Vinodagi oksidlanish-qaytarilish jarayonlari va redoks tizimlari - vinolardagi oksidlanish va qaytarilish jarayonlari. Qaytariladigan redoks tizimi Qaytariladigan redoks tizimlari
Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalarining o'ziga xos xususiyati - bu reaksiyaga kirishayotgan zarralar - ionlar, atomlar, molekulalar va komplekslar o'rtasida elektronlarning o'tkazilishi, buning natijasida bu zarralarning oksidlanish darajasi o'zgaradi, masalan.
Fe2+? e? = Fe3+.
Eritmada elektronlar to'plana olmagani uchun bir vaqtning o'zida ikkita jarayon - yo'qotishlar va daromadlar, ya'ni ba'zi zarralarning oksidlanishi va boshqa zarralarning qisqarishi jarayoni sodir bo'lishi kerak. Shunday qilib, har qanday redoks reaktsiyasi har doim ikkita yarim reaktsiya sifatida ifodalanishi mumkin:
aOx1 + bRed2 = aRed1 + bOx2
Har bir yarim reaksiyaning boshlang'ich zarrasi va mahsuloti oksidlanish-qaytarilish juftligini yoki tizimini tashkil qiladi. Yuqoridagi yarim reaksiyalarda Red1 Ox1 ga, Ox2 esa Red1 ga konjugatsiya qilinadi.
Eritmadagi zarrachalargina emas, balki elektrodlar ham elektron donorlar yoki qabul qiluvchilar vazifasini bajarishi mumkin. Bunday holda, oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasi elektrod-eritma interfeysida sodir bo'ladi va elektrokimyoviy deb ataladi.
Oksidlanish-qaytarilish reaksiyalari, barcha kimyoviy reaksiyalar singari, ma'lum darajada qaytariladi. Reaksiyalarning yo‘nalishi bitta-qaytarilish-qaytarilish yarim reaksiya sistemasi komponentlarining elektron-donor xossalari va ikkinchisining elektron-akseptor xossalari nisbati (muvozanat siljishiga ta’sir etuvchi omillar doimiy bo‘lishi sharti bilan) bilan aniqlanadi. Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasi vaqtida elektronlarning harakati potentsialga olib keladi. Shunday qilib, voltlarda o'lchanadigan potentsial birikmaning oksidlanish-qaytarilish qobiliyatining o'lchovi bo'lib xizmat qiladi.
Tizimning oksidlovchi (qaytaruvchi) xususiyatlarini aniqlash uchun eritma ichiga kimyoviy inert materialdan tayyorlangan elektrod tushiriladi. Fazalar chegarasida elektron almashinuv jarayoni sodir bo'lib, eritmadagi elektron faolligining funktsiyasi bo'lgan potentsialning paydo bo'lishiga olib keladi. Potensialning qiymati kattaroq bo'lsa, eritmaning oksidlanish qobiliyati shunchalik yuqori bo'ladi.
Tizim potentsialining mutlaq qiymatini o'lchash mumkin emas. Biroq, agar redoks-qaytarilish tizimlaridan biri standart sifatida tanlansa, u holda tanlangan indifferent elektroddan qat'i nazar, unga nisbatan boshqa har qanday redoks tizimning potentsialini o'lchash mumkin bo'ladi. H+/H2 tizimi standart sifatida tanlanadi, uning salohiyati nolga teng deb hisoblanadi.
Guruch. bitta.
1. Platinali elektrod.
2. Berilgan vodorod gazi.
3. H+ ning konsentratsiyasi = 1 mol/l bo'lgan kislota eritmasi (odatda HCl).
4. Havodan kislorodning kirib kelishiga to'sqinlik qiluvchi suv muhri.
5. Galvanik elementning ikkinchi yarmini ulash imkonini beruvchi elektrolitik ko'prik (KCl ning konsentrlangan eritmasidan iborat).
Vodorod elektrodiga nisbatan standart sharoitlarda o'lchangan har qanday redoks tizimining potentsiali ushbu tizimning standart potentsiali (E0) deb ataladi. Standart potentsial musbat deb hisoblanadi, agar tizim oksidlovchi vosita sifatida harakat qilsa va vodorod elektrodida oksidlanish yarim reaktsiyasi sodir bo'lsa:
yoki salbiy, agar tizim qaytaruvchi vosita rolini o'ynasa va vodorod elektrodida qaytarilish yarim reaktsiyasi sodir bo'lsa:
Standart potentsialning mutlaq qiymati oksidlovchi yoki qaytaruvchi vositaning "kuchliligini" tavsiflaydi.
Standart potentsial - termodinamik standartlashtirilgan qiymat - juda muhim fizik-kimyoviy va analitik parametr bo'lib, tegishli reaktsiyaning yo'nalishini baholash va muvozanat sharoitida reaksiyaga kirishuvchi zarrachalarning faolligini hisoblash imkonini beradi.
Muayyan sharoitlarda oksidlanish-qaytarilish tizimini tavsiflash uchun real (rasmiy) potentsial E0 "kontseptsiyasi qo'llaniladi, bu potentsialni aniqlashning oksidlangan va kamaytirilgan shakllarining dastlabki kontsentratsiyasida ushbu maxsus eritmada elektrodda o'rnatilgan potentsialga mos keladi. ionlari 1 mol / l va boshqa barcha komponentlar eritmasi sobit konsentratsiyasiga teng.
Analitik nuqtai nazardan, real potentsiallar standart potentsiallarga qaraganda qimmatroqdir, chunki tizimning haqiqiy xatti-harakati standart bilan emas, balki haqiqiy potentsial bilan belgilanadi va aynan ikkinchisi paydo bo'lishini taxmin qilish imkonini beradi. muayyan sharoitlarda oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasi. Tizimning haqiqiy potentsiali kislotalilikka, eritmada begona ionlarning mavjudligiga bog'liq va keng diapazonda o'zgarishi mumkin.
D - laktat yoki askorbat fenazin metasulfatning sun'iy substrati oksidlanish jarayoni va sun'iy ravishda hujayra membranalaridan olingan pufakchalarda shakar, aminokislotalar va ba'zi ionlarning tashilishi o'rtasida yaqin aloqalar mavjudligi haqida ko'plab ma'lumotlar mavjud. E. coli, Salmonella typhimurium, Pseudomonas putida, Proteus mirabilis, Bacillus megaterium, Bacillus subtilis, Micrococcus denitrificans, Mycobacterium phlei, Staphylococcus aureus.
