EMF usuli o'rtacha ion faollik koeffitsientlarini aniqlash uchun ishlatilishi mumkin.
1-usul− hisoblash. Buning uchun o'rashsiz elementlar ishlatiladi. ning konsentratsiyasi bo'lgan suvli eritmada HBr ni aniqlash kerak bo'lsin. Biz galvanik hujayrani o'tkazmasdan tuzamiz, uning diagrammasi
Pt(H2) | HBr | AgBr TV, Ag| Pt
Ma'lumki, V.
Elektrod reaktsiyasi tenglamalari:
H 2 - 2e + 2H 2 O = 2 H 3 O +
AgBr + e = Ag + Br -
Yakuniy reaksiya: H 2 + 2H 2 O + 2AgBr = 2H 3 O + + 2Ag + 2 Br -
Galvanik hujayrada sodir bo'ladigan bu umumiy reaksiya uchun Nernst tenglamasini yozamiz:
1 atm bosimda bu ifoda soddalashadi:
HBr + H 2 O = H 3 O + + Br - reaktsiyasi deyarli yakunlanadi, ya'ni. , A .
Demak,
Demak, o'rtacha ion faollik koeffitsientining logarifmi teng
Formuladan (42) foydalanib, boshlang'ich kislota kontsentratsiyasi va standart shartli qiymatlar to'g'risidagi ma'lumotlarga ega bo'lgan o'rtacha ion faollik koeffitsientining qiymatini hisoblash oson. elektrod potentsiallari. Shuni ta'kidlash kerakki, bu qiymatlar (standart elektrod potentsiallari) 298 K eritma haroratida ma'lumotnomalarda berilgan.
2-usul - grafik. Agar 298 K dan boshqa haroratda faollik koeffitsientlarini hisoblash zarur bo'lsa, quyidagilarni bajaring. Ular o'tkazmasdan galvanik hujayrani tashkil qiladi, masalan, bu kabi
Bunday galvanik elementning EMF o'lchanadigan bir qator tajribalar o'tkaziladi, ammo har bir tajribada elektrolitlar kontsentratsiyasi boshqacha. Ushbu kontsentratsiya tadqiqotchi tomonidan belgilanadi, ya'ni. u mashhur. Masalan, elektromotor kuch ( E, B) ko'rsatilgan galvanik element turli konsentratsiya qiymatlari bilan bir qator tajribalarda 313 K haroratda o'lchandi. xlorid kislotasi, mol/l.
Ushbu ma'lumotlardan har qanday konsentratsiyali xlorid kislota eritmasidagi o'rtacha ion faollik koeffitsientining qiymatini qanday topish mumkin, masalan, 0,023 mol/l.
313 K haroratda standart elektrod potentsiallarining qiymatlari bo'yicha ma'lumotnomalarda ma'lumot yo'q, shuning uchun standart EMF qiymatini grafik tarzda topish kerak.
Berilgan galvanik elementda sodir bo'ladigan yakuniy reaksiya uchun Nernst tenglamasi (14) ko'rinishga ega bo'ladi:
Keling, tenglamani keyingi hisob-kitoblar uchun qulay shaklda yozamiz:
(43) tenglamaning chap tomonida eksperimental shartlar () bilan ko'rsatilgan va tajribada o'lchangan qiymatlar () E). Tenglamaning o'ng tomonida joylashgan narsa ikkita noma'lum miqdorni o'z ichiga oladi - standart emf ( E o) va aniqlanishi kerak bo'lgan vodorod xlorid eritmasida o'rtacha ion faollik koeffitsienti ().
Muayyan sharoitlarda tenglamaning o'ng tomonida ikkita noma'lum miqdorni emas, balki bittasini yaratishga imkon beradigan usul mavjud. Agar elektrolitlar eritmasidagi o'rtacha ion faollik koeffitsienti birlikka teng olinishi mumkin bo'lgan holatni ko'rib chiqsak, uning logarifmi nolga teng bo'ladi va tenglamaning o'ng tomonida faqat bitta noma'lum - standart EMF bo'ladi. tadqiqot haroratida galvanik hujayraning.
Ma'lumki, konsentratsiya 0 bo'lganda o'rtacha ion faollik koeffitsientlari yuqori darajada suyultirilgan eritmalarda birlikka moyil bo'ladi.Debay-Gyukkel nazariyasining cheklovchi qonunidan kelib chiqadigan bo'lsak, o'rtacha ion faollik koeffitsientining logarifmi kvadrat ildizga mutanosibdir. eritmaning ion kuchi (yoki elektrolitlar kontsentratsiyasining kvadrat ildizi). Shuning uchun galvanik elementning standart EMF ni topishning grafik usulida (30) tenglamaning chap tomonining elektrolit eritmasi konsentratsiyasining kvadrat ildiziga bog'liqligi chiziladi (12-rasm).
Grafikda turli qiymatlarda eksperimental qiymatlarni chizish orqali bog'liqlik olinadi, keyinchalik u nol qiymatga ekstrapolyatsiya qilinadi. Galvanik elementning standart emfsi 298 K dan boshqa haroratda shunday topiladi.
Keyin (43) tenglamaga qaytamiz. Hisoblang (ya'ni o'rtacha ion faollik koeffitsientini topishingiz kerak bo'lgan kontsentratsiyaning kvadrat ildizi - nuqta A 12-rasmda). Grafik (12-rasm) bo'yicha qiymat aniqlanadi (nuqta b 12-rasmda). Bilish , (43) tenglamadan foydalanib, o'rtacha ion faollik koeffitsientining kerakli qiymatini hisoblash qiyin emas.
Eksperimental ravishda aniqlangan o'rtacha ion faollik koeffitsientlarini Debay-Gyukkel nazariyasiga ko'ra hisoblangan koeffitsientlar bilan solishtirish uchun biz nazariyaning chegara qonuni formulalaridan va ushbu nazariyaning ikkinchi yaqinlashuvidan foydalanamiz.
Debay-Gyukkel nazariyasining chegara qonuni misolida
kation va anionning zaryadlari qayerda;
Eritmaning ion kuchi;
Erituvchining dielektrik o'tkazuvchanligiga va haroratga bog'liq doimiy.
uchun suvli eritmalar turli haroratlarda doimiyning qiymati h teng:
Harorat, K 298 303 313 323 Doimiy h, (l/mol) 0,5 0,512 0,517 0,528 0,539
(45) tenglama 0,01 mol/L ion kuchiga qadar amal qiladi.
