Файл қосу
Гиббс энергиясы
|ҚАЗАҚСТАН РЕСПУБЛИКАСЫНЫҢ БІЛІМ ЖӘНЕ ҒЫЛЫМ МИНИСТРЛІГІ |
|СЕМЕЙ қаласының ШӘКӘРІМ атындағы МЕМЛЕКЕТТІК УНИВЕРСИТЕТІ |
|3 деңгейлі СМЖ құжаты |ПОӘК | |
| | | |
| | |ПОӘК 042-18-10.1.105 |
| | |/03-2014 |
|ПОӘК | | |
|«Химия» пәні бойынша |11.09.2014 | |
|оқу-әдістемелік материалдар |№2 басылым | |
ПӘННІҢ ОҚУ-ӘДІСТЕМЕЛІК КЕШЕНІ
«Химия»
5В072600 – «Жеңіл өнеркәсіп бұйымдары технологиясы және жасап шығару»
мамандығы үшін
ОҚУ-ӘДІСТЕМЕЛІК МАТЕРИАЛДАР
Семей
2014
Мазмұны
| | |
|Дәріс оқулар |3 |
|Практикалық-зертханалық сабақтар |31 |
|Білім алушының өздік жұмысы |32 |
1. ДӘРІС ОҚУЛАР
Дәріс № 1. Химияның негізгі түсініктері және заңдары
1.1 Химияның негізгі түсініктер
1.2 Химияның негізгі заңдары
1.3 Газдардың негізгі заңдары
1.1 ХИМИЯНЫҢ НЕГІЗГІ ТҮСІНІКТЕРІ
Химиялық элемент – ядро зарядтары бірдей болатын атомдар түрі.
Атом - химиялық реакция кезінде бөлінбейтін элементтің ең кішкене
бөлшегі, бірақ сол элементтің химиялық қасиеттерін көрсетеді.
Молекула – сол заттың химиялық қасиетін көрсететін заттың ең кішкене
бөлшегі.
Жай заттар – құрамына тек бір элементтің атомдары ғана кіретін заттар.
Күрделі заттар – құрамына әртүрлі элементтер атомдары кіретін заттар.
Массаның атомдық бірлігі – 1/12 көміртегі -12 атомының массасы (12С),
яғни 1,6666( 10-27 кг.
Элементтің салыстырмалы атомдық массасы ( Аr ) – өлшемсіз шама, элементтің
табиғи изотоптар құрамының орташа атомдық массасының көміртегі-12 атомының
1/12 массасына қатынасына .
Жай және күрделі заттардың салыстырмалы молекулалық массасы (Мr ) -
өлшемсіз шама , заттың табиғи изотоптары құрамының орташа массасының
көміртегі – 12 атомының 1/12 массасына қатынасы.
Моль – заттың мөлшерінің бірлігі, көміртегі-12 атомының 0,012 кг
массасындағы атомдар санына тең, яғни 6,02( 1023 .
Заттың эквиваленті - 1 моль сутегі атомдарымен ( 0,5 моль оттегі
атомдарымен) қосыла алатын не сондай сутегі ( оттегі ) атомдарының
мөлшерін химиялық реакцияларда ығыстырып шығара алатын мөлшері.
Эквивалент масса – заттың 1 эквивалентінің массасы.
Авогадро тұрақтысы NA - кез келген жүйенің ( N ) бөлшектер санының жүйе
заттарының мөлшеріне қатынасы n: N/n = NA моль-1 = 6,02(1023 моль-1.
Осыдан : 1) әртүрлі газдардың бірдей жағдайда ( t, p ) бірдей
көлемдеріндегі молекулаларының саны бірдей болады; 2) Қалыпты жағдайда (
қ.ж. ) газдардың молярлық көлемі 22,4л/моль болады. Олай болса, 1 моль
газдың қ.ж. көлемі 22,4л.
Эквивалент көлем – заттың 1 эквиваленті алатын көлем. Сутегінің
эквиваленті 1 моль , оттегінің эквиваленті 0,5 моль болғандықтан
сәйкесінше эквивалент көлемдері 11,2 л/моль және 5,6 л/моль болады.
1.2 Химияның негізгі заңдары
Масса сақталу заңы; энергия сақталу заңы; құрам тұрақтылық заңы; еселік
және көлемдік қатынастар заңдары; Авогадро заңы, эквиваленттер заңы.
Эквиваленттер заңы - әрекеттесетін заттардың массасы олардың эквивалент
массаларына пропорционал.
Бұл заңдар стехиометриялық заңдар деп аталады, себебі олар барлық заттардың
массалары мен көлемдерін есептеуге қолданылады.
Мысал 1. мына қосылыстардағы HCI, H2S, NH3, CO, CO2 элементтердің
эквивалентін , эквивалент массаларын және эквивалент көлемдерін анықтау
қажет болса, заттың эквивалент және эквивалент массалары анықтамасы
бойынша хлордың, күкірттің, азоттың, көміртектің эквиваленті сәйкесінше
1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль, 1/2 моль , 1/4 моль және эквивалент массалары
35,5г/моль, 16г/моль, 4,67 г/моль, 6 моль, 4 моль болады .
Элементтің эквивалентін және эквивалент массасын анықтау үшін олардың
сутектік және оттектік қосылыстарына ғана қарамайды, қосылыстағы
эквиваленті және эквивалент массасы белгілі басқа заттар арқылы да
анықтайды. Мысал 2. 5,6г темір күкіртпен 8,8г темір сульфидін түзсе,
темірдің эквиваленті және эквивалент массасы қанша болатынын есептеу керек,
егер күкірттің эквивалент массасы 16г/моль екені белгілі болса. Есептің
шарты бойынша 5,6г темірге 8,8 – 5,6 = 3,2г күкірт келіп тұр. Эквиваленттер
заңы бойынша 5,6г темір ------- 3,2г күкіртке эквивалентті Мэ г/моль -----
-- 16 г/моль
Осыдан, Мэ ( Fe ) = 28г/моль. Темірдің эквивалент массасы оның атомдық
массасынан екі есе кіші болғандықтан, 1 моль темірде 2 эквивалент бар,
сондықтан темірдің эквивалнті ½ моль болады.
Күрделі заттардың эквивалент массасын эквивалент заңына сүйеніп мына
формулалармен анықтайды:
Мэ ( оксидтің) = Моксид /элемент атомдарының саны ( оның валенттілігі
Мэ ( қышқыл) = Мқышқыл / қышқыл негіздігі
Мэ ( негіз) = Мнегіз / негіздің қышқылдығы
Мэ ( тұз ) = Мтұз / металл атомдар саны ( металл валенттілігі
мұндағы Мэ және М – эквиваленттің және қосылыстардың мольдік массалары.
Қышқылдардың негіздігі қышқыл негізбен әрекеттескенде қышқыл молекуласының
беретін протон санымен анықталады. Негіздердің қышқылдығы негіз қышқылмен
әрекеттескенде негіз молекуласының қосып алатын протондар санымен
анықталады. Тотықтырғыштың ( тотықсыздандырғыштың) эквиваленті деп
тотықсызданғанда ( тотыққанда) 1 моль электрондарды қосып
алатын (беретін) мөлшері. Тотықтырғыштың ( тотықсыздандырғыштың) эквивалент
массасы реакция кезінде қосып алған ( берген )электрондар санына олардың
молекулалық массасын бөлгенге тең. Мысал 3. 8г NaOH күкірт қышқылымен
бейтараптанғанда түзілген натрий гидросульфатының массасын анықтау керек.
Шешімі: Натрий гидроксидінің эквивалент массасы: Мэ = МNaOH / 1 = 40г/моль.
Сонда, 8г: 8/40 = 0,2 натрий гидроксидінің эквивалентті массасын құрайды.
Олай болса, эквивалент заңына байланысты түзілген тұздың массасы да оның
0,2 эквивалент массасын құрайды, яғни натрий гидросульфидінің массасы
120(0,2 = 24г.
Мысал 4. Қалыпты жағдайда қышқылдан 0,7л сутегін эквивалент массасы
28г/моль болатын металл ығыстырған болса, оның массасы қанша болады?
Шешімі: Сутегінің эквивалент көлемі 11,2л болғандықтан пропорция бойынша
28 г металл ---------- 11,2л сутегіге эквивалентті
Х,г металл --------- 0,7л сутегімен әрекеттеседі
Х = 0,7(28/11,2 = 1,75г.
Мысал 5. Күкіртті сутек күкірт қышқылына дейін тотықса, оның эквиваленті
және эквивалентінің молярлы массасы қанша болады? Шешуі:
H2S + 4 H2O = SO42- + 10H+ + 8e , Э = 1/8 моль, Мэ = 34/8 = 4.26г/моль.
Мысал 6, мына реакцияда:
2 HCl + Ca(OH)2→ CaCl2 + 2H2O
HCl- дың екі сутек атомына бір Са(ОН)2 сәйкес келіп тұр. Сондықтан
сутегінің бір атомына 1/2 Са(ОН)2 молі сәйкес, яғни кальций гидроксидінің
эквиваленті 0,5 моль болады. fэкв саны эквиваленттік фактор болып
саналады, оны былай белгілейді fэкв(В) (В- белгілі бір зат). Келтірілген
мысалда fэкв Са(ОН)2 =1/2. Кей заттардың эквиваленттік факторын формула
арқылы табуға болады. Қышқылдар үшін эквиваленттік фактор оның негіздігіне
қарама-қарсы негіздік-қышқыл молекуласындағы металл ионына алмасатын сутек
ионының саны. Негіздердің эквиваленттік факторы олардың қышқылдығына қарама-
қарсы қышқылдың-негіздігі қышқыл қалдығына алмасатын ОН- ионының саны:
fэкв(қышқыл)= 1/N(H+)
fэкв(негіз)= 1/N(OH-)
N – Н+ не ОН- саны
Эквиваленттік фактор бір зат үшін әр түрлі реакцияларда әр түрлі болады.
Мысалы:
H3PO4 + 3 NaОН → Na3РО4 + 3Н2О
N – (Н+)= 3. Сонымен эквиваленттік фактор фосфор қышқылы үшін мынаған тең:
(H3PO4) = 1/N (Н+)= 1/3;
H3PO4 + 2 NaОН → Na2НРО4 + 2Н2О
N (Н+)= 2, fэкв(H3PO4)= ½
Тұздар үшін (мысалы орта) эквиваленттік фактор металл атомының санын оның
тотығу дәрежесінің көбейтіндісін металл атомдарының санына бөлгенге тең:
fэкв(тұз)= 1/N(Ме)∙ Z (Ме)
N(Ме)- металл атомының саны;
Z (Ме)- металдың тотығу дәрежесінің мәні.
Мысалы: алюминий сульфатының эквиваленттік факторы: fэкв(Al2(SO4)3)=1/6;
Зат эквивалентінің молярлық массасы В (г/моль)- эквиваленттік факторды
молярлық массаға көбейткенге тең:
М(fэквВ) = fэкв (В) ∙ М(В) (1)
Бір негізді қышқылдар мен бір қышқылдық негіздердің эквивалентінің молярлық
массалары, олардың молярлық массаларына тең.
М(fэквВ) = М(В)
Мысалы: NaОН эквивалентінің молярлық массасы:
М(fэкв NaОН) = М(NaОН) = 40 г/моль
Тұздар үшін, мысалы: алюминий сульфатының Al2(SO4)3 эквивалентінің молярлық
массасы:
М[fэкв Al2(SO4)3] = fэкв [Al2(SO4)3]∙ М[Al2(SO4)3] = 342/6
Зат эквиваленті (моль)- зат массасының эквивалентінің молярлық массасына
қатынасы:
n(fэкв B) = m(B)/ M (fэкв B) (2)
Химиялық реакцияға түсетін заттар өзара бір-бірімен эквиваленттік қатынаста
әрекеттеседі, яғни эквиваленттер заңына бағынады:
А + В = С + Д реакциясы үшін, мына қатынас орындалады:
n(fэкв А) = n(fэкв В) = n(fэкв С) = n(fэкв Д)
Сонымен А мен В заттары әрекеттесуі үшін:
n(fэкв А) = n(fэкв В)
(2) теңдеуді қолданып, эквивалент заңының салдары:
| m(A) ‗ m(B) немесе m(A) ‗ M (fэкв А) |
| |
|M (fэкв А) M (fэкв B) m(B) M (fэкв |
|B) |
1.3 ГАЗДАРДЫҢ НЕГІЗГІ ЗАҢДАРЫ
{ Газдардың физикалық күйін үш параметр – көлем V, қысым – р, температура –
Т ( Т = 273 + t) анықтайды. Қысым 1,013(105 Па ( 760мм сынап бағ.) ,
температура 273К не 0(С газ күйінің қалыпты жағдайы (қ.ж.): р0, Т0 , t0 ,
V0 .
Бойль- Мариот заңы. Тұрақты температурада газдың берілген массасының
көлемі қысымға кері пропорционал өзгереді: V1p1 = V2p2 = …,
яғни Vp = const, V1/ V2 = p2 /p1.
Гей-Люссак заңы. Тұрақты қысымда газдың берілген массасының көлемі
абсолютті температураға тура пропорционал өзгереді: V1/ V2 = T1/T2 .
Тұрақты көлемде: р1/ р2 = T1/ T2.
Менделеев- Клапейрон теңдеуі. Бойль-Мариот және Гей-Люссак заңдарын
біріктіріп газ күйінің теңдеуін алады. V1p1/ T1 = V2p2/ T2 не
V p/ T = V0p0/ T0 , егер күйлердің бірі қалыпты болса.
Кез келген газ үшін заттың 1 моль мөлшеріне V0p0 /T0 тұрақты және бірдей,
оны универсал газ тұрақтысы ® деп атайды, сонда V p = RT, ал n моль газ
үшін Vp = nRT Vp = nRT . Сонда Vp = mRT/ M - Менделеев-Клапейрон теңдеуі.
R – мәні көлем мен қысым өлшем бірлігіне байланысты болады. Есептерде
көбінесе мына мәндер алынады: 22,4 л; 273К, 8,31 Дж(моль-1(К-1. Мысал 1. 5
т құрамында 80% кальций карбиді бар ізбесті термиялық айырғанда 27(С
температурада 100м3 көміртегі (ІҮ) оксидін жинап алу үшін қажет қысым
көлемі қанша? Шешімі: Айрылған карбонат массасы: 5т(0,8 = 4т; М(СаСО3) =
100г/моль; Мына реакция теңдеуінен: СаСО3 ( СаО + СО2 4000(22,4 / 100 =
896м3 СО2 бөлінгенін есептейді. V p / T = V0p0 / T0 , p = V0p0T / T0V ,
сонда р ( СО2) = 896(1,013(105(300 / 273(100 = 9,97(105 Па = 1 МПа.
Егер масса арқылы есептесе, 4000(44 / 100 = 1760кг.
р (CO2) = m RT / MV, p ( CO2) = 1760(8.31(300 / 44(100 = 9.97(105 Па.
Мысал 2. Массасы 5,6г газ 17(С температурада, қысым 0,997(105 Па болғанда
4,84 л көлем алады. Осы газдың салыстырмалы молекулалық массасы қанша?
Шешімі: Клапейрон-Менделеев теңдеуінен М = mRT/Vp
M(г) = 5.6 ( 8.31(290 / 0.997(4,84 = 28 г/моль; Мr = 28. Мысал 3. 3 л
газдың белгілі бір температурада қысымы 93,3 кПа ( 700 мм сынап бағ.).
Температураны өзгертпей газдың көлемін 2,8 л – ге дейін төмендетсе, қысым
қалай өзгереді? Шешімі: рх / 93,3 = 3/ 2,8; px = 93,3(3/ 2,8 = 100 кПа
Мысал 4. 27(С температурада газ көлемі 600 мл болса, қысым тұрақты қалса,
57(С қандай көлем алады. Шешімі: Есеп шарты бойынша V1 = 600 мл, Т1 = 273 +
27 = 300К және Т2 = 273 + 57 = 330К. Бұл мәндерді Гей-Люссак заңына қойып
есептесе, 600/300 = V2 /330, V2 = 660 мл болады.
Газ не бу тәріздес заттардың молярлық массаларын олардың молярлық көлемін
және тығыздығын пайдаланып та есептеуге болады.
Мысал 5. Көлемі 5,00 л ( қ.ж.) газдың массасы 9,80г. Осы газдың
салыстырмалы молекулалық массасы қанша? Шешімі: ( = m/ V, сол газ үшін ( =
9.80/5.00 = 1.96 г/л. М(г) = Vm ( = 22.4 л/моль ( 1,96 г/л = 44г/моль ; Мr
= 44.
Мысал 6. Көлемдік үлестері 30, 10, 60% азот, сутегі, аммиактан тұратын газ
қоспасының сутегі және ауа бойынша тығыздығы қанша болады?
Шешімі: Молекулаларының орташа мәні 28(0,3 + 2(0,1 + 17(0,6 = 18,8;
D = M1/ M2. DH2 = 18,8 / 2 = 9,4; Dауа = 18,8 / 29 = 0,65. Газдың
парциалды қысымы.
Газдар қоспасының жалпы қысымының сол газға келетін үлесін парциалды қысым
деп атайды. Газдар қоспасының жалпы қысымы жеке газдардың парциалды
қысымдарының қосындысына тең: ржалпы = р1+ р2 + р3 +... .Газдың парциалды
қысымы оның қоспадағы көлемдік не молдік үлесіне тура пропорционал. Егер
газ су үстінде жиналатын болса, ол су буымен қанығады , онда жалпы қысым
сол газдың парциал қысымы мен су буы қысымы қосындысына тең болады: ржалпы
= р(г) + р (Н2О), одан р(г) = ржалпы-рН2О . Мысал 1. Егер бөлме
температурасында және 1(105 Па қысымда ауа құрамында 14,5-26,8% аммиактың
көлемдік үлесі болса, онда мұндай қоспа жарылғыш болады. Осы қоспада
аммиактың парциалды қысымы қай шекте (аралықта) өзгереді? Шешуі: Қоспадағы
газдардың парциалды қысымы олардың көлемдік үлесіне тура пропорционал
болғандықтан , төменгі р(NH3) =1(105(0.145 = 14500 Па = 14,5 кПа, жоғарғы
р( NH3) = 1(105 (0.268 = 26800Па = 26,8 кПа.