Redoks tizimlarida turli xil samaradorlik bilan ishlatilishi mumkin bo'lgan substratlar, shuningdek, a-gliserofosfat va kamroq L-laktat, DL-a-gidroksibutirat va hatto formatni o'z ichiga oladi.
b - galaktozidlar, galaktoza, arabinoza, glyukoza - 6 - fosfat, glyukonat va glyukuronat, glutamin (va, ehtimol, aspargin), arginin, metionin va ornitindan tashqari barcha tabiiy aminokislotalar, shuningdek, kationlar kabi shakarlar. bu mexanizm orqali tashiladi.K + va Rb + .
Bunday tashish mexanizmlari hali to'liq hal qilinmagan bo'lsa-da, protonlar oksidlanish tizimining ishlashi paytida hosil bo'lishi mumkin. Membran potentsiali paydo bo'ladi, ehtimol u elektrolit bo'lmaganlarni uzatishda harakatlantiruvchi kuch bo'lib xizmat qiladi.
Temir tashish
E . coli K 12 temirni tashish uchun uchta maxsus tizimga ega va barcha holatlarda tashqi membrana oqsillari transportda markaziy rol o'ynaydi.
Fe-sitrat tashish tizimi sitrat ishtirokida induktsiya qilinadi va tashqi membranada Fe sitrat uchun yangi FecA oqsil retseptorlari paydo bo'ladi. Temirni xelatlaydigan mikroorganizmlar tomonidan sintez qilingan birikmalarni o'z ichiga olgan tizimlar yanada samaraliroq. Ular temirni eruvchan shaklga aylantiradigan moddalarni chiqaradilar. Ushbu moddalar deyiladi sideroforlar. Ular temir ionlarini kompleksga bog'laydilar va uni shu shaklda tashiydilar; Biz asosan past molekulyar og'irlikdagi suvda eruvchan moddalar (molekulyar og'irligi 1500 dan kam bo'lgan), yuqori o'ziga xoslik va yuqori afiniteye ega bo'lgan bog'lovchi temir koordinatsion aloqalar (barqarorlik konstantasi 10 30) haqida bormoqda. Kimyoviy tabiatiga ko'ra, bu fenolatlar yoki gidroksomatlar bo'lishi mumkin. Enterochelin birinchisiga tegishli; u oltita fenolik gidroksi guruhiga ega va ba'zi enterobakteriyalar tomonidan chiqariladi. Atrof muhitga chiqarilgandan so'ng u temirni bog'laydi va hosil bo'lgan ferri enteroxelin tashqi membrananing o'ziga xos oqsili FepA bilan bog'lanadi va keyin hujayra tomonidan so'riladi. Hujayrada ferri-enterochilinning fermentativ gidrolizi natijasida temir ajralib chiqadi. Bundan tashqari, bu birikma Fe 2+ ni hatto temir o'z ichiga olgan transferrin va laktoferrin oqsillaridan ajratishga qodir. FepA oqsilining sintezi, shuningdek, enteroxelin, muhitda erigan temirning yuqori miqdori bilan bostiriladi.
tashqi membrana E . coli ferrikromli transport tizimi ham mavjud. Qo'ziqorinlar bir xil transport tizimiga ega. Ferrikrom gidroksamat siderofori sifatida tasniflanadi. Bu uchta glitsin qoldig'i va uchta b-N-asetil-L-b-gidroksiornitin qoldig'idan hosil bo'lgan tsiklik geksapeptiddir. Ferrikrom temir ionlari bilan barqaror kompleks hosil qiladi. E . coli , garchi u ferrikromni o'zi hosil qilmasa ham, u o'z tashishning juda o'ziga xos tizimiga ega, bunda tashqi membrana oqsili FhuA ishtirok etadi. Tashish jarayonida temir kamayadi va ferrikrom modifikatsiyalanadi (atsetillanadi), buning natijasida u temirga yaqinligini yo'qotadi va u sitoplazmaga chiqariladi.
Xuddi shunday funktsiyani ferrioksaminlar (aktinomitsetlarda), mikobaktinlar (mikobakteriyalarda) va ekzoxelinlar (mikobakteriyalarda ham) bajaradi.
4/8 sahifa
VINODAGI REDOX JARAYONLARI VA REDOX TIZIMLARI
Oksidlanish-qaytarilish jarayonlari haqida umumiy ma'lumot
Modda kislorodni bog'laganda yoki vodorodni berganda oksidlanadi; masalan, oltingugurt S yondirilganda oltingugurt dioksidi SO 2, oltingugurt kislotasi H 2 SO3 oksidlanganda sulfat kislota H5SO4, vodorod sulfidi H 2 S oksidlanganda oltingugurt S hosil bo‘ladi; temir sulfat kislota ishtirokida oksidlanganda temir sulfat hosil bo'ladi
4FeSO„ + 2H 2 SO4 + 02 \u003d 2Fe2 (SO4) 3 + 2H20.
yoki ikki valentli sulfatning SO ~ h anioniga parchalanishi paytida Fe ++ kationi olinadi.
4Fe++ + 6SO "+ 4H+ + 02 = 4Fe+++ + + 6SO~~ + 2H 2 0,
yoki reaksiyada qatnashmaydigan anionlarni kamaytirib, toping
4Fe++ + 4H+ + 02 = 4Fe+++ + 2H20.
Oxirgi reaktsiya boshqa temir tuzining oksidlanishida bir xil bo'ladi; bu anionning tabiatiga bog'liq emas. Shuning uchun temir ionining temir ioniga oksidlanishi uning musbat zaryadini vodorod ioni hisobiga oshirishdan iborat bo'lib, u o'z zaryadini yo'qotib, vodorod atomini hosil qiladi, u kislorod bilan birlashib, suv beradi. Natijada, bu oksidlanish kationning musbat zaryadining ortishiga yoki shunga mos ravishda anionning manfiy zaryadining kamayishiga olib keladi. Masalan, vodorod sulfid H 2 S oksidlanishi oltingugurt ioni S ni oltingugurtga (S) aylantirishdan iborat. Aslida, ikkala holatda ham manfiy elektr zaryadlari yoki elektronlarning yo'qolishi mavjud.
Aksincha, x kamaytirilganda kationning musbat zaryadi kamayadi yoki anionning manfiy zaryadi ortadi. Masalan, oldingi reaksiyada H+ ionining atom vodorod H ga qisqarishi borligini va reaksiyaning teskari yo‘nalishida Fe+++ ionining Fe++ ioniga qaytarilishi sodir bo‘lishini aytish mumkin. Shunday qilib, qisqarish elektronlar sonining ko'payishiga kamayadi.
Biroq, organik molekulalarning oksidlanishi haqida gap ketganda, "oksidlanish" atamasi bir molekulaning boshqasiga yoki kislorodga boy yoki vodorodga kamroq boy bo'lgan boshqa molekulalarning birikmasiga aylanishi ma'nosini saqlab qoladi. Qayta tiklash teskari jarayondir, masalan, CH3-CH2OH spirtining CH3-CHO aldegidiga, so'ngra CH3-COOH sirka kislotasiga oksidlanishi:
-2N +N,0-2N
CH3-CH2OH -> CH3-CHO -->
-> CH3-COOH.
