УМКД

Заттар ерігіштігі

КАЗАҚСТАН РЕСПУБЛИКАСЫ БІЛІМ ЖӘНЕ ҒЫЛЫМ МИНИСТРЛІГІ
ШӘКӘРІМ атындағы МЕМЛЕКЕТТІК УНИВЕРСИТЕТ
3 деңгейлі СМЖ
құжаты
ПОӘК
ПОӘК 042-16-
13.5/03-2013
ПОӘК
<<Бейорганикалық химия>> пәні ОӘМ
<<__ 2013 ж.
№ 1 басылым

ПӘННІҢ ОҚУ-ӘДІСТЕМЕЛІК КЕШЕНІ

<<БЕЙОРГАНИКАЛЫҚ ХИМИЯ>>

5В072100 <<Органикалық заттардың химиялық технологиясы>> мамандығы үшін

ОҚУ-ӘДІСТЕМЕЛІК МАТЕРИАЛДАР

СЕМЕЙ
2013

МАЗМҰНЫ
* Глоссарий
* Дәрістер
* Практикалық және зертханалық сабақтар
* Студенттердің өздік жұмыстары

* Глоссарий

* Авогадро тұрақтысы NA - кез келген жүйенің ( N ) бөлшектер санының жүйе заттарының мөлшеріне қатынасы n: N/n = NA моль-1 = 6,021023 моль-1.
* Адиабатты процесс - сыртқы ортамен алмасу процесі жүрмейтін процесс.
* Атомдық (электрондык) орбиталь ( АО) - квант сандарының белгілі мәндеріне сәйкес келетін электрон күйі.
* Гетерогенді жүйелер - бөліктің айырым бетімен бөлінетін заттар жиынтығы.Мысалы, СаСО3(қ) және СО2(г).
* Гомогенді жүйе - бөліктің айырым беті болмайтын зат немесе заттар жиынтығы (ерітінділер, газдар қоспасы, ыдыстағы газ, мұз не металл кесегі,т.б.).
* Жүйе - зерттеу үшін, кеңістіктен және қоршаған ортадан жекелей алынған бөлщек.
* 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.
* 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
* Изотонды коэффициент - іс жүзіндегі қысым, қайнау, қату температураларының өзгеруі, олардың теориялық мәндерінен қанша есе артық екенін көрсетеді.
* Ішкі энергия - жүйенің толық энергиясы, яғни жүйені құрған бөлшектердің зат мөлшерінің толық энергиясы.
* Моль - заттың мөлшерінің бірлігі, көміртегі-12 атомының 0,012 кг массасындағы атомдар санына тең, яғни 6,02 1023 .
* Парциалды қысым - газдар қоспасының жалпы қысымының сол газға келетін үлесі.
* Фаза - бірдей физикалық, химиялық қасиеттері бар және жүйенің басқа бөлімдерінен бөліп алынған біркелкі беттік қабаттан тұратын бөлік.
* Химиялық кинетика - химиялық реакцияның жылдамдығы мен механизмі туралы ілім.
* Эквивалент масса - заттың 1 эквивалентінің массасы.
* Электрондық аналогтар - элементтердің валенттілік электрондары элементтерге қатысты жалпы формуламен сипатталатындай болып орбиталдарға орналасады.
* Электртерістік ( ЭТ) - элемент атомының химиялық қосылыста басқа элементтің электрондық тығыздығын өзіне ығыстыра алатын қабілеттілігін көрсететін мән.
* 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.
* Энтальпия - қысым тұрақты болған жағдайдағы (изобаралық процесс кезіндегі) жылу эффектісі
* Энтропия - бөлшектің қозғалысын сипаттайтын заттың қасиеті, ретсіздік дәрежесі.

МОДУЛЬ 1. Атом-молекулалық ілім.
Дәрістер № 1-4
1.1 Химия ғылымы дамуының қысқаша тарихы ( 7.1.3 әдебиеттен 5-12беттер)
1.2 Химияның негізгі заңдары
1.3 Газдардың негізгі заңдары
1.2 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 = 6,021023 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.
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 (1/2) 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 1200,2 = 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 = 0,728/11,2 = 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)= (1/2)
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 1,013105 Па ( 760мм сынап бағ.) , температура 273К не 0С 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 (R) 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 Джмоль-1К-1. Мысал 1. 5 т құрамында 80% кальций карбиді бар ізбесті термиялық айырғанда 27С температурада 100м3 көміртегі (ІҮ) оксидін жинап алу үшін қажет қысым көлемі қанша? Шешімі: Айрылған карбонат массасы: 5т0,8 = 4т; М(СаСО3) = 100г/моль; Мына реакция теңдеуінен: СаСО3 СаО + СО2 400022,4 / 100 = 896м3 СО2 бөлінгенін есептейді. V p / T = V0p0 / T0 , p = V0p0T / T0V , сонда ( СО2) = 8961,013105300 / 273100 = 9,97105 Па = 1 МПа.
Егер масса арқылы есептесе, 400044 / 100 = 1760кг. р(CO2)=mRT/MV, p ( CO2) = 17608.31300 / 44100 = 9.97105 Па.
Мысал 2. Массасы 5,6г газ 17С температурада, қысым 0,997105 Па болғанда 4,84 л көлем алады. Осы газдың салыстырмалы молекулалық массасы қанша? Шешімі: Клапейрон-Менделеев теңдеуінен М = mRT/Vp. M(г) = 5.6 8.31290 / 0.9974,84 = 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 = 93,33/ 2,8 = 100 кПа
Мысал 4. 27С температурада газ көлемі 600 мл болса, қысым тұрақты қалса, 57С 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 280,3 + 20,1 + 170,6 = 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 1105 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) =11050.145 = 14500 Па = 14,5 кПа, жоғарғы р( NH3) = 1105 0.268 = 26800Па = 26,8 кПа.
1.0С 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).

Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды білу керек:
* Химияның негізгі стехиометриялық заңдарын қолдана білу;
* сонымен бірге заттың мөлшері <<моль>> деген ұғымды түсініп,
* газдардың заңдарын қолданып, олардың молярлық массаларын анықтауды білу қажет.
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?
Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
* Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 5-26 беттер.
* Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 17-28 стр.
* Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 3-7 беттер.
Модуль 2. Атом құрылысы.
2.1 Атом құрылысы. Сутегі атомының Бор бойынша құрылысы. Квант сандары.
2.2 Паули принципі, Хунд, Клечковский ережелері.
2.3 Д.И.Менделеевтің периодтық заңы және жүйесі. ЭТ, ИЭ, атомдар, иондар радиустары.

Дәрістер №5-8 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 6,6210-34 Джс) 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 / 42me2 және = 2e2 / 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 = 22me4 / h2 ( 1/ n2ж - 1/ n2 a) = K ( 1/ n2ж - 1/n2а), = K/h( 1/ n2ж - 1/n2a),
K/h - Ридберг константасы R, 3.2810[15] c-1 ( Гц ).
Мысал 1. Бір жарық квантының ( фотон ) энергиясы 3,0610-19 Дж болса, ол қандай толқын ұзындығына, тербеліс жиілігіне, толқындық санға сәйкес келеді? Шешуі: Е=h= 3.0610-19 Дж, одан =Е/h=4.621014 c-1 = c/ = 3108/ 4.621014 = 64910-9 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 - (1/4)2 ) = 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 рххһ, 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) = 9,1110[-]31 кг; h = 6.6210[-34] Джс ; рх h, x = h/px = h/mv,
x = 6.6210[-34] Джс / 9,1110-31кг 10-2мс-1 = 7,3см. Мысал 2. 50 г теннис добы 25м/с жылдамдықпен ұшса, толқын ұзындығы қанша болады? Шешуі: = 6,6210-34 / 0,050 25 = 1,32410-32м. 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 = 22 + 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 = 2n[2] .
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 = 22.01410 - ( 3.01603 + 1.00866) = 0.00351 = 0.003511.6610[27] кг = 5,8261030 кг; Е = 5,82610[30] кг ( 3108 м/с)2 6,021023 = 3,151011 кгм2 /с2 = 3,151011 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 [222]86Rn + [4]2He 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) = 31010 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 3107 с, ванадий үшін 61015 жыл.
Алғаш энергия кванттануы туралы мәлімет 1900 ж Макс Планкпен ұсынылды. Бөлінетін не сіңірілетін квант энергиясы Планк теңдеуімен анықталады: ∆ E = hν, мұндағы 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 , 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:
d2 Ψ/ dx2 + d2 Ψ/ dy2 + d2 Ψ/ dz2 = (8PI2m / 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 infinity 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 -- (1/2). 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 ↑.

Көп электронды атомдарда электрондардың орналасу ережелері

Ережелер
Мысалдары
1. Паули принципі. 1925ж. Атомда барлық квант сандары бірдей екі электрон болмайды
7Li - 1s22s1
1s 2s
↑↓ ↑
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 орналасқан электрондардың спин квант сандарының қосындысы максималь болуы шарт.
14N - 1s22s22p3

3. Энергиясы аз деңгейшеге электрондардың алдымен орналасу принципі.
Клечковский ережесі
А) Электрондардың деңгейшелерге орналасуы бас және қосымша квант сандарының қосындысының (n+l) арту ретімен болады.

Б) Егер бас және қосымша квант сандарының қосындысы бірдей болса, электрондарының деңгейшелерге толуы бас квант санының мәнімен анықталады

n+l=1
N=1
l=0 (1s)
n+l=2
N=2
l=0 (2s)

n+l=3
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)

Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
1.Атомдағы электронның энергетикалық жағдайын сипаттайтын төрт квант сандарын;
2. олардың өзара байланысын;
3.атомдағы электрондардың энергетикалық орбитальдардың толтырылуы Паули принципі, Гунд және Клечковский ережелеріне сай жүретіндігін білу керек.

