Elektr yurituvchi kuch va uning ahamiyati

I-BOB. ELEKTROKIMYO


1.1.Elektrokimyo asoslari

Elektrokimyo fizik kimyoning bir bo’limi bo’lib, kimyoviy energiyaning elektr energiyasiga va aksincha, elektr energiyaning kimyoviy energiyaga aylanishini o’rganadi [5-10].

Elektr toki ta’sirida sodir bo’luvchi kimyoviy reaksiyalarda - elektr energiya kimyoviy energiyaga aylanadi. Galvanik elementlarda kimyoviy reaksiyalar natijasida elektr energiya ishlab chiqariladi. Bu reaksiyalarning hammasi moddalar eritmalari yoki qorishmalarida sodir bo’lib, ular ionlar holatining o’zgarishiga bog`liqdir. Shuning uchun elektrokimyoda elektrolit eritmalarning xossalari, ionli muvozanat, elektrod jarayonlar, elektr yurituvchi kuchlar o’rganiladi.
Elektrokimyoviy jarayonlar katta amaliy ahamiyatga ega. Хlor, ishqorlar, qator rangli va nodir metallar olish, galvanotexnika jarayonlarida, tokning kimyoviy manbalarini ishlashida elektrokimyo qonunlari alohida ahamiyat kasb etadi. Fan va texnika nazorat tahlilning elektrokimyoviy uslublari (potensiometriya, konduktometriya, polyarografiya, kulonometriya va boshqalar) keng qo’llaniladi.


1.2. Elektrolit eritmalarning xossalari

Eritmalari yoki qorishmalari ion o’tkazuvchanlikka ega bo’lgan moddalarga elektrolitlar deb ataladi. Elektron o’tkazuvchanlik namoyon qiluvchi va birinchi tur o’tkazuvchilar hisoblanmish metallarga nisbatan elektrolitlar ikkinchi tur o’tkazgichlar hisoblanadi. Ikkinchi tur o’tkazgichlarga asos va kislota eritmalari, qotishma hamda tuz eritmalari yaqqol misol bo’la oladi [11].