Biologik kimyo va mikrobiologiyada doimo uchraydigan hujayradagi organik molekulalarning oksidlanish jarayonlari ko'pincha dehidrogenatsiya yo'li bilan sodir bo'ladi. Ular qaytarilish jarayonlari bilan birlashtiriladi va oksidlanish-qaytarilish jarayonlarini tashkil qiladi, masalan, glitserin va asetaldegid o'rtasida alkogolli fermentatsiya paytida oksidlanish, kodegidraza bilan katalizlanadi va alkogolga olib keladi:
CH2OH-CHOH-CHO + CH3-CHO + H20 - + CH2OH-CHOH-COOH + CH3-CH2OH.
Bu erda biz qaytarilmas oksidlanish-qaytarilish jarayoni haqida gapiramiz, ammo u katalizator ishtirokida qaytarilishi mumkin, bu quyida ko'rsatilgan. Elektron almashinuvi orqali oksidlanish-qaytarilishga misol bo'la oladi va hatto katalizator bo'lmaganda ham qaytariladi.
Fe+++ + Cu+ Fe++ + Cu++.
Bu elektron tomonidan ta'minlangan ikkita elementar reaktsiyaning yig'indisidir
Fe++++e Fe++ va Cu+ Cu++ + e.
Bunday elementar qaytar reaksiyalar oksidlanish-qaytarilish yoki redoks tizimlarini tashkil qiladi.
Ular oenologiya bilan bevosita qiziqadi. Darhaqiqat, bir tomondan, ko'rsatilgandek, Fe++ va Cu+ ionlari avtomatik oksidlanish xususiyatiga ega, ya'ni ular katalizatorsiz to'g'ridan-to'g'ri erigan molekulyar kislorod bilan oksidlanadi va oksidlangan shakllar boshqa moddalarni qayta oksidlashi mumkin. bu tizimlar oksidlanish katalizatorlarini tashkil qiladi. Boshqa tomondan, ular vinochilik amaliyoti nuqtai nazaridan har doim xavfli bo'lgan loyqa moddalardir va aynan shu holat ularning bir valentlikdan ikkinchisiga o'tish qobiliyati bilan chambarchas bog'liq.
Ionlashgan oksidlanish-qaytarilish sistemasining umumiy ko'rinishi, ya'ni musbat yoki manfiy zaryadlangan ionlar tomonidan eritmada hosil bo'lgan, quyidagicha ifodalanishi mumkin:
Qizil \u003d 5 ± Ox + e (yoki yo'q).
Qaytarilgan komponentning oksidlangan komponentga o'tishi elektronlarni emas, balki vodorodni chiqarish orqali sodir bo'ladigan organik redoks tizimining umumiy ko'rinishi:
Qizil * Ox + H2.
Bu erda Red va Ox elektr zaryadiga ega bo'lmagan molekulalarni ifodalaydi. Ammo katalizator ishtirokida, masalan, yuqorida ko'rsatilgan oksidlanish-qaytarilish tizimlaridan biri yoki hujayraning ba'zi fermentlari H,2 o'z ionlari bilan muvozanatda bo'lib, birinchi turdagi redoks tizimini tashkil qiladi.
H2 *± 2H+ + 2e,
buning uchun ikkita reaksiyani jamlab, muvozanatga erishamiz
Qizil * Ox + 2H+ + 2e.
Shunday qilib, biz vodorod almashinuvi bilan bir vaqtda elektronlarni chiqaradigan ionlashtirilgan tizimlarga o'xshash shaklga kelamiz. Shuning uchun, bu tizimlar, avvalgilari kabi, elektroaktivdir.
Tizimning mutlaq salohiyatini aniqlash mumkin emas; faqat ikkita redoks tizimi o'rtasidagi potentsial farqni o'lchash mumkin:
Redi + Ox2 * Red2 + Oxj.
Sharob kabi eritmaning oksidlanish-qaytarilish potentsialini aniqlash va o'lchash shu tamoyilga asoslanadi.
Oksidlanish-qaytarilish sistemalarining tasnifi
Sharobning redoks tizimlarini yaxshiroq ko'rib chiqish va ularning rolini tushunish uchun ularni uch guruhga ajratadigan Wurmser tasnifidan foydalanish tavsiya etiladi:
1) to'g'ridan-to'g'ri elektroaktiv moddalar, ular eritmada, hatto yolg'iz bo'lsa ham, to'g'ridan-to'g'ri aniq belgilangan potentsialni qabul qiladigan platinadan yasalgan inert elektrod bilan elektron almashadi. Bu ajratilgan moddalar redoks tizimlarini tashkil qiladi.
Bularga quyidagilar kiradi: a) Cu++/Cu+ va Fe++/Fe+++ tizimlarini tashkil etuvchi og'ir metallar ionlari; b) oksidlanish-qaytarilish potentsialini kolorimetrik aniqlash uchun ishlatiladigan ko'plab bo'yoqlar, oksidlanish-qaytaruvchi bo'yoqlar deb ataladi; v) riboflavin yoki vitamin Bg va aerobiozda uzumda yoki xamirturushda hujayrali nafas olishda ishtirok etadigan (sariq ferment) tarkibiga kiradigan dehidrogenazalar. Bular avtomatik oksidlovchi tizimlar, ya'ni kislorod ishtirokida ular oksidlangan shaklni oladi. Ularning kislorod bilan oksidlanishi uchun katalizator kerak emas;
2) platina elektrodiga ta'sir qilmaydigan yoki kuchsiz reaksiyaga kirishadigan va muvozanat uchun shart-sharoitlarni mustaqil ravishda ta'minlamaydigan, lekin juda past konsentratsiyalarda birinchi guruh moddalari ishtirokida eritmada bo'lganda elektr faol bo'lgan zaif elektr faol moddalar. bu holat ma'lum bir potentsial beradi. Ikkinchi guruh moddalari birinchisi bilan reaksiyaga kirishadi, ular oksidlanish-qaytarilish jarayonlarini katalizlaydi va qaytarilmas tizimlarni qaytarilmas holga keltiradi. Binobarin, redoks bo'yoqlari ushbu guruhning moddalarini o'rganish, ular uchun normal potentsialni aniqlash va ularni tasniflash imkonini beradi. Xuddi shunday, sharobda temir va mis ionlarining mavjudligi tizimlarni elektroaktiv qiladi, ular izolyatsiya qilinganida redoks tizimlari emas.
