvning ion ko’paytmasi (avtoprotoliz
konstantasi) formulasidan foydalanib [OH -] qiymatini, [OH -] berilgan bo’lsa, [H +] qiymatini
hisoblab topish mumkin. Shuningdek, bu qiymatlar asosida eritmaning pH qiymatini baholash
mumkin.
Kuchsiz kislotalar va kuchsiz asoslar eritmalaridagi muvozanat . Kuchli kislota va
kuchli asoslar suvdagi eritmalarda to’la dissosilanadi, shuning uchun ularning pH va pOH
qiymatlari pH = -lg[H +] va pOH= -lg[OH -] formulalar yordamida bevosita hisoblanadi. Biroq,
kuchsiz kislota va asoslar suvdagi eritmalarda to’l a dissosilanmaydilar. Masalan, sirka kislota
suvdagi eritmada kuchsiz kislota ekanligi yuqorida ko’rsatilgan edi, uning dissosiasiyasi
(suvning hosil qiluvchi assosiati -gidroksoniy hisobga olinmaganda):
CH 3COOH H+ + CH 3COO -. (8)
Bu muvozanatga massalar ta’siri qonuni tadbiq etilsa,
K = [H +][CH 3COO -]/[CH 3COOH] (9)
Masalan, faraz qilaylik sirka kislotaning suvdagi eritmasida uning umumiy konsentrasiyasi 0,01
M bo’lsa va kislotaning " x" ulushi dissosilangan bo’lsa, bu qism [H +] v a [CH 3COO -] larga teng
bo’ladi, demak, kislotaning umumiy konsentrasiyasi ana shu " x" qiymatga kamayadi, u holda
uning dissosilanmay qolgan qismining konsentrasiyasi [CH 3COOH] = 0,01 - x (10) bo’ladi.
Hosil qilingan qiymatlarni yuqoridagi muvozanat konsta ntasi formulasiga qo’ysak:
Ka = x*x /(0,01 -x) bo’ladi.
Ka-kislotaning dissosiasiya konstantasi, uning son qiymati 1,76*10 -5. Ushbu tenglama yechilsa
x=4,3*10 -4 mol/l.
Umumiy holda [H +] =(K a*c ) 1/2 (bu yerda s - kislotaning umumiy konsentrasiyasi).
Kuchs iz asoslar uchun mos ravishda
[OH -]=(K b*c) 1/2 (c - asosning umumiy konsentrasiyasi).
Bu qiymatlar asosida eritmaning pH yoki rON qiymatlari hisoblanishi mumkin: pH= -
1/2(lgK a+lgc ) va pOH= -1/2(lgK b+lgc ).
Bufer eritmalar va ularning anali zda ishlatilishi. Agar biror kislota yoki ishqor
eritmasiga erituvchi - suv qo’shilsa, eritmadagi vodorod va gidroksil ionlarining
konsentrasiyalari mos ravishda kamayadi. Masalan, 0,001 n. HCl eritmasini 10 marta
suyultirsak, eritmadagi kislotaning kon sentrasiyasi 10 marta kamayadi, ya’ni 0,001:10=0,0001
mol/l bo’ladi. Agar shunday eritmaga teng hajmli kuchliroq kislota eritmasi qo’shilsa, vodorod
ionining konsentrasiyasi ortadi. Agar 0,01 n. HCl eritmasiga teng hajmli 0,01 n. NaOH eritmasi
qo’shilsa, eritma neytrallanadi. Kuchsiz kislota va uning tuzi, kuchsiz asos va uning tuzi
aralashmasining suvdagi eritmasida [H +] va [OH -] ularning absolyut miqdorlariga emas, balki
ular tuzlarining o’zaro nisbatlariga bog’liq. Demak, [H +] qiymati kattaligi bunday
aralashmalarda suyultirishga bog’liq emas. Agar biror kislota va uning tuzi eritmasi 10 marta
suyultirilsa, eritmadagi tarkibiy qismlar konsentrasiyalari 10 marta kamayadi, biroq
aralashmadagi kislota va uning tuzi orasidagi o’zaro nisbat o’zga rishsiz qoladi va [H +] kattalik
o’zgarmaydi. Ayrim eritmalarni suyultirish natijasida ham, kislota yoki ishqor eritmalaridan oz](https://docx.uz/documents/454e385d-ee17-487c-a852-e7c12593a400/page_6.png?v=1)
![miqdorda qo’shganda ham vodorod ionlari konsentrasiyasi o’zgarishsiz qoladi. Eritmalarning
bunday xossasi bufer ta’siri deyiladi. Bir vaqtning o’zida qandaydir kuchsiz kislota (asos) va
uning tuzi bo’lgan va bufer ta’siri ko’rsatayotgan eritmalarga bufer eritmalar deyiladi.