Өзін -өзі тексеру сұрақтары:
* Атом ядросы 12 протон және 12 нейтроннан тұрады, элементтің атомдық массасын, реттік номерін, валенттік электрондар санын анықтаңдар.
* Реттік номері 23 және 35 атомдардың электрондық деңгейлерінің санын анықта.
* Бас квант саны 3-ке тең электрондық қабатындағы электрондар саны нешеге тең?
* Қосымша квант саны 2,3-ке тең болғандағы деңгейлердегі магнит квант санының неше мәні болады?
* 3 бірдей квант саны атомдағы екі электронның спин квант санының мәні қандай?
* Қосымша квант санының мәні l=0,1,2,3 тең электрондар қалай аталады?
* Мыс атомының қозбаған жағдайдағы d-электрондарының қосынды санын көрсету керек.
* Азот атомының электрондарының қосынды спині нешеге тең?
* Неліктен көптеген элементтер атомдық массалары бөлшек мәндерге ие болады?
* Жаңа көзқарас бойынша периодтық жүйедегі аргон және кобальт элементтерінің орналасуын қалай түсіндіруге болады?
* Қандай элементтер ауыспалы деп аталады?
* Гелий, неон, аргон, ксенон сияқты газдардың химиялық инерттілігі қалай түсіндіріледі?
* Периодтық жүйедегі орнына байланысты калий, мыс, марганец, бромның қасиеттерін салыстыр.
* Хлорлысутек, бромдысутек, иодтысутек қышқылдарының қайсысы күштірек, неліктен?
* Төмендегі қосылыстардағы химиялық байланыстың полюстілігін көрсет: а)су немесе селенді сутек; б)хлорлысутек немесе иодты сутек; в)метан немесе аммиак?
* Төменде берілген элементтердің ішінен донорлар және акцепторларды көрсетіңдер: В, Сl, S, N (бор, хлор, күкірт, азот).
* Мына сұйықтардың қайсысы сутектік байланыс нәтижесінде ассоциацияланған: күкірттісутек қышқылы, су, балқытқыш қышқыл, төртхлорлы көміртек? Бұл құбылыс осы сұйықтардың қасиеттеріне қалай әсер етеді?
* Төртхлорлы көміртек, бор хлориді, бериллий хлориді молекулаларында гибридтенудің қандай түрі болады, осы молекулалардың пішіні қандай?
* Сутектен 0,8 г атомдық сутекті алу үшін 174,4 кДж энергия жұмсау керек, сутек молекуласындағы байланыс энергиясын есепте.
* Сілтілік металдардың жұмсақтығының және балқу температурасының төмен болу себебі неде? Неліктен магнийдің қаттылығы мен балқу температурасы натрийге қарағанда жоғары?

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 54--96 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 33-51 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей, 2012 - 9-15 беттер.

Модуль 3. Химиялық процестердің жүру заңдылықтары.
3.1 Химиялық процестер энергетикасы;
3.2 Химиялық кинетика;
3.3 Химиялық тепе-теңдік
Дәрістер № 9-12 Химиялық процестердің жүру заңдылықтары

3.1 Химиялық реакциялардың энергетикалық эффекттері. Термохимиялық заңдар.
Энтальпия. Энтропия. Гиббс энергиясы. Реакцияның бағыты;
3.2 Химиялық кинетика;
3.3 Химиялық тепе-теңдік

3.1. Химиялық реакциялардың энергетикалық эффекттері. Термохимиялық заңдар. Энтальпия. Энтропия. Гиббс энергиясы. Реакцияның бағыты
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 = pV , V2 - V1 = V - жүйе көлемінің өзгерісі. Көбінесе химиялық процестер тұрақты қысымда өтетіндіктен , изобара- изотермиялық процесте ( p = const, T = const) Qp = U + pV ; 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 ( 25С не 298Кжәне 1,013105 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.
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 ТS 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 TS ; 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 = Sтүз. - S түс. ; Gх.р = Gтүз. - 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 ТS 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: GT = 2,3 RT lg KT , 298 К (25С) бұл теңдеу G298 = 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.

Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Термодинамиканың 1-ші заңын, термохимия түсінігін, Гесс заңын, термодинамиканың 2-ші заңын, энтальпия, энтропия, Гиббс энергиясын білу 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?

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 294--330 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 104-121 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 20-24 беттер.

3.2 Химиялық кинетика; 3.3 Химиялық тепе-теңдік
Химиялық реакциялар жылдамдығы және механизмі. Әрекеттесуші массалар заңы. Температура әсері
Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік.
Ле-Шателье принципі
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 / Vt , = n / St , 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 75С көтерсе, реакция жылдамдығы неше есе артатынын есептеу керек. Шешуі: Т2 - Т1 = 55С, сонда 2 /1 = 2,855/10 = 2,85,5 , lg2 /1 = 5,5lg2,8 = 5,50.447 = 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 eE 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 25С 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.
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 Aa Bb ; = k Cc Dd тепе - теңдік кезінде = , олай болса, k Aa Bb = k Cc Dd 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 = Cc Dd / Aa Bb 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 , G298 (кДж) = 5,71 lg K298 не G298 (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 2000С температурада тепе-теңдіктегі қоспадағы заттардың көлемдік үлестері, % : 85,2 СО2 ; 9,9 СО және 4,9 О2 болса, жүйенің жалпы қысымы 1,013105 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) = 1,013105 0,852 = 0,863105 Па; б) р( СО) = 1,013105 0,099 = 0,1105 Па; в) р( О2) = 1,013105 0,049 = 0,050105 Па;
Кр = р (СО)2 р (О2) / р(СО2)2 = 67,1 Па; Кс = Кр / RT = 67,1/ 8,312273 = 3,6103 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 В2 ; 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 0,2162 = 0,432 моль В заты түзіледі. Олай болса, алғашқы концентрациялар А0 = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л; В0 = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л. Мысал 3: Егер НІ қышқылының белгілі бір температурада диссоциация константасы 6,25102 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 / НІ2 ; 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.
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.
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Гомогенді, гетерогенді жүйелер деген ұғымдарды, реакцияның жылдамдығы, оған әсер ететін факторлар, әсер етуші массалар заңын, химиялқ тепе-теңдік, Ле Шателье принципі туралы ұғымдарды білу 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.
Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 330--360 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 121-138 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 24-34 беттер.

Модуль 4. Ерітінділер
4.1 Ерітінділер, концентрациялары;
4.2 Электролиттер, диссоциация;
4.3 Тұздар гидролизі;
4.4 Бейэлектролиттердің сұйытылған ерітінділері

Дәрістер №13-16. Ерітінділер
4.1 Ерітінділер. Ерітінділер концентрациясы . Заттар ерігіштігі.
4.2 Күшті және әлсіз электролиттер диссоциация. Сутектік көрсеткіш
4.3 Тұздар гидролизі;
4.4 Бейэлектролиттердің сұйытылған ерітінділері

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) - 105 - 103 см; коллоидты ерітінділер - 107 - 105 см; шын (нағыз), молекулалық ерітінділер - 108 - 107 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 0,53 = 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/латм. 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 0С 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 0С 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.
0С температурада еру әсерінен тұздың жоғалған шамасы 102 100/500= 20,4% . Мысал 2. 1 л суда 20С температурада және 1,013105 Па қысымда H2 S газының 2,91л көлемі ерісе, сонда оның қанық ерітіндідегі массалық үлесі нешеге тең? Шешуі: қ.ж. күкіртті сутектің көлнмі 2,91273/293 = 2,71л, ал осы көлемдегі массасы 342,71 /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 4,11100/1004,11 =0,4%.
Мысал 3. 60С 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 60С 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.
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Ерітінділер туралы жалпы ұғымдарды, еріген зат, еріткіш, еру процесі, қаныққан, қанықпаған ерітінділер, ерітінділер концентрациясы(молярлы, процентті, нормальды, моляльды).

Өзін - өзі тексеру сұрақтары:
1. Ерітінділер дегеніміз не?
2. Концентрацияның өлшем бірліктері қандай?
3. Заттардың ерігіштігінің температураға тәуелділігі;
4. Сұйытылған, концентрлі, қаныққан, қанықпаған ерітінділердің айырмашылықтары.

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 400--428 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 138-170 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 34-40 және 45-55 беттер.

Күшті және әлсіз электролиттер, диссоциация. 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∙α[2])/(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.
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.

Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Электролиттер, электролиттік диссоциация туралы ұғымды, диссоциация константасы және дәрежесі, сутектік, гидроксидтік көрсеткіштер, индикаторлар туралы ұғымдарды білу керек.

Өзін - өзі тексеру сұрақтары:
1. Электролиттер дегеніміз не?
2. Электролиттік диссоциация дегеніміз не?
3. Әлсіз электролиттер күші қандай шамалармен сипатталады?
4. Көмір қышқылының диссоциациялануының сатылы теңдеулерін жазындар.
5. рН, рОН түсініктеріне анықтама беру керек;
6. Индикаторлар не үшін қолданылады?
Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 400--428 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 138-170 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 34-40 және 45-55 беттер.
Гидролиз,өндірістік маңызы. Гидролиз түрлері. Гидролиз дәрежесі және константасы
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↑
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, гидролиз дәрежесі- һ - жоғары температурада және сұйытылған ерітіндіде һmax жетеді.
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Тұздардың гидролизі, оның дәрежесі, константасының мағынасын ұғу, қолданылуын білу қажет.
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.
Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 428--433 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 170-179 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 55-59 беттер.

