Indikatorlar haqida tushuncha

Eritmadagi vodorod ionlari konsentratsiyasiga qarab o’z rangini o’zgartiradigan moddalar indikator deyiladi. Indikatorlar bir rangli yoki ikki rangli indikatorlarga bo’linadi. Masalan, lakmus ikki rangli indikatorga kiradi, chunki u o’z rangini kislotali muhitda ham va ishqoriy muhitda ham o’zgartiradi.

Fenolftalein indikatori bir rangli indikatordir. Bu indikator o’z rangini faqat ishqoriy muhitda o’zgartiradi.

Universal indikator bir necha indikatorlar to’plamidan iborat bo’lib uni rangi anchagina keng chegarada o’zgaradi. Rangli jadval bilan solishtirish orqali bu indikator pH ni 0 dan 14 gacha ±1 aniqlikda topishga imkon beradi.

Hozirgi paytda elektrometrik va kolorimetrik usulda pH ni aniqlash usullari ancha aniq usullardan hisoblanadi.

pH ning tibbiytdagi ahamiyati. Biologik suyuqliklar, to’qimalar pH qiymati o’zgarmas qiymatga ega bo’ladi. Quyidagi jadvalda b’zi biologik suyuqliklarning pH qiymati keltirilgan.Bu jadvalga ko’ra odam organizmidagi turli suyuqliklarning pH qiymati anchagina keng chegarada o’zgaradi.Oshqozon shirasining pH qiymati 1 ga yaqin bo’lgan holda qon zardobining pH qiymati 7,4 ekanligi ma’lum.

Qondagi, umurtqa pog’onasi-, miya suuyqligining pH qiymati, ko’z yoshlari, oshqozon shirasi doimiy pH qiymatiga ega. Biologik suyuqliklarda pH ning doimiyligi bufer tizimlar tufayli ushlab turiladi.

Ba’zan toqimalarda ketayotgan reaksiyalardagi fermentlarning biologik faolligi suyuqliklarning pH(16-jadval) qiymatiga bog’liq. Oshqozon shirasi fermenti pepsinning faolligi pH=1 eng faol hisoblanadi. Oqsillar va peptidlar girolizini kuchaytiradigan oshqozon osti bezlari – tripsin va ximiotripsinning faolligi kuchsiz ishqoriy muhitda yuqoridir.

16- jadval. Ba’zi biologik suyuqliklarning pH qiymati

Qondagi pH ning odatdagi holatdan (pH=7,4) kislotali muhitga qarab o’zgarishi atsidoz deyiladi. Agar o’zgarish ishqoriy muhitga qarab borsa alkaloz deb ataladi.

Oshqozon shirasining muhitini aniqlash klinik tekshiruvlarda katta ahamiyatga ega hisoblanadi.


Kislota va asoslar to’grisidagi zamonaviy tassavurlar

Arrenius nazariyasiga ko’ra kislotalar dissotsiyalanganda H kationi hosil qiladigan moddalardir. Asoslar dissotsiyalanganda OH^- anoioni hosil bo’ladi.

Sharoitga qarab ham H va ham OH^- anioni hosil qiladigan moddalar amfoter elektrolitlar deyiladi.

Lekin bunday qarashlar anchagina kamchiliklarga ega bo’lib , ulardan eng muhimlari:

• 
  dissotsilanish sababini va bunda erituvchining o’rni hisobga olinmagan;
  
• 
  kislota va asoslarning ta’rifi ham juda to’g’ri emas. Shunday organik moddalar borki(sulfadimezin) ular vodorod ioni ajratmaydi, lekin kislota xossalariga ega;
  
• 
  ayni paytda trimetilamin,geksametilentetramin, amidopirin kabi birikmalar gidroksil guruhiga ega emas, lekin asos xossalarini namoyon etadi;
  
• 
  bu nazariyani suvsiz elektrolitlar hamda kuchli elektroltlarga qo’llab bo’lmaydi.
  