Bufer eritmalarni bir ismli ioni bor elektrolitlar aralashmasi deb qarash mumkin. Bufer
eritmalar qatoriga ammiakli (NH 4Cl+NH 3), asetatli (CH 3COOH+CH 3COONa), karbonatli
(Na 2CO 3+NaHCO 3) va boshqa bufer sistemalar kiradi.
Bufer aralashmaga biror kislota yoki ishqordan oz miqdorda qo’shilsa, vodorod va
gidroksil ionlari o’zaro ta’sirlashadi va kuchs iz elektrolit hosil bo’ladi.
Masalan, SH 3COOH + CH 3COONa ga kislota qo’shilsa, kislota CH 3COONa bilan
reaksiyaga kirishadi:
CH 3COONa + HCl CH 3COOH + NaCl,
agar unga ishqor qo’shilsa, ishqor CH 3COOH bilan ta’sirlashadi:
SH 3COOH + NaOH CH 3COON a + H 2O.
Boshqa bufer aralashmalarga kislota yoki ishqor qo’shilganda ham xuddi shunga
o’xshash reaksiyalar amalga oshadi. Bu xildagi reaksiyalar bufer mexanizmi ni tasvirlaydi.
Bunday reaksiyalar natijasida eritmadagi [H +] ionlari konsentrasiyasi sezilar li o’zgarmaydi.
Biroq bu qo’shiladigan kislota yoki ishqopHing miqdori (konsentrasiyasi va hajmi)ga bog’liq.
Agar bufer aralashmaga ko’p miqdorda kislota yoki ishqor qo’shilsa, eritmaning pH qiymati
sezilarli darajada o’zgaradi. Bufer aralashmalar tarkib lariga qarab turlicha bufer ta’siriga ega.
Binobarin, bufer aralashmalarni kislota yoki ishqorga ko’rsatayotgan qarshilik kuchi bilan
farqlash mumkin. Bufer aralashmaning pH qiymatini bir birlikka o’zgartirish uchun ketgan
kislota yoki ishqor miqdori ga bufer sig’imi deyiladi. Agar ikki xil bufer aralashmaga bir xil
miqdordagi kislota yoki ishqor eritmasi tomizilsa, bu eritmaning birining pH qiymati
ikkinchisinikidan kamroq o’zgarsa, aralashmaning bufer sig’imi katta hisoblanadi. Bufer
sistema eritma sining sig’imi, uning tarkibiy qismlarining konsentrasiyasiga bog’liq bo’lib,
konsentrasiya ortishi bilan eritmaning bufer sig’imi ortadi. Bufer aralashmalari eritmalaridagi
vodorod ionlari konsentrasiyasi muhim kattalik bo’lganligi uchun uni aniqlashni quyida ko’rib
chiqamiz.
Ma’lumki, muayyan konsentrasiyali kuchsiz kislota (asos) eritmasiga shu kislota
(asos)ning muayyan konsentrasiyali tuzi eritmasidan qo’shsak, bu eritmalar o’zaro bir -birovini
suyultiradi, natijada ularning konsentrasiyalari kamay adi.
Masalan, 30 ml 0,1 M sirka kislota eritmasiga 50 ml 0,3 M natriy asetat qo’shildi
deylik. Bunda konsentrasiya kamayishini quyidagicha baholash mumkin:
CHAn = (30/80)*0,1=0,0375 M/l; C NaAn = (50/80)*0,3= 0,1875 M/l,
bu yerda 80 eritmanin g umumiy hajmi. Olingan misolda H + ionlari sirka kislotaning
dissosiasiyasi natijasida hosil bo’ladi, shuning uchun quyidagi muvozanatni ko’rib chiqamiz:
CH 3COOH CH 3COO - + H + (12)
va unga massalar ta’siri qonunini tadbiq etsak:
Ka= [H +][CH 3COO -]/[C H3COOH] (13)
formula yuzaga keladi. Muvozanat tenglamasiga ko’raH +]=[CH 3COO -] ekanligi ma’lum.
Dissosilanmay qolgan kislotaning konsentrasiyasi: [CH 3COOH] = c HAn - [H +]. (14)
Odatda tuz to’la dissosilanadi:
CH 3COONa CH 3COO - + N a+.
Shuning uchun ham [CH 3COO -] har ikkala muvozanatda hosil bo’lganligi uchun:
[CH 3COO -] = c NaAn + [H +] (15) bo’ladi.