БЕЙЭЛЕКТРОЛИТТЕР СҰЙЫТЫЛҒАН ЕРІТІНДІЛЕРІ

Бір затта екінші зат ерігенде еріткіштің де, еріген заттың да қасиеттерінде өзгеріс болады. Еріткіштің қасиеті өзгеруден туатын жаңа қасиеттер барлық ерітінділерге ортақ қасиетке айналады. Өйткені еріген заттың бөлшектері көбейген сайын , ерітіндінің кесімді көлеміндегі еріткіштің молекулаларының концентрациясы кемиді; осының салдарынан ерітіндіде еріткішпен салыстырғанда жаңа қасиеттер пайда болады және еріген зат мөлшері неғұрлым көбейе берсе, ол қасиеттер күшейе түседі. Сонда ерітінді қасиетінің еріген заттың химиялық қасиетіне тәуелділігі көбірек болады. Мұндай жаңа қасиеттерден осмос, ерітінділер буының қысымы, ерітінділердің қату (кристалдану) және қайнау температулары қарастыруға болады. Бұл жаңа қасиеттер сұйық ерітінділерде концентрлі ерітінділерге қарағанда біраз айырмашылықта болады.
Осмос - жартылай өткізгіш ( полупроницаемая перегородка , оларға тері, пергамент және басқа да жануарлар мен өсімдіктер ткані мысал болады) арқылы бір жақты болатын диффузияны айтады, яғни еріткіш молекулаларының ерітінді мен таза еріткішті не концентрациялы әр түрлі екі ерітінділерді бөліп тұрған жартылай өткізгіш арқылы өтуі (диффузиясы). Бұл екі жақты процесс, бірақ еріткіш молекулаларының ерітіндіге өткен саны ертіндіден еріткішке өткен санынан әлдеғайда көп болады.
Сұйық ерітінділердегі заттың күйі газ күйіне өте ұқсас. Газдардың негізгі қасиеті - диффузия арқылы мейлінше кең көлем алуға тырысуы. Осы қасиет еріген затта да болады. Бір ыдысқа қанттың концентрленген ерітіндісін құйып, оның үстіне араласып кетпейтіндей етіп сол қанттың сұйық ерітіндісін құйса, екі жақты диффузия басталады, яғни қанттың молекулалары концентрленген ерітіндіден сұйық ерітіндіге , ал судың молекулалары , керісінше, сұйық ерітіндіден концентрленген ерітіндіге диффузияланады (тарайды). Біраз уақыт өткен соң , қанттың да, судың да молекулалары әбден араласып , ерітінді біртектіге айналады. Енді судың молекулаларын өткізетін, бірақ қанттың молекулаларын өткізбейтін (қант молекулалары ірі болғандықтан) жартылай өткізгіштен жасалған ыдысқа қант ерітіндісін құйып (ішкі ыдыс), оны таза су құйылған екінші кеңірек ыдысқа (сыртқы ыдыс) салса, бір жақты диффузия байқалады , яғни су молекулалары ғана диффузияланады. Су молекулалары қант ерітіндісі бар ыдысқа тез көшеді , ал кері өтуі баяуырақ болады. Сонда белгілі уақыт бірлігінде ерітіндіге өтетін еріткіш молекулаларының саны еріткіштен ерітіндіге өтетін молекулалар санынан көп болады, себебі ерітіндідегі еріткіштер молекулаларының концентрациясы таза еріткішке қарағанда төмен, екінші жағынан олардың біраз бөлігі еріген заттың бөлшектерімен сольват түрінде байланыста болады. Осының нәтижесінде қант ерітіндісінің концентрациясы кемиді. Сонымен жартылай өткізгіш арқылы бір жақты диффузия - осмос құбылысы болады.
Жануарлар, өсімдіктер организмдерінің тіршілік әрекетінде осмос құбылысы маңызды орын алады, яғни судың организмдегі тасымалдануы жүреді.
Жартылай өткізгіш арқылы еріткіштің ерітіндіге өтуге қабілетін көрсететін күш өлшемі ерітіндінің осмос қысымы деп аталады. Осмос салдарынан ішкі ыдыстағы ерітіндінің көлемі ұлғаяды, сондықтан ерітінді көлемінің ұлғаюын немесе осмосты тоқтату үшін ішкі ыдыстағы ерітіндіге сырттан қосымша қысым түсіру керек. Осмосты тоқтататын ерітіндіге сырттан түсірілген қосымша қысым - осмос қысымы - болады. Осмос қысымы деген ұғым шартты, ол тек еріткіш, ерітінді және жартылай өткізгіші бар жүйеде ғана болады. Сұйытылған ерітінділердегі осмос қысымы мен газ қысымдары арасында сандық ұқсастық бар , яғни осмос қысымына газ қысымының барлық заңдары қолданылады.
Осмос қысымдары бірдей ерітінділер изотонды ерітінділер деп аталады. Басқа ерітіндіге қарағанда осмос қысымы жоғары болса гипертонды, төмен болса - гипотонды ерітінділер деп аталады.
Осмос қысымын П немесе деп белгілейді. Осмос қысымы еріген зат табиғатына тәуелсіз , ал ерітіндінің концентрациясына және температураға тура пропорционал екендігін Голландия ғалымы Вант-Гофф 1887 жылы (газдарға қолданылған Бойль-Мариот пен Гей-Люссак заңдарына ұқсас екендігін анықтады) мына формуламен есептеуге болатынын тапты: = cRT , мұндағы с - ерітіндінің молярлы концентрациясы, моль/л, R - константа, сандық мәні газдар тұрақтысына тең, 0,082 л-атом/град, Т - абсолют температура.
Ерітіндінің осмос қысымы(өлшемі- атм.), сол еріген зат газ күйінде болып, осы температурада, ерітіндінің көлеміндей көлем алып тұрғандағы туғызытын қысымына тең ( Вант-Гофф заңы). с = n/V болғандықтан Вант-Гофф теңдеуі идеал газ күйі теңдеуіне ұқсас , оны мына күйге келтіруге болады: = n/V RT немесе V = nRT бұл теңдеу газ күйінің теңдеуіне (PV = nRT) ұқсас. Концентрациясы с (Х) = 1 моль/л болатын барлық бейэлектролиттер ерітінділерінің осмос қысымы бірдей , яғни 0С температурада 22,69105 Па.
Осмос қысымын өлшеу арқылы (мембранды осмометрлерде) 106 дейінгі заттардың молекулалық массаларын (каучуктің, целлюлозаның, ақуыздың) анықтауға болады.
Айтылып өткен осмос заңы тек сұйық ерітінділерге сәйкес келеді. Қышқыл, негіз және тұздардың ерітінділері бұл заңға бағынбайды.
Ерітінділер буы қысымының төмендеуі. Ерітінділердің бетіндегі буының қысымы еріткішпен (сумен) салыстырғанда (сол температурада) едәуір төмен болады, себебі ерітіндінің беті сольваттанған еріген зат молекулаларымен біраз жабылған болады. Осы жағдай әсерінен еріткіш концентрациясы азайып, оның булану жылдамдығы да азайады. Бұл жағдай - ерітінділердің қасиеттерінің бірі. Әрбір сұйық белгілі температурада бетіндегі буымен тепе-теңдікте болады, яғни оның бетінен үзіліп шығып буға айналатын молекулалар саны будан қайтып сұйыққа қонатын молекулалар санына тең болады.
Егер суда (еріткіште) ұшқыш емес затты ерітсе, еріген зат еріткіштің бу қысымын төмендетеді, себебі зат ерігенде гидраттар пайда болады, олардың құрамынан су молекулалары ұша алмайтын болады. Сондықтан ерітіндінің бетінен үзіліп шығып буға айналатын молекулалар саны кемиді. Сонда таза еріткішке қарағанда ерітіндінің бетіндегі буымен атмосфера қысымының тепе-теңдікке келуі төменірек (кеміген) бу қысымында болады , яғни ерітіндінің қаныққан буының қысымы (р) сол температурада таза еріткіш қысымынан
(р0) төмен болады. р0 - р = р айырымын р0 қатысты (р /р0 ) алса, ерітіндінің қаныққан буының қысымының төмендеуі деп атайды.
1887 жылы француз физигі Рауль көптеген ерітінділермен жұмыс істеп, мына заңдарды ашқан:
1. Еріткіш бу қысымының салыстырмалы төмендеуі еріген зат моль сандарының ерітіндідегі жалпы моль сандарының ( еріген зат пен еріткіштің) қатынасына тең.
2.Ерітіндінің қату температурасының төмендеуі не қайнау температурасының жоғарлауы, еріткіштің сол салмақ мөлшерінде еріген заттың мөлшеріне (ерітіндінің моляльдығына) пропорционал.
3. Түрлі заттардың эквимолекулалық мөлшерлері бір еріткіштің бірдей етіп алынған мөлшерінде ерітілген болса, ол ерітінділердің қату температурасы (қайнау температурасы) бірдей градус санына төмендейді (жоғарылайды).
р0 - р/ р0 = n/ N+n не р /р0 = n/ N+n , n - еріген заттың моль саны, ал N - еріткіш моль саны , ерітінді қысымына байланысты бұл теңдеуді шешсе, p = p0 n/ N+n .
1 моль затты 1000 г еріткіште еріткенде қату температурасының төмендеуі
(қайнау температурасының жоғарылауы) әрбір еріткіштің өзіне тән тұрақты шама. Оны еріткіштің криоскопиялық және эбуллиоскопиялық константалары деп атайды (Кк және Кэ) , яғни олар еріткіш табиғатына тәуелді (байланысты ). Мысалы, су үшін Кк = 1,86 және Кэ = 0,516 градмоль-1кг. Рауль заңының математикалық өрнегі: t = KC - мұндағы К криоскопиялық және эбуллиоскопиялық константалар, С моляльды концентрация, моль/кг, t - қату температурасының төмендеуі не қайнау температурасының жоғарылауы. Кэ және Кк - концентрациясы 1 моль/кг болатын ерітінділердің қайнау температурасының көтерілуіне және қату температурасының төмендеуіне тең шама. Егер концентрациядағы моль орнына m/M қойылса, онда t = KC былай жазылады t = Km/M , одан М = Km/t - еріген заттың молекулалық массасын табуға болады. Заттардың салыстырмалы молекулалық массаларын ерітінділердің қату температуларының төмендеуі және қайнау температураларының жоғарылауы арқылы анықтау әдісі - криоскопиялық және эбуллиоскопиялық деп аталады. Рауль заңдарына, Вант-Гофф заңына концентрленген ерітінділер және электролит ерітінділері бағынбайды.
Мысал 1. Ерітіндісі бейэлектролит болатын 1,764г затты суда еріткен. Ерітінді көлемі 100 мл, ерітіндінің осмос қысымы 20С температурада 2,38105 Па.Заттың молекулалық массасын анықтау қажет. Шешуі: 1000 мл ерітіндіде еріген зат массасы 17,64 10-3 кг болады . Вант-Гофф теңдеуіне М = mRT/pV қойып, М = 17,6410-3 кг 8,31Нммоль-1 К-1 293К/2,38105 Н/м2 110-3 м3 = 180,3 10-3 кг/моль не М = 180,3 г/моль және Мr = 180.3 анықталады.
Мысал 2. 500 мл суда массасы 12,42 г зат ерітілген. 20С температурада алынған ерітіндінің буының қысымы 3732,7 Па. Сол температурада су буының қысымы 3742 Па. Еріген заттың Мr - ін анықтау керек. Шешуі: Рауль заңынан p/p0 = n/N: n = pN/ p0 , p = 3742 - 3732.7 = 9.3 Па және N = 500/18 = 27.78моль, одан n = 9.327.78/3742 = 0.069моль; n = m/M; M = m/n = 12,42/0,069 = 180г/моль және Мr = 180.
Мысал 3. 20 г нафталин балқымасында ( tб = 80.1C) массасы 0,1106г бір органикалық қышқыл ( Мr = 137.12) еріген . Сонда осы ерітіндінің tқ = 0,278С болды.Криоскопиялық константаны анықтау керек.
Шешуі: m ( қышқыл) ------- m ( нафталин) , яғни 0,1106г ---- 20г
Х ------ 1000г , одан Х = 5,53г.
Ерітінді моляльдығы С = 5,53/137,12 = 0,0403 моль/кг. tқ = КкС,
сонда Кк=0,278/0,0403; Кк= 6,9 градмоль-1 кг.
Мысал 4. 22С температурада 1,2л ерітіндіде 20,5г қант (М= 342г/моль)
ерітілген болса, осмос қысымы қанша болады? Шешуі: 342г қант 0С 1л ерітіндіде 2270 кПа осмос қысымын тудырады, сонда
342г ----- 2270 кПа ------ 0С ( 273К) ------ 1л
20,5г ----- х кПа ------ 22С ( 295К) ------ 1,2л
х = 122,5 кПа.
Мысал 5. 250 мл ерітіндіде 2,3 г зат ерітілген, оның осмостық қысымы
27С температурада 249 кПа болған, заттың молекулалық массасын есептеу керек. Шешуі: 1 л ерітіндіде 2,34 = 9,2 г еріген зат болады ( 1000 : 250 = 4 ). Бұл ерітіндінің 0С ( 273К) температурадағы осмостық қысымы пропорциядан 227 кПа болады:
273 ------ х кПа
300 ------ 249 кПа , сонда 9,2 зат 1 л ерітіндіде 227 кПа осмос қысымын тудырса, 2270 кПа қысымды х г 1 л ерітіндідегі зат тудырады:
9,2 г 1 л ерітіндіде --------- 227 кПа
Х г 1 л ерітіндіде ---------- 2270 кПа , х = 92
1 моль еріген зат 0С ( 273К) температурада 22,4 л ерітіндіде болса, оның осмостық қысымы 101,3 кПа, ал заттың осы мөлшері (1 моль) 1 л ерітіндіде болса, сол температурада 2270 кПа осмос қысымын тудырады.
Мысал 6. 720 г суда 25С температурада 45 г глюкоза ерітілген.
Ерітінді буының қысымын есептеу керек. 25С - та су буының қысымы 3167 кПа. Шешуі: р = (3167 720/18) / ( 720/18 + 45/180); р = 3145 Па.

Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Осмос, осмос қысымы, Рауль заңдары, осмостың тірі табиғаттағы ролі, криоскопиялық және эбуллиоскопиялық коэффициенттер түсініктерін білу қажет.
Өзін- өзі тексеру сұрақтары
1 .Ерітіндінің осмос қысымы деген не?
2.Изотонды, гипертонды, гипотонды ерітінділер деген не?
3.Ерітіндінің қаныққан буының қысымының төмендеуі қандай жағдайларға байланысты? 4.Вант-Гофф және Рауль заңдарының қолданылуы; 5.Ерітінділердің коллигативтік қасиеттері деген не?

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 428--433 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 170-179 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 55-59 беттер.

Модуль 5. Электрохимиялық процесстер
5.1 Тотығу-тотықсыздану реакциялары;
5.2 Гальваникалық элементтер, электродтық потенциалдар;
5.3 Электролиз, заңдары;
5.4 Коррозия, металдарды коррозиядан қорғау

Дәрістер № 17-19. Тотығу-тотықсыздану реакциялары
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:
* Молекулааралық ТТР әр түрлі молекулалардағы элементтердің тотығу дәрежелері өзгеру арқылы жүреді. Мысалы:
Mn4+O2 + 4HCl <--> Mn2+Cl2 + Cl20 + 2H2O
* Молекула ішіндегі ТТР бір молекула ішіндегі әр түрлі элементтердің тотығу дәрежелері өзгеру арқылы жүреді. Мысалы:
2KCl5+O32- <--> 2 KCl- + 3O02
* Диспропорциялану ТТР бір элементтің тотығу дәрежесі әрі жоғарылау, әрі төмендеу арқылы жүреді. Мысалы:
4KCl5+O3 <--> 3 KCl7+О4 + KCl-
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.
10287003175004 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
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
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Тотықтырғыш, тотықсыздандырғыш, олардың эквиваленті, эквивалент массалары туралы ұғымдарды, тотығу-тотықсыздану потенциалы, теңдеулерді құру әдістері (электронды баланс әдісі, ионды-электронды әдіс) туралы ұғымдарды білу керек.

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?

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 437--445 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 183-190 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 59-63 беттер.
Гальваникалық элементтер, электродтық потенциалдар;

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.
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.
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Сутекті электрод, оның қолданылуын, Нернст теңдеуін, Гальваникалық элементтер туралы, металдардың кернеу қатарын, оның практикадағы маңызын білу қажет.

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?

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 442--445 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 193-201 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 63-67 беттер.

5.3 Электролиз. Катодтық және анодтық процестер.Электролиз заңдары.

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.
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Пирометаллургия, гидрометаллургия, бұл саладағы электролиздің маңызын, Фарадей заңдарының қолданылуын білу керек.

Өзін- өзі тексеру сұрақтары:
.Электролиз деген не?
2.Анод және катодта жүретін процестерді түсіндіріңдер.
3.Металды рафинадтау деген не? Ол қалай жүреді?
4.Электролиз заңдары.

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 442--445 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 201-209 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 67-69 беттер.

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.
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Металдар коррозиясы(химиялық және электрохимиялық) және металдарды коррозиядан қорғау әдістерін білу керек.

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?

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 442--445 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 201-209 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 67-69 беттер.
Модуль 6. Координациялық қосылыстар
6.1 Химиялық байланыстар, қасиеттері;
6.2 Комплексті қосылыстар