Asos Proton Kislota

Kislota Asos Kislota Asos

Neytrallanish reaksiyasi protonga ega bo’lish uchun ketadigan konkurent reaksiyadir. A₁ va B₂ tutash sistema deyiladi. Kislota va asoslar neytral molekulalar, musbat yoki manfiy ionlar bo’lishi mumkin.

Kislota Asos

Brensted –Louri ta’rifiga ko’ra suv amfoter elektrolit hisoblanadi.Chunki u kuchli asoslar ishtirokida o’zini asos, kuchli kislotalar ishtirokida asos xossasini namoyon etadi.

Barcha bu jarayonlar muvozanatda bo’lib moddalarning proton berish qobiliyatiga bog’liq. HCl eritmasida muvozanat o’nga surilgan, chunki HCl protonlarni donori hisoblanadi. Cl^- HCl nisbatan kuchsiz asosdir. NH₃

ishtirokida kuchsiz kislota H₂0 ga kuchli asos OH^- to’g’ri keladi.

Erituvchilar sistemasi ta’rifi. Bu ta’rifga ko’ra kislota ayni erituvchida kation hosil qiladigan moddadir.

H₂O H₂O = H₃O OH^-

NH_3(s) NH_3(s) = NH₄ NH₄^-

H₂SO₄ H₂SO₄ = H₃SO₄ HSO₄^-

100% 100%

Eriganda o’z kationlarini konsentratsiyasini oshiradigan erituvchilar kislotalar, o’z anionlari konsentratsiyasini oshiradigan erituvchilar asoslar deyiladi. Ko’pgina reaksiyalar eritmada ketgani uchun bunda erituvchini xossalarini bilish juda muhimdir.

Tarkibida proton tutgan va ozmi yoki ko’pmi kislota xossasiga ega bo’lgan erituvchilar proton erituvchilar deyiladi. Proton erituvchilar o’z-o’zidan ionlasha oladi (H₂O, H₂SO₄ va boshqalar) . Proton erituvchilarda erigan modda zarrachalari nafaqat erituvchi zarrachalari balki autodissotsilanish jarayonida yuzaga kelgan kation va anionlar bilan o’ralgan.

Aproton erituvchilar sifatida qutbliligi kam yoki kuchsiz qutblangan dissotsilanmaydigan lekin kuchsiz solvatasiyga uchraydigan suyuqliklar kiradi(CCl₄,C₆H₆ va boshqalar).

Dissotsiyalanmaydigan lekin kuchli solvatlanadigan qutbli erituvchilar (dimetilformamid, dimetilsulfoksid va boshqalar) hamda kuchli qutblangan autodissotsilanadiga erituvchilar kiradi(POCl₃,BrF₃ va boshqalar).

Ammiak bo’linmagan elektronlar juftiga ega bo’lgani uchun asos bo’ladi, koordinatsion to’yinmagan molekula AlCl₃ kislota hisoblanadi.

Lyuis fikricha barcha odatdagi ligandlar ( NH₃, CN^-, F^-, Cl^-, SO₄^2-,H₂0 va boshqalar) asoslar hisoblanib, barcha metallarning ionlari kislotalardir. Metall ionining ligandga munosabati lyuis kislotaligi deyiladi. Ayni holatda ligandning metall ioni bilan bog’ hosil qilish qobiliyati lyuischa asoslik deyiladi. Lyuisning kislotaligi va asosligi juftining tabiatiga qarab o’zgarishi mumkin.

Metall ionlarining ligandga munosabatiga qarab ikkiga bo’lish mumkin. Birinchi guruh metallar yengil ligandlar bilan donor akseptor mexanizm bo’yicha eng barqaror bog’ hosil qilishi mumkin.Bu bog’ning mustahkamligi ligandning massasi ortgan sari kamayadi (F^-, Cl^-, Br^-,I^-, NR₂, R₃P, R₃As, R₃Sb).