Bularga quyidagilar kiradi: a) qo'sh bog'li (-SON = COH-) enol funktsiyasi, di-keton funktsiyasi (-CO-CO-) bilan muvozanatda bo'lgan moddalar, masalan, vitamin C yoki askorbin kislotasi, reduktonlar, dihidroksimalein-yangi kislota; b) o'simliklarda ham, hayvonlarda ham hujayrali nafas olishda katta rol o'ynaydigan sitoxromlar;
3) diastazlar ishtirokida elektroaktiv moddalar. Ularning dehidrogenatsiyasi dehidrogenazlar tomonidan katalizlanadi, ularning roli vodorodning bir molekuladan ikkinchisiga o'tishini ta'minlashdir. Umuman olganda, bu tizimlar oksidlanish-qaytarilish o'zgarishlarini ta'minlaydigan muhitga katalizatorlarni qo'shish orqali potentsial ega bo'lgan elektroaktivlik bilan ta'minlanadi; keyin ular oksidlanish-qaytarilish muvozanati va ma'lum bir potentsial uchun sharoit yaratadilar.
Bu tizimlar sut kislotasi - sut kislotasi fermentatsiyasida ishtirok etadigan CH3-CHOH-COOH va CH3-CO-COOH - oksidlanish-qaytarilish muvozanatiga olib keladigan sut bakteriyalarining avtolizati ishtirokida piruvik kislota; etanol - etanal, alkogolli fermentatsiya jarayonida aldegidning alkogolga o'tishi yoki butandiol - asetoin tizimi. Oxirgi tizimlar sharobning o'zi uchun ahamiyatli emas, garchi sharobda mikrob hujayralari bo'lmaganda dehidrazalar bo'lishi mumkin deb taxmin qilish mumkin, ammo ular spirtli yoki sut kislotasi fermentatsiyasi uchun, shuningdek, tirik hujayralarni o'z ichiga olgan tayyor sharob uchun muhimdir. . Ular, masalan, xamirturush yoki bakteriyalar ishtirokida etanalning kamayishi, uzoq vaqtdan beri ma'lum bo'lgan haqiqatni tushuntiradilar.
Bu barcha oksidlovchi yoki qaytaruvchi moddalar uchun normal yoki mumkin bo'lgan oksidlanish-qaytarilish potentsialini aniqlash mumkin, buning uchun tizim yarim oksidlanadi va yarmi kamayadi. Bu ularni oksidlovchi yoki kamaytiruvchi kuch bo'yicha tasniflash imkonini beradi. Bundan tashqari, ma'lum oksidlanish-qaytarilish potensialiga ega bo'lgan eritmada berilgan tizim qanday shaklda (oksidlangan yoki qaytarilgan) ekanligini oldindan ko'rish mumkin; erigan kislorod tarkibidagi o'zgarishlarni taxmin qilish; avval oksidlangan yoki qaytariladigan moddalarni aniqlang. Bu masala “Reoks-qaytarilish potensiali tushunchasi” bo‘limida yetarlicha yoritilgan.
Reaktsiyalarni farqlash molekulalararo, intramolekulyar va o'z-o'zini oksidlanish - o'z-o'zini davolash (yoki nomutanosiblik):
Agar oksidlovchi va qaytaruvchi moddalar kompozitsiyani tashkil etuvchi elementlar bo'lsa boshqacha birikmalar, reaksiya deyiladi molekulalararo.
Misol: Na 2 S O 3 + O 2 Na 2 SO 4
sun-ok-l
Agar oksidlovchi va qaytaruvchi bir xil birikmani tashkil etuvchi elementlar bo'lsa, u holda reaktsiya molekulyar deb ataladi.
Misol: ( N H4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O.
v-l o-l
Agar oksidlovchi va qaytaruvchi vosita bo'lsa bir xil element uning atomlarining bir qismi oksidlanib, ikkinchisi esa qaytarilsa, reaksiya deyiladi o'z-o'zini oksidlanish - o'z-o'zini davolash.
Misol: H 3 P O 3 H 3 P O4+ P H3
v-l / o-l
Reaksiyalarning bunday tasnifi berilgan moddalar orasidagi potentsial oksidlovchi va qaytaruvchi moddalarni aniqlashda qulay bo'lib chiqadi.
4 Oksidlanish-qaytarilish imkoniyatini aniqlash
reaktsiyalarelementlarning oksidlanish darajalariga ko'ra
Oksidlanish-qaytarilish turidagi moddalarning o'zaro ta'siri uchun zaruriy shart - bu potentsial oksidlovchi va qaytaruvchi vositaning mavjudligi. Ularning ta'rifi yuqorida muhokama qilindi, endi biz bu xususiyatlarni oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasi (suvli eritmalar uchun) ehtimolini tahlil qilish uchun qanday qo'llashni ko'rsatamiz.
Misollar
1) HNO 3 + PbO 2 ... - reaksiya ketmaydi, chunki Yo'q
o–l o–l potentsial kamaytiruvchi vosita;
2) Zn + KI ... - reaksiya sodir bo'lmaydi, chunki Yo'q
v–l v–l potentsial oksidlovchi;
3) KNO 2 + KBiO 3 + H 2 SO 4 ...- reaksiya mumkin, agar bir vaqtning o'zida
v-l o-l KNO 2 qaytaruvchi vosita bo'ladi;
4) KNO 2 + KI + H 2 SO 4 ... - reaksiya mumkin, agar bir vaqtning o'zida
o - l in - l KNO 2 oksidlovchi vosita bo'ladi;
5) KNO 2 + H 2 O 2 ... - reaksiya bir vaqtning o'zida bo'lsa mumkin
c - l o - l H 2 O 2 oksidlovchi, KNO 2 bo'ladi
Reducing agent (yoki aksincha);
6) KNO 2 ... - mumkin bo'lgan reaktsiya
o - l / in - l nomutanosibligi
Potentsial oksidlovchi va qaytaruvchi moddaning mavjudligi reaksiyaning davom etishi uchun zaruriy, ammo etarli shart emas. Demak, yuqorida ko'rib chiqilgan misollarda faqat beshinchisida ikki mumkin bo'lgan reaksiyalardan biri sodir bo'ladi, deyish mumkin; boshqa hollarda qo'shimcha ma'lumot kerak: bu reaktsiya bo'ladimi energetik jihatdan foydali.