Debay-Gyukkel nazariyasining ikkinchi yaqinlashuvi quyidagi tenglama bilan ifodalanadi.
ionlarning elektr markazlariga eng yaqin yaqinlashish masofasi qayerda;
IN- haroratga bog'liq empirik parametr.
298 K da suvli eritma uchun IN= 3,29 × 10 9 m -1 × mol -0,5 kg 0,5.
Agar biz eng yaqin yaqinlashish masofasini = 0,304 nm olsak, Guntelberg tenglamasi yordamida o'rtacha faollik koeffitsientlarini hisoblashimiz mumkin:
(46) tenglama 0,1 mol/L ion kuchiga qadar amal qiladi.
KURS ISHI UCHUN TOPSHIRIQLAR VARIANTLARI
Talabalarning tayyorgarligiga qarab va o'qituvchining ixtiyoriga ko'ra, to'liq kurs ishi topshiriqlar bo'laklari uchun quyidagi variantlardan ikkitadan uchtasi kombinatsiyasini o'z ichiga olishi mumkin.
Variant A. Mavzu bo'yicha nazariy materialni taqdim etish kurs ishi. O'tkazmasdan taklif qilingan elektrodlardan to'g'ri ochiq galvanik elementni qurish, elektrodni va yakuniy reaktsiyalarni yozib olish. Bunday galvanik elementning emf uchun Nernst tenglamasini yozing.
Variant B. Nazariy materialni taqdim eting va galvanik hujayraning emfining haroratga bog'liqligini o'rganing. EMF ma'lumotlaridan foydalanib, galvanik hujayrada sodir bo'ladigan reaktsiyaning termodinamik xususiyatlarini hisoblang va ularni mos yozuvlar ma'lumotlari bilan taqqoslang.
Variant C. Nazariy materialni taqdim eting va eksperimental ma'lumotlarga asoslanib, EMF usuli bilan o'rganilayotgan galvanik element elektrolitlarining o'rtacha ion faollik koeffitsientlarini aniqlang va ularni Debye-Hückel nazariyasiga ko'ra hisoblanganlar bilan taqqoslang.
Variant D Nazariy materialni tushuntiring va ionlanish konstantasining qiymatini aniqlang zaif kislota yoki kuchsiz asos mustaqil ravishda (yoki topshiriqda berilgan potentsiometrik titrlashning eksperimental ma'lumotlari asosida). Olingan ma'lumotlarni mos yozuvlar ma'lumotlari bilan solishtiring.
Variant E. Nazariy materialni taqdim eting va metoddan foydalangan holda mustaqil ravishda (yoki topshiriqda berilgan eksperimental ma'lumotlarga asoslanib) aniqlang. EMF o'lchovlari va kuchsiz kislota yoki kuchsiz asosning ionlanish konstantasining pH-metrik qiymati. Olingan ma'lumotlarni mos yozuvlar ma'lumotlari bilan solishtiring.
Elektrolitlarning faolligi va faollik koeffitsienti. O'rtacha ion faolligi va o'rtacha ion faollik koeffitsienti
Eritmadagi elektrostatik o'zaro ta'sir tufayli, hatto kuchli elektrolitlarning suyultirilgan eritmalari uchun ham termodinamik tenglamalardagi konsentratsiyalar faollik bilan almashtirilishi kerak. Misol uchun, ifoda ion uchun ham, eritmadagi komponent uchun ham to'g'ri bo'lsa:
Qayerda i bilan- konsentratsiya i-inchi ion ideal eritmada bo'lsa, haqiqiy yechim uchun biz quyidagilarga ega bo'lamiz:
Qayerda a i = c i f i - eritmadagi i-chi ionning faolligi,
f i – faollik koeffitsienti.
U holda ionning atrofdagi ionlar bilan o'zaro ta'sir qilish energiyasi 1 mol ionga teng bo'ladi.
f i →1 da s→0
Dᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, faollik koeffitsientining qiymati, asosan, ionlarning elektrostatik o'zaro ta'sirining kuchiga, shuningdek, bir qator boshqa ta'sirlarga bog'liq bo'lib, haqiqiy elektrolitlar eritmalari xususiyatlarining ideal eritmalardan chetlanish darajasini tavsiflaydi. f i ma'nosida bu ionni ideal eritmadan real eritmaga o'tkazish ishidir.
Elektrolitlar faolligi va ion faolligi o'rtasida farq qilinadi. Har qanday elektrolitlar uchun dissotsilanish jarayonini quyidagicha yozish mumkin:
qaerda n + va n - ionlar soni A zaryad bilan z+ va ionlar B zaryad bilan z– asl zarracha parchalanadi.
Umuman elektrolit eritmasi uchun biz yozishimiz mumkin:
m tuz = m 0 tuz + RT ln a tuz, (9)
Boshqa tomondan, elektrolitning kimyoviy potentsiali ionlarning kimyoviy potentsialidan iborat, chunki elektrolit ionlarga parchalanadi:
m tuz = n + m + + n - m - , (10)
m + va m - bir mol ionlarga, m tuz - bir mol elektrolitga ishora qiladi. (10) ifodani (9) ga almashtiramiz:
n + m + + n - m - = m 0 tuz + RT ln a tuz (11)
Har bir ion turi uchun (9) tenglamani yozishimiz mumkin:
m + = m 0 + + RT ln a +
m - = m 0 - + RT ln a - (12)
(12) tenglamani (11) tenglamaning chap tomoniga almashtiramiz va o'ng va chap tomonlarini almashtiramiz.
m 0 s + RT ln a c = n + m 0 + + n + RT ln a+ + n – m 0 – + n - RT ln a - (13)
Barcha shartlarni chap tomonda m 0 bilan birlashtiramiz
(m 0 s - n + m 0 + - n - m 0 -) = n + RT ln a+ + n - RT ln a- - RT ln a tuz (14)
Agar (10) formulaga o'xshashligini hisobga olsak.