Дәрістер №20-22. Химиялық байланыстар, қасиеттері

Химияның негізгі мәселерінің бірі - химиялық байланыстың табиғаты жөніндегі мәселе. Химиялық қосылыстардың көп түрлілігін, түзілу мәнісін, құрамы мен құрылысын және қасиеттерін білу үшін түрлі элементтердің атомдарының бірімен-бірінің қосылып молекула түзілуінің, молекула мен молекуланың қосылуының себебін , яғни химиялық байланыстың табиғатын білу қажет. Химиялық байланыс түзуге валенттілік электрондар қатысады:
s- p- элементтерінде сыртқы, d- элементтерде сыртқы s пен қоса ішкі d - қабатшасындағы электрондар.
Химиялық қосылыстарда валенттілік электрондардың орналасу тәртібіне байланысты ковалентті, ионды, металдық байланыстар деп бөледі.
Коваленттік байланыс. Молекулалардың атомдардан электрондар жұбы арқылы (бір, екі, үш) түзілуін ковалентті байланыс деп атайды. Бұл айланыс екі түрлі механизм бойынша түзіледі: алмасу механизмі - әр элемент байланысқа өзінің эектронын береді, мысалы,сутегі молекуласы түзілгенде Н + Н Н Н; донорно-акцепторлық механизм - бір атомның электрон жұбы (донор) ортақ болады, ал екінші атомнан бос орбитал ( акцептор) болады: Н+ + NH3 NH+4 . Кез келген химиялық байланыс түзілгенде жүйенің энергиясы төмендейді. Химиялық байланыс түзілгенде атомдардың алғашқы және соңғы күйлерінің энергияларының айырымы байланыс энергиясы деп аталады, оның мәні 125-1050 кДж/моль арасында. Екі атом ядроларының арасы байланыс ұзындығы деп аталады - d. Ортақ электрондар жұбын сызықпен де белгілейді, байланыстың еселігі артқан сайын байланыс ұзындығы азайып, байланыс энергиясы артады: С - С, С =С , С С сәйкесінше (нм және кДж) 0,154 және 348 ; 0,135 және 598; 0,120 және 838. Ковалентті байланыстың қасиеттері: қанығу, бағытталу және поляризациялану. Ковалентті байланыстың қанығуын элемент атомындағы жұптаспаған электрондардың болуымен түсіндіреді. Атомдағы жұптаспаған электрондар санымен не қозған кезде пайда болған жұптаспаған электрондар санымен анықталған валенттілікті спинваленттілік деп атайды. Сонымен валенттілік деген элементтің химиялық байланыс түзе алу қабілеті. Паули принципі бойынша АО - да тек екі электрон ғана бола алады, ал химиялық байланыс түзілгенде электрондар жұптасады, яғни бір ұяшықта тек 2 электрон болады (қанығады).
Молекула ішіндегі атомдардың химиялық байланыстарының бағытталуы деп қосылушы атомдардың валенттілік электрондары бұлттарының (орбитальдары) тұйықтасып бірін-бірі қаптау бағыттары. Электрон бұлттарының пішіні әр түрлі болатындықтан олардың өзара қауышуы әр түрлі әдістермен іске асады. Қауышу әдістеріне байланысты - , - , - байланыстар болады.
Сигма - байланыста ( -) атомдар қосылатын сызық бойымен электрон бұлттары қауышады. Пи - байланыс ( - ) атомдар қосылатын сызықтың екі жағынан электрон бұлттары қауышса, түзіледі. Дельта- байланыс (-) параллель жазықтықта орналасқан d - электрон бұлттарының барлық төрт қалқаншаларының қауышуымен түзіледі. Сонымен , s - орбитальдар тек - байланыс, р - электрондар - және - байланыстар, ал d - орбитальдар - , - , - байланыстар түзеді.
Гибридті байланыстар . Элементтердің көпшілігі химиялық байланыс түзу үшін, энергетикалық күйі әр түрлі электрондарды пайдаланады. Мысалы, Ве, В, С атомдарының негізгі күйі мен қозған күйге көшкендегі сыртқы электрондық қабатының формулалары: Ве ... 2 s2 2p Ве* ... 2 s1 2p1 ; В ... 2s2 2p1 B* 2s1 2p2; С ...2s2 2p2 C* ...2s12p3 . Бұл электрондар әр күйде болғандықтан, олардың электрон бұлттары (орбитальдары) да әр түрлі, бірақ бұл жалқы электрондар басқа реакцияласатын атомдардың электрондарымен қосақтасып жаңа орбиталь түзгенде бір-біріне әсерінен алғашқы орбитальдардың пішіні өзгеріп, жаңа, бірақ барлығы бір түрлі орбитальдар түзеді.Осы өзгерісті гибридизация деп атайды. Гибридизация нәтижесінде түзілген химиялық байланыс берігірек болады, әр молекуладағы электрон тығыздығы симметриялы орналасқандықтан жалпы энергия ұтымы болады, сондықтан энергетикалық жағынан тиімді. sp - гибридтелу бериллий, мырыш, кадмий, сынап сияқты элементтер галогенидтер түзгенде байқалады, арасындағы бұрыш 180 болады. sp2 - гибридтелу бор қосылыстарында болады, байланыстар бір жазықтың бетінде үш жаққа бағытталған, арасындағы бұрышы 120 болады, ал sp3 - гибридтелуді СН4 молекуласында, түзілетін төрт гибрид бұлт кеңістікте симметриялы түрде орналасып, тетраэдрдың төрт ұшына қарай бағытталады, арасындағы бұрыш 109 тең .
Түзілген молекуланың ішінде ортақ электрон жұбының орналасу симметриясына байланысты ковалентті байланыстың екі түрі: полярлы (полюсті) және полярсыз (полюссіз), яғни таза ковалентті, байланыс болады. Полярсыз молекулаларда электрон жұптары ядролар арасында симметриялы орналасады: НН, СІСІ, ал полярлы молекулаларда ядроаралық электрондық тығыздық электртерістігі жоғарырақ атомға қарай ығысады: Н СІ, Н О Н. Зарядтардың ауырлық орталығы (+) және (-) сәйкес келмейді , екі мәндері бірдей, бірақ зарядтар белгісі қарама-қарсы жүйе (электр диполі) пайда болады: + және - , бұл зарядтардың ара қатынасы диполь ұзындығы l деп аталады. Байланыстың полярлылығының дәрежесін дипольдың электр моментінің мәнімен анықтайды () : = q I . q - электрон заряды, мәні 1,6010-19 Кл.
Тәжірибе арқылы дипольдың электр моментін анықтап, сол мән бойынша диполь ұзындығын табады: l = / q.
Диполь моменті - векторлық шама, яғни бағыттылығымен сипатталады (шартты түрде оң зарядтан теріс зарядқа қарай).
Ковалентті байланыстың поляризациялануы - сыртқы электр өрісі әсерінен полярлы болу қабілеттілігі.
Ионды байланыс. Ядроаралық электрон тығыздығы электртерістігі жоғары атомға қарай толық ығызса, диполь ұзындығы байланыс ұзындығына тең болады: l = d , сонда атомдар оң және теріс зарядты иондарға айналады, олардың араларында электростатикалық тартылу күші пайда болады. Осындай байланысты ионды деп атайды. Полярлылық дәрежесі не байланыс иондылығы ( і ) мына қатынаспен l/d анықталады: шеткі мәндері 0 мен 1 арасында, яғни таза ковалентті және таза ионды. Көп жағдайда ортадағы мәнде болады, мысалы, НСІ үшін d = 0.128 нм және l = 0,0225нм, сонда і = l/d = 0,0225/0,1280 = 0,18(0,2) . Сонымен, Н- СІ байланыс иондығы 20% ( 18%) , атомдардың эффективті заряды : +0,2 және -0,2.
Атомдар жұбы үшін электртерістік (ЭТ) мәндерінің айырымы , диполь ұзындығы және эффективті зарядтар мәні көп болған сайын , байланыс иондығы да көп болады. Толық, яғни 100% электрондық тығыздықтың ығысуы болмайды, себебі иондардың өзара поляризациясы әсер етеді, ең көп иондылық сілтілік металдардың галогандермен қосылыстарында.
Ионды байланыстың (ковалентті байланыстан айырмашылығы) 1) кесімді бағыты жоқ , ионды қосылыстарда иондарды шар тәрізді деп , олардың күш өрісі кеңістікте барлық жаққа біркелкі тараған деп , әрбір ион қарсы мәнді ионды қай жағынан келсе де өзіне тартып ала береді деп қарауға болады;
2) қанықпаған, қарсы мәнді екі ион кездескенде олардың күш өрістері бірін-бірі толығымен қанықтырмайды, сондықтан ол иондардың бос бағыттарының , қарсы мәнді басқа иондарды өзіне тарту қабілеті болады.
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Ковалентті, ионды, металдық байланыстар; Ковалентті байланыстың қасиеттері: қанығу, бағытталу; поляризациялану. Ионды байланыстың қасиеттерін: қанықпау, бағытталмау; Донорлы-акцепторлы механизм; Валенттілік байланыс теориясы мен молекулярлық байланыс теориясы туралы түсініктерді білу қажет.

Өзін- өзі тексеру сұрақтары:

1.Химиялық байланыстың түзілу механизмдері;
2.Ковалентті байланыс, қасиеттері;
3.Иондық байланыс, қасиеттері;
4.Сутектік байланыс, оның тірі табиғаттағы ролі.
5.Химиялық байланыстың сандық сипаттамаларын - байланыс энергиясы, байланыс ұзындығы, валенттілік бұрышы, байланыс реті - мысалдармен түсіндіру керек;
6.Химиялық байланыстың негізгі типтерін көрсетіп, - , - байланыстарды мысалдар арқылы түсіндіру керек.

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 442--445 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 201-209 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 67-69 беттер.

Комплексті қосылыстардың құрлысы. Комплексті қосылыстардың жіктелуі және номенклатурасы
Комплексті қосылыстардың диссоциациясы , тұрақсыздық константасы

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 (ІV) 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.
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.
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды :
Ішкі, сыртқы сфералар; комплекс түзгіш, лигандалар, дентаттылық, тұрақсыздық константасы ұғымдарын және комплексті қосылыстардың қолданылу облысын білу керек.

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+?

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:
1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК <<Дәуір>>, 2008. 442--445 беттер.
2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 201-209 стр.
3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. - Семей,2012 - 67-69 беттер.
Модуль 7. Элементтер химиясы
7.1 Металдардың жалпы қасиеттері;
7.2 Бейметалдардың жалпы қасиеттері

Металдардың жалпы қасиетте
Дәрістер 23-26. ПЕРИОДТЫҚ ЖҮЙЕНІҢ s және d - ЭЛЕМЕНТТЕРІ

Химиялық элементтерді оқығанда олардың периодтық жүйедегі жалпы сипаттамаларын, жай қосылыстарының құрылысын, олардың алыну жолдарын, элементтер қосылыстарының қышқылдық-негіздік және тотығу-тотықсыздану қасиеттерін оқумен қатар, элементтердің табиғатта таралу формалары мен адам өміріне қолданылуын, қатынасын қарау керек.
Адам ағзасында периодтық жүйенің 70-ке жуық элементі табылған. Мына 6 элемент: С, О, Н, N, P, S- ағза массасының 97,4% құрайды. Тірі заттағы химиялық элементтердің мөлшеріне байланысты оларды макро- және микроэлементтер деп бөлуге болады. Макроэлементтерге С, О, Н, N жатады. Бұлардың үлесіне тірі зат массасының 96% және І, Сl, Fe, N, Mo, Cu, Co, Zn (1% массасының) жатады.
Биологиялық неғұрлым керек металдарға (биометалдарға) мына 10 элемент: К, Nа, Са, Мg, Fe, Cu, Co, Mn, Zn, Mo; бейметалдардан О, Н, S, С, N, Р, Сl, І жатады.

ПЕРИОДТЫҚ ЖҮЙЕНІҢ s - ЭЛЕМЕНТТЕРІ

ІА элементтерінің жалпы сипаттамалары. Элементтердің физикалық және химиялық қасиеттері . Оксидтері, гидроксидтері, алу, қасиеттері