I guruhga ishqoriy va ishqoriy yer metallarining ionlari kiradi, shuningdek Ti³ , Fe³ , Co³ ,Al ³ . Bu guruh metall ionlari(kislotalar) kam qutblanadi va yengil hamda kam qutblanadigan ligandlar (asoslar) bilan ta’sirlashadi.Bunday kislota va asoslar qattiq hisoblanadi.

II guruhga og’ir metallar ionlari kiradi.Masalan, Hg² , Hg₂² , Pt² , Pt⁴ , Ag , Cu ionlari kiradi. Bu guruh metall ionlari va ligandlari katta hajmga ega, oson qutblanadi. Ana shunday kislota va asoslar yumshoq hisoblanadi.

Bu nazariya asosida har bir ion atrofida qarama-qarshi zaryadli ion atmosferasi borligi asos qilib olingan.Ion atmosferasining hosil bo’lishi, bir xil zaryadlangan ionlarning bir-biridan qochishi va har xil zaryadli ionlarning o’zaro tortlishiga asoslangan.Ana shu hodisa tufayli har bir ion qarama-qarshi zaryadli ionlar bilan o’ralgan.Ion atmosferasining zichligi eng markaziy ionda eng yuqori bo’lib undan uzoqlashgan sari kamayadi. Ion atmosferasining zichligi va o’lchami elektrolit eritmasining termodinamik xossalariga bog’liq.

Odatda kuchsiz kislota va asoslarning dissotsilanish konstantasi o’zgarmas haroratda doimiy qiymatga ega. Lekin elektrolit konsentratsiyasi oshganda(S 0,2 mol/l) eritmadagi ionlar soni ortib, ularning o’zaro va erituvchi molekulalari bilan ta’siri kuchyadi, bu esa elektrolit dissotsilanish konstantasini o’zgarishiga olib keladi.

Konsentratsiya va ion kuchi o’zgarishi bilan dissotsilanish konstantasidagi o’zgarishlarni tasniflovchi kattalik aktivlik deyiladi. Aktivlik quyidagi formula orqali aniqlanadi:

=_*S

Bu erda  - erigan moddaning aktivligi, mol/l, S –erigan moddaning konsentratsiyasi, - aktivlikning molyar koeffisienti(u o’lchamsiz kattalik).

Agar molyal konsentratsiya olinsa, aktivlik koeffisienti molyal aktivlik koeffisienti deyiladi.

Agar konsentratsiya o’rniga aktivlik qo’yilsa dissotsilanish konstantasi konsentratsiyaga bog’liq bo’lmay qoladi. Masalan, HA kislota uchun dissotsilanish konstantasini aktivlik bilan bog’lsh mumkin:

_H * _A- [H ]_* _*[A^-] *_-

K _=------------ = ---------------------

_A- [HA]_* _HA

Suyultirilgan eitmalarda aktivlik koeffisienti birga teng, aktivlik va molyarlik o’zaro teng bo’ladi. Demak, aktivlik ideal eritmalarning real eritmalardan farqini baholashda qo’llanilishi mumkin. Aktivlik koeffisienti eritmaning ion kuchuga bog’liq bo’lib, elektrolit tabiatiga bog’liq emas. Turli zaryadi ionlarning kuchi 17 -jadvalda keltirilgan. Erimaning ion kuchi - elektrolit eritmasidagi ionlarning elektrostatik ta’sirini tasniflab beradigan kattalikdir. Ion kuchi qiymati barcha ionlar konsentratsiyasi va zaryadi ko’paytmasi yig’indisining yarmi qiymatiga teng.

I=1|2(C₁Z₁² C₂Z₂² C₃Z₃² ....)

Bu erda C₁,C₂,C₃ eritmadagi har xil ionlarning molyar konsentratsiyalari; Z₁,Z₂,Z₃- ionlarning zaryadlari.

Kuchsiz elektrolitlar ion kuchuni topish uchun uning konsentratsiyasi dissotsialanish darajasiga ko’paytiriladi. Dissotsialanmagan molekulalarning ion kuchi nolga teng.