m 0 C = n + m 0 + + n - m 0 - (15)
keyin m 0 S - n + m 0 + - n - m 0 - = 0 (16)
(15) tenglama (10) tenglamaga o'xshaydi, lekin u ( A C = A + = A- = 1). (14) tenglamada o'ng tomon nolga teng va u quyidagicha qayta yoziladi:
RT·ln a c = n + RT ln a+ + n - RT ln a -
ln a s = ln a+ n + + ln a+ n -
Bu eritmadagi elektrolitlar faolligi va ionlarning faolligi o'rtasidagi bog'liqlikdir
Qayerda A C - elektrolitlar faolligi A+ va A– - musbat va manfiy ionlarning faolligi. Masalan, AB ikkilik elektrolitlari uchun quyidagilar to'g'ri:
Shuning uchun
Alohida ionlarning faolligini eksperimental ravishda topish printsipial jihatdan mumkin emas, chunki bir turdagi ionning eritmasi bilan shug'ullanish kerak bo'ladi. Bu mumkin emas. Shu sababli, individual ionlar faoliyatining geometrik o'rtacha qiymati bo'lgan o'rtacha ion faolligi () tushunchasi kiritildi:
yoki (17) ifodasini almashtirsak, bizda:
Krioskopik usul va bug 'bosimini aniqlashga asoslangan usul umuman elektrolitning faolligini aniqlashga imkon beradi ( A C) va (19) tenglama yordamida o'rtacha ion faolligini toping.
Qiymatni almashtirish juda muhim bo'lgan barcha holatlarda A+ yoki A- ba'zi tenglamalarda bu qiymatlar berilgan elektrolitning o'rtacha faolligi bilan almashtiriladi A±, masalan,
A ± ʼʼ A + ʼʼ A –
Ma'lumki, faoliyat konsentratsiyaga nisbati bilan bog'liq a=f∙m. O'rtacha ion faollik koeffitsienti () o'rtacha ion faolligi uchun ifodaga o'xshash ifoda bilan aniqlanadi
uchun jadval qiymatlari mavjud turli yo'llar bilan konsentratsiyalarning ifodalari (molyarlik, molyarlik, mol kasrlari). Aytish kerakki, ular uchun bu raqamli turli ma'nolar. Qiymatlar eksperimental ravishda kriyoskopik usul, bug 'bosimini o'lchash usuli, galvanik elementlarning emfini o'lchash usuli va boshqalar yordamida aniqlanadi.
Xuddi shunday, o'rtacha ionli stoxiometrik koeffitsient n ± quyidagi ifodadan aniqlanadi:
b) To'liq dissotsilanish jarayonida hosil bo'lgan ionlarning kontsentratsiyasi Na 2 CO 3, teng
n beri + = 2, n – = 1, keyin .
Elektrolitlarning faolligi va faollik koeffitsienti. O'rtacha ion faolligi va o'rtacha ion faollik koeffitsienti - tushunchasi va turlari. "Elektrolitlar faolligi va faollik koeffitsienti. O'rtacha ion faolligi va o'rtacha ion faollik koeffitsienti" toifasining tasnifi va xususiyatlari 2017, 2018 y.
Elektrolitlarning faolligi va faollik koeffitsienti. Eritmaning ion kuchi.
Arrhenius nazariyasining kamchiliklari. Debay va Gyukkelning elektrolitlar nazariyasi.
Erigan tuzning faolligi A bug' bosimi, qotib qolish harorati, eruvchanlik ma'lumotlari va EMF usuli bilan aniqlanishi mumkin. Tuz faolligini aniqlashning barcha usullari haqiqiyni tavsiflovchi qiymatga olib keladi termodinamik xususiyatlar butunlay erigan tuz, dissotsiatsiyalangan yoki bo'lmagan. Biroq, umumiy holatda, har xil ionlarning xossalari bir xil emas va uni kiritish va ko'rib chiqish mumkin termodinamik funktsiyalar ionlar uchun alohida turli xil turlari:
m + = m + o + RT ln a+ = m + o + RT ln m + + RT ln g + ¢
m - = m - o + RT ln a-= m - o + RT ln m - + RT ln g - ¢
bu erda g + ¢ va g - ¢ amaliy faollik koeffitsientlari (mmolyaliteye teng konsentratsiyalarda faollik koeffitsientlari).
Lekin turli ionlarning termodinamik xossalarini qo'shimcha taxminlarsiz tajriba ma'lumotlaridan alohida aniqlash mumkin emas; biz faqat ushbu moddaning molekulasi parchalanadigan ionlar uchun o'rtacha termodinamik qiymatlarni o'lchashimiz mumkin.
Tuzning dissotsiatsiyasi tenglama bo'yicha sodir bo'lsin:
A n + B n - = n + A z + + n - B z -
To'liq dissotsiatsiya bilan m + = n + m, m - = n - m. Gibbs-Dyuhem tenglamalaridan foydalanib, biz quyidagilarni ko'rsatishimiz mumkin:
A+ n + × A-n-¤ A= const
Faoliyat qiymatlarini topishning standart holatlari quyidagicha aniqlanadi:
lim a+ ® m + = n + m uchun m ® 0, lim a- ® m - = n - m da m ® 0
uchun standart holat A const 1 ga teng bo'lishi uchun tanlanadi. Keyin:
A+ n + × A- n - = A
Chunki qiymatlarni eksperimental aniqlash usullari mavjud emas a + Va A - alohida, keyin o'rtacha ion faolligini kiriting A± , munosabat bilan aniqlanadi:
A ± n = A
Bu., bizda erigan tuzning faolligini tavsiflovchi ikkita miqdor mavjud. Birinchisi molyar faollik , ya'ni. tuzning faolligi, dissotsiatsiyadan mustaqil ravishda aniqlanadi; u bir xil eksperimental usullar bilan va noelektrolitlardagi komponentlarning faolligi bilan bir xil formulalar bo'yicha aniqlanadi. Ikkinchi qiymat o'rtacha ion faolligi A ± .
Endi tanishtiramiz ion faollik koeffitsientlari g + ¢ va g - ¢, o'rtacha ion molyarligi m ± va o'rtacha ion faollik koeffitsienti g ± ¢ :
a + = g + ¢m + , a - = g - ¢m - , m ± = (m + n + ×m - n -) 1/ n = (n + n + ×n - n -) 1/ n m
g ± ¢ = (g¢ + n + ×g¢ - n -) 1/ n
Shubhasiz: a ± = (g¢ + n + ×g¢ - n -) 1/ n (n + n + ×n - n -) 1/ n m = g ± ¢ m ±
Shunday qilib, asosiy miqdorlar quyidagi munosabatlar bilan bog'liq:
a ± = g ± ¢ m ± = g ± ¢ (n + n + × n - n - ) 1/ nm = Lg ± ¢ m
Bu erda L = (n + n + ×n - n -) 1/ n va har bir o'ziga xos turdagi valentlik tuzlari uchun doimiy qiymat.
g ± ¢ miqdori muhim xususiyat dan tuz eritmasining chetlanishi mukammal holat. Elektrolit eritmalarida, shuningdek, elektrolit bo'lmagan eritmalarda quyidagi faoliyat va faoliyat koeffitsientlaridan foydalanish mumkin :
g ± = - ratsional faollik koeffitsienti (amalda ishlatilmaydi);
g ± ¢ = - amaliy faoliyat koeffitsienti (o'rtacha molal);
f± = - o'rtacha molyar faollik koeffitsienti.