I топтағы I A және I В топша элементтері бір- бірінен химиялық қасиеттері бойынша айырмашылықтары үлкен. . I A топшадағы Li элементі қалған сілтілік металлдардан бөлектeу. Ол Mg-мен диагоналдық ұқсастықта (Диагоналдық ұқсастық Na мен Ca арасында да бар). Э-1е--->Э+
J( иондану энергиясы),эВ :
5,39; 5,14; 4,34; 4,18; 3,89 Li ; Na; K ; Re ; Cs 3Li )2 )1 1s22s12p p-орбиталда электрондар жоқ, соңдықтан басқа I A топша элементтерінен айырмашылықта. Бұл элементтердің тотығу дәрежелері +1. Тек Li ғана комплекс түзгіш қасиет көрсетеді. Осы қасиеті бойынша оның электродтық потенциалы -3,02 в екендігі түсіндіріледі, яғни литийдің аква қосылысы [Li(H2O)4]+ өте берік. Li+ - литий катионы гидратациясының энтальпиясы жоғары (ΔН0298= -468,6 кДж/моль). Оттегімен тотыққанда тек литий Li2О түзеді, ал қалған I A топша металдары пероксидтер, супероксидтертер түзеді. Ауада тотыққанда тек литий оксидімен қатар, нитридін де (Li3N) түзеді. Тек литийдің ғана фториді, карбонаты, фосфаты суда нашар ериді. Тек Li магний сияқты литийорганикалық қосылыс түзеді.
Кездесу, алу. Жер қыртысында литий мөлшері 3,4х 10-3% , көптеген минералдарда, көмірде, теңіз суында, тірі ағзалар мен өсімдік құрамында кездеседі. Өңдірістік минералы LiAl[Si2O6]- полисиликат, сподумен .
Аса таза литийді балқымасының электролизінен алады:
LiCl балқыма -->эл-з Li+СІ2. Сонымен бірге оны сподуменнен немесе оксидінен АІ (Si) тотықсыздандырғыштарын қолданып алады.
Физикалық және химиялық қасиеттері : ақ жылтыр металл, ауада Li2О мен Li3N қабаттарымен жабылып тұрады, сұр түсті болады. Ең жеңіл металл, жұмсақ, иілгіш, 00С температурада ρ=0, 54 г/см3. I A металлдары ішіндегі қайнау және балқу температурасы ең жоғары: 1327 0С және 180, 50С. Химиялық активтігі I A металлдар ішіндегі ең төмені, себебі 2s1 электроны ядроға жақын, соңдықтан берік байланысқан. Литийдің суда еру реакциясы 2Li +2H2O-->2LiOH+H2 баяу жүреді. Li +O2(N2)-->бөлмеt0 Li2O, Li3N түзіледі.Температура 2000C - ден жоғары болса, жанады. Галогендермен, сутегімен, күкіртпен бөлме температурасында әрекеттесіп, стехиометриялық қосылыстар түзеді: Li +Г2--> LiГ; Li +H2, S --> LiH2, Li2S.
Қосылыстары: Li2O - ионды байланыс,ол негіздік оксид. Литий оксиді суда жақсы ериді, қышқылдармен әрекеттеседі:
Li2O+қышқыл--> тұз +су; Li2O+ H2O-->2 LiOH ; Li2O+қышқылдық оксидтер --> тұз түзіледі: Li2O+СО2 --> Li2СО3 ;
Карбонатын, нитратын ( құрғақ сутегі қатысында), гидроксидін айырып, литий оксидін алуға болады: Li2СО3 --> Li2O+СО2 ; 2LiNO3-->Н2газ Li2O+ 2NH3+H2O; LiOH - түссіз кристалл зат,күшті негіз, басқа I A металдарының гидроксидтерінен айырмашылығы ол 6000 айрылады: 2 LiOH--> Li2O+H2O ; IB топшаның ЭОН гидроксидтеріне ұқсас:
CuOH--> t0 Cu2O+H2O; AgOH--> t0 Ag2O+ H2O ; LiOH литий хлориді ерітіндісін электролиздеп алады: 2H2O + 2LiCl(ерітінді)-->эл-з 2LiOH + H2 + Cl2 ; Галогенидтер LiF--> LiCl-->LiBr-->LiJ. Балқу температуралары ( Тб ) осы қатар бойынша --> азаяды, олай болса, химиялық байланыс беріктігі де азаяды. LiF - дың Тб (8700С) жоғарылығы энтальпиясының жоғарылылығынан ΔН(-612 кДж/моль) және ЭТF мәнінің үлкендігінің және атомдарының мөлшерлерінің (өлшемінің) кішілігінің әсері. LiF суда аз ериді, кристаллогидрат түзбейді, қалғандары суда ериді, көптеген кристаллогидраттар түзеді.
2Li+H2-->балқытып 2LiH 2 LiH+2H2O --> H2 + 2LiOH
6Li+N2--> t0 2Li3N 2 LiH+ O2 --> Li2O + H2O
Li+C--> t0 Li2C2 Li3N +3 H2O -->3 LiOH + NH3
2Li+S--> t0 Li2S Li2S+ H2O <--> LiOH + LiHS
3Li+P--> t0 Li3P Li3P+ H2O <--> 3 LiOH + PH3

Тұздары: 2 LiNO3-->Li2O+ 2NО2+1/2O2, ал басқа сілтілік металдар нитраттары былай айрылады: 2МеNO3-->2MeNO2+O2.
Li2СО3 - суда ерімейді, басқа ІА металдардың карбонаттары Ме2СО3 - ериді.
Қолдану: [6]3Li +[1]0n=[3]1H + [4]2He - тек осы реакция арқылы тритий алынады.
LiOH- сілтілік аккумуляторларда қолданылады. LiF-оптикалық құралдарда қолданылады.
Сілтілік металлдар

Кездесу. Жер қыртысында Na-2,64%; K-2,6%; Rb-1,5х10-2%; Cs-3,7х10-4% кездеседі. Активтіктері жоғары, себебі радиустары үлкен, иондану энегиялары аз. Na, K- силикат минералдарының құрамына кіреді. NaCl - тас тұз, Na2SO410H2O - мирабилит. KClNaCl - сильвинит; KClMgCl26H2O - карналлит.
Алу: Бұл элементтерді хлоридтерінің балқымасын электролиздеп алады: 2MeClбалқыма --> эл-з Cl2+2Me . Рубидий мен цезийді көбінесе хлоридтерінен кальциймен вакуум-термиялық тотықсыздандырып алады: Rb(CsCl)+Ca--> CaCl2+Rb(Cs). Физикалық және химиялық қасиеттері : Сілтілік металдардың булары түсті: Na - сары, К - күлгін, Rb - қызыл, Cs - көгілдір. ρ(Rb)~1,52 г/см3 ; ρ(Cs)~1,89 г/см3 ; ρ(Na)~0,97 г/см3 ; ρ(K)~0,86 г/см3 Ме+ауа-->Na2O, K2O оксидтер түзсе, Rb2O2, Cs2O2 пероксидтер түзеді. ІА топша металдарының суда еруі: Na+ H2O--> бұрқылдап жүреді; K+ H2O--> қопарылыспен жүрсе, Rb, Cs+ H2O--> жанады. Гидроксидтері түзіледі. Na, K керосин астында; Rb,Cs- вакуумдалған ампулада сақталады. Оттегіде жанады: Ме+ O2 --> Na2O2 ; қалғандары МеO2 - надпероксидтер түзеді. Галогендермен, күкіртпен, сутегімен стехиометриялық қосылыстар түзеді: Ме+Г2, S,Н2 --> МеГ, Ме2S, МеН. Қосылыстары: 2Э2О--> t0 4Э+О2 ; Э2О2--> t0 айрылмайды. Э2О2 +2Э-->2Э2О Э2О+Н2О-->2ЭОН, кристалдар, суда жақсы ериді. 2Н2О+2МеCl2--> эл-з 2MeOH + Cl2 + H2 MeOH - ең күшті негіздер-сілтілер. МеГ- ең ионды қосылыстар. 2Me+Н2-->2MeН - күшті тотықсыздандырғыштар, суда ериді: 2МеН + 2H2O --> 2MeOH + H2 ; 2Me+S--> Me2S ; Суда гидролизге ұшырайды: Me2S+Н2О <--> MeНS + MеOН. Ауада натрий сульфидтері тиосульфидтерге дейін тотығады:
2 Na2S+2О2 +Н2О = Na2S2O3+2NaOH ; Сілтілік металдар полисульфидтер де түзеді: 2 Me+2S--> Me2S2-полисульфидтер. Нитридтер азот атмосферасында электр разряды әсерімен түзіледі: 6 Me+N2--> t0 2 Me3N; Суда гидролизге ұшырайды: Me3N+3Н2О<-->3 MеOН+NH3 ; Фосформен әрекеттесіп, фосфидтер түзеді: Me+P-->Me3P ; Тұздары: MeNO3, Me2CO3, Me2SO4 -табиғатта кездеседі, Na2CO3 - химия өңдірісінің негізгі қосылысы, оны аммиакты әдіспен алады: NaCl(конц.ерітінді) + NH3(газ)+CO2+H2O-->NaHCO3+NH4Cl , гидрокарбонатты қақтап, карбонат алады: 2NaHCO3-->Na2CO3+CO2+H2O ; K2CO3-поташ , табиғи КСІ- дан және өсімдік жапырақтарының күлінен алады. Қолданылу: Rb, Cs - фотоэлементтерде қолданады. Na2CO3 - шыны өңдірісінде. NaHCO3- тамақ өңдірісінде, медицинада; NaNO3 - тыңайтқыш ретінде, тамақ өңдірісінде , NaCl - тамақ өңдірісінде және Na2CO3 алуға, KNO3-тыңайтқыш (К,N2 ), оқ-дәрі алуға ; 2Na2O2 (K2O2)+2CO2=2Э2СО3+О2 реакциясы арқылы регенерация О2 (су асты қайықтарда, ұшатын аппаратураларда оттегіні алады).
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1.Жалпы сипаттамалары ;
2.Литийдің басқа сілтілік металдардан айырмашылығын көрсететін теңдеулер;
3. Табиғатта кездесуі, алу, қасиеттері;
4. Оксидтері, гидроксидтері, алу, қасиеттері, қолданылуы;
5. Тұздары, алу, қасиеттері, тұздарының гидролиз теңдеулері .

II A топша элементтері. Жалпы сипаттамалары Берилий қосылыстарының қасиеттері, оксидтері, гидроксидтері. Сілтілік-жер металдары, қасиеттері, алу, қолданылуы