1. 0(С температурада 5 л метан, 10 л сутегі, 25 л оттегі араластырылған.
Газ қоспасындағы әр газдың концентрациясын әртүрлі бірлікте көрсету
керек. Газдар қоспасының жалпы қысымы 101,3 кПа болса, әр газдың
парциалды қысымы қанша болады? ( Жауабы көлем бойынша процент,%:
12,5СН4, 25Н2, 62,5О2; г/л: 0,0895СН4, 0,0225г/лН2, 0,893О2; моль/л:
0,00558СН4, 0,01116Н2, 0,0279О2 ).
2. Егер ауада 21% оттегі және 78% азот көлем бойынша болса, ауа қысымы
101,3 кПа болса, әр газдың парциалды қысымы қанша болады? (Жауабы 21,2
кПа оттегі, 78,8кПа азот)
Өзін- өзі тексеру сұрақтары
1.Заттың эквиваленті дегеніміз не?
2.Эквиваленттің молярлық массасы дегеніміз не?
3.Күрделі заттардың (қышқылдар, негіздер, тұздар) және жай заттардың
эквиваленттерінің молярлық массасы қалай анықталады?
4.Эквиваленттер заңы қалай оқылады? Математикалық өрнегі қандай?
5.Неше моль және неше грамм болады:
а) 6,02∙102 ацетилен С2Н2 молекулаларын.
6.30, 10, 60% азот, сутегі, аммиактан тұратын газ қоспасының сутегі және
ауа бойынша тығыздығы қанша болады?
Дәріс №2. Атом құрылысы және периодтық жүйе.
2.1 Энергияның кванттануы туралы түсінік Бордың атом моделі
Материяның корпускулалы-толқындық екі жақтылығы. Белгісіздік принципі
Толқындық функция . Квант сандары
2.2 Паули принципі, Хунд ережесі, ең аз энергия принципі. Электрондық
формулалар, электрондық структуралық схемалар Радиоактивтілік. Ядролық
реакциялар. Атом құрылысы тұрғысынан құрастырылған периодтық заң.
Периодтық жүйенің
құрылысы.
2.3 Иондану энергиясы, электрон тартқыштық, электртерістілік. периодтылығы,
екінші ретті периодтылық. Атомдық және иондық радиустардың өзгеру
заңдылықтары. Периодтық заң және периодтық жүйенің маңызы
2.1 Энергияның кванттануы туралы түсінік .Бордың атом моделі.
Материяның корпускулалы-толқындық екі жақтылығы. Белгісіздік принципі .
Толқындық функция. Квант сандары
Атомнының ядролық моделін 1911 жылы Э.Резерфорд
ұсынды, бірақ ол классикалық физика заңдарымен түсіндірілмеді, себебі
орбитамен айналған электрон энергиясын электромагниттік сәулеге айналдырып
жоғалтып, ядрода жұтылуы тиіс еді. Бұл моделдің кемістігін жоғалту үшін
Н.Бор 1913 жылы атомды сипаттау үшін М.Планктің 1900жылы айтқан сәуленің
кванттық теориясын және атомдағы электронның дискреттік (
секіріспен өзгеретін) энергетикалық күйі туралы ұғымды пайдаланады. Сутегі
атомына айтылған Бор теориясы үш постулатамен көрсетілді: электрон ядроны
тек стационар (белгілі радиустағы)орбитамен айналады, сонда электронның
энергиясы тұрақты болып қалады. Квант энергияны h(
( ( - тербеліс жиілігі, һ – Планк тұрақтысы 6,62(10-34 Дж(с) электрон
жұтқанда ол ядродан алыстау орбитаға өтеді, сол квант энергия электрон кері
секіргенде қайтадан бөлінеді. Бас квант саны 1,2,3,..., орбита номерін не
электрон болатын энергетикалық деңгейді көрсетеді. Н.Бор стационар
орбитаның радиусын және сол орбитадағы электрон қозғалысының жылдамдығын
есептеді:
rn = h2n2 / 4(2me2 және ( = 2(e2 / hn , содан r1 = 0.053нм, (1 =
2187км/с .
Сонда Бор теориясы атом моделінің оның спектрлерімен сәйкестігін
олардың шығу тегі мен структурасын түсіндірді.Әр спектралды сызық үшін
тербеліс жиілігі мына теңдеуден есептеледі. h( = (E = E а – Е ж, мұндағы Еа
және Еж ядродан алысырақ және жақынырақ орбиталдардағы электрон энергиясы.
Электронның толық энергиясы оның кинетикалық және потенциалдық энергиялар
қосындысына тең .
h( = 2(2me4 / h2 ( 1/ n2ж – 1/ n2 a) = K ( 1/ n2ж – 1/n2а), ( = K/h( 1/ n2ж
– 1/n2a),
K/h – Ридберг константасы R, 3.28(1015 c-1 ( Гц ).
Мысал 1. Бір жарық квантының ( фотон ) энергиясы 3,06(10-19 Дж болса,
ол қандай толқын ұзындығына, тербеліс жиілігіне, толқындық санға сәйкес
келеді? Шешуі: Е=h(= 3.06(10-19 Дж, одан (=Е/h=4.62(1014 c-1 ( = c/( =
3(108/ 4.62(1014 = 649(10-9 м = 649 нм. (- - тербеліс саны ,
(- = 1/( = 1/649 = 15400 см-1.
Мысал 2. Сутегі атомының 4-ші және 3-ші энергетикалық деңгейлері
арасындағы секіру энергиясы қаншаға тең? Бұл секіріс нәтижесінде пайда
болған сызық спектрдің қай сериясына жатады? Шешуі: (Е = K(1/n2ж-1/n2а); К
= 1312кДж/моль ( сутегі атомы үшін), Еи – иондану энергиясы, ол электрон
максимал қозған күйдегі энергетикалық деңгейден (Е() негізгі энергетикалық
деңгейге ( Е1) көшкендегі бөлінген энергия: Еи = Е( - Е1 =К(1- 0)= 1312
кДж/моль; сонда (Е = 1312(1/32 – ¼2 ) = 63.78 кДж/моль.
n a =3, ол Пашен сериясына жатады. Н.Бор теориясынан соң (1924ж.) Луи де
Бройльдің материяның толқындық сипаты деген идеясы бойынша жарық энергиясы
әрі толқын, әрі квант ( фотон )түрінде болады деп қаралды, яғни толқын
ұзындығы бөлшектің массасымен, қозғалыс жылдамдығымен мына теңдеу арқылы
байланысты: ( = h/mv = h/p, бұл теңдеуден массасы m бөлшек, v жылдамдығымен
қозғалатын болса, оған ұзындығы ( толқын қозғалысы сәйкес деген түсінік
шығады. В.Гейзенберг (1924ж.) белгісіздік принципі белгілі бір уақытта
электрон импульсі мен оның кеңістіктегі орны анықталмайды деген. Оның
математикалық өрнегі (рх(х(һ, мұндағы (рх және (х х осі бойынша бөлшектің
импульсі мен оның координатасы мәнінің қателіктері. Мысал 1. Егер
электрон қозғалысының жылдамдығын анықтағанда қателігі 1 см/с болса, оның
орнының белгісіздігі неге тең? Шешуі: m(электронның массасы) =
9,11(10-31 кг; h = 6.62(10-34 Дж(с ; (р(х ( h, (x = h/(px = h/m(v,
(x = 6.62(10-34 Дж(с / 9,11(10-31кг (10-2м(с-1 = 7,3см. Мысал 2. 50 г
теннис добы 25м/с жылдамдықпен ұшса, толқын ұзындығы қанша болады? Шешуі:
( = 6,62(10-34 / 0,050 (25 = 1,324(10-32м.
2.2 Паули принципі, Хунд ережесі, ең аз энергия принципі
Электрондық формулалар, электрондық структуралық схемалар
Радиоактивтілік. Ядролық реакциялар. Атом құрылысы тұрғысынан
құрастырылған периодтық заң.
Периодтық жүйенің құрылысы.
Атомдағы электронның кез келген тұрақты күйі белгілі квант сандарының
мәнімен сипатталады. Квант сандарының белгілі мәндеріне сәйкес келетін
электрон күйі атомдық электрондык орбиталь ( АО) деп аталады. n –
(бас квант саны ) атомдағы электронның энергиясын және энергетикалық
деңгейін, яғни АО өлшемін анықтайды. Бас квант саны 1- 7 мәндерін (
периодтық жүйедегі период номеріне сәйкес) қабылдайды. l – орбиталь квант
саны атомдағы электронның энергиясын және электрондық орбитальдардың
пішінін анықтайды, мәні 0 – ( n - 1 ) қабылдайды. l = 0,1,2,3 сәйкес
атомдық орбитальдар s- , p-, d-, f – орбитальдар деп аталады. Магнит квант
саны ml – электронның магнит моментімен байланысты, электронның магнит
өрісіндегі бағытын, электронның қабылдаған бағытына қатысты электрондық
бұлттың ориентациясын (бағытын) көрсетеді. Оның қабылдайтын мәндері –l –ден
+l, ноль мәнін қоса. Мысалы, l = 2, ml мәндері -2,-1,0,+1,+2 ,яғни 2l + 1 =
2(2 + 1 =5. Спин квант саны ms – электронның ішкі қозғаласын сипаттайды.
Оның мәні: +1/2 және -1/2.
Элементтер атомдарындағы электрондардың атомдық орбитальдарда
орналасуы үш жағдаймен анықталады: Паули принципі, Клечковский және Хунда
ережелері.
Паули принципі: атомда төрт квант сандарының мәндері бірдей болатын
екі электрон болмайды, немесе атомда екі кез келген электрондар ең болмаса
бір квант санының мәнімен айырмашылықта болуы керек.Сонымен , кванттық
ұяшық атомдық орбиталдың ( АО ) кестесі болғандықтан, квант ұяшығында екі
ғана электрон болады, спиндері қарама-қарсы ((. Паули принципі бойынша
деңгейшедегі максимал электрон саны 2(2l +1) болады. Деңгейдегі максимал
электрон саны N = 2n2 .
Клечковский ережелері: Орбиталдардың электрондармен толтырылуы (n+l)
қосынды мәні аз орбиталдан осы қосындының көп мәніне қарай жүреді;
Егер бұл қосынды мәні бірдей болса, алдымен n мәні кіші орбитал
толтырылады. Мысалы, 4s ( n+l = 4+0 =4 ), 3d (n=3, l=2), 5p (n+l = 5+0 =5)
сонда алдымен 4s сосын 3d, сосын 5р электрондармен толтырылады.
Хунда ережесі: Электрондар орбиталдарға спиндер сандарының қосындысы
максимал болатындай орналасады, яғни ( ( ms) максимал.
Электрондық аналогтар болады, егер элементтердің валенттілік электрондары
барлық элементтерге қатысты жалпы формуламен сипатталатындай болып
орбиталдарға орналасса: мысалы, хлор мен марганец электрондық аналог
болмайды, сондықтан бір топшада болмайды, ал кальций мен магний электрондық
аналогтар.
2.3 Иондану энергиясы, электрон тартқыштық, электртерістілік.
периодтылығы, екінші ретті периодтылық.
Атомдық және иондық радиустардың өзгеру заңдылықтары.
Периодтық заң және периодтық жүйенің маңызы.
Иондану энергиясы: атомнан электронды жұлып алу үшін жұмсалатын
энергия, эВ ( 1 эВ = 96,48 кДж/моль). Келесі электронды жұлып алуға
көбірек энергия қажет,себебі оң зарядтың мәні артады: І1 ( І2 ( І3 (
Электрон қосылғыштық энергиясы: Бос атомға электрон қосылуы үшін қажет
энергия, эВ. Оның мәні оң да, теріс те ( теріс мән асыл газдар мен кей
элементтерде) болады. Электрон қосылғыштық энергиясы ең көп галогендер мен
оттегі.
Электртерістік : ( ЭТ) – элемент атомының химиялық қосылыста басқа
элементтің электрондық тығыздығын өзіне ығыстыра алатын қабілеттілігін
көрсететін мән. Оның мәні иондану энергиясы мен электрон қосылғыштық
мәндерінің қосындысының жартысына тең. Практикада ЭТ –нің абсолютті мәнін
емес, салыстырмалы мәнін қолданады. Сонда фтордың ЭТ = 4, ЭТ(О)=3,5; ЭТ(
Li)= 0,98.
Атомның құрамы – ядро және электрондар; олардың заряды және массасы. Атом
ядросы протондар мен нейтрондардан тұрады, олардың арасында ядролық күш
болады. Ядродағы протондар саны (Z) ядро зарядына және периодтық жүйедегі
элемент номеріне тең. Протондар мен нейтрондардың жалпы қосындысы массалық
сан (А), элементтің салыстырмалы атомдық массасына ( Аr) тең, айырымы А – Z
ядродағы нейтрондар санын анықтайды.
Масса дефектісі ( (m) – ядро массасы мен ядро құрамына кіретін протондар
мен нейтрондардың арифметикалық қосындысының айырымы. Масса дефектісі
ядро түзілгенде бөлінетін энергиямен Эйнштейн қатынасы Е = (mc2 арқылы
анықталады. Мысалы: салыстырмалы атомдық массалары 1Н2 (2,01410),
2Не3 (3,01603) және нейтрон массасы (1,00866), термоядролық реакция
кезінде бөлінетін энергияны есептеу: 1Н2 + 1Н2 = 2Не3 + 0n1
(m = 2(2.01410 – ( 3.01603 + 1.00866) = 0.00351 = 0.00351(1.66(10(27 кг =
5,826(10(30 кг; (Е = 5,826(10(30 кг ( 3(108 м/с)2 (6,02(1023 = 3,15(1011
кг(м2 /с2 = 3,15(1011 Дж/моль.
Ядролық реакциялар. Алғашқы ядролық реакция ( - бөлшектермен (гелий
атомының ядросы) азот атомдарын атқылап протонды ашу болды.
( 1919жыл, Э.Резерфорд): 14N7 + 42 He = ( 189F) = 178O + 11H. Егер
қысқартылған символ арқылы жазса, 147N((, p)178O.
Радиоактивтілік - өздігінен тұрақсыз бір химиялық элементтің изотобының
екінші элемент изотобына айналуы, бұл кезде элементар бөлшек не ядролар
бөлінеді. Ядроактивтілік құбылысын А.Беккерель 1896 жылы ашты, 1903жылы
Э.Резерфорд пен Ф.Содди түсіндірді.
Радиоактивті бөлінудің бірнеше түрі бар. Мысалы, ( - бөліну және электронды
не (( - бөліну процестері: 22688Ra ( 22286Rn + 42He және
146C ( 147N + e(. Позитронды не (( - бөлінуді 1934жылы Ирен және Фредерик
Жалио-Кюри ашты: 2713Al + 42He ( 3115 P ( 3114Si +e( . Мұндай бөліну –
жасанды радиоактивтілік деп аталды, алынатын радиоактивті изотоптар әр
түрлі зерттеулерде қолданылады.
СИ жүйесінде радиоактивті бөліну бірлігі ретінде беккерель- Бк алынады .
Бк – 1 секундтағы 1 бөліну акті (с-1 ). Кюри (Кu) = 3(1010 Бк ( 1 с
аралығында массасы 1 г радийдің бөлетін (- бөлшегі).
Жартылай бөліну периоды Т1/2 – радиоактивті элементтің алғашқы мөлшерінің
жартысының бөліну уақыты. Мысалы, Ро үшін 3(10(7 с, ванадий үшін 6(1015
жыл.
Алғаш энергия кванттануы туралы мәлімет 1900 ж Макс Планкпен
ұсынылды. Бөлінетін не сіңірілетін квант энергиясы Планк теңдеуімен
анықталады: ∆ E = hν, где h – пропорционалдық коэффициенті (Планк
тұрақтысы), оның сандық мәні 6, 63·10-34 Дж·с. ν – толқын жиілігі. Толқын
үзындығы және сәулелену жиілігі бір-бірімен мына қатынаспен λ·ν = с
байланысты, мұнда с-жарықтың жылдамдығы.
2. Атомның тұрақтылығын түсіндіру үшін дания ғалымы Н.Бор үш постулат
ұсынды: 1. Электрон ядроны кез келген орбитамен емес, оның энергиясына сай
тұрақты орбита бойымен айналады. Стационар орбитада электрон айналып жүрген
кезде энергия бөлінбейді не сіңірілмейді. Математикалық түрде Бор постулаты
[pic], мұнда n-натуралды саң, m-объект массасы, r-шеңбер радиусы. Осы
формулаға сүйеніп Бор сутек атомының құрылысың қарастырды. Электрон
орбитасының минималды радиусы, яғни минимальді потенциалды энергиясы бірге
тең n мөлшеріне сәйкес келеді. n=2,3,4,…, мөлшерлеріне сәйкес сутегі
атомының күйі қозған деп аталады 2. Электрон бір стационар орбитадан
екінші стационар орбитаға өткен кезде энергия бөлінеді не сіңіріледі.