Hosil qilingan qiymatlarni yuqoridagi (13) tenglamaga qo’ysak:
K = {[H +][c NaAn + [H +]}/{c HAn - [H +]} (16)
hosil bo’ladi. (16 ) tenglamada yig’indi va ayirmadagi [H +] qiymatlar kichik son bo’lganligi
uchun ularni tashlab yuborib (katta bo’lsa, tashlab yuborish mumkin emas) ko’paytmadan [H +]
ni topsak: [H +] =K HAn *c HAn /cNaAn . (17)
Bundan pH topilsa: pH=pK HAn - lgc HAn + lgc NaAn . (18)](https://docx.uz/documents/454e385d-ee17-487c-a852-e7c12593a400/page_7.png?v=1)
![Xuddi shunday kuchsiz asos va uning tuzidan iborat bo’lgan bufer sistemaning pH
qiymatini hisoblash mumkin, bunda pH+pOH=14 formuladan foydalaniladi: pH=14 -pK B+lgc B-
lgc BH .
Bufer sistemalar eritmaning pH qiymatini aniq qiymat da saqlash va reaksiyaning
to’laligini ta’minlash maqsadida ishlatiladi. Ko’pchilik bufer aralashmalarning pH qiymatlari
quyidagicha:
Asetatli bufer - 5; formiatli bufer - 2; ammiakli bufer - 9; fosfatli bufer - 8 va h.k.
Shuni ham ta’kidlash k erakki, har qanday aralashma ham bufer aralashma
bo’lolmaydi. Bufer aralashma tarkibida xalaqit beruvchi ionlar yoki aniqlanishi kutilayotgan
ionlar (moddalar) bo’lsa, bunday bufepHi ishlatib bo’lmaydi. Bufer aralashmalar analiz
qilinadigan mod daning (obyektning) tabiati, tarkibi va reaksiya uchun zarur bo’lgan pH qiymati
asosida tanlanadi.
Bufer eritmalami ishlatishda quyidagi shartlarni hisobga olish kerak:
1. Har qanday bufer aralashma faqat ma’lum bir miqdordagi kislota yoki ishqor qo’shilg uncha
pH ning doimiyligini saqlab turadi, ya’ni ma’lum bufer sig’imiga ega bo’ladi.
2. Bufer eritmadan pH ko’pi bilan bir birlikkacha o’zgarishi uchun unga qo’shish mumkin
bo’lgan muayyan konsentratsiyali kuchli kislota yoki ishqopHing eng ko’p miqdori buf er sig’imi
deyiladi.
Tarkibida bir xil konsentratsiyali kuchsiz kislota va uning tuzi yoki kuchsiz asos va uning tuzi
bo’lgan eritmaning bufer sig’imi yuqori bo’ladi.
3. Bufer aralashma komponentlaridan konsentratsiyasi qancha yuqori bo’lsa, entmadning buf er
sig’imi shuncha katta bo’ladi.
4. Bufer eritmaga kislota yoki ishqor qo’shilgan sari eritmada pH o’zgarishi turg’unligi kamayib
boradi.
5. Bufer aralashmaning sig’imi ancha katta bo’lganidagina’eritma pH ning amaldagi doimiyligi
saqlanadi. .
6. Bufer e ritmalaning pH qiymati ulami suv bilan suyultirganda o’zgarmaydi. Kislota yoki
ishqorlardan oz miqdori qo’shilganda sezilarli o’zgarmaydi.
Gidroliz va amfoterlikning analizda ishlatilishi. Yuqorida aytilganiday tuz va suv
orasida eritmaning pH qiymati o’zg arishi bilan sodir bo’ladigan reaksiyaga gidroliz
reaksiyasi deyiladi.
Tuzning tarkibiga ko’ra gidroliz kation bo’yicha , anion bo’yicha va ham kation, ham
anion bo’yicha gidrolizga bo’linadi.
Kation bo’yicha gidrolizda tuzning (kuchsiz asos va kuchli kis lotadan hosil bo’lgan)
kationi qatnashib, muhit kislotali bo’ladi, shuning uchun uni kislotali gidroliz deb ham
ataydilar:
NH 4Cl + HOH NH 4OH + HCl
Qisqartirilgan holda: NH 4++HOH NH 4OH + H +. (19)
Bu muvozanatga massalar ta’siri qonunini tadbiq etsak: Kgidr = [NH 4OH][H +]/[NH 4+].
(20)
Ko’p zaryadli kationlardan hosil bo’lgan tuzlar ko’p bosqichli gidrolizlanadi.
FeCl 3 + HOH Fe(OH)Cl 2 + HCl ;
Fe(OH)Cl 2 + HOH Fe(OH) 2Cl + HCl;
Fe(OH) 2Cl + HOH Fe(OH) 3 + HCl.
