ЛЕКЦ №12 ИСЭЛДЭХ АНГИЖРАХ УРВАЛ, ТҮҮНИЙ …›ЕКЦ-12.pdfШүлтийн металлууд нэгдэлдээ +1, газрын шүлтийн металлууд

ЛЕКЦ №12

ИСЭЛДЭХ АНГИЖРАХ УРВАЛ, ТҮҮНИЙ ХЭРЭГЛЭЭ, ЭЛЕКТРОЛИЗ

Товч агуулга: Энэхүү хичээлээр исэлдэх ангижрах буюу редокс урвалууд, исэлдэлтийн зэрэг

(ИЗ), металл ялтас ба металлын давсны уусмалын шүргэлцлэлийн зааг дээр үүсэх

потенциалын ялгавар буюу электродын потенциал, гальваник элемент, электролизын

процесс ба Фарадейн хуулиудын талаар судлах болно.

Түлхүүр үг: исэлдүүлэгч, ангижруулагч, исэлдэлтийн зэрэг, исэлдэх-ангижрах урвал,

электродын потенциал, Нернстийн тэгшитгэл, гальваник элемент, электролиз

12.1 Исэлдэх ангижрах урвал, түүнийг тэнцүүлэх

Электроны шилжилтээр явагддаг химийн урвалын нэг томоохон ангийг исэлдэх

ангижрах буюу редокс урвалууд гэж нэрлэдэг.

Усан орчин дахь исэлдэх ангижрах урвалууд (ИАУ) илүү ач холбогдолтой бөгөөд бүх урвал

усан уусмалд явагддаггүй. Жишээ нь: кальци ба хүчилтөрөгчөөс кальцийн оксид үүсэх

урвалыг авч үзье.

2Ca (хат) + O2 (хий) → 2CaO (хат)

Кальцийн оксид нь ионт нэгдэл тул Ca2+ба O2- ионуудыг үүсгэнэ. Энэ урвалыг биеэ даасан

дараах 2 шатаас бүрдэнэ гэж үзэж болно. Үүнд: нэг шатанд нь кальцийн 2 атом 4 электроноо

хүчилтөрөгчийн 2 атомд өгөх буюу шилжүүлж байгаа бол нөгөө шатанд хүчилтөрөгчийн

молекул энэ 4 электроныг өөртөө авах буюу нэгдүүлж байна.

2Ca → 2Ca2+ + 4e-

O2 + 4e- → 2O2-

Энэ шат нэг бүрийг хагас урвал гэж нэрлэх ба исэлдэх ангижрах урвалд оролцсон

электроны тоог тодорхой харуулдаг. Хагас урвалуудын нийлбэр нь нэгдсэн урвалыг

илэрхийлнэ.

2Ca + O2 + 4e- → 2Ca2+ + 2O2- + 4e-

Эцэст нь кальци ба хүчилтөрөгчийн ионуудын харилцан үйлчлэлээр кальцийн оксид үүсч

байна.

2Ca2+ + 2O2- → 2CaO

Электроныг алдаж буй хагас урвалд исэлдэх урвал гэдэг ойлголт хамаарна. Харин

ангижрах урвал бол электроныг авч буй хагас урвал нь байдаг.

Кальцийн оксидын үүсэх дээрх жишээ урвалд кальци нь исэлдсэн байгаа тул

ангижруулагчийн үүргийг гүйцэтгэжээ. Өөрөөр хэлбэл электроноо хүчилтөрөгчид өгч

түүнийг ангижруулсан байна. Харин хүчилтөрөгч нь ангижирсан байгаа тул исэлдүүлэгч

болно. Учир нь кальциас электроныг авч түүнийг исэлдүүлсэн байна. ИАУ -д

ангижруулагчийн алдсан электроны тоо нь исэлдүүлэгчийн авсан электроны тоотой тэнцүү

байх ёстой.

ИАУ дахь электроны шилжилтийн чиглэлийг тогтооход урвалд орж байгаа болон

урвалын бүтээгдэхүүн бодисуудын исэлдэлтийн зэргийг тогтоох нь ач холбогдолтой

байдаг. Электроны шилжилт бүрэн явагдсаны дараа молекул буюу ионт нэгдэл дэх атомууд

дээр илэрч буй цэнэгийн тоог исэлдэлтийн зэрэг (ИЗ) гэнэ.

Исэлдэлтийн зэрэг (ИЗ) -ийг тодорхойлоход баримтлах журам:

1. Дан бодисын атом нэг бүрийн ИЗ нь тэг байна. Иймд H2, Br2, Na, Be, K, O2 ба P4 дахь

атом бүр нэгэн адил буюу тэг ИЗ –тэй байна.

2. Нэг атомт ионуудын ИЗ нь уг ионы цэнэгтэй тэнцүү байна. Тухайлбал, Li+ ион +1,

Ba2+ ион +2, Fe3+ ион +3, J- ион -1, O2- ион -2 ИЗ-тэй байна. Шүлтийн металлууд

нэгдэлдээ +1, газрын шүлтийн металлууд +2 ИЗ –тэй байна. Хөнгөнцагаан өөрийн

бүх нэгдэлдээ +3 ИЗ -ийг үзүүлдэг.

3. Хүчилтөрөгч ихэнхи нэгдэлдээ -2 ИЗ-тэй байх боловч устөрөгчийн хэт оксид (H2O2)

ба пероксид (O22-) дахь хүчилтөрөгчийн ион нь ямагт -1 -ийг үзүүлнэ.

4. Металлуудтай үүсгэсэн бинар нэгдлүүдээс бусад бүх нэгдэлдээ устөрөгч +1 ИЗ-ийг

үзүүлнэ. Харин эдгээр тохиолдолд (жишээ нь, LiH, NaH, CaH2) түүний ИЗ нь -1

байдаг.

5. Фтор бүх нэгдэлдээ -1 ИЗ-тэй байдаг. Бусад галогенууд (Cl, Br ба I) нь нэгдэлдээ

галидын ионы хэлбэртэй байвал сөрөг ИЗ-тэй байна. Харин эдгээр нь

хүчилтөрөгчтэй нэгдсэн үедээ, тухайлбал, HHalO4, HHalO3, HHalO2, HHalO зэрэг

хүчилтөрөгчтэй хүчлүүд, тэдгээрийн анионуудад эерэг ИЗ-тэй байдаг.