Квантталған орбиталар радиустерінің мөлшерін, электрон қозғалысының
жылдамдығын анықтайтын n саны бас кванттық сан деп аталады. 3. Энергия
үздіксіз емес, тек белгілі бір порция – квант түрінде бөлінеді не
сіңіріледі. Теорияның кемшіліктері: 1. атомдар спектрлердің кейбір
сипаттамаларын толық түсіндірмейді. 2. Өте қарапайым молекулалардағы
химиялық байланыстардың саңдық мәнін есептеуге мүмкіндік бермейді.
3. Зерттеулер классикалық механика заңдылықтарына өте ұсақ бөлшектердің
бағынбайтының көрсетті. Мұндай өте ұсақ микробөлшектердің қасиеттерін
кванттық немесе толқындық механика ғана түсіндіре алады. Кванттық механика
бойынша электронның толқындық және бөлшектікіндей қасиеті болады. Яғни
толқын сияқты оның толқындық жиілігі болады, ал бөлшек сияқты оның пішіні,
массасы болады. Бөлшектік-толқындық дуализм математикалық түрде Луи де
Бройль теңдеуімен өрнектеледі: λ = h / mv, мұнда m – бөлшек массасы, v -
микробөлшек жылдамдығы.
4. Микробөлшектер дуализмін 1927 ж Вернер Гейзенбергпен ашылған белгісіздік
принципі түсіндіреді: Бір уақытта микробөлшектердің жылдамдығын және
координаторларын дәл анықтауға келмейді. Белгісіздік принципінің
математикалық түрі: ∆g·∆v ≥ h/m. Атомда электрон ядроны толқын түрінде,
ядроғп бірде жақындап, бірде алыстап белгілі бір толқын ұзындық және
жиілікпен айналып отырады, яғни ядро айналасында электрондық бұлт түзеді.
Оның ядродан белгілі бір қашықтықта тығыздығы жоғары болады. Сонымен
электрондық бұлт – атомдағы электрон күйінің кванттық-механикалық моделі.
Атом айналасында электрон бұлтының барлық жерде бірдей емес. Қай жерде
электрон көбірек болатын болса, сол жерде электрон бұлтының тығыздығы
жоғары болады. Атомдық орбиталь-электрондық бұлт орналасқан ядро маңындағы
кеністік.
5. Кванттық механикада электрон толқындық функциямен сипатталады Ψ. толқын
ядродан тарап, қайтадан ядроға қайтады, яғни тура және кері толқын
болады.Екі толқын қосылған кезде (интерференция) тоқтаған толқын түзіледі.
Австрия физигі Э.Шредингер 1926 ж тоқтаған толқын формуласындағы толқын
ұзындығының орнына оның де бройль теңдеуіндегі мәнін қойып, Шредингердің
толқындық теңдеуі деп аталатын тендеу алды:
∂2 Ψ/ ∂x2 + ∂2 Ψ/ ∂y2 + ∂2 Ψ/ ∂z2 = (8π2m / h2)· (E-U)·Ψ
Мұнда m-электрон массасы, x, y, z-электрон координаты, Е- электронның
толқын энергиясы, U-потенциалды энергия. Толқындық функция оң, теріс және
ноль мағыналарды қабылдай алады. Толқындық функциясының квадраты Ψ2
микробөлшектің кеңістіктің белгілі бір жеріндегі болу ықтималдығын
сипаттайды.
6. Электронның атомдағы күйін төрт түрлі кванттық сандармен сипаттайды. 1.
Бас кванттық сан п. Ол электронның ядродан қашықтығын, яғни энергиясын
көрсетеді. Оның мәні тек нақты сан болады 1-ден ∞ дейін өзгереді. Бас
кванттық санды цифрмен және әріппен белгілейді: п = 1, 2, 3, 4 немесе К,
L, М және т.б.Деңгей саны артқан сайын электронның энергиясы да жоғарлайды.
Бас квант сан периодты жүйедегі период номеріне тең. 2. Орбиталь (қосымша)
квант сан l. Ол электронның энергиялық күйін және орбитальдарының пішінін
көрсетеді. Орбиталь квант саны бас квант санына байланысты, оның мәндері 0-
ден n-1 дейін өзгеріп отырады. Мысалы n=3 болса l=0,1,2 болады. Орбиталь
квант санын цифрмен немесе әріптермен белгілейді l=0,1,2,3 немесе s-, p-, d-
и f- орбитальдар. 3. Магнит квант сан m орбиталь квант санға байланысты
болады да орбитальдардың кеңістіктегі орнын көрсетеді. Ол орбиталь квант
санының l барлық мәндеріне, 0-ді қоса ие болады, яғни l=1 болса, онда m=-
1,0,+1. Әр орбиталь квант санына сәйкес магнит квант санын және орбитальдар
(ұя) санын есептеуге болады: s орбитальда орбиталь саны 1, p орбитальда 3,
d орбитальда 5, f орбитальда 7 электрондық күй болады. 4. Спинді квант саны
s электронның өз осінен айналуын сипаттайды. Электрон өз осі бойымен біріне-
бірі қарама-қарсы бағытта айнала алатындықтан онын тек екі мәні болады: +
1/2 және — ½. Егер екі электронның басқа квант сандары бірдей болса,
олардың спиндері әр түрлі болады. ондай электрондарды жұптасқан деп атайды
да, қарама-қарсы айналатынын былай ↑↓ белгілейді. Егер ұяда бір электрон
болса оны дара деп атап былай белгілейді ↑.
7. көп электронды атомдарда электрондардың орналасу ережелері
|Ережелер |Мысалдары |
|1. Паули принципі. 1925ж. Атомда |7Li – 1s22s1 |
|барлық квант сандары бірдей екі |1s 2s |
|электрон болмайды |↑↓ ↑ |
| |n=1 |
| |N=1 |
| |N=2 |
| | |
| |l=0 |
| |L=0 |
| |L=0 |
| | |
| | |
| |=0 |
| |M=0 |
| |M=0 |
| | |
| |s=+1/2 |
| |s=-1/2 |
| |s=+1/2 |
| | |
|2. Гунд ережесі. Бір деңгейшеде |14N – 1s22s22p3 |
|орналасқан электрондардың спин квант | |
|сандарының қосындысы максималь болуы |[pic] [pic] |
|шарт. |[pic] |
|3. Энергиясы аз деңгейшеге | |
|электрондардың алдымен орналасу | |
|принципі. | |
|Клечковский ережесі | |
|А) Электрондардың деңгейшелерге |n+l=1 |
|орналасуы бас және қосымша квант |N=1 |
|сандарының қосындысының (n+l) арту |l=0 (1s) |
|ретімен болады. | |
| |n+l=2 |
| |N=2 |
| |l=0 (2s) |
|Б) Егер бас және қосымша квант | |
|сандарының қосындысы бірдей болса, | |
|электрондарының деңгейшелерге толуы |n+l=3 |
|бас квант санының мәнімен анықталады |N=2 |
| |l=1 (2p) |
| | |
| | |
| |N=3 |
| |l=0 (3s) |
| | |
| | |
| | |
| | |
| | |
| | |
| | |
| | |
| | |
| |n+l=4 |
| |N=3 |
| |l=1 (3p) |
| | |
| | |
| |N=4 |
| |l=0 (4s) |
| | |
| |E (3p) < E (4s) |
Өзін -өзі тексеру сұрақтары:
1. Атом ядросы 12 протон және 12 нейтроннан тұрады, элементтің атомдық
массасын, реттік номерін, валенттік электрондар санын анықтаңдар.
2. Реттік номері 23 және 35 атомдардың электрондық деңгейлерінің санын
анықта.
3. Бас квант саны 3-ке тең электрондық қабатындағы электрондар саны
нешеге тең?
4. Қосымша квант саны 2,3-ке тең болғандағы деңгейлердегі магнит квант
санының неше мәні болады?
5. 3 бірдей квант саны атомдағы екі электронның спин квант санының мәні
қандай?
6. Қосымша квант санының мәні l=0,1,2,3 тең электрондар қалай аталады?
7. Мыс атомының қозбаған жағдайдағы d-электрондарының қосынды санын
көрсету керек.
8. Азот атомының электрондарының қосынды спині нешеге тең?
9. Неліктен көптеген элементтер атомдық массалары бөлшек мәндерге ие
болады?
10. Жаңа көзқарас бойынша периодтық жүйедегі аргон және кобальт
элементтерінің орналасуын қалай түсіндіруге болады?
11. Қандай элементтер ауыспалы деп аталады?
12. Гелий, неон, аргон, ксенон сияқты газдардың химиялық инерттілігі қалай
түсіндіріледі?
13. Периодтық жүйедегі орнына байланысты калий, мыс, марганец, бромның
қасиеттерін салыстыр.
14. Хлорлысутек, бромдысутек, иодтысутек қышқылдарының қайсысы күштірек,
неліктен?
15. Төмендегі қосылыстардағы химиялық байланыстың полюстілігін көрсет:
а)су немесе селенді сутек; б)хлорлысутек немесе иодты сутек; в)метан
немесе аммиак?
16. Төменде берілген элементтердің ішінен донорлар және акцепторларды
көрсетіңдер: В, Сl, S, N (бор, хлор, күкірт, азот).
17. Мына сұйықтардың қайсысы сутектік байланыс нәтижесінде
ассоциацияланған: күкірттісутек қышқылы, су, балқытқыш қышқыл,
төртхлорлы көміртек? Бұл құбылыс осы сұйықтардың қасиеттеріне қалай
әсер етеді?
18. Төртхлорлы көміртек, бор хлориді, бериллий хлориді молекулаларында
гибридтенудің қандай түрі болады, осы молекулалардың пішіні қандай?
19. Сутектен 0,8 г атомдық сутекті алу үшін 174,4 кДж энергия жұмсау
керек, сутек молекуласындағы байланыс энергиясын есепте.
20. Сілтілік металдардың жұмсақтығының және балқу температурасының төмен
болу себебі неде? Неліктен магнийдің қаттылығы мен балқу температурасы
натрийге қарағанда жоғары?
Дәріс № 3. Химиялық процестердің энергетикасы
3.1. Химиялық реакциялардың энергетикалық эффекттері. Термохимиялық
заңдар. Энтальпия. Энтропия.
3.2. Гиббс энергиясы. Реакцияның бағыты
3.1. Химиялық реакциялардың энергетикалық эффекттері. Термохимиялық
заңдар. Энтальпия. Энтропия.
Химиялық процестер жүрген кезде - бір зат екінші затқа
айналғанда - энергетикалық өзгерістер болады, яғни энергия ( жылу) не
сіңіріледі , не бөлінеді, себебі реакцияға түскен заттардағы байланыстар
үзіліп , реакция нәтижесінде түзілген заттарда жаңа байланыстар түзіледі.
Химиялық процестердің жылу эффектілерін термохимия оқиды. Термохимиялық
теңдеулерде жылу эффектісі көрсетіледі. Реакция кезінде жылу бөлінсе ,
экзотермиялық (+) , жылу ( энергия) сіңірілсе – эндотермиялық (()
реакциялар деп аталады. Химиялық реакциялардың жылу эффектілерін
калориметрде өлшейді. Термохимияның заңын 1840 жылы Г.И.Гесс ашқан:
Химиялық процесс тікелей жүрсе де, бірнеше сатымен өтсе де оған керекті
жылу (тұрақты қысымда не тұрақты көлемде жүрген реакциялар үшін) әрқашан
бір мөлшерде болады. Бұл заң энергия сақталу заңының салдары: жүйенің
жұтқан энергиясы ( Q) оның ішкі энергиясының өзгеруіне ( (U) және жасауға
жұмсалады: Q = (U + A. Ішкі энергияның (U) абсолют мәні белгісіз, себебі
жүйені энергиясы жоқ күйге әкелуге болмайды. Ішкі энергия да басқа
энергиялар сияқты күй функциясы, яғни оның өзгерісі жүйенің алғашқы ( U1)
және соңғы ( U2) күйлерінің анықталады, процестің жүру жолына байланысты
емес: (U = U2 - U1 . Жылу мен жұмыс жүйе күйінің функциясы болмайды, олар
тек процеспен байланысты, яғни энергия беру түрі болып табылады.
Химиялық процесс кезінде А – сыртқы қысымға қарсы жұмыс , А = p(V , V2 –
V1 = (V – жүйе көлемінің өзгерісі. Көбінесе химиялық процестер тұрақты
қысымда өтетіндіктен , изобара- изотермиялық процесте ( p = const, T =
const) Qp = (U + p(V ; егер мына қосынды U + pV = H деп белгіленсе,
Qp = H2 - H1 = (H. Н – энтальпия деп аталып, изобара-
изотермиялық процестегі жылу, процестің жүру жолына байланысты емес, яғни
жүйенің алғашқы және соңғы күйімен анықталады, күй функциясы болады: Qp =
(H.
Изохора- изотермиялық процесте ( V = const , T = const) (V = 0
болғандықтан, реакция жылуы (U болады, яғни жүйенің ішкі энергиясының
өзгеруіне тең: Qv = (U . Qp және Qv жылу эффектілер. Термодинамика –
энергияның бір түрінің екінші түріне ауысуын зерттейді , сонымен бірге осы
ауысулардың заңдылықтарын және сол жағдайлардағы әр түрлі процестердің
өздігінен жүретін бағытын көрсетеді. Термодинамикада керісінше, химиялық
реакция кезінде жылу бөліну (() , жылу сіңірілу (+) белгіленеді. Түзілу
жылуы – берілген жағдайларда жай заттардан 1 моль химиялық қосылыс
түзілгендегі бөлінген не сіңірілген жылу; айрылу жылуы – 1 моль химиялық
қосылыс жай заттарға айрылғанда бөлінген не сіңірілген жылу; жану жылуы – 1
моль зат жанғанда бөлінетін жылу. Стандартты жағдайда ( 25(С не 298Кжәне
1,013(105 Па) осы көрсетілген мәндерді былай белгілейді: (U( , (H( 1 моль
заттар үшін оларды « Анықтамалардан » алады. Термохимиялық есептеулерде
көбінесе Гесс заңынан шығатын қорытынды қолданылады: химиялық реакцияның
жылу эффектісі реакция нәтижесінде шыққан заттардың жылу эффектілерінің
қосындысынан реакцияға түскен заттардың жылу эффектілерінің қосындысын алып
тастағанға тең және сол заттар формулалары алдындағы коэффициенттер
ескерілуі қажет: (Нх.р = ( (Н( түз. ( ( (Н( түс. , түз. және түс. –
түзілген , түскен заттар
3.2 Гиббс энергиясы және химиялық реакциялар бағыты
Химиялық процестердің өздігінен жүру мүмкіндігі екі фактормен
анықталады: экзотермиялық реакция әсерінен жүйенің ішкі энергияны азайтуға
ұмтылуымен ( ((Н) және жылу қозғалысы әсерінен (энтропия – күй
функциясының бірлігі) бөлшектер орналасуының ретсіздігінің өсуіне жүйенің
ұмтылуымен.
Егер (Н температураға аз ғана тәуелді болса, ал энтропия температура
өссе, қатты өседі, сондықтан ретсіздіктің өлшемі деп (Т(S алуға болады.
Сонда процестің қозғаушы күші екі күштен тұрады: реттілікке ұмтылу (Н) және
ретсіздікке ұмтылу ( ТS). p = const , T = const болғанда процестің жалпы
қозғаушы күші (G = (H ( T(S ; G – Гиббс энергиясы не изобара-изотермиялық
потенциал, энтальпиялық және энтропиялық факторлар әсерін біріктіреді.
Жүйе күйін көлем тұрақты болғанда Гельмгольц энергиясы деп аталатын
функция анықтайды: (F = (U – T (S.
Гиббс энергиясының өзгерісі процестің өздігінен жүру- жүрмеу
мүмкіндігін анықтайды : (G ( 0 , процесс термодинамикалық мүмкін; (G ( 0 ,
процесс термодинамикалық мүмкін емес; (G = 0 , реакциялық жүйе тепе-
теңдік күйде.
Гиббс энергиясы да, энтропия да жүйе күйінің функциясы:
(S х.р = ( S(түз. - ( S( түс. ; (Gх.р = (
(G(түз. - ( (G( түс.
Сонымен, (G мәні аз болған сайын осы процестің өздігінен жүруге
ұмтылуы көбірек болады, тепе-теңдік күйден алысырақ болады. Мына
қатынастан
(G = (H – T (S: a. эндотермиялық реакция ((Н ( 0) өздігінен жүреді, егер
(S( 0 және абсолюттік мәндері ( Т(S( ( ( (H ( , (G ( 0; б. экзотермиялық
реакциялар ( (Н ( 0) өздігінен жүреді, егер (S ( 0 , ал егер (S ( 0
болса – жүрмейді , себебі (G ( 0 болады.
Химиялық тепе - теңдік кезінде жүйеде Гиббс энергиясының өзгерісі
болмайды, яғни (G = 0 , оның мәнімен химиялық реакция тепе - теңдігінің
константасы мына теңдеумен байланысады: (G(T = ( 2,3 RT lg KT , 298 К
(25(С) бұл теңдеу (G(298 = ( 5,69 lg K298 . (G( ( 0 болу үшін lg K ( 0 ,
яғни К ( 1, ал Гиббс энергиясы оң болса, lg K ( 0 , яғни К ( 1 . Бұл жағдай
Гиббс энергиясы теріс болса , тепе – теңдік тура реакция жағына ығысқан,
яғни реакция өнімі жоғары; оң болса, тепе – теңдік кері реакция жағына
ығысқан, яғни тура реакция өнімі аз болатынын көрсетеді.
1. Химиялық өзгерістер нәтижесінде атомдардың, иондардың,
молекулалардың құрылысы өзгертіліп, құрылуымен қатар жылу, жарық, электр
энергиясы бөлінеді, яғни химиялық энергия басқа энергия түріне айналады.