G ± ¢ qiymatini o'lchashning asosiy usullari kriyoskopik va EMF usuli hisoblanadi.
Ko'pgina tadqiqotlar shuni ko'rsatdiki, g ± ¢ ning eritma konsentratsiyasiga (m) nisbatan egri chizig'i minimaldir. Agar bog'liqlik lg g ± ¢ - koordinatalarda tasvirlangan bo'lsa, suyultirilgan eritmalar uchun bog'liqlik chiziqli bo'lib chiqadi. Maksimal suyultirishga mos keladigan to'g'ri chiziqlarning qiyaligi bir xil valentlik tipidagi tuzlar uchun bir xil bo'ladi.
Eritmada boshqa tuzlarning mavjudligi ma'lum tuzning faollik koeffitsientini o'zgartiradi. Eritmadagi tuzlar aralashmasining ularning har birining faollik koeffitsientiga umumiy ta'siri, agar eritmadagi barcha tuzlarning umumiy konsentratsiyasi ion kuchi bilan ifodalangan bo'lsa, umumiy naqsh bilan qoplanadi. Ion kuchi Eritmaning I (yoki ion kuchi) - har bir ion konsentratsiyasi mahsulotining yarim yig'indisi va berilgan eritmaning barcha ionlari uchun olingan zaryad (valentlik) sonining kvadrati.
Agar kontsentratsiya o'lchovi sifatida molyarlikdan foydalansak, eritmaning ion kuchi quyidagicha aniqlanadi:
Qayerda i- eritmadagi barcha tuzlarning ion indekslari; m i= n i m.
Lyuis va Randall ochildi ion kuchining empirik qonuni: ionlarga ajraladigan moddaning o'rtacha ion faollik koeffitsienti g ± ¢ eritmaning ion kuchining universal funktsiyasidir, ya'ni. berilgan ion kuchiga ega bo'lgan eritmada ionlarga ajraladigan barcha moddalar moddaning tabiati va konsentratsiyasiga bog'liq bo'lmagan, lekin uning ionlarining soni va valentligiga bog'liq bo'lgan faollik koeffitsientlariga ega.
Ion kuchi qonuni eritmadagi ionlarning valentligini hisobga olgan holda umumiy o'zaro ta'sirini aks ettiradi. Bu qonun faqat juda past konsentratsiyalarda (m ≤ 0,02) aniqdir; allaqachon o'rtacha konsentratsiyalarda u faqat taxminan to'g'ri.
Kuchli elektrolitlarning suyultirilgan eritmalarida:
lgg ± ¢ = - A
ARRENIY NAZARIYASINING KAMCHLARI .
Elektrolitlar nazariyasida eritmada ionlarning taqsimlanishi juda muhim. Asl nazariyaga ko'ra elektrolitik dissotsiatsiya asoslangan fizik nazariya van't Hoff eritmalarida, eritmalardagi ionlar tasodifiy harakat holatida - gazsimon holatga o'xshash holatda ekanligiga ishonishgan.
Biroq, eritmadagi ionlarning tasodifiy taqsimlanishi g'oyasi haqiqatga to'g'ri kelmaydi, chunki u ionlar orasidagi elektrostatik o'zaro ta'sirni hisobga olmaydi. Elektr kuchlari nisbatan katta masofalarda o'zini namoyon qiladi va kuchli elektrolitlarda dissotsiatsiya katta va ionlarning kontsentratsiyasi sezilarli va ular orasidagi masofalar kichik bo'lsa, ionlar orasidagi elektrostatik o'zaro ta'sir shunchalik kuchliki, u ionlarga ta'sir qilmasdan qolmaydi. ularning tarqalish tabiati. Har bir ion qarama-qarshi belgili ionlar bilan o'ralgan ion kristallaridagi ionlarning tarqalishiga o'xshash tartibli taqsimlanishga moyillik mavjud.
Ionlarning taqsimlanishi elektrostatik energiya va ionlarning xaotik harakati energiyasi nisbati bilan aniqlanadi. Bu energiyalar kattaligi bilan solishtirish mumkin, shuning uchun elektrolitlardagi ionlarning haqiqiy taqsimoti tartibsiz va tartibli o'rtasida oraliqdir. Bu elektrolitlarning o'ziga xosligi va elektrolitlar nazariyasini yaratishda yuzaga keladigan qiyinchiliklar.
Har bir ion atrofida o'ziga xos ionli atmosfera hosil bo'lib, unda qarama-qarshi belgili ionlar (markaziy ionga nisbatan) ustunlik qiladi. Arrenius nazariyasi bu holatni hisobga olmadi va bu nazariyaning ko'pgina xulosalari tajribaga zid edi.
Elektrolitning miqdoriy xarakteristikalaridan biri sifatida Arrhenius nazariyasi ma'lum eritmadagi ionlangan molekulalarning ulushini aniqlaydigan elektrolitik dissotsiatsiya a darajasini taklif qiladi. Jismoniy ma'nosiga ko'ra, a 1 dan katta yoki 0 dan kichik bo'lishi mumkin emas; berilgan sharoitlarda, uni o'lchash usulidan qat'i nazar, bir xil bo'lishi kerak (elektr o'tkazuvchanligini, osmotik bosimni yoki EMFni o'lchash orqali). Biroq, amalda, turli usullar bilan olingan a qiymatlari faqat zaif elektrolitlarning suyultirilgan eritmalari uchun mos keladi; kuchli elektrolitlar uchun elektrolitning konsentratsiyasi qanchalik katta bo'lsa, tafovutlar shunchalik katta bo'ladi va yuqori konsentratsiyalar hududida a 1 dan katta bo'ladi. Binobarin, a Arrhenius nazariyasi tomonidan unga berilgan jismoniy ma'noga ega bo'lishi mumkin emas.