6. Саармаг молекулд бүх атомуудын ИЗ-ийн нийлбэр нь тэгтэй тэнцүү байх ёстой.

Олон атомт ионд бүх элементүүдийн ИЗ-ийн нийлбэр нь ионы цэнэгтэй тэнцүү байх

ёстой.

7. Нийлмэл ионы цэнэгийн тоо нь ИЗ-ийн нийлбэртэй тэнцүү

Исэлдэх-ангижрах урвалын тэгшитгэлийг тэнцүүлэхэд хагас урвалын аргыг ашиглах

журам:

1. Үндсэн тэгшитгэл дэхь атом нэг бүрийн ИЗ-ийг тогтоож, исэлдсэн ба ангижирсан

атомуудыг тодорхойлно.

2. Үндсэн тэгшитгэлээс исэлдэх ба ангижирах атомуудыг салган хагас урвал болгон

бичнэ.

3. Хагас урвал нэг бүр дэхь устөрөгч ба хүчилтөрөгчөөс бусад бүх атомуудын тоог

тэнцүүлнэ.

4. Шаардлагатай байрлалд H2O-ыг нэмж хүчилтөрөгчийн тоог тэнцүүлнэ.

5. Хүчиллэг уусмал байх тохиолдолд шаардлагатай газарт нь H+ -ийг нэмэх замаар

устөрөгчийн тоог тэнцүүлнэ. Харин шүлтлэг уусмалд шаардлагатай бол H+ -ийг

нэмж эхлээд устөрөгчийг тэнцүүлнэ. Дараа нь H+ ионтой тэнцүү тооны OH- ионыг

тэгшитгэлийн 2 талд нэмж хагас урвал бүрийг хүчиллэг орчноос шүлтлэг орчин руу

шилжүүлнэ (Жишээ нь, хэрэв устөрөгчийг тэнцүүлэхийн тулд тэгшитгэлийн нэг

талд 2H+ -ийг нэмсэн бол хоёр талд нь 2OH- -ийг нэмж өгнө). H+ ба OH- ионууд

тэгшитгэлийн нэг талд байх тул ус үүсгэнэ. (Жишээ нь, 3H+ ба 3OH- ионууд 3H2O –

ыг үүсгэнэ). Хэрэв шаардлагатай бол усны молекулуудыг өөр хооронд нь эмхэтгэн

хураах замаар урвалын тэгшитгэлийн зөвхөн нэг талд нь үлдээх бөгөөд эсвэл аль ч

талд байхгүй байж болно.

6. Шаардлагатай бол электроныг нэмж өгөх замаар цэнэгийг тэнцүүлнэ.

7. Хагас урвал нэг бүр дэхь электроны тоог тэнцүүлж чадах тийм коэффициентийг олж

хагас урвалын тэгшитгэлүүдийг үржүүлнэ.

8. Хоёр хагас урвалын тэгшитгэлийг хооронд нь нэмнэ. Нэгдсэн тэгшитгэлийн 2 тал

дахь тэнцүү тоо хэмжээтэй нэгэн ижил бодисыг (электроныг оролцуулаад) эмхэтгэн

хураана.

9. Тэгшитгэл бүрэн тэнцсэн эсэхийг шалгана.

Жишээ 1: Хүчиллэг усан уусмалд калийн перманганат ба калийн иодидын хооронд явагдах

урвалыг хагас урвалын аргаар тэнцүүлье.

KMnO4 + KI + H2SO4 = I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O



K+1Mn+7O4-2 + K+1I-1 + H2

+1S+6O4-2 =I2

0 + Mn+2S+6O4-2 + K2

+1S+6O4-2 + H2

+1O-2

Аливаа химийн нэгдлийн ИЗ-ийн нийлбэр нь тэгтэй тэнцүү байдгийг үндэслэн элемент

бүрийн атомуудын ИЗ-ыг тодорхойлож болно.Тухайлбал:

𝐾+1𝑀𝑛𝑥𝑂4−2 ; +1 + X – 2 × 4 = 0; X = +7 (Mn+7)

Тэгшитгэл дэх дагалдах ионуудыг (K+, SO4-2) хурааж энэ урвалын ионы нэгдсэн

тэгшитгэлийг бичвэл дараах хэлбэртэй болно.

MnO4- + I- Mn2+ + I2


бичнэ.

I- I2 (исэлдэх)

MnO4- Mn2+ (ангижрах)

ИЗ нь нэмэгдсэн байгаа учир иод исэлдэж, харин манганийн ИЗ буурсан байх тул (Mn+7→

Mn2+) MnO4- ангижирсан байна. MnO4

- ион исэлдүүлэгч, харин I- ион ангижруулагч юм.


тэнцүүлнэ.

2I- I2 (исэлдэх)

MnO4- Mn2+ (ангижрах)

4. Шаардлагатай байрлалд H2O-ыг нэмж хүчилтөрөгчийн тоог тэнцүүлнэ.

2I- I2 (H2O нэмэх шаардлагагүй)

MnO4- Mn2+ + 4H2O

5. Шаардлагатай байрлалд нь H+ -ийг нэмэх замаар устөрөгчийн тоог тэнцүүлнэ.

2I- I2 (H+ нэмэх шаардлагагүй)

MnO4- + 8H+ Mn2+ + 4H2O

Урвал хүчиллэг орчинд явагдаж байгаа тул OH- -ийг оруулах шаардлагагүй.

6. Шаардлагатай байрлалд электроныг нэмж өгөх замаар цэнэгийг тэнцүүлнэ.

2I- I2 + 2e- (тал нэг бүр дэхь нийлбэр цэнэг = -2)

MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O (тал нэг бүр дэхь нийлбэр цэнэг = +2)

7. Хагас урвал нэг бүр дэхь электроны тоог тэнцүүлж чадах тийм коэффициентийг

олж хагас урвалын тэгшитгэлүүдийг үржүүлнэ.

5 [2I- I2 + 2e-] буюу 10I- 5I2 + 10e-

2 [MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ +4H2O] буюу 2MnO4

- + 16H+ + 10e- 2Mn2+ + 8H2O


дахь тэнцүү тоо хэмжээтэй нэгэн ижил бодисыг (электроныг оролцуулаад)

эмхэтгэн хураана.

10I- 5I2 + 10e-

2MnO4- + 16H+ + 10e- 2Mn2+ + 8H2O

2MnO4- + 10I- + 16H+ + 10e- 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O + 10e-

Электронуудыг хураавал тэгшитгэл дараах хэлбэртэй болно.