Реакцияның энергетикалық эффектісін термохимия зерттейді. Белгілі бір
тұрақты қысымда жүретін процесстерді- изобаралы, ал тұрақты көлемді жүретін
процесстерді- изохоралы процесстер деп айтады.
Жүйенің ішкі энегиясы (U) - молекуланың, атом ядросының,
электрондарының қозғалысының толық энергиясынан, молекулалық әрекеттесу
энергиясынан және т.б. энергиялардан тұрады.
Термодинамиканың бірінші заңы- энергия сақталу заңының жеке көрінісі
болып есептеледі және оған мынадай анықтама беруге болады.
ӘР ТҮРЛІ ЭНЕРГИЯ БІР-БІРІНЕ ТЕК ҚАНА ЭКВИВАЛЕНТТІ МӨЛШЕРДЕ ЖӘНЕ ӘРҚАШАН
БІРДЕЙ ҚАТЫНАСТА АУЫСАДЫ.
Мысалы: берілген жүйе жылу сіңіру нәтижесінде І жағдайдан 2 жағдайға
ауысады делік. Сіңірілген жылу жүйенің ішкі энергиясының өзгеруіне және
сыртқы күштерге қарсы жұмыс (А) атқару үшін жұмсалады.
Q= ΔU + A
Келтірілген теңдеу термодинамиканың бірінші заңының математикалық
өрнегі немесе термодинамикаға қолданылған энергия сақтау заңының көрінісі.
Изобаралы-изотермиялық процесс үшін жұмсалатын жылу мөлшері жүйенің
энтальпиясын өзгертуге, ал изохоралы-изотермиялық реакциялар жүрген кезде-
жүйенің ішкі энергиясының өзгеруіне ΔU жұмсалады: Qp= ΔH Qv= ΔU.
Химиялық реакциялар жылу шығару не жылу сіңіру арқылы жүреді. Жылу
шығара жүретін реакцияларды,экзотермиялық жылу сіңіре жүретін реакцияларды
эндотнрмиялықдеп атайды.
Химиялық реакцияларға қатысатын және түзілетін заттармен бірге
реакцияның жылу эффектісі көрсетілген теңдеулерді термохимиялық теңдеулер
дейді.
Реакциялардың жылу эффектілерін сан жағынан зерттейтін химияның бір
бөлімін термохимия деп атайды.
2. Термохимияның негізгі заңын 1840 жылы орыс ғалымы Г.И.Гесс ашты, Гесс
заңы былай айтылады: РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІ - РЕАКЦИЯНЫҢ ҚАНДАЙ ЖОЛМЕН
ЖҮРУІНЕ БАЙЛАНЫСТЫ ЕМЕС, ТЕК РЕАКЦИЯҒА ҚАТЫСАТЫН БАСТАПҚЫ ЗАТТАРДЫҢ ЖӘНЕ
РЕАКЦИЯ НӘТИЖЕСІНДЕ ТҮЗІЛЕТІН ЗАТТАРДЫҢ ТҮРІНЕ ЖӘНЕ КҮЙІНЕ ҒАНА БАЙЛАНЫСТЫ.
Мысалы: Сграфит + О2 (г) = СО2(г) ΔН1 1-әдіс
Сграфит +1/2 О2(г) = СО(г) +1/2 О2(г) = СО2(г) 2-әдіс
ΔН2 ΔН3
Екі әдісте де графит және газ күйіндегі оттегі қосылады, нәтижесінде
көміртегі (СО2) оксиді түзіледі, сондықтан:
ΔН1 = ΔН2 + ΔН3
Г.И.Гесс заңынан біршене салдар шығады:
1.ТУРА РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІ КЕРІ ТАҢБАМЕН АЛЫНҒАН КЕРІ РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ
ЭФФЕКТІСІНЕ ТЕҢ.
2.РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІ ОНЫҢ НӘТИЖЕСІНДЕ ТҮЗІЛГЕН ЗАТТАРДЫҢ ТҮЗІЛУ
ЖЫЛУЛАРЫНЫҢ (энтальпияларының) ҚОСЫНДЫСЫНАН РЕАКЦИЯҒА ҚАТЫСАТЫН ЗАТТАРДЫҢ
ТҮЗІЛУ ЖЫЛУЛАРЫНЫҢ ҚОСЫНДЫСЫН АЛЫП ТАСТАҒАНҒА ТЕҢ:
ΔНх.р. = ΣΔН0түз. + ΣΔН0түск.
3. Жай заттардан химиялық қосылыстың 1 моль түзілгенде бөлінетін немесе
сіңіретін жылудың мөлшерін сол заттың түзілу энтальпиясы дейді.
Термохимиялық есептеулерге қолайлы болу үшін, барлық химиялық
қосылыстардың түзілу энтальпияларын бірдей жағдайға келтіреді. Температура
2980К, қысым 1 атм жағдайда тұрақты болатын химиялық қосылыстардың түзілу
энтальпияларын олардың стандартты түзілу энтальпиясы деп аталады және
оларды ΔН0298 таңбасымен белгілейді. Стандартты жағдайда тұрақты болатын
жай заттардың түзілу энтальпиялары (мысалы: О2 (газ), N2 (газ), Br2(сұйық)
т.б.) нольге тең деп қабылданған.
4. Реакция бағытын болжау үшін энтальпиямен қатар энтропия (S) деген ұғым
енгізілген.
Молекулалар, атомдар мен иондар әдетте тәртіпсіз қозғалыста
болғандықтан жүйе реттік жағдайдан ретсіз жағдайға көшуге бейім болады.
Ретсіздіктің сандық мөлшері энтропиямен өлшенеді.
Энтальпия мен ішкі энергия сияқты энтропияның да абсолют мәнін
өлшемейді, тек өзгерісін анықтайды (ΔS).
Жүйе ретсіз жағдайдан реттік жағдайға өткенде энтропиясы кішірейді
(ΔS<0), ал керісінше, ретсіздік жағдайда өткенде энтропия өседі (ΔS>0).
Зат сұйық күйден бу күйге өткенде, кристалды зат ерігенде энтропия
өседі. Керісінше, конденсациялану және кристалдану процестерінің
нәтижесінде энтропия кемиді. Заттың энтропиясының сандық шамасын 250С
(2980К) және қысым 1 атм есептейді. Бұл жағдайларда энтропия Дж/моль немесе
кал/моль*град өлшенеді де ол энтропияның бірлігі (э.б.) деп аталады да
S0298 деп белгіленеді стандартты энтропия. Кез келген химиялық процестің
энтропиясының өзгеруін Гесс заңы бойынша мына теңдеумен есептейді:
ΔSх.р. = ΣS0түз. + ΣS0түск.
5. Химиялық процестерде бір уақытта екі тенденция қатар жүреді: бөлектердің
өзара бірігіп, іріленуге ұмтылуы энтальпияны кемітеді, ал бөлшектердің
ыдырауы энтропияны өсіреді. Бұл екі қарама-қарсы жүретін тенденциялардың
қосындысының эффектісі Т мен Р жағдайда жүретін процестерде изобаралық-
изотермиялық потенциалдардың G өзгеруін көрсетеді.
ΔG = ΔH + TΔS
Изобаралы потенциалдардың өзгеру сипаты бойынша процестердің іс-жүзінде
жүретін-жүрмейтіндігін анықтауға болады. Егер теңсіздік ΔG<0 орындалса,
процесс жүреді, яғни реакция нәтижесінде G кемитін болса, процесс жүруі
мүмкін және ол басталса, өздігінен жүреді.
Егер ΔG>0 болса, берілген жағдайда процесс жүрмейді. ΔG =0 болса, жүйе
тепе-теңдік жағдайда болған. Процесс өздігінен жүру үшін ΔG = ΔH + TΔS
теңдеуінде ΔH<0 және ΔS>0 болулары керек, яғни энтальпияның кемуі,
энтропияның өсуі керек }
Өзін- өзі тексеру сұрақтары:
1.Термохимия нені зерттейді?
2.Экзотермиялық және эндотермиялық деп қандай реакцияларды айтады?
3.Гесс заңын және оның салдарын айтып беріңіз.
4.Ішкі энергия деген не?
5.Энтальпия деген не және оның физикалық мәні қандай?
6.Термодинамиканың бірінші заңын айтып беріңіз.
7.Энтропия деген не? Стандартты энтропия деген не? Энтропиялық бірлік деген
не?
8.Изобаралы-изотермиялық потенциал деп немесе Гиббс энергиясы деп қандай
шаманы айтады? ∆G қандай бірлікпен өлшенеді?
9.Жүйенің энтропиялық және энтальпиялық факторлары деген не?
10.ΔН пен ΔS байланысы қандай теңдеумен өрнектеледі?
Дәріс № 4 . Химиялық кинетика. Химиялық тепе-теңдік
4.1 Химиялық реакциялар жылдамдығы және механизмі. Әрекеттесуші массалар
заңы. Температура әсері
4.2 Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік.
Ле-Шателье принципі
4.1 Химиялық реакциялар жылдамдығы және механизмі. Әрекеттесуші массалар
заңы. Температура әсері
Химияда жүйе деп ойша кеңістіктен бөлініп алынған, затпен не өзара
бір-бірімен әрекеттесетін заттармен толтырылған , бөлігін айтады. Гомогенді
не гетерогенді жүйе болады. Гетерогенді жүйе екі не бірнеше бөлімнен
тұрады, ол бөлімдердің физикалық және химиялық қасиеттерінің айырмашылығы
болады , беттері ғана жанасады, бір – бірімен араласпайды ( мұз , су).
Гетерогенді жүйенің басқа бөлімдерімен араласпай тұрған біртекті бөлімі
фаза деп аталады. Сонда, гомогенді жүйе бір фазалы, гетерогенді жүйе екі не
көп фазалы болады. Химиялық реакциялар жылдамдығына көптеген факторлар әсер
етеді, негізгілері – реагенттердің концентрациясы және физикалық күйі,
температура және катализаторлар қатысуы. Химиялық реакциялар жылдамдығы әр
түрлі болады. Кейбіреулері өте тез өтеді, кей реакциялар айлар, жылдар,
ғасырларды керек етеді ( геохимиялық реакциялар). Химиялық
реакциялардың жылдамдығы да уақытпен өлшенеді. Химиялық реакциялар
кезінде реакцияға түсетін заттардың концентрациялары өзгереді. Гомогенді (
гетерогенді) реакциялар жылдамдығы - процесс кезінде реакцияға түсетін не
түзілетін заттардың белгілі ( кесімді) уақыт ішінде ( секунд, сағат,
жыл) көлем бірлігіндегі ( қатты заттың бет бірлігіндегі не масса не көлем
бірлігіндегі ) мөлшері ( концентрацияларының өзгерісі): ( = (n / V(t ,
( = (n / S(t , n –зат мөлшері,
( = с2 – с1 / (2 - (1 = ( (с / ((. Жылдамдықты алғашқы заттардың
концентрациясының азайуымен есептесе, онда минус мәні қойылады. Химиялық
реакциялардың жылдамдығына температура, реакцияға түсетін заттардың
концентрациясы және катализатор әсерін зеттейтін ғылым – деп аталады.
Реакциялардың кинетикасын зерттеудің теориялық , практикалық маңызы зор.
Теориялық мәні – заттың құрылысы мен химиялық байланысы энергетикалық
сипаттамаларының сол заттың реакцияласу қабілетіне тигізетін әсерін ашады,
сонымен бірге химиялық әрекеттесулердің механизмі мұқият зерттеліп , оған
жоғарыда аталған жағдайлардың әсері анықталады. Практикалық мәні - адам
қажеті үшін іске асырылатын химиялық реакциялардың жылдамдығы меңгеріліп
отырады.
Температура әсері. Заттар әрекеттесу үшін олардың молекулалары
кездесіп, түйісуі керек. Температураны көтергенде молекулалардың қозғалыс
жылдамдығы артады, олардың кездесуі де артады. Тәжірибе жүзінде
температураны 10( өсіргенде реакцияның жылдамдығы 2 – 4 есе артатындығы
анықталған (Вант-Гофф ережесінің дұрыстығы дәлелденген): (Т2 = (Т1 (Т2 –
Т1 /10 , ( - температуралық коэффициент, көптеген реакциялар үшін 2 – 4
арасында болады. Мысалы, (=2,8 болса, температураны 20 – дан 75(С көтерсе,
реакция жылдамдығы неше есе артатынын есептеу керек. Шешуі: Т2 – Т1 = 55(С,
сонда (2 /(1 = 2,855/10 = 2,85,5 , lg(2 /(1 = 5,5lg2,8 = 5,5(0.447 = 2,458,
одан (2 / (1 = 287, яғни реакция жылдамдығы 287 есе артады. Реакция
молекулалар түйіскен сайын жүрмейді , тек актив молекулалар ғана ,яғни
энергия қоры көп болатын молекулалар , әрекеттеседі. Заттардағы актив
молекулалар саны сол заттың қасиетіне байланысты, температураны көтергенде
жалпы молекулалардың кинетикалық энергиясы өседі, сонда актив молекулалар
саны да артады, молекулалардың түйісуі де көбейеді, сондықтан реакция
жылдамдығы да артады. Реакцияға түсетін заттардың бір моліндегі
молекулалардың барлығын актив молекулаға айналдыру үшін жұмсалатын
энергияны активтендіру энергиясы деп атайды , оны кДж/моль бірлігімен
көрсетеді. Бұл энергия көп болған сайын , ондай энергиясы бар актив
молекулалар аз болады, сондықтан реакция баяу жүреді. Реакция жылдамдығы
константасының активтендіру энергиясына ( Е а ) байланыстылығын Аррениус
теңдеуі арқылы көрсетуге болады: k = Z P e(E a / RT , Z – көлем бірлігінде
бір секундта соқтығысатын молекулалар саны . Активтену энергиясы теңдеуде
дәреже көрсеткішінде тұрғандықтан, оның азғана ғана азаюы реакция
жылдамдығын бірсыпыра жоғарылатады. Мысалы, катализатор қатысынсыз жүрген
реакцияның активтену энергиясы 75,24 кДж / моль болса, катализатор
қатысында – 50,14 кДж / моль болған. Реакция 25(С температурада
ктатализатор қатысында жүргенде жылдамдығы неше есе артады? Шешуі:
катализатор қатысынсыз активтену энергиясы Е а , катализатор қатысында - Е(
а деп белгіленсе, сәйкесінше реакция жылдамдығының константалары k және k
( . Аррениус теңдеуін пайдаланып k ( /k = e( E a( /RT / e( Ea / RT = e (
Ea ( E( a) /RT жазсақ, одан lg k( / k = Ea - E( a / 2.30 RT, бұл теңдеудегі
энергияны джоульмен алып, Т = 298 К десе, lg k( / k = ( 75,24 –
50,14)(103 / 2,30 (8,314 (298 = 4,40 , сонда k ( /k = 2.5 (104 болады.
Сонымен, активтену энергиясын 25,1 кДж азайтса, реакция жылдамдығы 25 мың
есе көбейеді.
Концентрацияның әсері. Химиялық реакциялар тез жүруі үшін түйісетін
молекулалар саны көп болуы керек, яғни концентрацияны өсіру керек.
Реакцияның жылдамдығына әрекеттесуші заттардың концентрацияларының әсерін
зерттеген Норвегияның екі ғалымы Гульдберг және Вааге 1867 жылы мынадай
қорытындыға келген: химиялық реакцияның жылдамдығы реакцияласушы заттардың
концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал - әрекеттесуші
массалар заңы. Егер химиялық реакциялар жалпы түрде былай жүрсе: а А + b В
= сС + d D , молярлы концентрация С деп белгіленсе, ( = k CAa (CB b ,
мұндағы k – пропорционалдық коэффициент, реакция жылдамдығының константасы
деп аталады. Егер реакцияға қатты зат қатысатын болса, олар бар массасымен
емес, тек сыртқы бетімен ғана реакцияласады, сондықтан реакцияның
жылдамдығын анықтағанда оның концентрациясы есепке алынбайды; газ және
еріген заттардың концентрациясы ғана есептеледі. Мысалы, С + СО2 = 2 СО ,
( = k C СО2 және Ғе2 О3 + 3Н2 = 2Ғе + 3Н2 О , ( = k C Н2 .
Егер реакцияға түсетін заттардың концентрациясы бірге тең болса, онда ( =
k, яғни жылдамдық константасының физикалық мәні – реакцияға түсетін
заттардың концентрациясы бірге тең болғандағы реакция жылдамдығы. k -
әрекеттесетін заттардың концентрациясына тәуелді емес, тек оның табиғатына
және температураға тәуелді. Газ тәріздес заттар әрекеттескенде қысым қанша
рет өссе не азайса, концентрация да сонша рет өседі не кемиді, олай болса,
реакция жылдамдығы қысымға тәуелді.
Катализатордың әсері. Катализатор деп – реакцияның жылдамдығын
өзгертіп, бірақ реакция нәтижесінде өздері химиялық өзгермей қалатын
заттар.
Катализаторлар реакция жылдамдығын миллион есеге дейін өсіре алады. Әрбір
реакцияға өзіне тән катализаторлары да болады, олар басқа реакцияларға
әсер етпеулері де мүмкін. Мысалы, катализатор ретінде АІ2 О3 алынса, этил
спиртінен этилен алынады, ал фосфор қышқылы катализатор болса – диэтил
эфирі алынады.
Катализатор ролі – актив молекулалар саны артады және активтендіру
энергиясы кемиді, яғни реакцияға түсетін заттардың молекулаларының
байланысын әлсіретеді. Катализаторлар қатты, сұйық, газ күйінде де болады.