Ikkinchi miqdoriy xarakteristikalar Arrenius nazariyasiga ko'ra dissotsiatsiya konstantasi; u eritmaning konsentratsiyasidan qat'iy nazar, berilgan T va P da berilgan elektrolit uchun doimiy bo'lishi kerak. Amalda, faqat juda kuchsiz elektrolitlarning suyultirilgan eritmalari uchun, suyultirilganda Kdis ko'proq yoki kamroq doimiy bo'lib qoladi.
Bu., elektrolitik dissotsilanish nazariyasi faqat kuchsiz elektrolitlarning suyultirilgan eritmalari uchun amal qiladi.
ELEKTROLITLARNING DEBY VA GEKEL NAZARIYASI .
Asosiy qoidalar zamonaviy nazariya elektrolitlar eritmalari 1923 yilda Debye va Gyuckel tomonidan ishlab chiqilgan. Elektrolitlarning statistik nazariyasi uchun boshlang'ich pozitsiyasi quyidagicha: ionlar eritma hajmida xaotik tarzda emas, balki Kulon o'zaro ta'siri qonuniga muvofiq taqsimlanadi. Har bir alohida ion atrofida mavjud ion atmosferasi (ion buluti) - qarama-qarshi belgili ionlardan tashkil topgan shar. Sferani tashkil etuvchi ionlar doimiy ravishda boshqa ionlar bilan o'rin almashadi. Eritmaning barcha ionlari ekvivalentdir, ularning har biri ion atmosferasi bilan o'ralgan va shu bilan birga, har bir markaziy ion boshqa ionning ion atmosferasining bir qismidir. Ion atmosferalarining mavjudligi Debye va Guckelning fikriga ko'ra, haqiqiy elektrolit eritmalarini ideallardan ajratib turadigan xarakterli xususiyatdir.
Elektrostatik tenglamalardan foydalanish mumkin uchun formula elektr potentsiali ionli atmosfera, undan elektrolitlardagi o'rtacha faollik koeffitsientlari uchun tenglamalar kelib chiqadi:
D - eritmaning dielektrik o'tkazuvchanligi; e- elektron zaryad; z i- ion zaryadi; r- koordinata (radius).
c = - eritmaning konsentratsiyasi D va T ga bog'liq bo'lgan qiymat, lekin potentsialga bog'liq emas; teskari uzunlik o'lchamiga ega; masofa ortib borishi bilan markaziy ion atrofidagi ion atmosferasi zichligining oʻzgarishini tavsiflaydi r bu iondan.
1/c miqdori deyiladi xarakterli uzunlik ; uni ion atmosferasi radiusi bilan aniqlash mumkin. Unda .. Bor katta qiymat elektrolitlar eritmalari nazariyasida.
Faoliyat koeffitsienti uchun quyidagi ifoda olingan:
lg f± = - A |z + ×z - | (1)
A koeffitsienti T va D ga bog'liq: (DT) 3/2 ga teskari proportsional.
298 K dagi 1-1 zaryadlovchi elektrolitlarning suvli eritmalari uchun eritma va erituvchining dielektrik o'tkazuvchanliklari (78.54) tengligini hisobga olsak, quyidagilarni yozishimiz mumkin:
lg f± = - A = - A = - 0,51
Shunday qilib, Debay va Xyukel nazariyasi elektrolitlarning suyultirilgan eritmalari uchun empirik tarzda topilgan faollik koeffitsienti uchun bir xil tenglamani olish imkonini beradi. Demak, nazariya tajriba bilan sifat jihatidan mos keladi. Ushbu nazariyani ishlab chiqishda quyidagi taxminlar amalga oshirildi :
1. Elektrolitdagi ionlar sonini elektrolitning analitik konsentratsiyasidan aniqlash mumkin, chunki u butunlay dissotsiatsiyalangan deb hisoblanadi (a = 1). Shuning uchun Debay va Gyukkel nazariyasi ba'zan to'liq dissotsiatsiya nazariyasi deb ataladi. Biroq, u ¹ 1 bo'lgan hollarda ham qo'llanilishi mumkin.
2. Har qanday markaziy ion atrofida ionlarning taqsimlanishi klassik Maksvell-Boltzman statistikasiga bo'ysunadi.
3. Ionlarning ichki kattaliklarini ular orasidagi masofalar va eritmaning umumiy hajmi bilan solishtirganda e'tiborsiz qoldirish mumkin. Shunday qilib, ionlar moddiy nuqtalar bilan aniqlanadi va ularning barcha xossalari faqat zaryadning kattaligiga kamayadi. Bu taxmin faqat suyultirilgan eritmalar uchun amal qiladi.
4. Ionlar orasidagi o'zaro ta'sir Kulon kuchlari bilan cheklangan. Kuchlarni joriy etish termal harakat statistik sferik ion atmosferasi bilan tavsiflangan eritmada ionlarning tarqalishiga olib keladi. Bu taxmin faqat suyultirilgan eritmalar uchun amal qiladi. Konsentratsiya ortishi bilan ionlar orasidagi o'rtacha masofa kamayadi va elektrostatik kuchlar bilan bir qatorda ko'proq ta'sir qiluvchi boshqa kuchlar paydo bo'ladi. yaqin masofa, birinchi navbatda van der Vaals kuchlari. Faqat berilgan ion va uning muhiti o'rtasidagi emas, balki har qanday ikkita qo'shni ion o'rtasidagi o'zaro ta'sirni ham hisobga olish zarurati mavjud.
5. Hisoblashlarda eritma va sof erituvchining dielektrik doimiylari teng deb hisoblanadi; bu faqat suyultirilgan eritmalar uchun to'g'ri keladi.
Shunday qilib, Debay va Xyukkelning barcha taxminlari ularning haqiqatiga olib keladi nazariya faqat past valent ionlari bo'lgan elektrolitlarning suyultirilgan eritmalariga qo'llanilishi mumkin. Tenglama (1) bu cheklovchi holatga mos keladi va deb atalmishni ifodalaydi chegara qonuni Debye va Huckel yoki Debay va Xyukel nazariyasining birinchi yaqinlashuvi .