Tajribalarning ko’rsatishi cha gidrolizning oxirgi bosqichi amalga oshmaydi. Anion
bo’yicha gidrolizda tuzning (kuchli asos va kuchsiz kislotadan hosil bo’lgan) anioni qatnashib,
muhit ishqoriy bo’ladi, shuning uchun unga asosli gidroliz ham deyiladi:
CH 3COONa + HOH CH 3COOH + NaO H;
CH 3COO - + HOH CH 3COOH + OH -. (21)
(21) tenglamaga massalar ta’siri qonuni tadbiq etilsa,
Kgidr = [CH 3COOH][OH -]/[CH 3COO -]. (22)](https://docx.uz/documents/454e385d-ee17-487c-a852-e7c12593a400/page_8.png?v=1)
![Ko’p zaryadli anionlardan tashkil topgan tuz ham yuqoridagiday ko’p bosqichli
gidrolizlanadi.
Kation va anion bo’yicha gidroliz reaksiyalari qaytar bo’lib, ham kation, ham anion
bo’yicha gidroliz reaksiyasi qaytmas bo’ladi.
Ham kat ion, ham anion bo’yicha gidrolizda kation ham, anion ham qatnashadi:
CH 3COONH 4+HOH CH 3COOH+NH 4OH.
Bunday reaksiyaning qisqartirilgan shakli bo’lmaydi, uni quyidagicha ham tasvirlash
mumkin:
CH 3COO - + NH 4+ + HOH CH 3COOH + NH 4OH.
Unga massalar t a’siri qonuni tadbiq etilsa:
Kgidr = [NH 4OH][CH 3COOH]/ [CH 3COO -][NH 4+].
Umumiy holda kuchsiz kislota va kuchli asosdan hosil bo’lgan tuzlar uchun gidroliz
konstantasi suv ionlari ko’paytmasini kuchsiz kislotaning dissotsiyalanish konstantasiga bo’l gan
nisbatiga teng.
(1)
Gidroliz darajasi esa: h={OH -}/C (2)
Tuz konsentratsiyasi gidroliz konstantasidan katta bo’lsa gidroksil ionlari
konsentratsiyasini quyidagicha soddalashtirish mumkin:
Shunga asosan:
√
(1) Tenglamani joyiga qo’ysa, gid roliz darajasi:
√
Kuchli kislota va kuchsiz asosdan hosil bo’lgan tuzlar (NH 4C1, NH 4NO 3) gidrolizida
gidroliz konstantasi
Me ++H 2O MeOH+H +
Bunda faqat kation gidrolizlanib, kuchsiz asos hosil bo’ladi. - kuchsiz asosning
dissot siyalanish konstantasi. Gidroliz darajasi esa:
√
Kuchsiz asos va kuchsiz kislotadan hosil bo’ladigan tuzlar gidrolizi (NH 4CN,
CH 3COONH 4) quyidagi ko’rinishda bo’ladi:
Me +An -+H 2O MeOH+HAn
Bunday tuzlarning gidroliz konstantasi suvning ion ko’ paytmasini asos va kislotaning
dissotsiyalanish konstantalari ko’paytmasiga nisbatiga teng:
Tuzning gidrolizlanish darajasi:
√
Ya’ni:
√ √](https://docx.uz/documents/454e385d-ee17-487c-a852-e7c12593a400/page_9.png?v=1)
![Gidroliz reaksiyasini boshqarish mumkin, chunki ayrim hollarda gidroliz analizga
halaqit berishi, ayrim hollarda esa analizni osonlashtirishi mumkin.
Gidrolizni kuchaytirish yoki susaytirishning quyidagi uch usulini keltiramiz: 1)
gidrolizlanuvchi tuz eritmasiga boshqa bir gidrolizlanuvchi elektrolit eritmasini, kislota yoki
ishqor eritmasini qo’s hish; 2) tuz eritmasining konsentrasiyasini o’zgartirish (oshirish yoki
pasaytirish); 3) tuz eritmasining haroratini oshirish yoki pasaytirish. Masalan, kation bo’yicha
gidrolizni kuchaytirish uchun hosil bo’layotgan vodorod ionlarini bog’lash kerak, bu ning uchun
eritmaga ishqor qo’shiladi, gidrolizni susaytirish uchun esa, aksincha eritmaga kislota eritmasi
qo’shish kerak. Eritmani suyultirish va isitish gidrolizni kuchaytiradi.
Gidroliz jarayoni kimyoviy analizda turli xil maqsadlarda qo’llaniladi.