Реакция жылдамдығын баяулататын қасиеті бар заттар да болады, оларды кері
катализатор-ингибитор деп атайды. Катализатор әсерінен жылдамдығы өзгеретін
процестерді каталитикалық процесс – катализ деп атайды. Гомогенді және
гетерогенді катализ болады. Катализатор да, реакцияласушы заттар да бір
фазада болса, гомогенді катализ; катализатор мен реакцияласушы заттар
әртүрлі фазада болса, гетерогенді катализ болады.
Гомогенді катализдегі катализатордың әсері аралық қосылыстар түзілуі
арқылы (активті комплекс, тұрақсыз қосылыс, ол реакцияласатын
молекулалардың активтену энергиясын төмендетеді , яғни молекулалар
байланысын әлсіретеді) түсіндіріледі.
Гетерогенді катализде катализатордың әсері адсорбция арқылы, яғни
реакцияласушы заттардың молекулаларын катализатор өз бетіне жинап сіңіруі
арқылы түсіндіріледі. Адсорбция әсерінен катализатордың бетінде
реакцияласушы заттар молекулаларының концентрациясы өседі, сондықтан
молекулалардың өзара соқтығысуы артады, сонда реакция жылдамдығы
жоғарылайды.
Катализатор қатысымен жүретін процестер жаратылыста да, өнеркәсіпте де
өте көп. Тірі организмде болатын көптеген процестер ферменттер (
органикалық катализаторлар) қатысында жүреді.
3.2.4.2 Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік.
Ле-Шателье принципі }
4.2 . Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік. Ле
Шателье принципі .
Көптеген реакциялар бір бағытта жүреді. Мысалы, 2КСІО3 ( 2 КСІ +
3 О2 ,
2Na + 2 H2 O ( 2 NaOH + H2 , оларды қайтымсыз реакциялар деп атайды.
Бірдей жағдайда қарама – қарсы екі бағытта жүретін реакцияларды қайтымды
деп атайды. N2 + 3 H2 ( 2 NH3 , Fe3 O4 + 4H2 ( 3 Fe + 4 H2 O
Солдан оңға қарай жазылған реакцияны тура , оңнан солға жазылған
реакцияны кері реакция деп атайды. Қайтымсыз реакция деп атау тек шартты
түрде ғана. Химиялық реакция жүрген кезде алғашқы заттардың
концентрациялары азаяды , олай болса, әрекеттесуші массалар заңы бойынша
реакция жылдамдығы да азаяды. Егер реакция қайтымды болса, белгілі бір
уақыт өткен соң кері реакцияның жылдамдығы арта бастайды , себебі реакция
нәтижесінде пайда болған заттар концентрациялары артады. Тура және кері
реакциялар жылдамдықтары теңескенде химиялық тепе- теңдік орнайды, енді
реакцияға қатысатын заттардың концентрациялары ары қарай өзгермейді. Егер
жалпы теңдеуді былай жазса а А + b В ( с С + d D , онда тура реакция
жылдамдығы (( = k( (A(a ( (B(b ; ( ( = k ( (C(c ( (D(d тепе –
теңдік кезінде (( = ( ( , олай болса, k( (A(a ( (B(b = k ( (C(c
( (D(d сонда, k( / k ( = К т – реакцияның тепе-теңдік константасы
болады. Тепе-теңдік константасына кіретін концентрацияларды тепе-теңдік
концентрациялары деп атайды. Сонымен, тепе-теңдік константасы сол
температурада тұрақты шама , реакция нәтижесінде түзілген заттардың тепе-
теңдік концентрациялары көбейтіндісінің реакцияға түскен заттардың тепе-
теңдік концентрациялары көбейтіндісіне қатынасын көрсетеді: К т =
(C(c ( (D(d / (A(a ( (B(b Тепе-теңдік константасы - реакцияның
маңызды сипаттамасы, оның мәні көп болған сайын , реакция «тереңірек»
жүреді, яғни реакция нәтижесінде түзілген заттардың шығымы жоғары болады.
Гетерогенді реакциялар үшін тепе-теңдік константасы мәніне де қатты
заттардың концентрациясы кірмейді, реакциялар жылдамдығы мәніне кірмеген
сияқты.
Химиялық тепе-теңдік кезінде реакциялар тоқтамайды, тек қарама-қарсы
реакциялардың жылдамдықтары теңеседі, уақыт бірлігінде түзілген заттар
молекулаларының саны реакцияға түскен заттар молекулалары санына тең
болады. Олай болса, химиялық тепе-теңдік динамикалық, жылжымалы болады.
Химиялық тепе-теңдік кезінде жүйеде Гиббс энергиясы өзгермейді, (G = 0,
(H = T (S , (G( = ( RT ln K , (G(298 (кДж) = ( 5,71 lg K298 не
(G(298 (кДж) = ( 19,1 Т lg K - тепе-теңдік константасы мен Гиббс
энергиясы арасындағы қатынас. Тепе-теңдік константасы реакцияласатын
заттар табиғатына және температураға тәуелді , ал концентрацияларына
тәуелді емес. Эндотермиялық реакциялар үшін температураны көтерсе, тепе-
теңдік константасы жоғарылайды, ал экзотермиялық реакцияларда – азаяды.
Тепе-теңдік константасы (егер қысым онша жоғары болмаса) қысымға тәуелді
емес. Тепе-теңдік константасының энтальпиялық және энтропиялық
факторларға тәуелділігі оған реагенттер табиғаты әсер ететіндігін
көрсетеді. Сонымен бірге, тепе-теңдік костантасы мәніне катализатор
қатысы да әсер етпейді, ол тура және кері реакциялардың активтену
энергияларын бірдей өзгертетіндіктен олардың жылдамдықтарын да бірдей
өзгертеді. Катализатор тек жүйенің тепе-теңдік жағдайына келуін
тездетеді, бірақ реакция нәтижесінде түзілетін заттардың шығымына әсер
етпейді.
Әлсіз
электролиттердің ( электролиттік диссоциация) диссоциация константасы,
комплекс иондардың тұрақсыздық константасы, судың иондық көбейтіндісі,
ерігіштік көбейтіндісі – бұл шамалар қайтымды процестерді
сипаттайтындықтан тепе-теңдік константалары болады.
Ле Шателье принципі. Жағдайды өзгертпесе тепе-теңдікке келген
жүйенің күйі сақталады. Сыртқы жағдайдың ( реагенттер
концентрацияларының, қысымның , температураның )өзгеруінің тепе-теңдікке
әсерін Ле Шателье принципін (жылжымалы тепе-теңдік принципін) қолдану
арқылы анықтауға болады: Химиялық тепе-теңдік күйге келіп тұрған жүйенің
жағдайының біреуін өзгерту, тепе-теңдікті сол өзгертуге қарсы әрекет
туғызатын реакция бағытына қарай ығыстырады:
Температура әсері. Температура көтерілгенде тепе-теңдік
эндотермиялық реакция бағытына қарай, ал температура төмендегенде
экзотермиялық реакция бағытына қарай ығысады(Вант-Гофф заңы - Ле Шателье
принципінің жеке бір түрі 2СО + О2 ( 2СО2 , (Н ( 0 ; N2 O4
( 2 NO2 , (H ( 0 .
Қысымның әсері. Тепе-теңдікте тұрған жүйенің сыртқы қысымын
көбейткенде тепе-теңдік жүйедегі молекулалардың жалпы саны азаятын
реакцияның бағытына қарай , яғни жүйенің ішкі қысымы кемитін жаққа қарай
ығысады. Керісінше, сыртқы қысымды кеміткенде тепе-теңдік жүйедегі
молекулалардың жалпы саны көбейетін бағытына қарай , яғни ішкі қысымның
өсуі жағына қарай ығысады. Мысалы, N2 + 3 H2 ( 2 NH3 тепе-теңдіктің
сол жағында 4 молекула, оң жағында 2 молекула , сонда сыртқы қысым
арттқанда тепе-теңдік оң жаққа , аммиак түзілетін жаққа ығысады.
Тепе-теңдіктің екі жағындағы молекулалар саны бірдей болса, N2
+ O2 ( 2NO , онда қысымды өзгерту тепе-теңдікке әсер етпейді.
Концентрацияның әсері. Реакцияға түсетін заттардың концентрацияларын
арттырса, тепе-теңдік сол концентрациялардың азаятын жағына, яғни реакция
өнімі түзілетін жаққа ығысады (тура реакция жүреді). Керісінше, азайтса,
реакция нәтижесінде түзілген өнімнің айрылуы жүреді, кері реакция жүреді.
Реакция нәтижесінде түзілген заттар айрылмас үшін оларды ( не
біреуін)реакциядан шығарса, тепе-теңдік сол шығарылған заттың орнын
толтыратын жаққа қарай ығысады, яғни реакция аяғына дейін жүреді. Мысал
1: 2СО2 ( 2СО + О2 реакциясы үшін 2000(С температурада тепе-теңдіктегі
қоспадағы заттардың көлемдік үлестері, % : 85,2 СО2 ; 9,9 СО және 4,9 О2
болса, жүйенің жалпы қысымы 1,013(105 Па болса, а. реакцияласатын
заттардың парциалды қысымдары арқылы көрсетілген (Кр ) ; б. молярлы
концентрациялары арқылы көрсетілген ( Кс) тепе-теңдік константалары
нешеге тең? Шешуі: газдың парциалды қысымы жалпы қысымды қоспадағы газдың
көлемдік үлесіне көбейткенге тең: а) р( СО2) = 1,013(105 (0,852 =
0,863(105 Па; б) р( СО) = 1,013(105 (0,099 = 0,1(105 Па; в) р( О2) =
1,013(105 (0,049 = 0,050(105 Па;
Кр = р (СО)2 ( р (О2) / р(СО2)2 = 67,1 Па; Кс = Кр / RT = 67,1/
8,31(2273 = 3,6(10(3 моль/л. Кр мен Кс арасындағы байланыс идеал
газдар үшін Менделеев – Клапейрон теңдеуі арқылы көрсетіледі: Кр = Кс
(RT)(n мұндағы (n – реакция нәтижесінде түзілген газ тәріздес заттардың
моль саны мен реакцияға түскен газ тәріздес заттардың моль сандарының
айырымы, осы реакция үшін ол (n = 3 – 2 = 1
болады. Мысал 2: Газ тәріздес мына заттар А + 2 В = C әрекеттескенде ,
тепе-теңдік ол заттардың концентрациялары сәйкесінше мына сандарға тең
болғанда 0,06 моль/л, 0,12 моль/л, 0,216 моль/л орнаған болса, реакцияның
тепе-теңдік константасын және А мен В заттарының алғашқы
концентрацияларын табу керек. Шешуі: К = ( С( / (А(( (В(2 ;
К = 0,216 / 0,06((0,12)2 = 2,5. 1 моль А және 2 моль
В заттарынан 1 моль С заты түзіледі. Есеп шарты бойынша жүйенің әр
литрінде 0,216 моль С заты түзіледі, сонда 0,216 моль А және 0,216(2 =
0,432 моль В заты түзіледі. Олай болса, алғашқы концентрациялар (А(0 =
0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л; (В(0 = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л. Мысал
3: Егер НІ қышқылының белгілі бір температурада диссоциация константасы
6,25(10(2 болса, осы температурада қышқылдың қанша пайызы диссоциацияға
түседі? Шешуі: 2НІ ( Н2 + І2 қышқылдың диссоциациялану реакциясы.
Егер қышқылдың алғашқы концентрациясын С,моль/л деп белгілеп тепе-теңдік
орнаған кезде қышқылдың әр С мольдерінен х моль диссоциациаланса, онда
теңдеуден көрініп тұрғандай 0,5 х моль Н2 және 0,5х моль І2 түзіледі.
Олай болса, тепе-теңдік концентрациялар: ( НІ( = (С- х) моль/л ; ( Н2(
= ( I2( = 0,5 x моль/л. Тепе-теңдік константасы К = ( Н2( ( ( I2( /
( НІ(2 ; 6,25 = 0,5х (0,5х / ( С - х)2 , одан х = 0,333 С . Олай болса,
тепе-теңдік орнағанда иодты сутектің алғашқы мөлшерінің 33,3% ыдыраған.
Сонымен,
Сыртқы жағдай (температура, қысым, концентрация) өзгермесе, химиялық
тепе-теңдік ұзақ уақыт сақталады. Сыртқы жағдайлардың өзгеруі тура реакция
мен кері реакцияның жылдамдығына түрліше әсер ететіндіктен, тепе-теңдік
реакция тура реакцияның немесе кері реакцияның бағытына қарай ығысады.
Сыртқы жағдайдың өзгеруіне байланысты химиялық тепе-теңдік белгісі бір
бағытқа ығысуын Ле-Шателье принципі анықтайды.
4. ТЕПЕ-ТЕҢДІК КҮЙДЕ ТҰРҒАН ЖҮЙЕНІҢ СЫРТҚЫ ЖАҒДАЙЛАРЫНЫҢ БІРІ ӨЗГЕРСЕ ТЕПЕ-
ТЕҢДІК СОЛ ӨЗГЕРІСКЕ ҚАРСЫ ӘСЕР ЕТЕТІН ПРОЦЕСТІҢ БАҒЫТЫНА ҚАРАЙ ЫҒЫСАДЫ.
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3 (г) + Q
Тура реакция жылу бөліп шығара жүретін (экзотермиялық), ал кері реакция
жылу сіңіре жүретін (эндотермиялық) екені көрсетілген. Сондықтан
температураны жоғарылатса, Ле-Шателье принципі бойынша, химиялық тепе-
теңдік бұл өзгеріске қарсы әсер ететін бағытта, яғни температураны
төмендететін эндотермиялық реакцияның бағытына қарай ығысады. Егер жүйенің
температурасын төмендетсе, онда химиялық тепе-теңдік оны төмендететін, яғни
жылу шығара жүретін NH3-тің түзілу бағытына қарай ығысады.
Ле-Шателье принципі бойынша, жүйенің қысымын жоғарылатса, химиялық тепе-
теңдік осы қысымды азайтатын, яғни газдардың көлемдері немесе моль сандары
аз заттар түзілетін реакцияның бағытына қарай ығысады, яғни NH3 түзілу
бағытына қарай ығысады.
Ле-Шателье принципі бойынша бір заттың концентрациясының кебеюі
химиялық тепе-теңдікті сол заттың концентрациясын азайтатын реакцияның
бағытына қарай ығысады.
Ле-Шателье принципіне сәйкес аммиакты алу реакцияны тура бағытта, яғни
қайтымсыз етіп жүргізу үшін, оны жоғары қысымда, төмен температурада және
N2 мен H2 жеткілікті мөлшерде, ал NH3-ті бөліп алу арқылы азайта отырып,
жүргізу керек
Өзін - өзі тексеру сұрақтары:
1. Қандай реакцияларды гомогенді, гетерогенді деп атайды?
2. Химиялық реакциялардың жылдамдығы дегеніміз не?
3. Гомогенді, гетерогенді реакциялардың жылдамдығы қандай факторларға
байланысты?
4. Массалар әсерлесу заңын оқыңдар. Жылдамдық қонстантасының мәнін
анықтаңдар.
5. Химиялық реакциялардың жылдамдығы температураға байланысты неге және
қалай өзгереді?
6. Активтену энергиясы деген не?
7. Химиялық тепе-теңдік дегеніміз не? Тепе-теңдіктің ығысуына қандай
факторлар әсер етеді? Мысал келтіріңдер.
8. Ле-Шателье принципінің маңызы.
Дәріс № 5. Ерітінділер
5.1 Ерітінділер. Ерітінділер концентрациясы . Заттар ерігіштігі.
5.2 Күшті және әлсіз электролиттер. Сутектік көрсеткіш
5.1 Ерітінділер. Ерітінділер концентрациясы. Заттар ерігіштігі
Ерітінді - екі не одан көп компонентерден ( құрамына кіретін заттар)
тұратын гомогенді жүйе. Ерітінділер сұйық , қатты, газ тәріздес болады.
Ең маңызды ерітінділер –сұйық ерітінділер, олар газ, сұйық, қатты
заттардың сұйықтағы ерітіндісі. Адам, жануарлар, өсімдіктер ерітіндісіз
өмір сүре алмайды (ас қорыту – көректік заттар ерітіндіге айналады; қан,
лимфа – ерітінді). Химиялық процестермен байланысты өндіріс салаларының
барлығы ерітіндіні пайдаланады. Ерітінді еріген зат пен еріткіштен тұрады
. Еріткіш еріген заттан көп болады. Көбінесе еріткіш ретінде су алынады.
Ерітінділердегі бөлшектердің мөлшеріне қарай ерітінділер жүзгін (
суспензия, эмульсия) , бөлшек мөлшері (радиустары) – 10(5 - 10(3 см;
коллоидты ерітінділер –10(7 - 10(5 см; шын (нағыз), молекулалық
ерітінділер –10(8 - 10(7 см аралығында болады. Нағыз ерітінділерде
таралып жүрген зат жеке молекулаларға не жеке иондарға дейін ұсақталады.
Олар өте тұрақты, ұзақ уақыт дисперстік фаза мен дисперсиялық ортаға
ыдырамайды. Біз нағыз сулы ерітінделерді қарастырамыз. Ерітінділердің
қасиеттері ерітіндіні құрайтын компоненттердің концентрациясына тәуелді
болады.
Концентрация – еріген заттың ерітіндідегі мөлшерін көрсетеді. Егер
ерітіндінің концентрациясын сандық мөлшермен көрсетпесе, оларды
қанықпаған , қаныққан, аса қанық , сұйық , қою, концентрленген деп
бөледі.
Қанықпаған ерітінді – еріген заттың жаңа мөлшерін әлі еріте алатын
ерітінді.
Қанық ерітінді – белгілі бір температурада затты одан әрі еріте
алмайтын ерітінді.