Debye-Hückel chegara qonuni 1-1 zaryadlovchi elektrolitning faollik koeffitsientlari uchun to'g'ri qiymatlarni beradi, ayniqsa juda suyultirilgan eritmalarda. Nazariyaning eksperiment bilan yaqinlashishi elektrolitlar kontsentratsiyasining oshishi, ion zaryadlarining oshishi va erituvchining dielektrik o'tkazuvchanligining pasayishi bilan yomonlashadi, ya'ni. ionlar orasidagi o'zaro ta'sir kuchlari ortib borishi bilan.
Debay va Xukkel nazariyasini takomillashtirish va uni qo'llash doirasini kengaytirishga birinchi urinish mualliflarning o'zlari tomonidan qilingan. In ikkinchi taxminiy kabi ionlar haqidagi fikrdan voz kechdilar moddiy nuqtalar(3-taxmin) va har bir elektrolitga ma'lum o'rtacha diametrni berib, ionlarning cheklangan o'lchamlarini hisobga olishga harakat qildi A(shu bilan birga, 4-taxmin ham o'zgaradi). Ionlarga ma'lum o'lchamlarni belgilab, Debye va Gyuckel shu bilan ionlarning ma'lum bir qiymatdan kamroq masofaga yaqinlashishiga to'sqinlik qiluvchi kulon bo'lmagan kuchlarni hisobga oldilar.
Ikkinchi yaqinlashish uchun o'rtacha faollik koeffitsienti tenglama bilan tavsiflanadi:
lg f± = - (2)
bu yerda A oldingi qiymatini saqlab qoladi; A shartli ravishda nomlanadi o'rtacha samarali ion diametri , uzunlik o'lchamiga ega, aslida - empirik doimiy; B = c/, B T bilan bir oz o'zgaradi. Suvli eritmalar uchun mahsulot B A 1 ga yaqin.
Nazariyaning ikkinchi yaqinlashuvining asosiy qoidalarini saqlab qolgan holda, Guckel eritmalar konsentratsiyasining oshishi bilan dielektrik o'tkazuvchanlikning pasayishini hisobga oldi. Uning kamayishi erituvchi dipollarining ion atrofidagi orientatsiyasidan kelib chiqadi, buning natijasida ularning tashqi maydon ta'siriga munosabati pasayadi. Gyuckel tenglamasi quyidagicha ko'rinadi:
lg f± = - + C I (3)
bu yerda C empirik doimiydir. Agar B va C qiymatlari muvaffaqiyatli tanlangan bo'lsa, Xyuckel formulasi tajribaga mos keladi va hisob-kitoblarda keng qo'llaniladi. Ion kuchining ketma-ket kamayishi bilan (3) tenglama ketma-ket Debay-Gyuckel nazariyasining ikkinchi yaqinlashuvi formulasiga (tenglama (2)), so'ngra Debay-Gyukkel chegara qonuniga (tenglama (1)) aylanadi.
Debay-Gyukkel nazariyasini ishlab chiqish va qabul qilingan farazlarni izchil rad etish jarayonida tajriba bilan yaqinlashuv yaxshilanadi va uning qo'llanilishi doirasi kengayadi, ammo bunga nazariy tenglamalarni yarim empirik tenglamalarga aylantirish hisobiga erishiladi.
Lyuis va Randall Arrhenius tomonidan taklif qilingan munosabatlarga ba'zi matematik tuzatishlar kiritdilar.
Nazariyani amaliyotga moslashtirish va Arrhenius nazariyasi asosida ilgari olingan ko'plab qulay munosabatlarni saqlab qolish uchun konsentratsiyalar o'rniga foydalanish taklif qilindi. faoliyat. Keyin ideal echimlar uchun tenglamalar shaklida yozilgan, ammo konsentratsiyalarni emas, balki faollikni o'z ichiga olgan barcha termodinamik munosabatlar eksperimental o'lchovlar natijalariga qat'iy mos keladi.
G. Lyuis va M. Randall konsentratsiyalar o'rniga faoliyatdan foydalanish usulini taklif qildilar, bu esa eritmalardagi o'zaro ta'sirlarning barcha xilma-xilligini ularning fizik tabiatini hisobga olmasdan rasmiy ravishda hisobga olish imkonini berdi.
Elektrolitlar eritmalarida bir vaqtning o'zida erigan moddaning kationlari va anionlari mavjud. Eritmaga faqat bir turdagi ionlarni kiritish fizik jihatdan mumkin emas. Bunday jarayonni amalga oshirish mumkin bo'lsa ham, u kiritilgan elektr zaryadi tufayli eritmaning energiyasini sezilarli darajada oshirishga olib keladi.
Ayrim ionlarning faoliyati va umuman elektrolitlar faolligi o'rtasidagi bog'liqlik elektr betarafligi sharti asosida o'rnatiladi. Shu maqsadda tushunchalar kiritiladi o'rtacha ion faolligi Va o'rtacha ion faollik koeffitsienti.
Agar elektrolit molekulasi n + kationlarga va n - anionlarga dissotsiatsiyalansa, u holda elektrolitning o'rtacha ion faolligi a± teng:
qayerda va mos ravishda kationlar va anionlarning faolligi, n- umumiy soni ionlari ( n= n + + n -).
Elektrolitning o'rtacha ion faollik koeffitsienti xuddi shunday yoziladi: haqiqiy eritmaning idealdan og'ishlarini tavsiflovchi.
Faoliyat konsentratsiya va faollik koeffitsienti mahsuloti sifatida ifodalanishi mumkin. Faoliyat va kontsentratsiyani ifodalash uchun uchta shkala mavjud: molyarlik (molal yoki amaliy shkala), molyarlik Bilan (molyar shkala) va mol ulushi X (ratsional shkala).
Elektrolitlar eritmalarining termodinamikasida odatda molal konsentratsiya shkalasi qo'llaniladi.
bu yerda elektrolitning valentlik turiga bog'liq koeffitsient.
((Demak, ikkilik 1,1 zaryadlangan elektrolitlar uchun (va boshqalar))
1,2 zaryadlangan elektrolit (va hokazo) uchun n + = 2, n - = 1, n = 3 va
Molyar shkalada.))
Molal va molyar shkalalarda o'rtacha ion faollik koeffitsientlari o'rtasida bog'liqlik mavjud:
Qayerda- sof erituvchining zichligi. (o'z-o'zini tekshirishning oxiri)
G. Lyuis va M. Rendall eritmalarning ion kuchi tushunchasini kiritdilar:
th ionning molal konsentratsiyasi qayerda; - ionning zaryadi.