2MnO4- + 10I- + 16H+ 2Mn2++ 5I2+ 8H2O

9.Тэгшитгэл тэнцсэн эсэхийг шалгана.

Элемент Тэгшитгэлийн зүүн тал Тэгшитгэлийн баруун тал

Mn 2 2

O 8 8

I 10 10

H 16 16

Цэнэг +4 +4

Жишээ 2: Шүлтийн аккумулятор нь цайр ба манган (IV) –ын оксидын оролцоотой шүлтлэг

орчинд явагдах исэлдэх-ангижрах урвалын улмаас цахилгаан энергийг гаргадаг. Энэ

урвалын үндсэн тэгшитгэл нь тэнцүүлээгүй үед дараах хэлбэртэй байдаг бол хагас урвалын

аргаар тэнцүүлье.

Zn (хат) + MnO2 (хат) = Zn(OH)2 (хат) + Mn2O3 (хат)



0 +4 -2 +2 -1 +3 -2

Zn (хат) + MnO2 (хат) = Zn(OH)2 (хат) + Mn2O3 (хат)


бичнэ.

Zn → Zn(OH)2 (исэлдэх)

MnO2 → Mn2O3 (ангижрах)

Цайр исэлдсэн байгаа тул ангижруулагч, MnO2 ангижирсан (манганийн исэлдэлтийн зэрэг

буурсан байх тул) байгаа учир исэлдүүлэгч болно.


тэнцүүлнэ.

Zn → Zn(OH)2

2MnO2 → Mn2O3

4. Шаардлагатай байрлалд H2O –ыг нэмж хүчилтөрөгчийн тоог тэнцүүлнэ.

Zn + 2H2O → Zn(OH)2

2MnO2 → Mn2O3 + H2O

5. Шаардлагатай байрлалд H+ -ийг нэмэх замаар устөрөгчийн тоог тэнцүүлнэ.

Zn + 2H2O → Zn(OH)2 + 2H+

2MnO2 + 2H+ → Mn2O3 + H2O

Хоёр хагас урвалын аль алинд 2H+ ионууд байгааг анхааралдаа авъя. Энэ урвал шүлтлэг

орчинд явагдаж байгаа. Иймд хагас урвал бүрийн хоёр тал дахь H+ ионуудтай тэнцүү тооны

OH- ионуудыг нэмж хагас урвалуудыг хүчиллэг орчноос шүлтлэг орчин руу шилжүүлье

(Энд хоёр хагас урвалд нэгэн ижил үйлдэл шаардагдаж байна).

Zn + 2H2O + 2OH- → Zn(OH)2 + 2H+ + 2OH-

2MnO2 + 2H+ + 2OH-→ Mn2O3 + H2O + 2OH-

Эхний хагас урвалын баруун гар тал дахь 2H+ + 2OH- нийлбэр нь хоёр молекул H2O –ыг

үүсгэнэ. Энэ үйлдлийг хоёр дахь хагас урвалын зүүн гар талд давтан бичье.

Zn + 2H2O + 2OH-→ Zn(OH)2 + 2H2O

2MnO2 + 2H2O → Mn2O3 + H2O + 2OH-

Тэнцүү тоотой усны молекулуудыг хураая.

Zn + 2H2O + 2OH- → Zn(OH)2 + 2H2O

2MnO2 + 2H2O → Mn2O3 + H2O + 2OH-

Үүний дүнд дараах тэгшитгэл бичигдэнэ:

Zn + 2OH- → Zn(OH)2

2MnO2 + H2O → Mn2O3 + 2OH-

6. Шаардлагатай байрлалд электроныг нэмж өгөх замаар цэнэгийг тэнцүүлнэ.

Zn + 2OH-→ Zn(OH)2 + 2e-

2MnO2 + H2O + 2e- → Mn2O3 + 2OH-

7. Хагас урвал нэг бүр дэхь электроны тоог тэнцүүлж чадах тийм коэффициентийг

олж хагас урвалын тэгшитгэлүүдийг үржүүлнэ.

Энэ тохиолдолд хагас урвалууд дахь электроны тоо нь тэнцсэн байна.


дахь тэнцүү тоо хэмжээтэй нэгэн ижил бодисыг (электроныг оролцуулаад) эмхэтгэн

хураана.

Zn + 2OH- →Zn(OH)2 + 2e-

2MnO2 + H2O + 2e- → Mn2O3 + 2OH-

Zn + 2MnO2 + 2OH- + H2O + 2e- → Zn(OH)2 + Mn2O3 + 2OH- + 2e-

Электронуудыг хураавал тэгшитгэл дараах хэлбэртэй болно.

Zn + 2MnO2 + H2O → Zn(OH)2 + Mn2O3

9. Тэгшитгэл тэнцсэн эсэхийг шалгана.

Элемент Тэгшитгэлийн зүүн тал Тэгшитгэлийн баруун тал

Zn 1 1

Mn 2 2

O 5 5

H 2 2

Цэнэг 0 0

Тэнцүүлсэн тэгшитгэл нь дараах хэлбэртэй байна.

Zn (хат) + 2MnO2 (хат)+ H2O (шин) → Zn(OH)2 (хат) + Mn2O3 (хат)

12.2 Исэлдэх ангижрах урвалын төрлүүд

Исэлдэх ангижрах урвалын дараах үндсэн хэлбэрүүд байдаг. Үүнд:

1. Нэгдэх урвал: Энэ урвалын дүнд хоёр ба түүнээс дээш тооны бодис нэгдэж нэг

бүтээгдэхүүн үүсгэх урвалууд байдаг.

S (хат) + O2 (хий) → SO2 (хий)

3Mg (хат) + N2 (хий) → Mg3N2 (хат)

2. Задрах урвал: Энэ урвалаар нэг бодис задарч хоёр ба түүнээс дээш тооны

компонентыг үүсгэнэ.

2HgO (хат) → 2Hg(шин) + O2 (хий)

2KClO3 (хат) → 2KCl (хат) + 3O2 (хий)

2NaH (хат) → 2Na (хат) + H2 (хий)

3. Халах урвал: Энэ урвалаар нэг нэгдлийн найрлаган дахь ион буюу атом нь өөр

элементийн ион буюу атомаар солигддог.