5 Elektrod potentsiallari jadvallari yordamida oksidlovchi (qaytaruvchi) ni tanlash. Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalarining ustun yo'nalishini aniqlash
Reaksiyalar o'z-o'zidan boradi, buning natijasida Gibbs energiyasi kamayadi (G ch.r.< 0). Для окислительно–восстановительных реакций G х.р. = - nFE 0 , где Е 0 - разность стандартных электродных потенциалов окислительной и восстановительной систем (E 0 = E 0 ок. – E 0 восст.) , F - число Фарадея (96500 Кулон/моль), n - число электронов, участвующих в элементарной реакции; E часто называют ЭДС реакции. Очевидно, что G 0 х.р. < 0, если E 0 х.р. >0.
v–l o–l ikkining birikmasi
yarim reaktsiyalar:
Zn Zn 2+ va Cu 2+ Cu;
birinchisi, shu jumladan kamaytiruvchi vosita(Zn) va uning oksidlangan shakli (Zn 2+) deyiladi tiklovchi tizimi, ikkinchisi, shu jumladan oksidlovchi(Cu 2+) va uning qaytarilgan shakli (Cu), - oksidlovchi tizimi.
Ushbu yarim reaksiyalarning har biri elektrod potentsialining kattaligi bilan tavsiflanadi, bu esa mos ravishda:
E tiklash = E 0 Zn 2+ / Zn va E taxminan. \u003d E 0 Cu 2+ / Cu.
E 0 ning standart qiymatlari ma'lumotnomalarda keltirilgan:
E 0 Zn 2+ / Zn = - 0,77 V, E 0 Cu 2+ / Cu = + 0,34 V.
EMF =.E 0 = E 0 taxminan. – E 0 tiklash \u003d E 0 Cu 2+ / Cu - E 0 Zn 2+ / Zn \u003d 0,34 - (-0,77) \u003d 1,1V.
Shubhasiz, E 0 > 0 (va shunga mos ravishda G 0).< 0), если E 0 ок. >E 0 tiklash , ya'ni. Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasi oksidlovchi tizimning elektrod potentsiali qaytaruvchi tizimning elektrod potentsialidan kattaroq bo'lgan yo'nalishda davom etadi.
Ushbu mezondan foydalanib, qaysi reaktsiya, to'g'ridan-to'g'ri yoki teskari, asosan borishini aniqlash mumkin, shuningdek, oksidlovchi vositani (yoki qaytaruvchi vositani) tanlang ma'lum bir modda uchun.
Yuqoridagi misolda E 0 taxminan. > E 0 tiklash , shuning uchun standart sharoitda mis ionlari metall sink bilan kamayishi mumkin (bu metallarning elektrokimyoviy seriyadagi holatiga mos keladi)
Misollar
1. Yodid ionlarini Fe 3+ ionlari bilan oksidlash mumkinligini aniqlang.
Yechim:
a) mumkin bo'lgan reaksiya sxemasini yozing: I - + Fe 3+ I 2 + Fe 2+,
v-l o-l
b) oksidlovchi va qaytaruvchi tizimlar uchun yarim reaksiyalarni va tegishli elektrod potentsiallarini yozing:
Fe 3+ + 2e - Fe 2+ E 0 \u003d + 0,77 B - oksidlovchi tizim,
2I - I 2 + 2e - E 0 \u003d + 0,54 B - tiklash tizimi;
v) bu sistemalarning potentsiallarini solishtirib, berilgan reaksiya (standart sharoitda) mumkin degan xulosaga kelamiz.
2. Moddaning ma'lum bir o'zgarishi uchun oksidlovchi moddalarni (kamida uchta) tanlang va ulardan reaksiya eng to'liq davom etadiganini tanlang: Cr (OH) 3 CrO 4 2 -.
Yechim:
a) ma'lumotnomada toping E 0 CrO 4 2 - / Cr (OH) 3 \u003d - 0,13 V,
b) biz mos oksidlovchi moddalarni ma'lumotnomadan foydalanib tanlaymiz (ularning potentsiallari - 0,13 V dan katta bo'lishi kerak), shu bilan birga eng tipik, "etishmaydigan" oksidlovchi moddalarga (galogenlar oddiy moddalar, vodorod periks, kaliy permanganat va boshqalar) e'tibor qaratamiz. .).
Bunday holda, agar Br 2 2Br - o'zgarishi bitta potentsial E 0 \u003d + 1,1 V ga to'g'ri kelsa, u holda permanganat ionlari va vodorod periks uchun variantlar mumkin: E 0 MnO 4 - / Mn 2+ \ u003d + 1,51 B - dyuym nordon atrof-muhit,
E 0 MnO 4 - / MnO 2 \u003d + 0,60 B - ichida neytral atrof-muhit,
E 0 MnO 4 - / MnO 4 2 - \u003d + 0,56 B - ichida ishqoriy atrof-muhit,
E 0 H 2 O 2 / H 2 O \u003d + 1,77 B - ichida nordon atrof-muhit,
E 0 H 2 O 2 / OH - = + 0,88 B - in ishqoriy muhit.
Shartda ko'rsatilgan xrom gidroksid amfoter ekanligini va shuning uchun faqat bir oz ishqoriy yoki neytral muhitda mavjudligini hisobga olsak, quyidagilar mos oksidlovchi moddalardir:
E 0 MnO4 - / MnO2 \u003d + 0,60 B va. E 0 Br2 /Br - = + 1,1 B..
c) oxirgi shart, ya'ni bir nechtadan optimal oksidlovchini tanlash reaksiya qanchalik to'liq davom etsa, u uchun shunchalik manfiy G 0, bu esa o'z navbatida E 0 qiymati bilan aniqlanadi:
Algebraik qiymat qanchalik katta bo'lsa E 0 , ayniqsa Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasi to'liq davom etsa, mahsulot unumi shunchalik ko'p bo'ladi.
Yuqorida muhokama qilingan oksidlovchi moddalardan E 0 brom uchun eng kattasi bo'ladi (Br 2).
ikki modda o'rtasidagi o'zaro ta'sirning shunday jarayoni, bunda bir moddaning qaytarilishi mumkin bo'lgan oksidlanish reaktsiyasi ikkinchisining qaytarilishi tufayli sodir bo'ladi va muhitda oksidlangan va qaytarilgan ionlar aralashmasi hosil bo'ladi. - Fe"" va Fe", Sn" va Sn"" va boshqalar. Oksidlanish-qaytarilish tizimining intensivlik darajasi normal vodorodning potentsialiga nisbatan voltlarda ifodalangan oksidlanish-qaytarilish potensiali Eh qiymati bilan belgilanadi. elektrod.
Tizimning potentsiali qanchalik ijobiy bo'lsa, u ko'proq oksidlovchi xususiyatlarga ega. Oksidlangan va qaytarilgan ionlarning konsentratsiyasi teng bo'lgan tizimlarda olinadigan potentsiallar deyiladi. normal.