Аса қанық ерітінді – сол температурадағы ерігіштігіне сәйкес еруге
тиісті мөлшерден артық затты еріген күйде ұстай алатын ерітінді. Аса
қанық ерітінді тұрақсыз, еріген заттың аз мөлшерін ғана ерітіндіге салса,
артық еріген зат тез кристалданады.
Сұйық ерітінді – еріген зат аз ерітінді.
Қою ерітінді – еріген зат көп ерітінді.
Концентрленген ерітінді - өте қою ерітінділер.
Ерітіндідегі еріген заттың мөлшерін өлшемсіз бірлікпен – үлес не
пайызбен, не өлшемді шамамен – концентрациялармен көрсетеді:
Массалық үлес ( С) – еріген заттың массасының ерітіндінің жалпы
массасына қатынасы;
Мольдік үлес ( Ni ) – еріген заттың ( не еріткіштің) мөлшерінің
ерітіндідегі барлық заттар мөлшерлерінің қосындысына қатынасы , егер n1
және n2 - еріткіш пен еріген зат мөлшері болса ( тек бір ғана зат
еріген болса) , онда N2 = n2 /(n1 + n2) ; N1 = n1 / ( n1 + n2 ) мұндағы
N2 және N1 еріген зат пен еріткіштің мольдік үлесі.
Молярлы концентрация ( См) не молярлылық ( М) – еріген заттың
мөлшерінің ерітінді көлеміне қатынасы , моль/л
Моляльды концентрация не моляльдылық ( m ) – еріген заттың
мөлшерінің еріткіш массасына қатынасы , моль / кг ( Н2 О)
Эквиваленттің молярлы концентрациясы ,Сн ( нормальность) – еріген
заттың эквивалентінің санының ерітінде көлеміне қатынасы, моль / л.
Мысалы, 250 г суда 50 г темір (ІІ) сульфатының кристаллогидратын FeSO4 (7
H2 O еріткен. Ерітіндідегі кристаллогидрат пен сусыз темір (ІІ)
сульфатының массалық үлесін есептеу керек. Шешуі: Алынған ерітіндінің
массасы 300 г.Кристаллогидраттың массалық үлесі 300 г ерітінді --
--------- 100%
50 г кристаллогидрат --- х% х = 16,7%.
50 г кристаллогидраттағы сусыз тұздың массасы 278 г/моль ----- 152 г
/моль
50 г ------------- х х = 27,4 г сусыз тұз массасы.
300 г ерітіндідегі сусыз тұздың массалық үлесі сонда :
С = 27,4 (100 / 300 = 9,1%.
Мысал 2. 8% ( масс.) сусыз тұздың бір литр ерітіндісін дайындау үшін
қанша су және мыс(ІІ) купоросын алу қажеттігін есептеу керек , ерітінді
тығыздығы 1,084 г /л. Шешуі:1 литр ерітіндінің массасы 1,084 ( 1000 =
1084 г. Осы ерітіндіде 8% сусыз тұздың массасы 1084 ( 0,08 = 86,7 г.
CuSO4 (5 H2 O 86,7 г сусыз тұзы бар массасын пропорциядан анықтайды:
249,7 : 159,6 = х : 86,7; Одан, х = 135,6 г. Ерітінді дайындау үшін қажет
су массасы 1084 – 135,6 = 948,4 г. Мысал 3. 15% күкірт қышқылының
ерітіндісінің ( ( = 1,10 г / мл) моляльді, нормальдылығын , молярлылығын
табу керек. Шешеуі: 1000 г суға санағанда келетін күкірт қышқылының
моляльдығын анықтау үшін қажет қышқыл массасы 1000 : 85 = х : 15; х =
176,5 г. Күкірт қышылының мольдік массасы 98 г/ моль , сонда m = 176,5 /
98 = 1,80 моль / кг.
Молярлы және нормальды концентрациясын анықтау үшін 1000 мл ( яғни
1000 ( 1,1 = 1100г) ерітіндідегі қышқыл массасын табады: 1100 : 100 = у :
15;
у = 165 г.
Күкірт қышқылының эквивалент массасы 49 г /моль, олай болса, Сн =
165/49 = 3,37 моль/л , См = 165 / 98 = 1,68 моль /л.
Мысал 4. 42 мл күкірт қышқылын бейтараптау үшін 14 мл 0,3 н. сілті қажет
болса, қышқыл ерітіндісінің молярлылығын анықтау керек. Шешуі : заттар
өзара эквивалентті мөлшерде әрекеттесетіндіктен , былай жазуға болады:
Сн ,қ ( Vқ = Сн ,с( Vс , мұндағы қышқыл мен сілті концентрациялары
мен көлемдері.
Олай болса, Сн ,қ ( 42 = 14 ( 0,3 ; Сн ,қ = 0,1 н. Қышқылдың
эквиваленті 0,5 моль , сонда молярлылығы 0,1 ( 0,5 = 0,05 моль/л болады.
Мысал 5. 100 мл 15% - ті ( массасы бойынша ) күкірт қышқылынын дайындау
үшін 96 % - ті ( массасы бойынша) ( ( = 1,84г/мл ) қышқылдың қанша
көлемін және қанша масса су алу керек? Шешуі: 15% - ті 100 мл қышқылды
дайындау үшін қажет массасы 100 мл ( 1,10 г / мл = 110 г.
16,5 г күкірт қышқылы бар 96 % -ті ерітінді көлемін табу керек, ол
үшін 1 мл ерітінді массаы 1,84 г болғандықтан ,онда 1,84 ( 0,96 = 1,77 г
H2SO4 болады. Олай болса, H2SO4 ерітіндісінің табу керек көлемі 16,5 /
1,77 = 9,32 мл.
Сонымен, 100 мл 15% -ті H2SO4 ерітіндісін дайындау 9,32 мл 96 %
-ті ерітінді және 110 – 16,5 = 93,5 г су алады.
Мысал 6. 10% -ті сілті ерітіндісін дайындау үшін 200 мл 30% - ті (масса
бойынша) NaOH ерітіндісіне ( ( = 1,33 г / мл ) қанша су құю керек? Шешуі:
200 мл NaOH ерітіндісінің массасы 200 мл ( 1,33 г/мл = 266 г, сонда бұл
ерітіндіде 266 (0,3 = 79,8 г 30% - ті NaOH болады. Есеп шарты бойынша
бұл масса (79,8г) сұйытылған ерітіндінің жалпы массасының 10% - ін
құрайды. Сонда алынған ерітінді массасы (79,8/10) (100 = 798 г болады.
Олай болса, алғашқы ерітіндіге 798 – 266 = 532 г су қосу керек.
Мысал 7. 500 мл 3 М тұз қышқылының ерітіндісін дайындау үшін 2М және 6М
ерітінділерінің қандай көлемдерін араластыру керек. Араластырған кезде
көлемдер өзгерісін есептемеу керек. Шешуі: 500 мл 3М тұз қышқылында
0,5(3 = 1,5 моль НСІ болады, 6М ерітінді көлемін х деп белгілесе, 2М
ерітінді көлемі
( 0,5 – х ) л, сонда х л 6М ерітіндіде 6х моль НСІ болады, ал (0,5 –
х) л 2М ерітіндіде – 2( 0,5 - х) моль НСІ болады.
Ерітіндідегі НСІ – дың жалпы мөлшері 1,5 моль болатындықтан, былай
жазамыз: 6х + 2( 0,5 - х) = 1,5; х = 0,125 л .
Олай болса, қажет ерітіндіні дайындау үшін 125 мл 6М және 375 мл 2М
НСІ ерітінділерін алып, араластырады.
Ерігіштік. Қаныққан ерітіндідегі еріген заттың шамасы – ерігіштік
деп аталады.Заттардың ерігіштігі еритін зат пен еріткіштің табиғатына,
температураға, ал газдар үшін қысымға да тәуелді болады. Қатты және сұйық
заттың ерігіштігін ерігіштік коэффициентімен (К) көрсетеді, яғни 100 г
еріткіште қанық ерітінді түзгенге дейін ери алатын заттың массасы.
Газдардың ерігіштігін абсорбция коэффициентімен сипатталады, ол -
еріткіштің бір көлемінде қанық ерітінді түзілгенге дейін еритін газдың
көлемі көрсетеді. Генри заңы бойынша тұрақты температурада сұйықтың
берілген көлемінде еріген газ массасы сол газдың парциал қысымына тура
пропорционал. Оның математикалық өрнегі : с = k ( P , мұндағы с – газдың
ерігіштігі, моль/л; Р – газдың парциал қысымы , атм; k – пропорционалдық
коэффициент, не Генри коэффициенті, моль/л(атм. Генри заңынан газдың
еритін көлемі (яғни абсорбция коэффициенті) сол (берілген) температурада
газдың парциал қысымына тәуелді емес екендігін көруге болады.
Газдар қоспасының еруі Дальтон заңына бағынады: қоспадағы әр газдың
ерігіштігі оның парциал қысымына тура пропорционал.
Қатты заттардың суда еруі көбінесе эндотермиялық процесс, себебі
көп жағдайда гидратация кезінде кристалдық торларды бұзуға жұмсалатын
энергиядан аз энергия бөлінеді. Осы екі шаманың қатынасы ерудің жалпы
жылу эффектісін ( ( Q) анықтайды. Егер Q мәні оң болса, қатты заттардың
ерігіштігі температураны көтергенде , азаяды, теріс болғанда - артады.
Ерігіштіктің температураға тәуелділігін график түрінде бейнелесе –
ерігіштік қисығы тұрғызылады , одан заттарды қайта кристалдап тазалағанда
алынған заттың шығымын не жоғалтылған мөлшерін анықтайды. Мысал 1. 500г
калий селитрасын қайта кристалдап тазалау үшін 600г суда қыздырып
еріткен. Алынған ерітіндіне 0(С температураға дейін суытқан. Сонда
алынған таза тұздың және тұздың жоғалған мөлшерінің массалық үлестерін
қанша болатынын есептеу керек. Шешуі: Ерігіштік қисығы графигінен бұл
тұздың 100 г суда 0(С температурада 17 г еритіндігін табады. Олай болса,
кристалданған соң ерітіндіде 17( 6 = 102 г тұз қалады.
Тазаланған тұз массасы ( шығымы) 500 – 102 = 398 г болады, ол
тазалауға алынған селитра массасының 398 ( 100/500 = 79,6% құрайды.
0(С температурада еру әсерінен тұздың жоғалған шамасы 102(
100/500= 20,4% . Мысал 2. 1 л суда 20(С температурада және 1,013(105
Па қысымда H2 S газының 2,91л көлемі ерісе, сонда оның қанық ерітіндідегі
массалық үлесі нешеге тең? Шешуі: қ.ж. күкіртті сутектің көлнмі
2,91(273/293 = 2,71л, ал осы көлемдегі массасы 34(2,71 /22,4 = 4,11г.
Алынған ерітіндінің массасы: m (H2 O) + m (H2 S) = 1000 + 4,11 =
1004,11г, сонда H2 S осы ерітіндідегі массалық үлесі 4,11(100/1004,11
=0,4%.
Мысал 3. 60(С температурада калий селитрасының қанық ерітіндісінде 52,4%
(масса бойынша) тұз болса, осы температурадағы тұздың ерігіштік
коэффициентін табу керек. Шешуі: Мына пропорция бойынша
47,6 г суға ------- 52,4 г KNO3 келеді
100 г суда ------- х , сонда х = 110г . Сонымен тұздың 60(С
температурада 100г судағы ерігіштігі 110г болады.
Мысал 4. 15% -ті 300 г ерітіндіні суытқанда еріген заттың бір бөлігі
тұнбаға түскен соң, ерітінді концентрациясы 8% болған. Заттың тұнбаға
түскен массасын анықтау керек. Шешуі: 300 г 15% -ті ерітіндіде 45 г
еріген зат және 255г еріткіш бар. Ерітіндіні суытқанда еріткіш мөлшері
өзгермейді. 255 г еріткіштегі еріген затты пропорция құрып анықтайды:
92 г еріткіште -------- 8 г еріген зат бар
255 г еріткіште -------- х г х = 22,2 г. Сонымен, ерітіндіні
суытқанда
45 – 22,2 = 22,8 г еріген зат тұнбаға түскен }
5.2 Күшті және әлсіз электролиттер. Сутектік көрсеткіш.
Электролиттер - негіздер, қышқылдар, тұздар, олардың балқымалары мен
ерітінділері электр тоғын өткізеді. Электролиттер молекулаларының иондарға
ыдырау процессін электролиттік диссоциация дейді. Оң зарадталған иондар-
катиондар, теріс зарядталған иондар-аниондар деп аталады. Диссоциация
қайтымды процесс: молекулалардың иондарға ыдырауы тура реакция
(диссоциация), ал иондардың қайтадан молекулаларға бірігуі кері реакцияға
(ассоциацияға) жатады.
Диссоциациялану дәрежесі. Электролиттік диссоцияция кері процесс
болғандықтан, ерітіндіде иондар мен молекулалар бірге болады. Сондықтан
электролиттер диссоциациялану дәрежесімен сипатталады (α).
Диссоциациялану дәрежесі - иондарға ыдыраған молекулалар санының (Ng)
жалпы ерітілген молекулалар санына (Nε) қатынасы α=Ng/Nε немесе
α=Ng/Nε∙100%. Диссоциациялану дәрежесінің сан мәніне қарай электролиттер
шартты түрде күшті (α>30%) әлсіз (α<3%) және орташа (α>3-30%) болып үш
топқа бөлінеді.
Диссоциациялану константасы. Әлсіз және орташа электролиттер
молекулаларының иондарға ыдырауы аз мөлшерде жүретін қайтымды процесс.
Сондықтан басқа да қайтымды химиялық процесстер сияқты әлсіз электрлиттер
диссоциациясына да массалар әсерлесу заңын қолдануға болады: КА↔К++А-
К= [К+][ А-]/[КА]
К- диссоциациялану константасы деп аталатын химиялық тепе-теңдік
константасы. Электролиттік диссоциация константасының (К) мәні неғұрлым көп
болса, электролит молекулалары соғұрлым иондарға көп ыдырайды.
Диссоциациялану константасы электролит күшін диссоциация дәрежесінен
көбірек сипаттайды.
Диссоциациялану константасы мен дәрежесінің арасында тығыз байланыс
бар. КА электролит бір катионға, бір анионға ыдырайтындықтан бұл иондардың
концентрациясы өзара тең болады.
[К+]=[ А-]=СМ∙α
СМ- ерітіндісінің молярлық концентрациясы;
α - диссоциациялану дәрежесі;
Иондарға ыдырамаған молекулардың концентрациясын [КА] былай көрсетеді:
[КА] = См – См∙α = См(1-α)
К= (См∙α∙См∙α)/См(1-α)= (См∙α2)/(1-α)
Әлсіз электролиттердің диссоциациялану дәрежесі өте аз болғандықтан 1-α=1
болады. Сондықтан диссоциациялану константасы мынандай болады:
К= См∙α2 немесе α= √К/СМ
Бұл теңдеу электролит ерітіндісінің концентрациясының азаюына, яғни
сұйылуына байланысты оның диссоциациялану дәрежесінің артатынын көрсетеді
(Оствальдтың сұйылту заңы).
Электролиттер ерітіндіде иондарға ыдырайтындықтан, электролиттер
арасындағы реакция иондар арасындағы реакция болады.
3.Сутектік көрсеткіш: Химиялық таза су электр тогын өте нашар өткізеді.
Судың иондарға диссоциациялануы: Н2О ↔Н+ + ОН-
Массалар әсерлесу заңын қайтымды процеске қолдануға болады:
К= [Н+]∙[ОН-]/[Н2О] (1)
Мұндағы: К- судың диссоциация тұрақтысы. Оның 220С- дағы мәні 1,8∙10-16
тең, яғни К=1,8∙10-16.
«К» шамасы өте аз болғандықтан Н+ және ОН- концентрациялары да өте аз,
сондықтан су концентрациясын Н2О тұрақты шама деп есептеуге болады, ол 1 л
массасын судың молярлық массасына бөлгенге тең:
[Н2О]= 1000:18 = 55,56 моль
Енді жоғарыдағы теңдеуді (1) былай да жазуға болады:
[Н+]∙[ОН-]= К[Н2О]= Кс= 1,8∙10-16∙55,56= 1∙10-14 (220С)
Кс- судың иондық көбейтіндісі деп аталатын тұрақты шама.
Кс= [Н+]∙[ОН-]=10-14
Кс мәні тұрақты температурада ғана тұрақты болады. Кез келген ерітіндіде
сутегі мен гидроксид иондарының әрқайсысының концентрациясы нольге тең
болмайды. Кез келген ерітіндіде әрі сутегі ионы Н+, әрі гидроксид ионы ОН-
болады.
Таза суда [Н+]= [ОН-]= √Кс = √10-14 = 10-7,
бұдан 220С да 1 л суда 10-7 моль сутегі иондары, 10-7 моль гидроксид
иондары болғандығын көреміз. Егер [Н+]≠[ОН-] онда ерітінді [Н+]>[ОН-]
қышқыл, [Н+]<[ОН-] сілтілі болады. Көп жағдайда ерітіндінің қышқылдығын
немесе сілтілігін анықтау үшін сутегі иондарының концентрациясы
қолданылады. Бұл жағдайда нейтрал орта [Н+]= 10-7, сілтілік ортада [Н+]<10-
7, қышқылдық ортада [Н+]>10-7 болады.
Осындай дәреже көрсеткіші теріс болып келетін сандарды қолданып есептер
шығару қолайсыз болғандықтан, сутегі иондарының концентрациясы сутектік
көрсеткіш (рН) арқылы белгілеу қабылданған.