A + BC → AC + B

Халах урвалын дараах төрлүүд байдаг. Үүнд:

А. Устөрөгчийг халах: Металл элементүүдээс хамгийн идэвхитэй нь болох бүх шүлтийн

металлууд ба зарим газрын ховор металлууд (Ca, Sr, Ba) хүйтэн уснаас устөрөгчийг

ялгаруулна.

2Na(хат) + 2H2O(шин) → 2NaOH(уус) + H2 (хий)

Ca(хат) + 2H2O(шин) → Ca(OH)2 (хат)+ H2 (хий)

Харин хөнгөнцагаан ба төмөр зэрэг идэвхи багатай металлууд усны ууртай харилцан

үйлчлэлцэж устөрөгчийг ялгаруулна.

2Al(хат) + 3H2O(хий) → Al2O3 (хат) + 3H2 (хий)

2Fe(хат) + 3H2O(хий) → Fe2O3 (хат) + 3H2(хий)

Устай харилцан үйлчлэлцдэггүй олон металл хүчлээс устөрөгчийг ялгаруулдаг.

Zn(хат) + 2HCl(уус) → ZnCl2(уус) + H2(хий)

Mg(хат) + 2HCl(уус) → MgCl2(уус) + H2(хий)

Б. Металлыг халах: Химийн нэгдлийн найрлаган дахь металл нь элементар төлөв байдалд

орших өөр металлаар халагдах боломжтой.

Zn(хат) + CuSO4(уус) → ZnSO4(хат) + Cu(хат)

Cu(хат) + 2AgNO3(уус) → Cu(NO3)2 (уус) + 2Ag(хат)

Металл эсвэл устөрөгчийг халах урвалын чухам аль нь явагдах вэ гэдгийг урьдчилан

тогтоох хялбар арга бол идэвхийн эгнээ (цахилгаан химийн эгнээ ч гэдэг) –г ашиглах явдал

юм. Энэ эгнээ ёсоор устөрөгчөөс дээш байрлах металл нь түүнийг ус ба хүчлээс түрэх ба

харин доош байрлаж буй металл ус ба хүчилтэй урвалд орохгүй. Мөн металл бүр нь өөрөөс

доош байрлах металлуудыг нэгдлээс нь хална.

Металлыг ялгаруулах урвалууд металлургийн процесст өргөн хэрэглэгдэх ба түүний

зорилго нь цэвэр металлыг хүдрээс нь ялгах явдал юм.

V2O5(хат) + 5Ca(шин) → 2V(хат) + CaO(хат)

TiCl4(хий) + 2Mg(шин) → Ti(хат) + 2MgCl2(шин)

В. Галогеныг халах: Галогенуудын бие биеэ нэгдлээс халах идэвхи нь дараах эгнээгээр

тодорхойлогдоно. F2 > Cl2 > Br2 > I2

Фторын молекул нь уусмал дахь хлоридын, бромидын ба иодидын ионыг халах чадвартай.

Cl2(хий) + 2KBr(уус) → KCl(уус) + Br2(шин)

Cl2(хий) + 2NaI(уус) → NaCl(уус)+ I2(хат)

4. Өөрөө исэлдэн ангижрах урвал: Диспропорцийн урвалын үед исэлдэлтийн нэг

төлөвт байгаа элемент нэгэн зэрэг исэлдэх ба ангижирдаг. Энэ урвалд аль нэг урвалж нь

доод тал нь исэлдэлтийн гурван төлөвт оршиж чадах элементийг заавал агуулсан байна.

2H2O2(уус) → 2H2O(шин) + O2(хий)

Энд урвалж дахь хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн зэрэг (-1) байсан бол O2 –т тэг болтол

нэмэгдэж харин H2O-д -2 болтол буурсан байна.

12.3 Цахилгаан энергийн химийн үүсгэвэр

ИАУ-ыг цэнэгийн зөөгдөл дагалддаг учир тэдгээрийг цахилгаан гүйдлийн

үйлчлэлээр явуулж болно. Нөгөө талаас ИАУ-ыг явуулснаар цахилгаан гүйдлийг гарган

авах боломжтой.

Электродын потенциал: Хэрэв металл ялтсыг уг металлын ионыг агуулсан уусмалд

дүрвэл металл-уусмалын шүргэлцлэлийн зааг дээр металлын уусах-тунадасжих гэсэн эргэх

процессын улмаас потенциалийн (хүчдэл) ялгавар буюу үсрэлт үүснэ. Энэ ялгаврыг тухайн

металлын электродын потенциал гэж нэрлэдэг бөгөөд металлынхаа мөн чанар, уусмалын

концентраци ба температураас хамаардаг байна.

Зураг 1. Нэг электродын үүр буюу хагас үүр

(∆𝜑) - Металл-уусмалын шүргэлцлэлийн зааг дээр металлын уусах-тунадасжих процессын улмаас үүсэх

потенциалийн ялгавар буюу үсрэлт

Металл-уусмалын шүргэлцлэлийн зааг дээр металлын уусах-тунадасжих процессын

тэнцвэрийг дараах тэгшитгэлээр илэрхийлж болно.

Me + mH2O ⇔ Men+(H2O)m + ne

Уусмалд Металлын гадаргууд

Энэхүү тэнцвэрийн нөхцөлд харгалзах потенциалыг электродын тэнцвэрийн потенциал

гэж нэрлэдэг. Хагас үүрийн электродын потенциалийг шууд хэмжих боломжгүй тул

бүхий л металлын электродын потенциалыг устөрөгчийн хийн стандарт

электродтой (2 хагас элементийг) харьцуулан тодорхойлдог.

Энэ электродын потенциалыг тэгтэй вольттой тэнцүү гэж авдаг. φ0298 (2H+ → H2) = 0.

Стандарт нөхцлийн үед (T = 298 K; [Men+] = 1 моль/л) устөрөгчийн стандарт электродтой

харьцуулан тодорхойлсон электродын потенциалыг металлын электродын стандарт

потенциал гэх ба φ0 гэж тэмдэглэнэ. Электродын стандарт потенциал нь металлын химийн

идэвхийн, ө. х. түүний өөрийн валентын электроноо өгч ион байдлаар уусмалд шилжих

чадварын тоон илэрхийлэл юм.

Жишээ нь: Цайрын ялтасын түүний 1 моль давсны уусмалд уусах үеийн электродын

потенциалийг цагаан алтан ялтас агуулсан устөрөгчийн хийн электродтой харьцуулан

цайрын электродын стандарт потенциалийн зөрүүг тодорхойлье.