O. o.-v. Bilan. normal potentsiallarning kattaligiga ko'ra, ular bir qatorda joylashtirilishi mumkin, bunda har bir tizim manfiy normal potentsialga ega bo'lgan tizimga nisbatan oksidlovchi va ijobiy normal potentsialga ega bo'lgan tizimga nisbatan qaytaruvchi vositadir. . Oksidlanish-qaytarilish tizimlari mineral hosil bo'lishida, cho'kindi jinslardagi organik moddalarning o'zgarishi va boshqalarda muhim rol o'ynaydi.
Moddaning ekvivalenti yoki Ekvivalent ion almashish reaksiyalarida vodorod kationiga yoki oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarida elektronga birikishi, ajralib chiqishi yoki boshqacha tarzda ekvivalent bo‘lishi mumkin bo‘lgan haqiqiy yoki shartli zarrachadir.
Masalan, reaksiyada:
NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O
ekvivalent haqiqiy zarracha bo'ladi - Na + ion, reaksiyada
xayoliy zarracha ½Zn(OH) 2 ekvivalent bo'ladi.
Substansiya ekvivalenti ham ko'pincha ma'noda ishlatiladi moddalar ekvivalentlari soni yoki moddaning ekvivalent miqdori- ko'rib chiqilayotgan reaksiyadagi bir mol vodorod kationlariga ekvivalent bo'lgan moddaning mollari soni.
[tahrirlash] Ekvivalent massa
Ekvivalent massa berilgan moddaning bir ekvivalentining massasi.
[tahrirlash] Moddaning ekvivalent molyar massasi
Molyar massa ekvivalentlari odatda yoki sifatida belgilanadi. Moddaning ekvivalent molyar massasining o'z molyar massasiga nisbati deyiladi ekvivalent omil(odatda sifatida belgilanadi).
Moddaning ekvivalentlarining molyar massasi - bu moddaning molyar massasiga ekvivalent koeffitsientining ko'paytmasiga teng bo'lgan bir mol ekvivalentning massasi.
M eq = f ekv ×M
[tahrirlash] Ekvivalentlik omili
Ekvivalent molyar massaning o'z molyar massasiga nisbati deyiladi ekvivalent omil(odatda sifatida belgilanadi).
[tahrirlash] Ekvivalentlik raqami
Ekvivalent raqami z bu moddaning 1 molidagi ayrim moddaning ekvivalentlari soniga teng kichik musbat son. Ekvivalentlik omili ekvivalentlik soni bilan bog'liq z quyidagi munosabat: =1/z.
Masalan, reaksiyada:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
Ekvivalent zarracha ½Zn(OH) 2. ½ soni ekvivalent omil, z bu holda 2
* - inert gazlar uchun Z = 1
Ekvivalentlik omili ekvivalentlik qonunini shakllantirishga yordam beradi.
[tahrir] Ekvivalentlar qonuni
I. V. Rixter (1792-1800) faoliyati natijasida ekvivalentlar qonuni ochildi:
§ Barcha moddalar ekvivalent nisbatda reaksiyaga kirishadi.
§ Ekvivalentlar qonunini ifodalovchi formula: m 1 E 2 \u003d m 2 E 1
§ Elektrokimyoviy ekvivalent- Faraday qonuniga ko'ra, elektrolitdan elektr birligi o'tganda elektrodda ajralib chiqishi kerak bo'lgan moddaning miqdori:
§ Faraday doimiysi qayerda.
§ Faraday doimiysi, moddaning elektrokimyoviy va fizik xossalari oʻrtasidagi bogʻliqlikni belgilovchi fizik konstantadir.
§ Faraday doimiysi C mol -1 ga teng.
§ Faraday doimiysi doimiy sifatida kiritilgan Faradayning ikkinchi qonuni(elektroliz qonuni).
§ Raqamli bo'lib, Faraday doimiysi elektr zaryadiga teng bo'lib, u elektroddagi elektrolitdan o'tish paytida formulada (1/z) mol A moddasi ajralib chiqadi:
qayerda: 
reaksiyada ishtirok etuvchi elektronlar soni.
§ Faraday doimiysi uchun quyidagi munosabat to'g'ri bo'ladi:
§ bu yerda elementar zaryad va Avogadro soni.
Izotoplar(boshqa yunon tilidan itos - "teng", "bir xil", va tios - "joy") - yadrodagi neytronlarning soni har xil bo'lgan bir xil kimyoviy elementning atomlari (va yadrolari) navlari. Bu nom izotoplar davriy sistemaning bir joyida (bir hujayrada) joylashganligi bilan bog‘liq. Atomning kimyoviy xossalari amalda faqat elektron qobig'ining tuzilishiga bog'liq bo'lib, u, o'z navbatida, asosan yadro zaryadi bilan belgilanadi. Z(ya'ni undagi protonlar soni) va deyarli uning massa soniga bog'liq emas A(ya'ni protonlarning umumiy soni Z va neytronlar N). Xuddi shu elementning barcha izotoplari bir xil yadro zaryadiga ega, ular faqat neytronlar soni bilan farq qiladi. Odatda izotop o'zi mansub bo'lgan kimyoviy element belgisi bilan, massa raqamini ko'rsatadigan yuqori chap indeks qo'shilishi bilan belgilanadi (masalan, 12 C, 222 Rn). Siz shuningdek, defislangan massa raqami bilan element nomini yozishingiz mumkin (masalan, uglerod-12, radon-222). Ba'zi izotoplar an'anaviy to'g'ri nomlarga ega (masalan, deyteriy, aktinon).
Izotoplarga misol: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O - kislorodning uchta barqaror izotoplari.
[tahrirlash] Terminologiya
IUPACning asosiy pozitsiyasi shundaki, bir xil atom massasiga ega bo'lgan bir xil kimyoviy elementning atomlari (yoki yadrolari) uchun to'g'ri yagona atama nukliddir va atama izotoplar bir elementning nuklidlari to'plamini belgilash uchun ishlatilishi mumkin. Muddati izotoplar taklif qilingan va dastlab ko'plikda ishlatilgan, chunki taqqoslash uchun kamida ikki turdagi atom kerak. Kelajakda atamaning birlikda ishlatilishi amaliyotda keng qo'llanila boshlandi - izotop. Bundan tashqari, ko'plikdagi atama ko'pincha bitta element emas, balki har qanday nuklidlar to'plamiga nisbatan qo'llaniladi, bu ham noto'g'ri. Hozirgi vaqtda xalqaro ilmiy tashkilotlarning pozitsiyalari bir xil va muddatga keltirilmagan izotop IUPAC va IUPAP turli bo'linmalarining rasmiy materiallarida, shu jumladan keng qo'llanilishida davom etmoqda. Bu dastlab kiritilgan atamaning ma'nosi ushbu atama ishlatiladigan kontseptsiyaga mos kelmasligiga misollardan biri (boshqa darslik misoli - atom nomidan farqli o'laroq, bo'linmas). .