Ular asosiy qoidani ishlab chiqdilar ion kuchining doimiyligi : suyultirilgan eritmalarda bir xil valentlik tipidagi kuchli elektrolitning faollik koeffitsienti elektrolitning tabiatidan qat'i nazar, bir xil ion kuchiga ega bo'lgan barcha eritmalar uchun bir xil bo'ladi.
Ushbu qoida 0,02 M dan ortiq bo'lmagan konsentratsiyalarda qondiriladi.
Ion kuchining yuqori qiymatlarida ionlararo o'zaro ta'sirning tabiati yanada murakkablashadi va bu qoidadan chetga chiqish paydo bo'ladi.
4. Elektrolitlar eritmalarida nomutanosiblik hodisalari. Faraday qonunlari
Laboratoriya ishi uchun materialga o'tish uchun mantiqiy hikoyadan tanaffus qilaylik.
Yuqorida muhokama qilingan naqshlar termodinamik muvozanat sharoitlari bilan bog'liq bo'lib, tizimlarning parametrlari vaqt o'tishi bilan o'zgarmaydi. Qo'llash orqali elektrokimyoviy muvozanatni buzish mumkin elektr maydoni, bu zaryadlangan zarralarning yo'naltirilgan harakatiga olib keladi ( elektr toki), shuningdek, erigan moddaning konsentratsiyasini o'zgartirish orqali. Bundan tashqari, elektrodlar yuzasida va eritmada reaksiyaga kirishuvchi moddalarning kimyoviy o'zgarishlari sodir bo'lishi mumkin. Energiyaning elektr va kimyoviy shakllarining o'zaro o'zgarishi deyiladi elektroliz.
Elektroliz va elektrokaplama, tok manbalarini yaratish (voltaik elementlar va batareyalar), korroziyadan himoya qilish va tahlilning elektrokimyoviy usullari kabi muhim jarayonlar uchun texnologiyalarni ishlab chiqishda elektrokimyoviy reaktsiyalar qonuniyatlari yotadi. Elektrokimyoda qaytarilish reaksiyalari odatda katod, oksidlanish reaksiyalari esa anodik deb ataladi. Elektr miqdori va reaksiyaga kirishayotgan moddalarning massalari o'rtasidagi bog'liqlik ifodalanadi Faraday qonunlari. (o'z-o'zidan)
1-qonun . Elektrokimyoviy o'zgarishlarga uchragan moddaning massasi o'tgan elektr miqdoriga (C) mutanosibdir:
Qaerda - elektrokimyoviy ekvivalent, birlik miqdori elektr energiyasini o'tkazishda reaksiyaga kirishgan moddaning massasiga teng; G/Cl.
2-qonun. Bir xil miqdordagi elektr energiyasini massaga o'tkazishda turli moddalar, elektrokimyoviy reaktsiyalarda ishtirok etuvchi, ular bilan proportsionaldir molyar massalar ekvivalentlar():
: = : .
Nisbat doimiy va teng miqdordir Faraday doimiysi=96484 S/mol-ekv. Shunday qilib, elektr toki hujayradan o'tganda, har qanday moddaning 1 mol-ekviv elektrokimyoviy o'zgarishlarga uchraydi.
Faradayning ikkala qonuni formula bilan birlashtirilgan
tok kuchi qayerda, A va vaqt, s.
Amalda, qoida tariqasida, yon elektrokimyoviy jarayonlar, kimyoviy reaktsiyalar yoki aralashish natijasida yuzaga keladigan ushbu qonunlardan chetga chiqish kuzatiladi. elektr o'tkazuvchanligi. Elektrokimyoviy jarayonning samaradorligi baholanadi joriy chiqish
bu yerda va amalda olingan moddaning massasi va mos ravishda Faraday qonuni bo'yicha hisoblanadi. 100% oqim samaradorligi bilan yuzaga keladigan bir nechta reaktsiyalar kulometrlarda, elektr miqdorini aniq o'lchash uchun mo'ljallangan asboblarda qo'llaniladi.
Ion kuchi - bu eritmadagi ion konsentratsiyalari mahsulotining valentlik kvadratiga teng yarmi yig'indisidir.
I=1/2∑zi^2*mi, bu yerda zi - ionning zaryadi, mi - ionning molyarligi. Birinchi D-X yaqinlashuviga ko'ra (chegara qonuni): logg±=−A∣z + z - ∣√I, bu erda I eritmaning ion kuchi,
z + z - ion zaryadlari; A=(1,825∗10^6)/(e T)^3 /2, bu erda e - dielektrik doimiy, T - harorat. 25 darajali suv uchun A = 0,509.
Lyuis-Randall pr.:
O'rtacha ion faollik koeffitsienti faqat eritmaning ion kuchiga bog'liq va eritmada mavjud bo'lgan boshqa ionlarga bog'liq emas. Qo'llash doirasi: 0,01-0,02 mol / kg
(Qo'shilganda yechim kuchli Bizning ozgina eruvchan tuzimiz bilan umumiy ionlari bo'lmagan el, PR o'zgarmaydi, chunki u faqat T va r ga bog'liq, chunki eritma kamayadi I oshiradi.)
Birinchi va ikkinchi turdagi o'tkazgichlar orasidagi interfeysda potentsial sakrashning paydo bo'lishi. Qaytariladigan elektrodlar va qaytariladigan galvanik elementlar. To'g'ri ochilgan galvanik elementning an'anaviy yozuvi. Galvanik elementning elektromotor kuchi (EMF).
Potensial m(cu2+plastinka) > m(cu2+eritma)=>potentsial tenglashtirilgunga qadar eritmadagi plastmassa=>l-qattiq interfeysdagi cho'zilgan elektr qatlami=>Me va l-dan potentsial sakrash sodir bo'ladi fazalar chegarasida potentsial sakrash galvanik elementlarning ishlashi asosida yotadi.