Зураг 2. Цагаан алтан ялтас агуулсан устөрөчгийн хийн электрод ба цайр электродын

битүү цахилгаан хэлхээ

Хоёр электродын хооронд дахь цэнэгийн ялгааг (потенциалын зөрүүг) хүчдэл хэмжигчээр

хэмжиж (вольтметр) болно.

Вольтметрийн хэмжилтээр сөрөг туйлт электрод нь цайр, эерэг туйлт электродыг

устөрөгчийн электрод үзүүлж, потенциалын утга нь 𝜑0=0.76 вольтийг зааж байна. Иймд

цайрын атомын иончлолын потенциалын утгыг олбол:

2

2

( ) ( )

0.76 0

0 0.76 0.76

катод анод H Zn

H Zn

Zn вольт

Дээрхи байдлаар бусад металлуудын электродын стандарт потенциалуудыг хэмжинэ.

Потенциалын утгын өсөх дарааллаар байрлуулсан эгнээг металлын идэвхийн буюу

хүчдлийн эгнээ гэж нэрлэдэг.

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Pb H Cu Hg Ag Pt Au

-3.09 -2.92 -2.87 -2.71 -2.37 -1.66 -1.18 -0.76 -0.44 -0.13 0.0 +0.34 +0.79 +0.8 +1.2 +1.5

Металлын идэвхийн эгнээ нь зөвхөн усан уусмал дахь тэдгээрийн исэлдэх ба ангижрах

шинж чанарыг тодорхойлно. Мөн түүний тусламжтайгаар металл ба тэдгээрийн ионы

хоорондох исэлдэх ангижрах урвалын чиглэлийг тодорхойлж өгнө.

Металлын электродын потенциал нь хэдийчинээ хасах утгатай бол түүний

ангижруулах чадвар төдий чинээ их байна.

Металл бүхэн хүчдэлийн эгнээнд өөрийнхөө дараа байрласан металлуудыг давсных

нь уусмалаас түрэх буюу ангижруулна.

Хүчдэлийн эгнээнд устөрөгчөөс зүүн гар талд байрласан электродын хасах

потенциалтай металл хүчлийн уусмалаас устөрөгчийг түрнэ. Металлын байрлалыг

үндэслэн тухайн металл байгаль дээр дан байдалтай орших уу, эсвэл химийн

нэгдлийн байдлаар тохиолдох уу гэдгийг урьдчилан мэдэж болно.

Хэрэв нөхцөл нь стандарт нөхцлөөс ялгаатай байвал электродын потенциалын утганд

дараах 3 хүчин зүйл нөлөөлнө

Электродын процесст оролцож буй бодисын (электрод ба электролит) шинж чанар

Электрод уусмалтай хаирлцан үйлчлэлцэхэд үүсэх ионуудын найрлага ба

концентраци

Орчны температур

Эдгээр хүчин зүйлсийг нэгтгэн электродын потенциалыг тооцоолоход Нернстийн

тэгшитгэл-ийг ашигладаг.

0 2.3 [ ]lg

[Re ]

RT Ox

nF d

Энд: φ0 -металлын электродын стандарт потенциал; n-исэлдэх процесст оролцсон

электроны тоо; F -Фарадейн тоо (96500 Кл/моль); R -хийн нэгдсэн тогтмол (8.31 Ж⋅моль-

1⋅К-1); T -абсолют температур (К), [Ox] ба [Red]- исэлдсэн ба ангижирсан ионуудын

концентраци

Якоби-Даниэлийн гальваник элемент: Электродууд дээр нь ИАУ өөрөө аяндаа явагдсаны

дүнд цахилгаан энерги гаргадаг төхөөрөмжийг гальваник элемент гэж нэрлэдэг.

Якоби-Даниэлийн гальваник элемент нь металл цайр ба зэс электродуудыг харгалзах

сулфатын давсны уусмалд нь дүрсэн 2 хагас элементээс тогтсон хийц юм.

Энэ гальваник элементийн металл цайр ба зэс электродуудыг харгалзах сулфатын давсны 1

моль/л концентрацитай уусмалд нь дүрж электродуудын орон зайг тусгаарлаж ИАУ-ыг

явуулбал гадаад хэлхээгээр электроны чиглэлт хөдөлгөөн буюу цахилгаан гүйдэл үүснэ.

Цайр (φ0= -0.76 B) ялтасын гадаргууд: Zn ⇔ Zn2+ + 2e- гэсэн тэнцвэр,

Зэс (φ0 = +0.34 B) ялтасын гадаргууд: Cu ⇔ Cu2+ + 2e- гэсэн тэнцвэр тогтох болно.

Цайр электродын потенциал илүү сөрөг утгатай тул гадаад хэлхээ битүүрэх үед

электронууд цайраас (анод) зэс (катод) рүү шилжих болно. Процесс явагдсаны улмаас анод

дээрх тэнцвэр баруун гар тал руу шилжиж цайр ялтас үүсч цайрын ион уусмалд үүснэ

(анодын уусалт). Цайрын ялтас электроныг алдах үед уг ялтас сөрөг (-) туйлаар

цэнэглэгдэж анодын үүргийг гүйцэтгэнэ. Харин цайраас алдагдсан электрон металл

дамжуулагчаар дамжин зэс ялтаст шилжин электроны илүүдэл бий болох үед уусмал дахь

зэсийн ион өөртөө электроныг авч катод дээр зэс ялгарч ангижрана. Үүний үр дүнд зэс ялтас

эерэгээр цэнэгтэй болж катодын буюу эерэг туйлт электрод (+) бий болгоно. зэсийн

сульфатын уусмал агуулсан хоёр дугаар хагас элементийн электролитийн уусмалд илүүдэл

байдлаар орших анион 2

4( )SO калийн хлоридын давсан гүүрээр дамжин нэгдүгээр хагас

элементэд шилжин ирж түүний цайрын илүүдэл байдлыг саармагжуулж гальвани

элементийн нэг цикл эргэлт дуусна. Ийм байдлаар үргэлжилэн давтагдах ба давсны уусмал

дахь зэсийн ионыг дуустал уг процесс үргэлжилэн чийдэн гэрэлтэх болно. 3-р зургаар Якоби

– Даниэлийн гальваник элементийн бүдүүвч зургийг харуулав.