[tahrirlash]Izotoplarning kashf etilishi tarixi
Bir xil kimyoviy harakatga ega bo'lgan moddalar turli xil fizik xususiyatlarga ega bo'lishi mumkinligi haqidagi birinchi dalil og'ir elementlar atomlarining radioaktiv o'zgarishlarini o'rganish natijasida olingan. 1906-07 yillarda uranning radioaktiv parchalanish mahsuloti ion va radioaktiv parchalanuvchi mahsulot radiotoriyning kimyoviy xossalari toriy bilan bir xil, ammo atom massasi va radioaktiv xususiyatlarida undan farq qilishi maʼlum boʻldi. parchalanish. Keyinchalik ma'lum bo'lishicha, barcha uchta mahsulot bir xil optik va rentgen spektriga ega. Kimyoviy xossalari bo'yicha bir xil, ammo atomlarining massasi va ba'zi fizik xossalari bo'yicha har xil bo'lgan bunday moddalar ingliz olimi F.Soddi taklifi bilan izotoplar deb atala boshlandi.
[tahrirlash] Tabiatdagi izotoplar
Erdagi elementlarning izotopik tarkibi barcha materiallarda bir xil ekanligiga ishoniladi. Tabiatdagi ba'zi jismoniy jarayonlar elementlarning izotopik tarkibining buzilishiga olib keladi (tabiiy fraksiyalash yorug'lik elementlariga xos bo'lgan izotoplar, shuningdek, tabiiy uzoq umr ko'radigan izotoplarning parchalanishi paytida izotopik siljishlar). Yadro minerallarida asta-sekin to'planishi - ba'zi uzoq umr ko'radigan nuklidlarning parchalanish mahsulotlari yadro geoxronologiyasida qo'llaniladi.
[tahrirlash]Izotoplardan inson foydalanishi
Texnologik faoliyatda odamlar materiallarning har qanday o'ziga xos xususiyatlarini olish uchun elementlarning izotopik tarkibini o'zgartirishni o'rgandilar. Misol uchun, 235 U termal neytron bo'linish zanjiri reaktsiyasiga qodir va yadroviy reaktorlar yoki yadroviy qurollar uchun yoqilg'i sifatida ishlatilishi mumkin. Biroq, tabiiy uran ushbu nuklidning atigi 0,72% ni o'z ichiga oladi, zanjir reaktsiyasi 235 U miqdori kamida 3% bo'lsa, amalda amalga oshirilishi mumkin. Og'ir elementlarning izotoplarining fizik-kimyoviy xossalarining yaqinligi tufayli uranni izotoplar bilan boyitish jarayoni juda murakkab texnologik vazifa bo'lib, unga dunyoning o'nlab mamlakatlarigina erisha oladi. Fan va texnikaning koʻpgina sohalarida (masalan, radioimmunoassayda) izotop belgilaridan foydalaniladi.
Dissotsiatsiya konstantasi- katta jismning teskari yo'l bilan kichik jismlarga ajralish (ajralish) tendentsiyasini ko'rsatadigan bir xil muvozanat konstantasi, masalan, kompleks uning tarkibiy molekulalariga parchalanishi yoki suvli eritmada tuzning ionlarga ajralishi kabi. . Dissotsiatsiya konstantasi odatda belgilanadi Kd va assotsiatsiya konstantasiga teskari. Tuzlar uchun dissotsilanish konstantasi ba'zan ionlanish konstantasi deb ataladi.
Umumiy reaktsiyada
A majmuasi qayerda x B y ga parchalanadi x birliklar A va y B birliklarida dissotsiatsiya konstantasi quyidagicha aniqlanadi:
bu yerda [A], [B] va mos ravishda A, B va kompleks A x B y konsentrasiyalari.
[tahrirlash] Ta'rif
Arrhenius nazariyasiga ko'ra kuchsiz elektrolitlarning elektrolitik dissotsiatsiyasi teskari reaktsiyadir, ya'ni uni sxematik ravishda tenglamalar bilan ifodalash mumkin (bir valentli ionlar uchun:):
KA ↔ K + + A - ,
§ KA - dissotsilanmagan birikma;
§ K + - kation;
§ A - - anion.
Bunday reaksiyaning muvozanat konstantasini quyidagi tenglama bilan ifodalash mumkin:
 ,
| (1) |
§ - eritmadagi dissotsilanmagan birikmaning konsentratsiyasi;
§ - eritmadagi kationlarning konsentratsiyasi;
§ - eritmadagi anionlarning konsentratsiyasi.
Dissotsilanish reaksiyasiga nisbatan muvozanat konstantasi deyiladi dissotsiatsiya konstantasi.
[tahrir] Elektrolitlarning polivalent ionlar bilan dissotsiatsiyasi
Elektrolitlar ko'p valentli ionlar bilan dissotsilanish holatida dissotsilanish bosqichma-bosqich sodir bo'ladi va har bir bosqich dissotsilanish konstantasining o'ziga xos qiymatiga ega.
Misol: ko'p asosli (borik) kislotaning dissotsiatsiyasi [ manba ko'rsatilmagan 332 kun] :
I bosqich: H 3 BO 3 ↔ H + + H 2 BO 3 -,
II bosqich: H 2 BO 3 - ↔ H + + HBO 3 2 - ,
III bosqich: HBO 3 2− ↔ H + + BO 3 3− ,
Bunday elektrolitlar uchun dissotsilanishning birinchi darajasi har doim keyingilariga qaraganda ancha katta bo'ladi, ya'ni bunday birikmalarning dissotsiatsiyasi asosan birinchi bosqichdan o'tadi.
[tahrirlash] Dissotsiatsiya konstantasi va dissotsilanish darajasi o'rtasidagi bog'liqlik
Dissotsilanish darajasining ta'rifiga asoslanib, dissotsilanish reaksiyasida KA elektrolitlari uchun = = a·c, = c - a·c = c·(1 - a), bu erda a - elektrolitning dissotsilanish darajasi.
| , | (2) |
Bu ifoda Ostvald suyultirish qonuni deb ataladi. Juda kichik a uchun (a<<1) K=cα² и
shunday qilib, elektrolitlar konsentratsiyasi ortishi bilan dissotsilanish darajasi pasayadi, pasayganda esa ortadi. Dissotsilanish konstantasi va dissotsilanish darajasi o'rtasidagi bog'liqlik Ostvaldning suyultirish qonuni maqolasida batafsil yoritilgan.