Сутектік көрсеткіш деп, сутек иондары концентрациясының теріс таңбамен
алынған ондық логарифмін атайды:рН=-lg[H+].
Ерітіндінің ортасын индикаторлар көмегімен анықтайды. Индикаторлар –
ерітіндіге тамызғанда немесе батырғанда сутегі не гидроксид иондарының
әсерінен түсін өзгертетін органикалық заттар
Өзін - өзі тексеру сұрақтары:
1. Ерітінділер дегеніміз не?
2. Концентрацияның өлшем бірліктері қандай?
3. Электролиттік диссоциация дегеніміз не?
4. Көмір қышқылының диссоциациялану сатылап теңдеулерін жазындар.
Дәріс № 6. Тұздар гидролизі
6.1 Гидролиз,өндірістік маңызы
6.2 Гидролиз түрлері. Гидролиз дәрежесі және константасы
6.1 Гидролиз, өндірістік маңызы
ГИРОЛИЗ ДЕГЕНІМІЗ ӘР ТҮРЛІ ЗАТТАРДЫҢ СУДЫҢ ӘСЕРІНЕН ЫДЫРЫАУ РЕАКЦИЯСЫ.
Гидролиз процесіне көптеген химия өнеркәсібі негізіделген: сабын алу,
глицерин, май қышқылын алу, крахмалдың қанттануы, гидролиз нәтижесінде тау
жыныстары бұзылады.Көптеген тұздарды суда еріткенде кей тұздардың
ерітіндісі сілтілік орта, кейбірі қышқылдық орта, енді бірі нейтрал орта
көрсетеді. Бұл фактілерді тұздар мен су арасындағы әрекеттесуге байланысты
түсіндіруге болады. Мысалы натрий ацетатын суда ерітсе, бұл тұз күшті
электролит болғандықтан суда толық диссоциацияланады:
СН3СООNa → СН3СОО- + Na+
Аздап су да диссоциацияға түседі: Н2О↔ Н+ + ОН-
Сонымен СН3СООNa ерітіндісінде су молекуласы Н2О және Н+, ОН-, Na+, СН3СОО-
иондары болады. Na+ және СН3СОО- иондары Н+ және ОН-, иондарымен
әрекеттеседі. Бірақ Na+ ионы өзіне ОН- ионын қосып ала алмайды, себебі NaОН
күшті электролит, сондықтан ерітіндіде тек иондар түрінде болады. СН3СОО-
ионы Н+ ионын қосып алып сірке қышқылын- әлсіз электролит түзеді,
сондықтан судың жаңа молекулалары диссоцоацияға түседі. Сонымен мына екі
процесс тепе-теңдік болғанға дейін жүреді:
СН3СОО- + Н+ ↔ СН3СООН
Н2О↔ Н+ + ОН-
Осы екі процестің қосынды теңдеуі былай болады:
СН3СОО- + Н2О↔СН3СООН + ОН-
Бұл теңдеуден әлсіз электролит СН3СООН түзілгендіктен, судың
диссоциациялануының иондық тепе-теңдігі ығысып, ОН- ионының артық иондары
пайда болады, сондықтан ерітінді сілтілік реакция көрсетеді. Сонымен тұздар
гидролизі деп («гидро»-су, «лизис»- айрылу, грек тілінен) тұз иондарымен су
иондары әрекеттескенде әлсіз электролит түзіле жүретін реакцияны айтады.
Гидролиз жүру үшін нәтижесінде нашар диссоциацияланатын зат, ұшатын зат, не
тұнба түзілуі керек. Тұз гидролизі нейтралдау реакциясына кері процесс.
Гидролиз
МА + Н2О ↔ МОН + НА
бейтараптау
Тұздардың табиғатына байланысты гидролиздің үш жағдайы бар:
а)күшті негіздің катионымен әлсіз қышқылдың анионынан түзілген тұз.
А- + Н+ОН- ↔ НА +
ОН- рН>7
әлсіз қышқыл
б)әлсіз негіз катионы мен күшті қышқыл анионынан түзілген тұз:
М+ + Н+ОН- ↔ МОН +
Н+ рН<7
әлсіз негіз
в)әлсіз негіз және әлсіз қышқыл иондарынан түзілген тұз:
М+ + А- + Н+ОН- ↔ МОН + НА
әлсіз негіз
әлсіз қышқыл
Реакция ортасы реакция нәтижесінде түзілген негіз бен қышқылдың күшіне
байланысты, яғни қайсысы көбірек диссоциацияға түсуіне байланысты. Сонымен
гидролизге тек құрамында әлсіз электролит қалдығы бар тұздар түседі.
Сондықтан күшті негізбен күшті қышқыл қалдығынан түзілген тұздар гидролизге
түспейді.Көп негізді қышқылдар мен көп қышқылды негіздерден түзілген тұздар
гидролизге сатылап түседі. Бірінші сатысы көбірек, жүреді. Саты саны катион
пен анионнның зарядына байланысты. Гидролизді жазғанда (сатылы гидролиз
үшін де) үш теңдеу жазу керек:
1. гидролиздің қысқаша иондық теңдеуі;
2. толық иондық теңдеуі;
3. молекулалық теңдеуі.
Өте әлсіз қышқыл мен негіздерден тұрған тұздар гидролизі аяғына дейін
жүреді:
Cr2S3 + 6 HOH ↔ 2 Cr(OH)3↓ + 3H2S↑
2Cr3+ + 3S2-+ 6 HOH ↔ 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑ }
6.2 Гидролиз түрлері. Гидролиз дәрежесі және константасы.
{Тұздар гидролизін гидролиз константасы (Кгидр) және гидролиз дәрежесі
(һ) арқылы сипаттауға болады.Гидролиз константасы тұздың гидролиз түзу
жағдайын сипаттайды. Кгидр көп болған сайын тұз гидролизі көп жүреді.
Кгидр= Кс/Кқышқыл немесе Кгидр = Кс/Кнегіз ;
Кгидр = Кс /( Кқышқыл∙ Кнегіз)
Кс- судың иондық көбейтіндісі, Кқышқыл және Кнегіз – қышқылдың және
негіздің диссоциациялану дәрежесі.Бұл теңдеуден Кқышқыл/ Кнегіз аз болған
сайын, Кгидр көп болатыны көрініп тұр, яғни қышқыл не негіз неғұрлым әлсіз
болса, соғұрлым тұз көбірек гидролизге түседі. Егер тұз сатылап гидролизге
түссе, онда әр саты гидролиз константасымен сипатталады. Гидролиздің
қаншалықты толық жүретіндігін гидролиз дәрежесі көрсетеді.
ГИДРОЛИЗ ДӘРЕЖЕСІ ДЕП ГИДРОЛИЗГЕ ТҮСКЕН МОЛЕКУЛА САНЫНЫҢ ЕРІГЕН
МОЛЕКУЛАЛАРДЫҢ ЖАЛПЫ САНЫНА ҚАТЫНАСЫН АЙТАДЫ.
Һ=√КС/Кқышқыл∙Стұз Һ=√КС/Кнегіз∙Стұз Һ= √КС/Кнегіз∙Кқышқыл
Бұл теңдеулерден:
1. Кс көп болған сайын, яғни температура үлкен болған сайын (Кс
температура өссе, өседі);
2. Кқышқыл, Кнегіз аз болған сайын (неғұрлым әлсіз қышқыл және әлсіз
негіз болса);
3. Тұз концентрациясы (Стұз) аз болған сайын не ерітінді көбірек сұйылған
сайын, гидролиз дәрежесі көп болады.
Сонымен һ жоғары температурада және сұйытылған ерітіндіде һmax жетеді
Өзін- өзі тексеру сұрақтары
1. Төмендегі тұздардың гидролиз реакциясының теңдеуін иондық және
молекулалық түрде жазыңдар: K2S, Na3PO4, Mg(NO3)2, ZnSO4, AlCl3,
CH3COONH4, (NH4)2CO3, Cu(CH3COO)2, Al2S3. Бұл тұздардың
ерітіндісіндегі реакция ортасын көрсетіңдер.
2. Гидролиз деген не? Қандай тұздар гидролизге көбірек түседі? Қандай
тұздар гидролизге түспейді?
3. Гидролиз дәрежесі деген не және ол неге байланысты?
4. Қайтымсыз гидролиз деген не? Мысал келтіру керек
Дәріс № 7. Тотығу-тотықсыздану реакциялары
7.1 Тотығу тотықсыздану реакциялар. Жіктелуі
7.2 Электрондық баланс әдісімен химиялық реакциялар
теңдеулерін құру.
7.3 ТТР жүруіне факторлар әсері
7.1 Тотығу тотықсыздану реакциялар. Жіктелуі.
Тотығу-тотықсыздану реакцияларына (ТТР) заттардың құрамындағы элементтердің
тотығу дәрежелері өзгеру арқылы жүретін химиялық процестер жатады.
Кальций фосфаты Ca3(PO4)2 қосылысындағы кальцийдің тотығу дәрежесі
+2, оттегінікі -2. Осы мәліметтерді пайдаланып, теңдеу құрамыз да фосфордың
тотығу дәрежесін табамыз.
(+2)∙3 + 2х + (-2)∙8=0
2х=+10
х=+5
Фосфордың кальций фосфатындағы тотығу дәрежесі +5.
Тотығу-тотықсыздану реакциялары жүруінің басты шарты оған міндетті
түрде тотықзыздандырғыш пен тотықтырғыш қатысуы қажет.
Реакция кезінде электрондарын беретін бөлшектерді (атомдарды, ионды
немесе молекуланы) тотықсыздандырғыш дейді, ал электронды қосып алатын
бөлшекті тотықтырғыш деп атайды. ТТР кезінде тотықсыздандырғыш тотығады, ал
тотықтырғыш тотықсызданады. ТТР молекулааралық, молекула ішінде жүретін,
диспропорцияланатын болып үш топқа бөлінеді:
1. Молекулааралық ТТР әр түрлі молекулалардағы элементтердің тотығу
дәрежелері өзгеру арқылы жүреді. Мысалы:
Mn4+O2 + 4HCl ↔ Mn2+Cl2 + Cl20 + 2H2O
2. Молекула ішіндегі ТТР бір молекула ішіндегі әр түрлі элементтердің
тотығу дәрежелері өзгеру арқылы жүреді. Мысалы:
2KCl5+O32- ↔ 2 KCl- + 3O02
3. Диспропорциялану ТТР бір элементтің тотығу дәрежесі әрі жоғарылау, әрі
төмендеу арқылы жүреді. Мысалы:
4KCl5+O3 ↔ 3 KCl7+О4 + KCl-
7.2 Электрондық баланс әдісімен химиялық реакциялар теңдеулерін құру
Тотықсыздандырғыштың берген электрондарының жалпы саны тотықтырғыштың
қосып алған электрондарының жалпы санына тең. Теңдеуді құру бірнеше сатыда
жүреді:
1.Реакция теңдеуін коэффициентсіз жазады:
Br2 + H2S + H2O → HBr + H2SO4
2.Тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыштың тотығу дәрежелерін көрсетеді:
Br20 + H2S2- + H2O → HBr- + H2S6+O4
3.Электрондық теңдеу құрады, яғни тотығу және тотықсыздану процестерін
көрсетеді:
Br20 +2ē → 2Br- - тотықсыздану процесі, Br2- тотықтырғыш.
S2- - 8 ē → S6+ - тотығу процесі, S2- - тотықсыздандырғыш.
4.Тотықсыздандырғыш берген электрон саны тотықтырғыштың қосып алған
электрон санына тең болу керек.
4 Br20 +2ē → 2Br-
1 S2- - 8 ē → S6+
Осылай тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыш үшін коэффициенттерді анықтайды.
5.Реакцияға қатысқан басқа қосылыстар үшін коэффициенттерін іздейді:
4Br2 + H2S + 4H2O ↔ 8HBr + H2SO4
Тотықсыздандырғыш пен тотықтырғыш бір-бірімен өздерінің тотығу-тотықсыздану
эквиваленттері қатысында әрекеттеседі. Тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыштың
эквивалентінің молярлық массасы былай есептеледі: тотықтырғыштың не
тотықсыздандырғыштың молярлық массасын (М(В) эквиваленттік факторға
(fэкв(В)) көбейтеді:
М(fэквВ)= fэкв(В)∙М (В)
fэкв(В) эквиваленттік фактор, ол тотықсыздандырғыштан тотықтырғышқа ауысқан
электрон санының кері мәніне тең. Мысалы:
М(fэкв KMnO4)= 1/5 ∙158 = 31,6 г/моль
7.3 ТТР жүруіне көптеген факторлар әсері
{Тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыштың химиялық табиғаты, олардың
активтіктері, рН, температура т.б.
ТТР жүру-жүрмеуін изобаралық-изотермиялық потенциалды (ΔG) есептеу арқылы
анықтайды. ΔG=ΔH- TΔS немесе ΔG= -RT lnK.
ΔH, ΔS- энтальпия мен энтропия өзгеруі,
К – қайтымды реакцияның тепе-теңдік константасы,
R – универсалды газ тұрақтысы, 8,31 л∙кПа (моль∙К)
T – абсолютті температура, К }
Өзін- өзі тексеру сұрақтары:
1. Тотығу дәрежесі деген не? Оны қалай анықтайды?
2. Реакция кезінде тотықтырғыштың және тотықсыздандырғыштың тотығу
дәрежесі қалай өзгереді?
3. Периодтық жүйедегі қай топта және қай топшаларда тотықтырғыш пен
тотықсыздандырғыш орналасқан?
4. Элементтердің тотығу-тотықсыздану қасиеттері:
а)период бойынша (солдан оңға қарай)
б)негізгі топшаларда (жоғарыдан төмен қарай) қалай өзгереді?
5. Эквиваленттің молярлық массасын тотықтырғыш және тотықсыздандырғыш
үшін қалай есептейді?
Дәріс № 8. Электрохимиялық процесстер
8.1 Электродты потенциалдар туралы түсінік
8.2 Электр қозғаушы күш және оның өлшем бірлігі
8.1 Электродты потенциалдар туралы түсінік
Электрохимия – ТТР нәтижесінде электр тогы пайда болуын (гальвани
элементтері) және электр тоғы әсерінен ТТР-ларының (электролиз) жүру
заңдылығын зерттейтін химияның бір бөлімі.
Металдар тотықсыздандырғыштар, бірақ әр металдың электрон бергіштігі әр
түрлі. Металдардың тотықсыздандырғыш қабілетін Н.Н.Бекетов зерттеп, олардың
бұл қабілетінің азаюына байланысты орналастырып, металдардың кернеулік
қатарын құрған.
Металды суға батырғанда полюсті су молекулалары әсерінен металдардың
беті ептеп ериді. Осынын нәтижесінде электрондар металл пластинкасының
бетінде қалып, ал катиондар ерітіндіге көшеді. Бірақ металдардың еру
процесі көпке бармайды, аздан кейін тепе-теңдік күй орнайды, яғни белгілі
бір уақыт ішінде қанша катион ерітіндіге көшсе, сонша катион қайтадан
металл пластинкасына ауысады:
Ме + mH2O ↔ Men+ ∙ nH2O + nē
Металдардың бетінде қалған электрондардың есебінен металл пластинкасы
теріс зарядталады, ал ерітіндіге көшкен металл катиондары оны оң
зарядтайды. Судың орнына металдардың өз тұздарын да алуға болады. Бұл
жағдайда активті металдар тұздар ерітінділеріне батырғанда еріп, теріс
зарядталады, ал активтігі кем металдар тұздар ерітінділеріне батырғанда,
металл ерімейді, керісінше, ерітінділердегі катиондар металдың бетіне
көшеді де оны оң зарядтайды, ал қалған аниондар оң пластинкаға тартылып,
ерітіндіні теріс зарядтайды. Сонымен, металл мен ерітіндінің жанасқан
бетінде потенциалдар айырмасы пайда болады, оны металдардың электродтық
потенциалы (Е0) деп атайды. Е0 мәні аз болған сайын, металдың
тотықсыздандырғыш қабілеті көбірек болады. Е0 сандық мәні металдардың
табиғатына (активтігіне), ерітіндідегі иондардың концентрациясына,
температураға байланысты болады.
Е0 абсолюттік мәндерін тікелей өлшеу осы уақытқа дейін мүмкін болмай
отыр, тек салыстырмалы потенциалдарын өлшейді. Салыстырмалы электрод
ретінде стандартты сутектік электрод қолданылады да оның потенциалы нольге
тең деп алынады.
Электродтық потенциал мына Нернст теңдеуі арқылы табылады:
Е= Е0 + (0,059/n) lgC Me n+
C Me n+ - металл иондарының молярлы концентрациясы
n- металл иондарының заряды.
Гальвани элементтері - химиялық электр энергиясының көзі, электр тогы ТТР
нәтижесінде пайда болады. Гальваникалық элементтерде тотығу процессі бір
электродта (анодта), тотықсыздану процесі екінші электродта (катодта)
жүреді. Мұның өзі электродтарда әр түрлі потенциалдар айырмасы болып тұруын
қамтамасыз етеді
8. 2 Электр қозғаушы күш және оның өлшем бірлігі
Элементтің электр қозғаушы күші (э.қ.к.)-де сол потенциалдар
айырмасына байланысты болады. Анод ретінде электродтардың потенциал мәні
төменірек металды алады: Еа < Ек.
Мысалы: мыс-мырыш элементінде немесе Даниель-Якоби элементтерінде
(-)Zn/Zn2+ ║Cu2+/Cu (+)
Cu- оң электрод, катод. Элементте мына процесс жүреді:
(A) Zn -2ē → Zn2+- тотығу процесі
(K) Cu +2ē → Cu0- тотықсыздану процесі
Zn- анод, электрондар көзі.