Зураг 3. Зэс-цайрын гальваник элемент: 1-цайр электрод (анод буюу сөрөг туйл үүсгэнэ);

2-зэс электрод (катод буюу эерэг туйл үүсгэнэ); 3-SO42- -ыг нэвтрүүлэгч давсан гүүр;

4-электрон дамжуулагч металл утас.

Энэ гальваник элементийн бүдүүвчийг дараах байдлаар бичиж болно: Zn ⎢Zn2+⎢⎢Cu2+⎢Cu

(Aнод): Zn - 2e- = Zn2+ (исэлдэх)

(Kатод): Cu2+ + 2e- = Cu (ангижрах)

Нэгдсэн тэгшитгэл: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu

Гальваник элементийн электродуудын потенциалын тэнцвэрийн үед тодорхойлогдсон

хамгийн их ялгаврыг цахилгаан хөдөлгөгч хүч (ЦХХ) гэж нэрлэж дараах томьёогоор

олдог:

ЦХХ0 = Δ φ0 = φ0катод - φ

0анод

ЦХХ-ийг дараах нөхцөлд хэмжинэ.

температур: 77ºF (25ºC, 298K);

агаарын даралт: 1 атм;

электролит уусмалын концентраци 1 M (1 моль/л).

Эндээс гальваник элементийн стандарт нөхцөл дэх ЦХХ -ийг тооцоолбол:

Гальвани элементийг дэлгэрэнгүй бүвүүвч дараах байдлаар бичиж болно.

(анод) (катод)

12.4 Электролиз

Электролитын уусмал буюу хайлмал дундуур цахилгаан гүйдэл нэвтрүүлэх үед

электродууд дээр явагдах ИА процессыг электролиз гэж нэрлэдэг. Электролизын

процессыг явуулах төхөөрөмжийг электролизер гэх бөгөөд түүний үндсэн эд анги нь анод

ба катод юм.

Электролизыг явуулахад идэвхитэй (зарцуулагддаг) ба инертийн (зарцуулагддаггүй) гэсэн

2 төрлийн анод электродыг ашигладаг. Идэвхитэй анод нь исэлдэж уусмал руу ион

хэлбэрээр шилждэг бол инерт анод нь уусмал руу электроныг дамжуулах үүрэг

гүйцэтгэдэг.

Жишээ нь: CdCl2-ын давсны хайлмалын электролизыг авч үзье. Давс хайлах үед дараах

электролит диссоциацийн урвал явагдана:

CdCl2 → Cd2+ + 2Cl-

Хэрэв энэ хайлмалыг агуулсан сав руу бал чулуугаар (графит) хийсэн 2 инерт электродыг

дүрээд тэдгээрийг гүйдэл үүсгэгчийн туйлуудад холбовол электролит дотор ионуудын

чиглэлт хөдөлгөөн үүсэж (Зураг 4) дараах процессуд явагдана.

Анод (эерэг туйл) дээр (+): хлорын ион исэлдэж, хий байдалтай хлор ялгарна.

2Cl- - 2e- = Cl2.

Катод (сөрөг туйл) дээр(-): кадмийн ион ангижирч металл байдалтай ялгарна.

Cd2+ + 2e- = Cd0

0 0 0 0 0,34 ( 0,76 1,10 )Cuкатод а nнод ZЦХХ Вольт

4 ( ) 4 ( )( ) / 1 / / 1 / ( )aq aqZn ZnSO M CuSO M Cu

е

Зураг 4. CdCl2 –ын хайлмалын электролиз

Тодорхой хугацааны дараа инерт электродууд дээр металл кадми ба хий байдалтай хлор

сууж инерт электродууд идэвхитэй электродууд болон хувирна.

Кадмийн ба хлорын гэж нэрлэгдэх эдгээр электродын стандарт электродын потенциал

нь дараах утгатай байна.

Cd2+ + 2e- = Cd0, φ0 = -0.4 B

Cl2 + 2e- = 2Cl- φ0 = +1.36 B

Шинээр үүссэн гальваник элементэд явагдах гүйдэл үүсгэгч урвал нь электролизын

урвалын эсрэг (урвуу) урвал байх болно.

Cd + Cl2 = CdCl2

Электролизыг явуулахад шаардагдах хамгийн бага хүчдэл (задралын хүчдэл) энэ процессын

явцад үүссэн гальваник элементийн ЦХХ –ээр тодорхойлогддог.

ЦХХ0 = 1.36 - (-0.4) = 1.76 В = ∆𝜑0

Электродын процесс: Хэрэв электролитын уусмалд хэд хэдэн төрлийн ион буюу

диссоциацид ороогүй молекул агуулагдаж байгаа бол электрод дээр мөн хэд хэдэн процесс

явагдах боломжтой. Электролиз явагдах үед уусмал буюу хольцоос ионуудын электрод дээр

цэнэгггүйжих дараалал нь тухайн электродын потенциалаар тодорхойлогддог. Тухайлбал,

потенциалын утга ихтэй ион хамгийн эхэлж катод дээр цэнэггүйжих (ангижрах) ба харин

потенциалын утга багатай ион анод дээр цэнэггүйжнэ (исэлдэх).

Давсны усан уусмал өөрийн ионуудаас гадна усны ионууд ба молекулыг (H+, OH-, H2O)

агуулсан байдаг. Иймд давсны сулруулсан уусмалд электролиз явуулах үед ионуудын

электродын урвалд орох дарааллыг дараах байдлаар тогтоосон байдаг.

LI, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, N, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Катодын процесс:

1. Хүчдлийн эгнээнд Al-аас өмнө байрлах металлуудын катион, мөн Al өөрөө катод дээр

цэнэггүйжихгүй.

Харин энэ тохиолдолд катод дээр усны молекул ангижрана: 2H2O + 2e- = H2 + 2OH-

2. Хүчдлийн эгнээнд Al –аас H хүртэл байрлаж буй металлуудын катион устөрөгчтэй хамт

цэнэггүйжнэ.

Жишээ нь: Zn2+ + 2e- = Zn0, 2H2O + 2e- = H2 + 2OH- (φ0 = -0.83 B)

3. Устөрөгчийн электродоос электродын потенциалын утга ихтэй идэвхи багатай металлын

(үнэ металлууд) ионууд хамгийн түрүүнд цэнэггүйжих бөгөөд устөрөгчийн ионууд ба

усны молекул цэнэггүйжих процесст орохгүй.