1. Ionlarni topish: BeCl 2 + HOH Be(OH)Cl + HCl, 2Be(OH)Cl Be 2OSl 2 + H 2O.
Bi(NO 3)3 + HOH BiONO 3 + 2HNO 3.
2. Ionlarni ajratish: Cr 3+ ionini Al 3+ ionidan ajratish uchun eritmaga mo’l ishqor
qo’shiladi, bunda amfoterlik tufayli kationlar anion CrO 33- va A lO 33- shakliga o’tadi, eritma
qaynatilganda yana amfoterlik tufayli CrO 33- ion Cr 3+ ionga aylanadi va gidroliz tufayli
Cr(OH) 3 hosil qilib cho’kadi: CrO 33- + 3HOH Cr(OH) 3 + 3OH -.
Bunda AlO 33- eritmada qoladi.
3. Eritmaning kislotaligi yoki ish qoriyligini kuchaytirish yoki susaytirish: Kislotalikni
susaytirish (ishqoriylikni kuchaytirish) uchun moddalarning suvdagi eritmasiga natriy asetat yoki
natriy karbonat singari gidrolizlanganda ishqoriy muhit hosil qiladigan tuzlar qo’shiladi, natijada
eritmadagi OH - ionlari konsentrasiyasi oshib, uning pH qiymati ko’tariladi. Masalan, bariy
ionini kaliy dixromat bilan topishda reaksiya natijasida hosil bo’ladigan xlorid kislotani
neytrallash uchun eritmaga natriy asetat qo’shiladi:
2BaCl 2 + K 2Cr 2O7 + H 2O 2BaCrO 4 + 2KCl + 2HCl,
HCl + CH 3COONa CH 3COOH + NaCl
Kislotalikni kuchaytirish (ishqoriylikni pasaytirish) uchun moddalarning suvdagi
eritmalariga ammoniyning xloridi, nitrati yoki sulfati qo’shiladi, bu tuzlar kislotali
gidrolizlanganlig i uchun eritmadagi vodorod ionlari konsentrasiyasini oshirib, gidroksillarni
bog’laydilar.
Masalan, AlO 33- + 3HOH Al(OH) 3 + 3OH -;
3NH 4+ + 3OH - 3NH 4+ + 3HOH.
Gidroliz jarayonini gidroliz konstantasi va darajasi
shaklida tasvirlash uchun yuqorida gi konstanta qiymatlaridan foydalanadilar. Masalan, kation
bo’yicha gidroliz uchun (21) tenglamada gidroliz konstantasi baholangan edi. Uning yordamida
eritmaning pH qiymatini, gidroliz darajasi qiymatlarini aniqlash mumkin. (21) tenglama o’ng
tomoninin g surat va maxrajini [OH -] ga ko’paytirib, K gidr =[NH 4OH][H +][OH -]/[NH 4+][OH -] (23)
ni olish mumkin. Agar ushbu tenglamaga diqqat bilan qaralsa, u K NH4OH =[NH 4+][OH -
]/[NH 4OH] va [H +][OH -]=Kw formulalardan tarkib topganligini ko’rish mumkin. Ushbu
qiymatlardagi konstantalar (23) formulaga qo’yilsa:
Kgidr =K w/K b hosil bo’ladi. Demak, gidroliz konstantasi erituvchining avtoprotoliz konstantasi
bilan asos (yoki kislota) ning dissosiasiya konstantasi nisbatlariga teng ekan.
(20) tenglamadan eritmadagi N + ionlari konsentrasiyasini topish mumkin. Buning uchun
quyidagi belgilashlarni qabul qilamiz: [NH 4OH] = [H +] = x; [NH 4+] = c NH4Cl - x.
Bu qiymatlarni (20) tenglamaga qo’ysak,
Kgidr =x/[c NH4Cl -x yoki x+Kx+Ks=0. Bundan x topilsa, eritmadagi vodorod ionlar i
konsentrasiyasi va, demak, gidroliz darajasi topilishi mumkin.
6. Mavzuni mustahkamlash uchun savollar
1.Kislota va asoslar haqida hozirgi vaqtda qanday tasavvurlar mavjud? Ostvald -Arrenius,
Brensted -Louri, Lyuis va Kreshkov nazariyalarining mohiyati q anday?
2.Kislotali -asosli reaksiyalarga misollar keltiring. Kislota va asoslarning xossalariga erituvchi
tabiati qanday ta’sir etadi? Suvning dissosiasiyasini ko’rsating va pH haqida tushuncha](https://docx.uz/documents/454e385d-ee17-487c-a852-e7c12593a400/page_10.png?v=1)
Кislota-asosli reaksiyalarda muvozanat