Э.Қ.К. табу үшін мәні үлкен электродтық потенциалдан (оң электродтың
потенциалы) мәні кіші /терісірек/ потенциал алынады:
Э.Қ.К. = ΔЕ= Ек - Еа
ΔЕ=Е0Cu2+/Cu – E0Zn2+/Zn
Δ= 0,34 – (-0,76) =1,10 В
Сонымен мыс-мырыш гальвани элементі 1,10 В электр тогын береді. Екі бірдей
электрод концентрациясы әр түрлі ерітінділерге салынған болса,
концентрациялы гальвани элементін құрайды. Мысалы, мыс электродының
концентрациясы әр түрлі (С1Cu2+< СІІCu2+) мыс сульфаты ерітіндісіне
батырса, схеманы былай жазуға болады:
(-)Cu/Cu2+С1 ║ Cu2+СІІ /Cu (+)
Осылай гальвани элементін алуға болады. Мұндай гальвани элементінде анод
концентрациясы төмен ерітіндідегі электрод болады. Гальвани элементі жұмыс
істегенде:
(А) Cu0 -2ē → Cu2+ (K) Cu2+ +2ē → Cu0
Концентрациялық гальвани элементінің электролит иондарының
концентрациясының қатынасына байланысты:
ΔЕ= (0,059/n) lgCІІ/СІ
Химиялық тоқ көзі ретінде гальвани элементі техникада көп қолданылады.
Бірақ гальвани элементтері өте аз уақыт жұмыс істейді, себебі
электродтардың потенциалдары өзгереді, поляризациаланады. Мысалы, мырыш пен
мыс пластиналары күкірт қышқылына батырылып жасалған Вольт элементтеріндегі
мыс электроды потенциалының азаюы оның бетінде сутегінің адсорбцияланып,
сутегі электроды сияқты жұмыс істеуіне байланысты, ал мырыш электроды
потенциалының оңға қарай ауысуы, оның ерітіндідегі иондарының көбейіп,
мырыштың еруінің азаюына байланысты. Электродтардың поляризациясын жою үшін
оған әр түрлі заттар - деполяризаторлар қосады}
Өзін -өзі тексеру сұрақтары:
1. Гальвани элементі мен стандартты сутек электрод схемаларын көрсетіп,
қалай жұмыс істейтінін түсіндіріңдер.
2. Гальвани элементі жұмыс істеу үшін қандай реакциялар қолданылады?
3. Металл электродтарының потенциалына қандай факторлар әсер етеді?
4. Гальвани элементтерінің э.қ.к. қалай өлшенеді?
5. Концентрациялық гальвани элементі қалай жасалады?
Дәріс № 9. Электролиз. Катодтық және анодтық процестер.Электролиз
заңдары. Коррозия және металдарды коррозиядан қорғау
9.1 Электролиз.Катодтық және анодтық процестер. Электролиз заңыдары
9.2 Коррозияның негізгі түрлері. Коррозия активаторлары және
ингибиторлары
9.1 Электролиз.Катодтық және анодтық процестер. Электролиз заңыдары}
Электролиттің балқымасы немесе электролиттің ерітіндісі арқылы тұрақты
электр тоғы өткенде жеке электродтарда жүретін тотығу-тотықсыздану
реакцияларын ЭЛЕКТРОЛИЗ дейді. Катодта (теріс электрод) тотықсыздану
процесі, анодта (оң электрод) тотығу процесі жүреді.Электролиз жүргізуге
көбінесе металл электродтары және металл емес электродтар да (мысалы
графит) қолданылады. Металдан жасалған анодтар еритін (мысалы, мыстан,
никельден жасалған) және ерімейтін (платинадан жасалған) болып бөлінеді.
Сұйытылған су ерітінділерінің электролизі кезінде КАТОДТЫҚ ПРОЦЕСС
катионның электродтық потенциалымен анықталады.Оны судан тотықсызданатын
сутегі ионының потенциалымен (-0,41 В) салыстырады:
1.Потенциалдары бұл саннан кем болса, металл ионы тотықсызданбайды. Катодта
сутегі судан бөлінеді.
2 Н2О + 2 ē = Н2 + 2 ОН-
2.Потенциалдары бұл саннан көп болса, катодта металдар ионы тотықсызданады:
Меn+ + nē → Me0
3.Металл потенциалы (-0,41 В) жақын болса, катодта сутегі де металл да
тотықсызданады.
Анодтық процесс: Анод ерімейтін болса, онда анодта оттегісі жоқ қышқыл
қалдығы(I-, Cl-, Br-, S2-, CN-) тотығады. Егер ерітіндіде оттегісі бар
қышқыл қалдығы болса (SO42-, SO32-, NO3-, CO32-) онда анодта су молекуласы
тотығады.
2 Н2О + 4 ē = О2 + 4 Н+
Егер анод еритін болса, онда анодтың өзі тотығады: Cu - 2ē= Cu2+.
Электродта бөлініп шығатын заттардың массасын (m) Фарадей заңы бойынша,
мына формуламен есептейді:
m= (I∙τ∙M (fэкв.B))/ F
I- тоқ күші, А; τ- электролит арқылы өткен тоқтың уақыты, с; M(fэкв.B)-
затының эквивалентінің молярлық массасы, г/моль; F- Фарадей тұрақтысы,
96500 Кл/моль;
Электролиз кезінде электродта түзілген заттың мөлшері әр уақытта Фарадей
заңдары бойынша алынуға тиісті теориялық мөлшерінен аз болады. Оның себебі
электродтық ТТР қатар қосымша процестер де жүреді. Сондықтан электролиз
кезінде негізгі өнімді алуға кеткен тоқ мөлшерін анықтау үшін тоқ бойынша
шығым (Тш) деген түсінік қолданылады. Ол электролиз жағдайында алынған зат
массасын (m1) Фарадей заңы бойынша алынуға тиісті массаға (m) қатынасына
тең: Тш =m1/m∙100
Осы формула бойынша тоқтың неше проценті негізгі затты алуға жұмсалғаны
анықталады}
Өзін- өзі тексеру сұрақтары:
1.Электролиз деген не?
2.Анод және катодта жүретін процестерді түсіндіріңдер.
3.Металды рафинадтау деген не? Ол қалай жүреді?
4.Электролиз заңдары?
9.2 Коррозияның негізгі түрлері. Коррозия активаторлары және
ингибиторлары
Коррозия деп металдардың және олардың құймаларының өзін қоршаған ортамен
химиялық немесе электрохимиялық жолмен әрекеттесуі нәтижесінде бүлінуін
айтады.
Коррозия процесінің механизмі химиялық және электрохимиялық болып екі
топқа бөлінеді.
Жүйеде электр тоғы түзілмей металдардың бүлінуін химиялық коррозия
дейді. Химиялық коррозия кезінде металдар өзін қоршаған әр түрлі газдармен,
электролит емес заттармен әрекеттесіп, бүлінеді. Электрохимиялық коррозия
металдар сумен, электролиттер ерітіндісімен не дымқыл ауамен жанасқанда
жүреді. Техникада қолданылатын металдарда әр уақытта қоспалар болады.
Сондықтан мұндай металдар электролитпен жанасқанда көптеген микрогальвани
элементтер жұмыс істеп, активті металл электрондарын беріп, бүлінеді.
Активті металл-анод, қоспа-катод болса, анодта тотығу процессі Ме- nē →
Men+, катодта сутегінің не оттегінің тотықсыздануы жүреді: 2 Н++ 2ē → 2 Н0
– Н2, егер рН<7
О2+ 4ē +2 Н2О →4 ОН-, егер рН>7
Металдың бұзылу жылдамдығы электродтық потенциалдар айырмасы неғұрлым көп
болған сайын және ауа дымқылдығы көп болған сайын тез жүреді. Металдар өте
таза болса (метеориттік темір) коррозияға ұшырамайды.
2. Стимулятор мен активаторлар деп аталатын кей заттар (хлоридтер,
фторидтер, сульфидтер, нитраттар, бромидтер, иодидтер) коррозияны
тездетеді. Мысалы, теңіз суында хлорид болғандықтан өзен суы мен көл суынан
көп есе коррозия тез жүреді.
Ингибиторлар керісінше коррозияны тежейді. Халық шаруашылығына металл
коррозиясы өте көп зиян келтіреді. Коррозияны толық болдырмауға болмайды,
бірақ оның жылдамдығын көпке азайтуға болады. Ол үшін мынандай әдістер
қолданылады: ортаның құрамын өзгерту, түрлі затпен металдарды қаптау
(металл мен металл емеспен), электрохимиялық қорғау, металдарға басқа
металдар қосу }
Өзін- өзі тексеру сұрақтары:
1. Металдар коррозиясы деген не?
2. Коррозияның қандай түрлерін білесіңдер?
3. Электрохимиялық коррозияның химиялық коррозиядан айырмашылығы неде?
4. Коррозиялық микрогальвани элементтері неге пайда болады?
5. Қандай факторлар коррозия жылдамдығына әсер етеді?
6. Металдарды коррозиядан қорғау әдістері.Қысқаша әр әдісті сипатта.
7. Қандай заттарды ингибиторлар деп атайды?
Дәріс №10. Комплексті қосылыстар
10.1 Комплексті қосылыстардың құрлысы. Комплексті қосылыстардың жіктелуі
және номенклатурасы
10.2 Комплексті қосылыстардың диссоциациясы , тұрақсыздық константасы
10.1 Комплексті қосылыстардың құрлысы. Комплексті қосылыстардың жіктелуі
және номенклатурасы
Коваленттік не иондық байланыс арқылы атомдардан молекулалық қосылыс
түзілсе, олар бірінші ретті деп аталады. Бірінші ретті қосылыстардың
электронейтрал молекулаларының өзара әрекеттесуінен түзілген көптеген
қосылыстар болады. Оларды жоғары ретті молекулалар немесе комплексті
қосылыстар деп атайды: NH3 + HCl → NH3•HCl → NH4Cl
Комплекс қосылыстағы химиялық байланыстың түзілу механизмін қарастырып,
комплекс қосылысқа анықтама беруге болады. Мысалы: NH4Cl молекуласы қалай
түзіледі
Барлық комплекс қосылыстарда донорлы-акцепторлы (д.-а.) байланыс болады.
Комплексті қосылыстар дегеніміз донорлы-акцепторлы байланыс арқылы
түзілетін жоғарғы ретті қосылыстар.
Комплексті қосылыстарда:
1. Комплекс түзуші, олар көбінесе оң зарядталған металл иондары болады,
көбінесе d-элементтері жатады.
2. Комплекс түзушінің маңайында лигандтар орналасады, олар теріс
зарядталған аниондар немесе электронейтрал молекулалар.
3. Лигандтар саны координациялық сан деп аталады.
4. Комплекс түзуші мен лигандтар комплексті қосылыстарының ішкі сферасын
түзеді, ол квадрат жақшаға алынады.
5. Ішкі сфераға кірмеген иондар сыртқы сфераны құрайды.
2. Катионды комплексті қосылысты атағанда, алдымен катионның, одан соң
анионның атын атайды. Ішкі сферада лигандалар түрінде электронейтрал
молекулалар болса, олардың аттарын өзгеріссіз атайды. Мысалы: С6Н6- бензол,
С2Н4- этилен, N2Н4- гидразин, Н2О- аква, NН3-аммин. Саны бірнешеу болса,
олардың санын грек тілінде көрсетеді: 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-
гекса, 7-гепта, 8-окта. Ішкі сфераға кіретін анион- лигандтарының аттарын
атау үшін олардың әрқайсысының аттарына «О» жұрнағы қосылып айтылады.
Мысалы, бромо-Br-, О2—оксо, N3—нитридо, ОН—гидроксо, СN—циано,
СО32—карбонато, РО43—фосфато, S2O32--тиосульфато, С2О42—оксалато т.б.
Осыдан кейін комплекс түзушінің атын ілік септігінде атап, оның атынан
кейін рим сандарымен жақша ішінде комплекс түзушінің зарядын көрсетеді. Ең
соңында сыртқы сфераның анионның атына «ы» деген жалғау қосып айтылады.
[Ag(NH3)2]Cl- диаммин күміс (І) хлориді;
[Cu(H2O)4]SO4∙H2O- тетрааква мыс (ІІ) сульфат гидраты;
[Pt(H2O)(NH3)2OH]NO3- гидроксодиамминаква платина (ІҮ) нитраты;
[Ru(SO2)(NH3)4Cl]Cl- хлоротетраммин күкірт диоксид рутений (ІІ) хлориді.
Құрамында комплексті анионы болатын қосылысты былай атайды: алдымен сыртқы
сферасының катионының атын ілік септікте айтады. Бұдан соң жоғарғы айтылған
ретімен лигандтардың атын атайды. Комплекс түзушінің латын атына «аты»
деген жұрнақ қосады.
K[Ag(CN)2]- калий дицианоаргентаты (ІІ);
Na3[Co(NO2)6]- натрий гексанитрокобальтаты (ІІ);
K3[Ni(NO)2(S2O3)2]- калий дитиосульфатодинитрозилникеляты (ІІ).
Сыртқы сферасы жоқ нейтрал комплекстерінің аттарын атау үшін алдымен
лигандтардың аты, онан кейін атау септігіндегі комплекс түзушінің қазақша
аты келтіріледі де, оның тотығу дәрежесі көрсетілмейді.
[Co(NH3)3Cl]- трихлоротриаммин кобальт;
[Ru(H2O)(NH3)4SO3]- сульфиттетраамминаква рутений.
10.2 Комплексті қосылыстардың диссоциациясы.Тұрақсыздық
константасы.
Комплексті қосылыстардың сыртқы және ішкі сфераларының арасындағы
байланыстар иондық болғандықтан, суда еріткенде, олар комплексті ион мен
қарапайым сыртқы сфераның иондарына ыдырайды:
[Ag(NH3)2]Cl→ [Ag(NH3)2]+ + Cl-
K[Ag(CN)2] → K+ + [Ag(CN)2]-
Түзілген комплексті иондар өте аз мөлшерде өздерінің құрамына кіретін
бөлшектерге (иондарға, молекулаларға) ыдырайды.
[Ag(NH3)2]+ ↔ Ag+ + 2NH3
[Ag(CN)2]- ↔ Ag+ + 2CN-
Комплексті иондардың диссоциациясы аз мөлшерде жүретін қайтымды процесс
болғандықтан оларға массалар әсерлесу заңын қолдануға болады және процестер
сан жағынан диссоциация константасы арқылы анықталады:
Кт.з.= ([Ag+]∙[NH3]2)/[Ag(NH3)2]+ =6,8∙10-8
Кт.з. = ([Ag+]∙[CN-]2)/[Ag(CN)2]- =1,0∙10-21
Келтірілген комплекс иондарының диссоциациялану константаларын тұрақсыздық
константасы Кт.з. деп атайды. Тұрақсыздық константаларының сандық мәндері
комплексті иондардың тұрақтылығын немесе беріктігін көрсетеді. Кт.з.
пайдаланып, комплексті қосылыстың арасындағы реакция қай бағытта жүретінін
анықтауға болады }
Өзін- өзі тексеру сұрақтары:
1. Комплекс түзуші заттың тотығу дәрежесі мен координациялық санын
көрсетіңдер. Комплекс қосылыстарды атаңдар: K[AuBr4], K2[Cd(CN)4],
[Pt(NH3)2Cl2], K[Cr(SO4)2], Na3[Ag(S2O3)2]. Комплекс қосылыстың
диссоциацияларын жазыңдар.
2. Комплекс қосылыстар жазып, оларды атаңдар: PtCl4∙6NH3, PtCl4∙5NH3,
PtCl4∙∙4NH3, Co(NO3)3∙6NH3, Co(NO2)3∙KNO2∙2NH3.
3. Қай негіз күштірек: [Cu(NH3)4](OH)2 не Cu(OH)2 ме?
4. Қай комплекс ион тұрақтырақ: [Zn(NH3)4]2+ не [Cd(NH3)4]2+?
[Co(NH3)4]2+ не [Co(NH3)4]3+?
Пәндер
- Іс жүргізу
- Автоматтандыру, Техника
- Алғашқы әскери дайындық
- Астрономия
- Ауыл шаруашылығы
- Банк ісі
- Бизнесті бағалау
- Биология
- Бухгалтерлік іс
- Валеология
- Ветеринария
- География
- Геология, Геофизика, Геодезия
- Дін
- Ет, сүт, шарап өнімдері
- Жалпы тарих
- Жер кадастрі, Жылжымайтын мүлік
- Журналистика
- Информатика
- Кеден ісі
- Маркетинг
- Математика, Геометрия
- Медицина
- Мемлекеттік басқару
- Менеджмент
- Мұнай, Газ
- Мұрағат ісі
- Мәдениеттану
- ОБЖ (Основы безопасности жизнедеятельности)
- Педагогика
- Полиграфия
- Психология
- Салық
- Саясаттану
- Сақтандыру
- Сертификаттау, стандарттау
- Социология, Демография
- Спорт
- Статистика
- Тілтану, Филология
- Тарихи тұлғалар
- Тау-кен ісі
- Транспорт
- Туризм
- Физика
- Философия
- Халықаралық қатынастар
- Химия
- Экология, Қоршаған ортаны қорғау
- Экономика
- Экономикалық география
- Электротехника
- Қазақстан тарихы
- Қаржы
- Құрылыс
- Құқық, Криминалистика
- Әдебиет
- Өнер, музыка
- Өнеркәсіп, Өндіріс
Қазақ тілінде жазылған рефераттар, курстық жұмыстар, дипломдық жұмыстар бойынша біздің қор #1 болып табылады.
Ақпарат
Қосымша
Email: info@stud.kz