Жишээ нь: Cu2+ + 2e- = Cu0

Анодын процесс:

Анионуудыг ангижрах идэвхийнх нь өсөлтөөр дараах байдлаар жагсааж

болно: F-, NO3-, SO4

2-, OH-, Cl-, Br-, I-, S2-

Гэвч анионуудын цэнэггүйжих дараалал нь энэ эгнээнд бүрэн захирагддаггүй тул дараах

журмыг баримталдаг. Үүнд:

1. Cl-, Br-, S2- болон бусад дан анионууд (F- -оос бусад) анод дээр өөрсдөө цэнэггүйжнэ:

Жишээ нь: 2Cl- - 2e- = Cl2

2. Нийлмэл анионууд (NO3-, SO4

2- ба бусад) анод дээр цэнэггүйжихгүй ба харин усны

исэлдэх процесс явагдана:

2H2O + 4e- = O2 + 4H- (ϕ0 = +1.23 B)

Электролизын хуулиуд: Электролизын урвалаар стихиометрийн тооцоо хийхэд Фарадейн

хуулиудыг ашигладаг.

1. Электролизын үед хувиралд орсон электролитын масс ба электрод дээр үүссэн

бодисын масс нь электролитын уусмал буюу хайлмал дундуур нэвтрүүлсэн

цахилгааны тоо хэмжээнд шууд пропорциональ хамааралтай байна.

Mr I tm

n F

Энд m-ялгарсан буюу хувиралд орсон бодисын масс; Mэк-бодисын эквивалент масс

(г/моль⋅экв); t -хугацаа (с); I- гүйдлийн хүч (A); F- Фарадейн тогтмол (96500 Кл/моль⋅экв)

ба энэ нь нэг моль эквивалент хэмжээний бодисыг ялгаруулах буюу хувиралд оруулахад

шаардагдах цахилгааны тоо хэмжээ

2. Электролитын уусмал буюу хайлмал дундуур нэгэн ижил хэмжээний цахилгаан

гүйдлийг нэвтрүүлэх үед электродууд дээр ялгарах бодисын масс нь тэдгээрийн

химийн эквивалентад шууд пропорционал байна.

1 1

2 2

т Э

т Э

Энд: m1 ба m2 электрод дээр ялгар бодисын масс, г; Э1 ба Э2- электрод дээр ялгар бодисын

химийн эквивалент

12.5 Цахилгаан химийн урвалын хэрэглээ

Цахилгаан химийн урвалыг гол төлөв гүйдлийн химийн үүсгэвэр болгон хэрэглэдэг.

Түлшний элемент ба аккумулятор: Аккумулятор нь эргэх ажиллагаатай төхөөрөмж

байдаг тул ердийн гальваник элементүүдээс ялгаатай юм. Цахилгаан энергийг гарган авахад

зарцуулагдсан урвалж нь тогтмол гүйдлээр тэжээх (электролиз) үед дахин сэргээгддэг

онцлогтой. Энэ үед гальваник элементийн горимынхоос эсрэг урвал явагдана. Ердийн

гальваник элементүүд нь энэ зорилгоор хэрэглэхэд электродын хүчтэй туйлшрал ба

урвалын үл эргэх чанарын улмаас тохиромжгүй байдаг. Хамгийн өргөн хэрэглэгддэг

хүчлийн хартугалган аккумуляторын ажиллагааны үндэс нь дараах цахилгаан химийн

хэлхээ байдаг.

Зураг 5. Хартугалга ба хартугалганы (IV) оксидын гальваник элемент (аккумулятор)

Цэнэггүйжих процесс дараах хагас урвалуудын оролцоотой явагдана:

Анод: Pb – 2e- + SO42- = PbSO4 (хат) (𝜑0

анод= 0.36 B)

Катод: PbO2 (хат) + 2e- + 4H+ + SO42- = PbSO4 (хат) + H2O (𝜑0

катод= 1.6B)

Гүйдэл үүсгэгч нэгтгэсэн урвал:

Pb (хат) + PbO2 (хат) + 2H2SO4 (уус) = 2PbSO4 (хат) + H2O

ЦХХ0 = Δ φ0 = φ0катод - φ0анод = 1.6 - (-0.36) = 2.04 Вольт.

Иймд акумулятор нь 6 хэсэг хос электродоос бүрдэнэ.

Гальвани хэлхээг товчилсон хэлбэрээр бичвэл:

(-) Pb ⎢PbSO4 (хат) ⎢⎢H2SO4 (уус) ⎢⎢PbO2 (хат) ⎢Pb (+)

Аккумуляторын цэнэглэгдэх нь электролизын эсрэг урвалаар явагддаг. Усан уусмалын ба

хайлмалын электролизыг аж үйлдвэрт металлуудыг гарган авах, тэдгээрийг цэвэрлэх

зориулалтаар өргөн хэрэглэж байна.

Металлын зэврэл, түүнээс хамгаалах: Зэврэл нь металлын хүрээлэн буй орчинтойгоо

химийн буюу цахилгаан химийн харилцан үйлчлэлд орсоны улмаас гадаргуу нь эвдрэх

өөрөө аяндаа явагдах процесс юм. Металлын зэврэлийн хамгийн түгээмэл хэлбэр бол

цахилгаан химийн зэврэл бөгөөд энэ нь электролитын орчинд цахилгаан гүйдлийн дотоод

систем үүссэний улмаас явагддаг металлын эвдрэл юм. Цахилгаан химийн гаралтай

зэврэлийн процессын жишээнд хөрсний, гадаргын, голын ба далайн усанд, чийгтэй агаарт,

техникийн уусмалд, мөн металлын механик боловсруулалтанд хэрэглэгддэг тослох-хөргөх

зориулалтын шингэний үйлчлэлээр машины эд анги ба төрөл бүрийн металл хийцийн

эвдрэх үзэгдэл орно.