Периодтық жүйенің екінші тобының негізгі топша элементттерінің сыртқы электрондық конфигурациясы ns2 .
4 Be )2 )2 1s22s22p, химиялық реакция кезінде оның 2s2 орбитасындағы бір электрон 2p орбитасына промотталады (электронның басқа орбитаға өтуі) сонда максимал коваленттілік - IV болады: 2 байланыс алмасу механизмі бойынша, 2 -донорлы-акцепторлық механизм бойынша түзіледі.
Be-->Al диагоналдық ұқсастық бар.
Кездесу: Бeриллий жер қойнауында аз, оның минералдары BeО Al2О3 - хризоберилл. Be3Al2(Si6O18) - берилл.
Алу: 1.Табиғи қосылыстардан BeF2 не BeCl2 алынады да магнийтермиялық жолмен ығыстырады: BeF2 + Mg --> Be + MgCl2 . 2.Балқыма BeCl2 (NaCl қосады, ол Тб төмендетеді)--> электролизз Be+ Cl2. Физикалық және химиялық қасиеттері : Be - диамагнитті, себебі 2s2 жұп электроны бар. Be беті (Al сияқты) оксид қабатымен жабылып тұрады. Е0Ве2+/Ве= -1,7 В болса, Е0Al3+/Al= -1,67 В өте жақын, сондықтан қасиеттері ұқсас: Be, Al - амфотерлі элементтер. Be+Н+ (ОН-) --> қышқылдармен де, сілтілермен де әрекеттеседі: Be + 2НСІ --> ВеСІ2 + Н2 ;
Ве + 2NaOH +2H2O --> Na2Be(OH)4 + H2 . Be+Г2--> ВеГ2 галогенидтер, реакция қыздыру нәтижесінде жүреді; 2Be+О2-->2ВеО оттегіде жанады ; жоғарғы температурада: 3Be + N2 --> Be3N2; Be + S --> BeS түзіледі.
Қосылыстары: BeO: бериллийдің гидроксиді, сульфаты, нитраты, негіздік карбонаты термиялық айрылу кезінде пайда болады. Be(OH)2 --> ВеО + Н2О; Be(NO3)2 --> ВеО + 2NO2 + 1/2 O2 ; (BeOH)2CO3--> 2BeO + H2 O + CO2 . ВеО - суда ерімейді, сутегімен тотықсызданбайды, амфотерлі, қышқылдармен де, сілтілермен де әрекеттеседі. Be(OH)2 суда ерімейді, амфотерлі, сілтілермен әрекеттесіп гидроксокомплекс түзеді: Be(OH)2↓+2NaOH-->Na2[Be(OH)4] ; Be(OH)2↓+2HCl--> [Be(H2O)2]Cl2 аквақосылыс; Be(OH)2 - негіздік қасиеті жоғарырақ .
Галогенидтері: BeГ2: BeF2 , BeCI2 суда ериді, гидролизге ұшырайды. Нитраты, сульфаты кристаллогидраттар түзеді.
Қолданылуы: Be - атомдық техникада , авиацияда, ракета техникасында, құймалар алуда қолданылады.
12Mg )2 )8 )2 ...3s23p , иондану энергиясы бериллийге қарағанда аз, сондықтан Mg қосылыс түзгіш, тірі организмде , мысалы, хлорофилл құрамында болады.
Кездесу және алу: Силикаттар, хлоридтер, карбонаттар, сульфаттар түрінде кездеседі. MgCl2 балқыма --> электролиз Mg+ Cl2 және доломиттен карботермиялық әдіспен алады. Қосылыстары: MgCO3 - магнезит; CaCO3MgCO3 - доломит ; KClMgCl26H2O карналлит. Физикалық және химиялық қасиеттері : Mg - парамагнитті, активті металл. Mg+H2O-->суық жағдайда жүрмейді ; Mg + H2O --> t0 Mg(ОН)2 + Н2 . Минералды қышқылдарда ериді , HF - да ерімейді.
Mg + Н+ --> Mg2+ + ... , Mg+HF --> жүрмейді. Сілтілерде ерімейді:
Mg+OH- --> жүрмейді. Магний ауада жанғанда оксид пен нитрид қоспасын береді; галогендермен, халькогендермен, пниктогендермен қыздырғанда қосылыстар береді: Mg + ауа --> t0 MgO + Mg3N2 ; Mg+Cl2 --> t0 MgCI2 ; Mg+S--> t0 MgS;
3Mg+N2 --> t0 Mg3 N2 . MgO Тб=28500C; магний оксиді сілтілерде ерімейді. Ауада сақтағанда бртіндеп Mg(OH)2+MgCO3 қоспаларына айналады.
Mg(ОН)2 суда, сілтілерде ерімейді, күші орташа негіз. MgF2 басқа галогенидтер суда жақсы ериді.
MgSO4.7H2O; сілтілік металлдармен қос тұз түзеді: Ме2SO4 MgSO46H2O Қолданылуы: Ti, Zr, V, U металдарын алу үшін Mg - термия арқылы; Магнийге Al, Zn, Mn қосылған <<электрон>> деген балқымасы ең жеңіл конструкционды материал, берік, ракета, авиация, автомобиль құрылысында колданылады.

Сілтілік- жер металлдар

20 Ca )2 )8 )8 )2 ...3s23p63d4s2
56Ba )2 )8 )18 )18 )8 )2 ...5s25p65d6s2
38Sr )2 )8 )18 )8 )2 ...4s24p64d5s2
IA металдары және Ca, Ba, Sr қасиеттері ұқсас, қосылыстарының қасиеттері де ұқсас. Са - жер қыртысында таралуы бойынша 5- орында O2, Si, Al, Fe, Ca . CaCO3-кальцит, мәрмәр, ізбес. SrSO4- целестин. BaSO4 - ауыр шпат.
Жалпы алу әдісі: 3МеO+ 2Al--> Al2O3+ 3Ме (алюмотермия). Сонымен бірге кальцийді электролиз арқылы да алады: CaCl2 балқыма Ca + Cl2 . Физикалық және химиялық қасиеттері : Ақ, жылтыр металдар, электр тоғын жақсы өткізеді. Судан және қышқылдардан сутегіні бөліп, әрекеттеседі: Me+H2O, H+ --> Ме(ОН)2 + Н2 ; Бөлме температурасында оттегімен, галогендермен әрекеттеседі: Me+O2, Г2--> МеО, МеГ2 ; Азотпен, халькогендермен, сутегімен қыздырғанда әрекеттеседі:
Ме+N2, S, H2--> t0 нитридтер, сульфидтер, гидридтер.
МеO: Карбонаттар мен нитраттарды айырып оксидтерін алады.
MeCO3--> t0 МеO+ CO2; Ме(NO3)2--> МеO+2NO2+1/2O2 ; Олар сумен әрекеттесіп, гидроксидтерін түзеді: МеO+ H2O--> Ме(OH)2 +Q.
Ме(OH)2 - күшті негіздер-сілтілер. Ca(OH)2-->Sr(OH)2-->Ba(OH)2 қатары бойынша ерігіштіктері, негіздік қасиеттері артады. Бұл металдар
Me+O2--> t0 MeO2 пероксидтер де түзеді, ал Be, Mg - пероксид түзбейді.
MeO2 - пероксидтері күшті тотықтырғыштар.
MeF2 суда ерімейді, қалған MeГ2 суда жақсы ериді. Гидридтері Me+H2--> MeH2 - тотықсыздандырғыш, MeH2+2H2O--> Ме(OH)2 +2H2, сутегіні алу үшін қолданады; Сульфидтерін өзара екі элементті әрекеттестіріп немесе сульфаттарын тотықсыздандырып алады: Me+S --> MeS CaSO4+2C-->CaS+2CO2.
Суда еріп, гидролизге ұшырайды : 2 MeS+2H2O<-->Me(HS)2 +Me(OH)2 . Көміртекпен әрекеттесіп, карбидтері түзіледі: CaO+3C--> CaC2+CO.
CaSO4 --> SrSO4 --> BaSO4 ерігіштігі азаяды. Тұздары кристаллогидраттар түзгіш: CaSO4 2H2O - гипс ; Ca(NO3)24H2O; Si(NO3)24H2O ; Ba(NO3)2
Mg2+, Ca2+ тұздары суды <<кермектейді>> . Уақытша кермектік: Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2 қатысында болады. Суды қайнатқанда олар айрылады, карбонат тұнбаға түседі: Mg(HCO3)2 --> t0 МеСО3 + Н2 О + СО2 ; тұрақты кермектік CaSO4, CaCl2, MgSO4, тұздары әсерінен болады, оны кетіру үшін соды қосады: MgCl2+Na2CO3--> MgCO3 + 2 NaCI ;
Қолданылуы: Ca-термия әдісі арқылы d-металлдарын, ванадийді, лантаноидтарды алады. Мына реакция арқылы ацетиленді алады: CaC2+H2O-->Ca(OH)2+C2H2

Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1.Табиғатта кездесетін қосылыстары;
2. Металдарды алу, қасиеттері, қолданылуы;
3. Қосылыстары, қасиеттері;
4. Кермек су және судың кермектігін жою;
5. ІІА топша элементтерінің химиялық қасиеттерін салыстыру.

ПЕРИОДТЫҚ ЖҮЙЕНІҢ d - ЭЛЕМЕНТТЕРІ

VIII B топша элементтерінің жалпы сипаттамалары Элементтердің физикалық, химиялық қасиеттері . Оттекті қосылыстары, қасиеттері , Тұздары, гидролизі

VIIIB топшасы элементтері периодтық жүйеде ерекше орын алады: онда
9 d - элемент 4-ші, 5-ші, 6-шы үлкен периодтың үш триадасын құрайды.
Fe, Co, Ni - темір топшасы және екі триада платина металдарына жатады:
Ru, Rh, Pd және Os, Ir, Pt.
Темір топшасы элементтерінің валентті электрондары: Fe ...3d64s2 ; Co ...3d74s2 ; Ni...3d84s2 . Fe - Co - Ni қатарында атомдардың ядро заряды артқан сайын d - деңгейшедегі жұптаспаған электрондар саны азаяды және төменгі тотығу дәрежелерінің тұрақтылығы артады.
Ерекшелік: а) Со пен Ni валенттілік электрон саны топ номерінен үлкен; б) бұл элементтер топ номеріне сәйкес валенттілік көрсетпейді; в) бір топшада горизонтальды 3 элемент орналасқан.
Атомдық радиустары, нм 0,126; 0,125; 0,124
И.э., в 7,89 7,87 7,63
ЕЭ2+/Э,В -0,44 -0,277 -0,25