Elektrodlar kation yoki anion teskari bo'lishi mumkin. Metall plastinkali 1-turdagi elektrodlar va eritmada kation hosil qiluvchi gaz elektrodlari kation uchun teskari hisoblanadi. Anion uchun - metall bo'lmagan plastinkali 1-toifa, eritmada anion beradigan gaz elektrodlari va II turdagi elektrodlar. Galvanik element, agar u orqali teskari yo'nalishda oqim o'tkazilganda, unda teskari kimyoviy reaktsiyalar sodir bo'lsa, teskari deyiladi. Bunday galvanik element ikkita teskari elektroddan iborat. An'anaviy belgilar: chap tomonda ko'proq salbiy standart elektrod potentsiali bo'lgan elektrod yozilgan; faza chegaralari qattiq vertikal chiziq bilan, diffuziya potentsiali mavjud bo'lsa, eritma chegaralari bitta vertikal nuqta chiziq bilan yoki yo'q bo'lsa, qo'sh vertikal nuqta chiziq bilan ko'rsatiladi. Istisno har doim chap tomonda joylashgan vodorod elektrodidir. To'g'ri ochilgan galvanik elementga misol: Pt, H2 | HCl || CuSO4 | Cu | Pt Galvanik elementning emfsi uni tashkil etuvchi elektrodlarning elektrod potentsiallari farqiga teng. Galvanik elementni qayd etishning qabul qilingan shakliga ko'ra, uning EMF o'ng va chap elektrodlarning elektrod potentsiallari farqiga teng: E = Epr - Eleft > 0
40.Gaz elektrodi va ikkinchi turdagi elektroddan tashkil topgan kimyoviy galvanik elementga misol keltiring, elektrokimyoviy sxema suyuqlik birikmalari bo'lmagan - "o'tkazmasdan". Elektrod yarim reaksiyalari tenglamalarini va energiya hosil bo'ladigan kimyoviy reaksiya tenglamalarini yozing. elektr energiyasi bu element.
Bunday zanjirga vodorod-kumush xlorid elementini misol qilib keltirish mumkin
Pt | (H2) | HCl | AgCl | Ag, (I)
Mushuk vodorod xlorid eritmasiga botirilgan vodorod va kumush xlorid elektrodlaridan iborat. Bunday elementda ishlaganda quyidagi reaktsiyalar sodir bo'ladi: 1/2H 2 (gaz) ® H + (eritma) + e; AgCl (sol) + e ®Ag (sol) + Cl – (eritma)
Shunday qilib, umumiy jarayon kimyoviy reaksiya: 1/2H 2 (gaz) + AgCl (s)®Ag (s) + H + (eritma) + Cl - (p-p);
Bunday sxemaning EMF kumush xlorid va vodorod elektrodlari orasidagi potentsial farqga teng. Ur-iyani hisobga olib, olamiz
Kumush xlorid va vodorod elektrodlarining standart potentsiallari o'rtasidagi farq kontaktlarning zanglashiga olib keladigan standart EMF ni beradi. E oh, lekin vodorod elektrodining standart potentsiali nolga teng olinganligi sababli, keyin E o kumush xlorid elektrodining standart potentsialiga teng. Agar vodorod bosimi = 1 bo'lsa, u holda
.
Agar vodorod xlorid eritmada to'liq dissotsilangan bo'lsa, u holda vodorod va xlor ionlarining faolligi mahsulotini o'rtacha ion faolligi bilan almashtirish mumkin.
Gaz elektrodlari, vodorod elektrodi. Vodorod elektrodi potensialining vodorod ionlari faolligiga va molekulyar vodorod bosimiga bog'liqligini ifodalovchi tenglamani chiqarish va tahlil qilish. Vodorod elektrodini qo'llash doirasi.
Gaz elektrodlari - gaz bilan yuvilgan, bu gazning ionlarini o'z ichiga olgan eritmaga botirilgan inert metall plastinka. Elektrod misoli: Pt, H2 | H+ Yarim reaksiya tenglamasi: H + + e → ½ H2 Nernst tenglamasi: 
<= ½ H2 Уравнение Нернста:
Vodorod elektrodi. Shartli potentsial shkalasi. Vodorod elektrodining potensiali uchun Nernst tenglamasi. Elektrod potentsialining eritmaning pH qiymatiga va molekulyar vodorod bosimiga bog'liqligi. Vodorod elektrodini qo'llash doirasi.
Vodorod elektro-plastinkasi yoki Me dan yasalgan sim, vodorod gazini yaxshi singdiruvchi, vodorod bilan to'yingan (atmosfera bosimida) va vodorod ionlari bo'lgan suv eritmasiga botiriladi.
Pt, H2 | H+ Yarim reaksiya tenglamasi: H+ + e →<= ½ H2 Уравнение Нернста:
Ishlab chiqarishda suvdan foydalanish juda noqulay, chunki u gazsimon H2 ni etkazib berish bilan bog'liq yoki qisman suvli eritmalar -rah.
Shartli suv shkalasi, unda barcha haroratlarda standart suv el-da potentsiali 0 ga tanlanadi. U Nernst shkalasidan birlik konsentrasiyalari va bosim o'rniga birlik faolligi va o'zgaruvchanligi tanlanishi bilan farq qiladi.
rN=-log=>E=-0,059pH
Standart vodorod elektrodi. Shartli elektrod potensiali (vodorod shkalasidagi elektrod potensiali). Galvanik elementning EMF va an'anaviy elektrod potentsiallari o'rtasidagi bog'liqlik. EMF va elektrod potentsiallarining belgilari qoidasi.
Standart suv el-d – suv el-d. berilgan vodorodning bosimi 1 atm, eritmadagi H2 ionlarining faolligi T = 298 K da = 1 ga teng.
Shartli elektr potentsiali (yoki vodorod shkalasi bo'yicha elektr potentsiali) E = Berilgan elektr potentsiali va standart suv elektr potentsialidan tashkil topgan elementning EMF, ya'ni. E = EMF.
EMF ulanishi: a) shartli elektr potensial farqini toping: E2-E1=L2Y M 2 -L1Y M 1 +(m2Y pt -m1Y pt)= L2Y M 2 -L1Y M 1 +m2 Y M 1
b) E=E2-E1 bilan berilgan EMF uchun tenglama bilan solishtirish
Belgilar qoidasi: 1. Asosiy qoida- EMF ijobiy bo'ladi, agar musbat elektr (kationlar) galvanik element ichida chapdan o'ngga harakat qilsa (Stokgolm, 1953 yilgi xalqaro konferentsiya)
2. Xulosa. Ionlar zaryadsizlanganda o'ngda elektrod - qaytarilish jarayoni (elektrod musbat zaryadlangan), elektrodning o'zi esa g.e.ning musbat qutbidir. (katod); chapda elektrod - oksidlanish jarayoni (salbiy qutb, anod).
3. EMF belgisining mos kelishi kimyo nazariyasining belgilar tizimi. yaqinlik a)
b) va, spontan jarayon