Металлын гадаргуу дахь цахилгаан химийн зэврэл нь нэгэн зэрэг явагдах дараах 2 урвалаар

явагддаг. Үүнд:

Анод дээр: металлын исэлдэлт Me – ne- = Men+

Катод дээр: хүчиллэг орчин дахь устөрөгчийн ионы

2H+ + 2e- = H2 буюу агаарын зэврэлийн тохиолдолд усанд

ууссан хүчилтөрөгчийн ангижралт:

2H2O + O2 + 4e- = 4OH-

Зураг 6. Металлын усан ба агаарын чийгтэй орчны нөлөөгөөр зэврэх исэлдэх ангижрах

урвалын механизмыг бүдүүвчээр харуулав

Устөрөгчийн ионы ангижрах процессоор уусмалын орчны pH өсдөг. Учир нь устөрөгчийн

ионы концентраци багасач, хүчилтөрөгчийн нөлөөгөөр үүссэн гидроксид ион ба зэврэлийн

дүнд бий болсон Fe2+ ионтой урвалд орж муу уусдаг тунадаст нэгдэл үүсгэдэг.

Fe2+(усан уусмалд) + 2OH-

(усан уусмалд) --> Fe(OH)2 (хатуу)

Мөн төмрийн (II) ионтой устөрөгчийн ионы нөлөөгөөр хүчилтөрөгчийн хийн орчинд

төмрийн (III) ионыг үүсгэнэ.

4Fe2+(усан уусмалд) + 4H+

(усан уусмалд) + O2(усан уусмалд) -->4Fe3+ (уусмалд) + 2H2O(шингэн)

Төмрийн (III) ион нь гидроксидын ионтой урвалд орж төмрийн гидроксидын муу уусдаг

тунадаст нэгдэл үүсгэнэ.

Fe3+ (усан уусмалд) + 3OH-

(усан уусмалд) --> Fe(OH)3 (хатуу)

Зэврэлээс хамгаалах дараах үндсэн аргууд байдаг. Үүнд:

o Хайлшийн найрлаганд металлын химийн идэвхийг бууруулах

үйлчилгээтэйхром, никель, вольфрам зэрэг бодисыг нэмж өгөх замаар

гадаргууд нь оксидын бат бэх үеийг үүсгэх.

o Хамгаалах хучилт хийх (металл ба металл бус)

o Цахилгаан химийн хамгаалалт (Энэ арга нь зэврэлийн процессын анодын

ба катодын урвалыг удаашруулах дээр үндэслэсэн байдаг)

o Зэврүүлэгч орчны шинж чанарыг өөрчлөх (H+ ионы концентрацийг

бууруулах, шүлтлэгжүүлэх, хүчилтөрөгчийг зайлуулах г. м).

Аж үйлдвэрийн салбарууд дахь электролизын хэрэглээ: Электролизыг аж үйлдвэрийн

төрөл бүрийн салбаруудад өргөн хэрэглэдэг. Химийн аж үйлдвэрт хлор ба шүлт, хлоратууд

ба перхлоратууд, персульфатууд, калийн перманганат, органик нэгдлүүд, химийн цэвэр

устөрөгч, хүчилтөрөгч, фтор ба зарим үнэт бүтээгдэхүүн зэрэг пратикийн чухал ач

холбогдолтой олон тооны бүтээгдэхүүнийг электролизоор гарган авч байна. Өнгөт

металлургид металлыг цэвэрлэх, металлыг хүдрээс ялгахад электролизыг ашигладаг.

Хөнгөнцагаан, магни, циркони, титан, уран, берилли болон бусад металлуудыг хайлмал

орчин явуулдаг электролизоор гарган авч байна. Машины үйлдвэрлэл, радиотехник,

электроны, хэвлэлийн аж үйлдвэрийн олон салбарт зэврэлээс хамгаалах зориулалтаар

эдлэлийн гадаргууд нимгэн хучилт хийх, уран сайханы хэлбэрт оруулах, элэгдэл ба дулаан

тэсвэрлэлтийг нэмэгдүүлэх, металлыг хувилах зэрэгт электролизыг хэрэглэдэг.

Хавсралт 12.1

ӨӨРИЙГӨӨ ШАЛГАХ ТЕСТ

12.1 CO2 дахь нүүрстөрөгчийн ИЗ ямар байна вэ?

A. +4 B. –4

12.2 Дараах урвалд ямар бодис ангижирсан байна вэ?

Br2 (шин) + 2I- (уус) → 2Br- (уус) + I2 (уус)

A. Br2 B. I-

12.3 Өгөгдсөн исэлдэх – ангижрах урвалын бүдүүвч дэх ангижруулагч бодисын томьёог

заана уу.

K2S + K2SO3 + H2SO4 → S + K2SO4 + H2O

A. K2S B. K2SO3

12.4 Металл ялтсыг ус буюу усан уусмалд дүрэхэд явагдах процессыг электродын орчим

явагдах . . . процесс гэдэг.

A. исэлдэх - ангижрах B. цахилгаан химийн

12.5 Исэлдэн – ангижрах урвалын схем дэх бүтээгдэхүүн урвалын томьёонуудын өмнөх

коэффициентуудийн нийлбэрийг ол.

KI + NaNO2 + H2SO4 → I2 + NO + K2SO4 + Na2SO4 + H2O

А. 7 B. 9 C. 11 D. 14

12.6 Гальваник элементийн катод электрод дээр ангижрах процесс явагддаг.

A. тийм B. үгүй

12.7 NaCI –ын усан уусмалд электролиз явуулахад катод дээр . . . , харин анод дээр . . .

ялгарна.

A. Н2 CI2 B. Na CI2

12.8 CuSO4 –ын уусмал дундуур 5 А гүйдлийг 10 минутын турш нэвтрүүлэхэд хэдэн грамм

зэс ялгарах вэ?

A. 0.67 г B. 0.79 г C. 0.82 г D. 0.99 г

12.9 Мөнгөний давсны уусмал дундуур 10 минутын турш ямар хэмжээний гүйдэл гүйлгэхэд

1 г мөнгө ялгарах вэ ?.

A. 1.6 А B. 1.5 А C. 1.4 А D. 1.3 А

12.10 Өгөгдсөн хагас урвалын тэгшитгэлд аль нь исэлдүүлэгчийн үүрэг гүйцэтгэж байна

вэ?

3S2- - 6e- = 3S0

Cr2O72- + 6e- + 14H+ = 2Cr3+ + 7H2O

A. Cr2O72- B. S2- C. Cr3+ D. S0

Тестийн хариу:

12.1 12.2 12.3 12.4 12.5 12.6 12.7 12.8 12.9 12.10

Documents

ЛЕКЦ №12 ИСЭЛДЭХ АНГИЖРАХ УРВАЛ, ТҮҮНИЙ …›ЕКЦ-12.pdfШүлтийн металлууд нэгдэлдээ +1, газрын шүлтийн металлууд