[tahrirlash] Tajriba natijalari va Arrhenius modeli o'rtasidagi farq, faoliyat orqali dissotsiatsiya konstantasini chiqarish
Yuqoridagi hisob-kitoblar Arrhenius nazariyasiga asoslanadi, bu juda qo'pol va ionlarning elektrostatik o'zaro ta'siri omillarini hisobga olmaydi. Elektrolitlar eritmalarida ideal holatdan og'ishlar juda past konsentratsiyalarda sodir bo'ladi, chunki ionlararo kuchlar teskari proportsionaldir. kvadrat ion markazlari orasidagi masofalar, molekulalararo kuchlar esa teskari proportsionaldir ettinchi daraja masofalar, ya'ni ionlararo kuchlar, hatto suyultirilgan eritmalarda ham molekulalararo kuchlardan ancha katta bo'lib chiqadi.
Lyuis shuni ko'rsatdiki, agar ion konsentratsiyasi o'rniga uning funktsiyasi deb ataladigan bo'lsak, haqiqiy echimlar uchun oddiy tenglamalar saqlanib qolishi mumkin (yuqoriga qarang). faoliyat. Faoliyat (a) faollik omili deb ataladigan g tuzatish omili orqali konsentratsiya (c) bilan bog'liq:
a = γ c
Shunday qilib, (1) tenglama bilan tavsiflangan Arreniusga ko'ra, Lyuisga ko'ra muvozanat konstantasining ifodasi quyidagicha bo'ladi:
§ 
;
§ 
;
Lyuis nazariyasida doimiy va dissotsilanish darajasi o'rtasidagi bog'liqlik ((2) tenglama bilan yozilgan Arrenius nazariyasida) quyidagi munosabat bilan ifodalanadi:
Agar eritmani ideal holatdan og'diruvchi boshqa ta'sirlar bo'lmasa, dissotsilanmagan molekulalar ideal gazlar kabi harakat qiladi va g KA = 1 va Ostvald suyultirish qonunining haqiqiy ifodasi quyidagicha bo'ladi:
§ - elektrolitning o'rtacha faollik koeffitsienti.
c→0 va g→1 uchun Ostvald suyultirish qonunining yuqoridagi tenglamasi (2) ko‘rinishni oladi. Elektrolit qancha ko'p dissotsilangan bo'lsa, g faollik koeffitsientining qiymati shunchalik tez birlikdan chetga chiqadi va klassik suyultirish qonuni shunchalik tez buziladi.
[tahrirlash] Kuchli elektrolitlarning dissotsilanish konstantasi
Kuchli elektrolitlar deyarli butunlay dissotsilanadi (reaktsiya qaytarilmas), shuning uchun dissotsilanish konstantasi ifodasining maxraji nolga teng va butun ifoda cheksizlikka intiladi. Shunday qilib, kuchli elektrolitlar uchun "dissosiatsiya konstantasi" atamasi ma'nosizdir.
[tahrirlash] Hisoblash misollari
[tahrirlash] Suv dissotsiatsiyasi
Suv kuchsiz elektrolit bo'lib, tenglamaga muvofiq dissotsiatsiyalanadi
25 °C da suvning dissotsilanish konstantasi
Ko'pgina eritmalarda suv molekulyar shaklda (H + va OH - ionlarining konsentratsiyasi past) ekanligini hisobga olsak va suvning molyar massasi 18,0153 g / mol, 25 ° C haroratda zichligi esa 997,07 ni tashkil qiladi. g / l, toza suv kontsentratsiyasiga to'g'ri keladi = 55,346 mol / l. Shuning uchun oldingi tenglamani quyidagicha qayta yozish mumkin
Taxminiy formulani qo'llash taxminan 15% xato beradi:
Dissotsilanish darajasining topilgan qiymatiga asoslanib, eritmaning pH qiymatini topamiz:
Dissotsiatsiyalanish darajasi- bir jinsli (homogen) sistemalarda dissotsilanish reaksiyasidagi muvozanat holatini tavsiflovchi qiymat.
Dissotsilanish darajasi a dissotsilangan molekulalar sonining nisbatiga teng n summasiga n + N, qayerda N- dissotsilanmagan molekulalar soni. Ko'pincha a foiz sifatida ifodalanadi. Dissotsilanish darajasi erigan elektrolitning tabiatiga ham, eritma konsentratsiyasiga ham bog'liq.
[tahrirlash] Misol
Sirka kislotasi CH 3 COOH uchun a ning qiymati 4% (0,01M eritmada). Demak, kislotaning suvdagi eritmasida har 100 molekuladan faqat 4 tasi dissotsiatsiyalanadi, ya'ni ular H + va CH 3 COO - ionlari shaklida bo'ladi, qolgan 96 ta molekula dissotsiatsiyalanmaydi.
[tahrirlash] Ta'riflash usullari
§ eritmaning elektr o'tkazuvchanligiga ko'ra
§ muzlash nuqtasini pasaytirish uchun
[tahrir] Dissotsiatsiyaning xayoliy darajasi
Kuchli elektrolitlar deyarli butunlay dissotsiatsiyalanganligi sababli, ular uchun formula birligidagi (molekuladagi) ionlar (yoki qutblangan atomlar) soniga teng izotonik koeffitsientni kutish mumkin. Biroq, aslida, bu koeffitsient har doim formula bilan aniqlanganidan kamroq bo'ladi. Misol uchun, 0,05 mol NaCl eritmasi uchun izotonik koeffitsient 2,0 o'rniga 1,9 ni tashkil qiladi (bir xil konsentratsiyali magniy sulfat eritmasi uchun, i= 1.3). Bu 1923 yilda P.Debay va E.Gyukkel tomonidan ishlab chiqilgan kuchli elektrolitlar nazariyasi bilan izohlanadi: eritmadagi ionlarning harakatiga hosil bo'lgan solvatatsiya qobig'i to'sqinlik qiladi. Bundan tashqari, ionlar bir-biri bilan o'zaro ta'sir qiladi: qarama-qarshi zaryadlanganlar tortadi va xuddi shunday zaryadlanganlar qaytaradi; o'zaro tortishish kuchlari eritma bo'ylab birgalikda harakatlanadigan ionlar guruhlarini hosil bo'lishiga olib keladi. Bunday guruhlar deyiladi ion assotsiatsiyalari yoki ion juftlari. Shunga ko'ra, eritma o'zini haqiqatdan ham kamroq zarralarni o'z ichiga olgandek tutadi, chunki ularning harakat erkinligi cheklangan. Eng aniq misol eritmalarning elektr o'tkazuvchanligiga tegishli λ , bu eritmaning suyultirilishi bilan ortadi. Haqiqiy elektr o'tkazuvchanligining cheksiz suyultirishdagiga nisbati orqali aniqlang xayoliy dissotsiatsiya darajasi kuchli elektrolitlar, shuningdek, deb ataladi α :
,
qayerda nimg- xayoliy, va n disslv. eritmadagi zarrachalarning haqiqiy soni.