c
Arreniusning eletrolitik dissotsiatsiya nazariyasi Grotgus nazariyasidan farqli ravishda tuz, kislota va asoslar molekulalarining dissotsiasiyasi, ya’ni ionlarga ajralishi ularning erishi tufayli sodir bo’lishini ko’rsatadi. Dissotsiatsiya - qaytar jarayondir. Eritmada ionlar va dissotsiatsilanmagan molekulalar orasida dinamik muvozanat o’rnatilishi bu jarayon orqali izohlanadi. I.A.Kablukov elektrolitik dissotsiatsiya nazariyasini to’ldirib, eritma tarkibidagi ionlar suv molekulalari bilan o’zaro ta’sirlashib gidratlar hosil qilishi mumkinligini isbotladi. Ionlarning gidratatsiyasi molekula ionlarining birikishiga to’sqinlik qiladi.
Eritmada elektrolit holatini xarakterlash uchun dissotsilanish darajasi va dissotsilanish doimiysidan foydalaniladi.
Dissotsilangan molekulalar sonining erigan modda molekulalarining umumiy soniga nisbati dissotsilanish darajasi deb ataladi.
Eritmalar suyultirilganda uning qiymati ortadi va to’la dissotsilanganda birga yoki 100% ga teng bo’ladi.
Elektrolit ionlari konsentratsiyalari ko’paytmasining ularning dissotsialanmagan molekulalar konsentratsiyasiga nisbati dissotsialanish doimiysi deb ataladi. Masalan, muvozanat uchun
NH₄OHNH₄⁺ + OH^- K=C · C_OH- /C (1)
Suyultirilgan eritmalarning dissotsilanish darajasi  bilan dissotsilanish doimiysi K quyidagi tenglama ko’rinishida bog`’langan:
(2),
(2) bunda C-elektrolit konsentratsiyasi.
Elektrolitik dissotsiatsiya nazariyasi kislota, asos, tuz eritmalarining nima uchun Vant-Goff qonuniga bo’ysunmasligini tushuntirish imkonini beradi. Eritmalarning osmotik bosimi, shuningdek, gazlarning bosimi hajm birligidagi zarrachalar soniga bog’liq. Agar elektrolit eritmaning tajribada aniqlangan osmotik bosimi Vant-Goff qonuni bo’yicha hisoblangan bosimdan katta bo’lsa, u holda bu eritmaning hajm birligidagi zarrachalar soni uning molyar konsentratsiyasidan katta bo’ladi. Faqat molekulalarning bir qismi dissotsilangandagina zarrachalar soni ortishi mumkin. Arrenius dissotsilanish darajasi izotonik koeffitsiyent bilan quyidagicha bog`’langanligini ko’rsatadi.
(3)
bunda n-bir molekula dissotsiyalanganda hosil bo’lgan ionlar soni, i-izotonik koeffitsiyent.
Dissotsiyalanish nazariyasi boshqa hodisa va jarayonlarni ham ilmiy asosda izohlab berdi. Arrenius nazariyasiga asosan, ion reaksiyalarning borish mexanizmini, bufer eritmalar ta’sirini, zinasimon dissotsialanishini, eritmalarning elektr o’tkazuvchanligini, indiqatorlarning ta’sir prinsipini, tuzlar gidrolizini, shuningdek «kislota» va «asos» tushunchalarini to’la mohiyatlari ochib berildi. Biroq, bu nazariya ilmiy jihatdan muhim ahamiyatga ega bo’lish bilan bir qatorda ma’lum kamchiliklardan ham holi emas. Elektrolitik dissotsiyalanish nazariyasini tajribada tekshirish natijasida bu nazariyani ko’pgina elektrolit eritmalarga tadbiq qilib bo’lmasligi aniqlandi va bunday elektrolitlar kuchli elektrolitlar deb nomlanadi. Arrenius nazariyasiga ko’ra tajribada olingan natijalar o’rinli bo’lgan elektrolitlar kuchsiz elektrolitlar deb ataladi. Elektrolitlarning bunday bo’linishi shartli bo’lib, ma’lumki elektrolitning holati erituvchi tabiatiga bog`’liqdir. Masalan, natriy xlorid suvda kuchli elektrolit, atsetonda esa kuchsiz elektrolit xossasiga ega bo’ladi.
Suvda ko’pgina tuzlar va noorganik kislotalar, ishqorlar kuchli elektrolit xossasini namoyon qiladi.
Keyingi izlanishlar asosida quyidagi ikki holat o’rinli bo’lgan kuchli elektrolitik eritmalar nazariyasini ishlab chiqishga olib keldi: 1) kuchli elektrolit eritmalarda ihtiyoriy konsentratsiyada faqat ionlar ko’rinishida mavjud bo’ladi; 2) ionlar eritmalarda bir-birlari bilan elektrostatik ta’sirda bo’ladilar.
Ionlar orasidagi tortishish va itarishishlar eritmalarning osmotik bosimi, muzlash temperaturasining pasayishi, elektr o’tkazuvchanlik, ionlarning reaksiyaga kirishish qobiliyatlari kabi xususiyatlarining mohiyatlarini anglab yetish imkonini beradi. Bu eritmadagi elektrostatik o’zaro ta’sirlashuvchi ionlar soni, ularning molekulalari to’la dissotsialangandagi ionlar sonidan kichik bo’lishi bilan tushuntiriladi. Ionlarning hisoblab topilgan konsentratsiyalarining effektiv konsentratsiyalarga nisbatan kamayishi aktivlik deb yuritiladi. Aktivlik va molyarlik o’zaro quyidagicha bog`’langan:
, (4)
bunda -aktivlik; -aktivlik koeffitsiyenti; m-eritmaning molyarligi. Eritmaning miqdoriy tarkibi boshqa usullar bilan ham ifodalanishi mumkin, lekin elektrolit eritmalarning tarkibi odatda molyarlik bilan ifodalanadi.
Cheksiz suyultirilgan eritmalar uchun =1 ga teng, ionlar orasidagi o’zaro ta’sir kuchlari konsentratsiya ortishi bilan ortadi, aktivlik koeffitsiyenti esa kamayadi. Har xil ionli elektrolitlarning aktivligi turlicha bo’ladi, shuning uchun elektrolitning aktivligi deganda uning ionlarini o’rtacha aktivligi tushuniladi va shunga mos ravishda o’rtacha aktivlik koeffitsiyenti tushunchasidan foydalaniladi.
Kuchli elektrolit eritmalarning asosiy xarakteristikasi ularning ionlari orasidagi o’zaro ta’sirlarni hisobga oluvchi ion kuchi hisoblanadi. Kuchli elektrolitlarning ion kuchi I eritmadagi hamma ionlarning molyarligi m_i bilan ularning zaryad sonlari kvadratlarining Z_i ko’paytmalari yig’indisining yarmiga teng:
(5)
Bu formuladan bir yoki bir necha elektrolitlarning ion kuchlarini hisoblash uchun foydalanish mumkin.
(6)
bunda Z⁺ va Z^--ionlarning zaryad soni; 0,51-25⁰C temperaturada suvli eritmalar uchun doimiy kattalik.
Suyultirilgan elektrolitlarda ma’lum elektrolitning o’rtacha aktivlik koeffitsiyenti faqat eritmaning ion kuchiga bog`’liq bo’lib, eritmadagi mavjud boshqa turdagi elektrolitlarga bog`’liq bo’lmaydi (ion kuchlar qoidasi). Bu qoida I0,02 bo’lganda yetarli darajada bajariladi, shuningdek, undan katta ion kuchlariga ega bo’lgan eritmalar uchun ham tahminan foydalanish mumkin.