Odam organizmi doim suv yo’qotadi. Bu suv terlash, nafas olish va peshob orqali chiqib ketadi. Ayniqsa peshob orqali tuzlarning ionlari organizmdan tashqariga chiqadi. Lekin shunga qaramay to’qimalarda ionlar konsentratsiyasi o’zgarmaydi( ionli gemostaz). Ionlarning organizmga kirishi va chiqib ketishi undagi suvning aylanib turishiga bog’liqdir.

Agar organizm uzoq vaqt chanqab yursa yoki suv etishmagandagi doimiy tashnalikda to’qimalardagi suv ham kamayadi. Endi to’qimalarda ionlar konsentratsiyasi ortib ketadi, bu esa ionlarning asosan peshob orqali chiqib ketishiga olib keladi.

Eritmada K ionlarining almashinuvi nerv va muskul to’qimalarining faoliyati uchun kerak. Ovqatlanish orqali K ionlarinini kerakli miqdori organizmga kirib turadi. Hujayra ichida K ionlarining kamayib ketishi vaqtinchalik falaj yuzaga kelishiga sabab bo’ladi. Agar ionlar konsentratsiyasi odatdagi holatga kelsa kasallik o’tib ketadi.

Tuz ionlarining suv bilan ta’sirlashib kuchsiz elektrolit hosil qilish jarayoni tuzlar gidrolizi deyiladi. Barcha tuzlarni ularni hosil qilgan asos va kislotaning kuchiga qarab to’rtga bo’lish mumkin.

Agar kuchsiz asos ko’p kislotali bo’lsa, gidroliz bosqichli bo’ladi. 1-bosqichda asosli tuz va kuchli kislota hosil bo’ladi.

1-bosqich: AlCl ₃  H₂O = AlOHCl₂ HCl

Al³   3Cl ^-  H₂O = AlOH ²   2Cl ^-  H    Cl ^-

Al ³   H₂O = AlOH²   H    pH < 7

Gidroliz reaksiyasi qaytar bo’lib, qisman sodir bo’ladi. Gidrolizning 2- va 3-bosqichlari eritmani suyultirganda, hamda qizdirganda sodir bo’lishi mumkin.

2-bosqich: AlOHCl₂  H₂O = Al(OH)₂Cl HCl

AlOH²   2Cl^-  H₂O = Al(OH)₂¹   Cl^-  H   Cl^-

AlOH²   H₂O = Al(OH)₂   H 

3-bosqich: Al(OH) ₂ Cl H₂O = Al(OH)₃ HCl

Eritmada vodorod ionlari konsentratsiyasining ortishi gidrolizning 2- va 3-bosqichlarining borishiga to’sqinlik qiladi.

Al₂(SO₄)₃ ko’p kislotali asosdan hosil bo’lgan tuz bo’lgani uchun ham bosqichli gidrolizga uchraydi:

Agar kuchsiz kislota ko’p asosli bo’lsa, gidroliz bosqichli bo’ladi. 1-bosqichda kuchli asos va nordon tuz hosil bo’ladi.

1-bosqich: Na₂CO₃ H₂O = NaOH NaHCO₃

2Na    CO₃^2-  H₂O = Na   OH ^-  Na    HCO₃^-

CO₃^2-  H₂O = OH ^-  HCO₃ ^-      pH > 7

Reaktsiyaning 2-bosqichi eritmani suyultirganda yoki qizdirganda sodir bo’ladi.

2-bosqich: NaHCO₃ H₂O = NaOH H₂CO₃

Na    HCO₃^- H₂O = Na    OH ^- H₂CO₃

HCO₃^-  H₂O = OH^-  H₂CO₃

Uch asosli kislotalarning tuzlari uchta bosqichda gidrolizga uchraydi:

1-bosqich. K₃PO₄ H₂O = K₂HPO₄ KOH

3K PO₄^3- H₂O = K OH^- 2 K HPO₄^2-

PO₄^3- H₂O= OH^- HPO₄^2-

2-bosqich. K₂HPO₄ H₂O = K H₂PO₄ KOH

3-bosqich. KH₂PO₄ H₂O = H₃PO₄ KOH