Бұл көрсеткіштерден 3 элементтің қасиеттері жақын екендігі көрінеді. Бұл элементтерге тән тотығу дәрежелері +2,+3. Темір үшін +3 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстар тұрақтырақ. d5 болғанда берік конфигурация болады, темірде тек 1 ғана артық электрон болғандықтан 3d64s2 , ал кобальтта 2 электрон артық 3d74s2 , сондықтан +3, +2 қосылыстарының тұрақтылығы бірдей, ал никельде +2 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстары тұрақты. Темірдің максимал тотығу дәрежесі +6, Co +5, Ni +4, бірақ Co 5 + және
Ni 4 + сәйкес қосылыстары әлі белгісіз. Бұл элементтерге тотығу дәрежесі << ноль>> болатын карбонилдер белгілі [Fe(CO)5] - бейтарап комплексті қосылыстар.
Кездесу: Темір табиғатта таралуы бойынша O2, Si, Al, Fe - төртінші орында. Оның мөлшері 5,1%. Кобальт пен никель жер бетінде көп таралған элементтер, бірақ азырақ. Fe мен Ni негізгі массалары жер ядросында. Темір оксид, сульфид ретінде: Fe3O4- магнетит, Fe2O3-гематит, Fe2O3H2O -лимонит, FeS-пирротин, FeS2-пирит, сонымен бірге FeAsS -арсенопирит, FeCO3-сидерит ретінде кездеседі. Метеоритте, вулкандарда темір бос күйінде болады. Co, Ni көбінесе бірге кездеседі. Co,Ni көбінесе сульфидті қосылыс түзеді: СоAsS - кобальтин, NiAs - никелин, NiAsS - герсдорфит, мышьяк-никель жылтыры.
Алу: Оксидті кендерінен карботермиялық , алюмотермиялық әдістермен тотықсыздандырып өндіреді: Fe2O3 +3C-->2Fe+3CO карботермия (кокс);
Fe2O3 + CO-->2Fe+3CO2 ; Fe2O3 + 2АІ --> 2Fe + АІ2О3
Темірді оксидтерінен сутегімен тотықсыздандырып алады:
Fe2O3 +3Н2 --> 2Fe+3Н2O.
Таза темірді темірдің пентакарбонилін термиялық айырып:
Fe(CO)5 = Fe + 5CO және FeCІ2 ерітіндісінің электролизі арқылы:
Fe + СІ2 алады.
Сульфидті, арсенидті кендерін алдымен оксидтерге айналдырады . С, СО тотықсыздандырғыш ретінде қолданылатын себебі темір орташа активті металл.Оксидтер домна пештерінде тотықсыздандырылып, шойын алынады (~4% С болады). Мартен,бессемер, томас әдістерімен шойынды болатқа айналдырады (~1,4% С болады).
Кобальт пен никельді оксидтерін сутегімен, кокспен, алюминиймен, кремниймен тотықсыздандырып, карбонилдерін айырып, тұздарының сулы ерітінділерін электролиздеп, алады.
Физикалық және химиялық қасиеттері: үш металл да ферромагнитті. Балқу температуралары: Fe(1536); Co(1493); Ni (14530C) қиын балқитын металдар, балқу температурасы осы қатар бойынша азаяды, себебі 3d- қабатта жұпталмаған электрондар саны азаяды. Ақ жылтыр, ауыр металдар.
Бұл металдардың активтіктері орташа. Сутегіге дейін тұрғандықтан, сұйытылған қышқылдардан H2 ығыстырады. Концентрациясы H2SO4>70% болса, темір пассивтеледі. Концентрлі HNO3 Fe, Co, Ni үш металды да пассивтейді, НСІ+ HNO3 қоспасында үш металл да ериді. Кобальт қымыз қышқылында ериді, [Co(C2O4)3]3- оксалатты комплекс түзеді. Сілтілер ертінділері бұл 3 металға да әсер етпейді. Егер темірдің құрамында қоспалар болса, коррозияға тез ұшырайды. 4Fe+6H2O+3O2=4Fe(OH)3.
Таза металдар бөлме температурасында сумен, оттегімен, галогендермен әрекеттеспейді. Қыздырғанда , әсіресе ұсатылған күйде болса, олардың активтіктері артады.
Қосылыстары: ЭО және Э2O3 және FeO3 оксидтерін түзеді ; Э+O2--> оксидтер қоспасы түзіледі. Оксидтерді жеке алу үшін гидроксидтерін не кейбір тұздарын айырады: Э(ОН)2 --> t0 ЭО + H2O ; 2 Э(ОН)3 --> t0 Э2О3 + 3H2O ; Co2O3 және Ni2O3 тұрақсыз, айрылып ЭО береді. Ni2O3 --> 2NiO + 1/2O2 ;
Co3O4 және Fe3O4 болады, бірақ олар оксидтер қоспасы , мысалы, Fe2O3FeO ;
Оксидтер қышқылдарда ериді: ЭО + қышқыл --> Э2+ ( тұзы) + Н2 О. Оксидтер суда ерімейді: ЭО + H2O--> жүрмейді. Fe(OH)2 - ақ, Co(OH)2 - алқызыл , Ni(OH)2 - жасыл түсті тұнбалар. Бөлмедегі ауа оттегісімен тек Fe(OH)2 тотығады:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O --> 4Fe(OH)3↓ қоңыр ; Fe3+-->Co3+-->Ni3+ оттегіге тұрақтылығы артады, себебі +3 тотығу дәрежелері тек Fe3+ тән. Никель(ІІ) гидроксиді тек күшті тотықтырғыштармен сілтілік ортада тотығады:
2Ni(OH)2 + 2NaOH + Br2 --> 2Ni(OH)3 + 2NaBr . Бұл металдардың (ІІІ) гидроксидтері қышқылдармен әртүрлі әрекеттеседі:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 --> Fe2(SO4)3 + 6H2O;
Ал Co(OH)3 + H2SO4 --> CoSO4 + O2 + H2O, молекула ішіндегі ТТР,
H2SO4 тотықтырғыш емес . 2Ni(OH)3 + 6 НCl --> 2NiCl2 + Cl2 + 6H2O. Егер бір элемент бірнеше тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстар түзсе, төменгі тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыс негіздік, жоғары тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыс қышқылдық қасиет көрсетеді, ал аралық тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыс амфотерлі болады .Fe2+ --> Fe3+ --> Fe6+ : FeO - негіздік оксид; Fe2O3 - амфотерлі оксид; FeO3 - қышықылдық оксид, бос күйінде бөлініп алынбаған. Сәйкес гидроксидтері: Fe(OH)2 Fe(OH)3 H2FeO4 негіздік амфотерлі қышқылдық қасиет көрсетеді.
Fe(OH)3 + NaOH -->t0 NaFeO2 (феррит) + 2H2O ; HFeO2 - темірлі қышқыл. Fe2O3 + Na2CO3 -->балқытып NaFeO2 + CO2 Fe(OH)3 ↓ + 3NaOH --> Na3[Fe(OH)6] сулы ортада ; 2Fe(OH)3 + 10КOH + 3Br2 --> 2K2FeO4(феррат) + 6KBr + 8H2O; HFeO4 - темір қышқылы. Фераттар күшті тотықтырғыштар.
Бейметалдармен қосылыстары тек галогендермен, күкіртпен валенттіліктеріне сәйкес қосылыстар түзеді: 2Fe + 3Cl2--> 2FeCl3 ;
Co, Ni + Cl2 --> ЭCl2 . Галогенидтері суда жақсы ериді, гидролизге ұшырайды.
Fe + S --> FeS ; Э + S --> ЭS(Co, Ni) сульфидтері суда ерімейді.
Э(ЭО) + 2HCl --> ЭCl2 + (Н2)H2O; ЭF2 ғана суда ерімейді , Co +S-->CoS ;
CoCl2 + (NH4)2S --> CoS↓ + 2NH4Cl.
Сульфаттарын металдарды не оксидтерін сұйытылған күкірт қышылында ерітіп алады: Э (ЭО) + H2SO4(сұйыт.) --> ЭSO4 + H2 (H2O) ;
Ерітіндіден олар кристаллогидрат ретінде бөлінеді: ЭSO4 7H2O(купорос):
FeSO4 7H2O - ашық жасыл, CoSO47H2O- қызыл , NiSO47H2O - жасыл. Fe2O3 + 3H2SO4(конц.) --> Fe2(SO4)3 + 3Н2О. Fe2(SO4)36Н2О не Fe2(SO4)310Н2О Нитраттар: 3Э + 8HNO3(сұйыт.) --> 3Э(NO3) 2 + 2NO + 4H2O Э(NO3) 2 . 6Н2О тек Fe(NO3)3 белгілі:
Fe + 6HNO3(25%) +6H2O --> Fe(NO3)3 6H2O + 3NO2 + 3H2O;
Карбонаттар: FeCO3; CoCO3 .6H2O, NiCO3 .6H2O Қос тұздар (шениттер): (NH4)2[Fe(SO4)2]; (NH4)2[Fe(SO4)2] 6H2O - Мор тұз, темірдің +2 тотығу дәрежесі бұл қосылыста тұрақты, ал FeSO4 тұзында +2 тотығу дәрежесі ауа оттегісімен тез тотығады. Ашудастар (NH4)2SO4 Fe2(SO4)324 H2O; (NH4)2SO4Co2(SO4)324 H2O тек темір мен кобальтта белгілі, никельде осындай қосылыстар жоқ ; Бұл элементтерді анықтау үшін: Fe3+ анықтау үшін (сапалық реакция): Fe3+ +NH4CNS - роданид - Fe(CSN)3 қызыл ; Ni+2 + диметилглиоксим (Чугаев реактивы) --> қызыл↓ Fe2+ + гем -->гемоглобин;
Fe(OH)2 сілтілермен әрекеттеспейді, бірақ минералды қышқылдармен әрекеттесіп, тұздар түзеді. Кобальттың (ІІ) гидроксидтері 2 модификация түрінде болады: көк тұнба - α-Со(ОН)2 және β- Со(ОН)2 - алқызыл тұнба.
Сонымен, бұл металдардың қышқыл-негіздік қасиеттерінің, тотығу-тотықсыздану қасиеттерінің өзгеруінде, тотығу дәрежелерінің тұрақтылықтарында белгілі бір заңдылықтар бар. Темірге тұрақтырақ т.д. +3, никельге - +2, ал кобальт қосылыстары үшін +2,+3 т.д. тұрақтылықтары бірдей. Сондықтан кобальт пен темірге аралас оксидтер (Э3О4) түзу тән, никельде аралас оксид жоқ. Барлық d-металдар комплекс қосылыстар түзуге қабілетті. Э(+2) иондары үшін аммиакты комплекстерінің тұрақтылығы Fe - Co - Ni қатар бойынша артады.
[Э(NH3)6]2+ суда ерігенде олар бұзылады: [Э(NH3)6]2+ + 2Н2О --> Э(ОН)2 + 2NH4+ + 4NH3 . Никельдің аммиакты комплексі тұрақты. [Э(ОН)6]3+ , [Fe(СN)6]3+; [Fe(СN)6]4+; [Fe(С2O4)3]3+ тағы сол сияқты комплекстері бар; Цианидты комплекстер темір мен кобальтқа тән, тұрақты, бұл комплекстердің бос күйінде комплекс қышқылдары да бар. Цианидты темірдің комплекстері темір (ІІ,ІІІ) анықтауға қолданылады:
4FeCІ3 + 3К4[Fe(СN)6] --> Fe4[Fe(СN)6]3 ↓ +12КСІ калийдің гексациано(ІІ) ферраты, темір(ІІІ) үшін реактив,ол көк түсті тұнба түзеді, берлин лазурі деп аталады :
3FeCІ2 + 2 К3[Fe(СN)6] --> Fe3[Fe(СN)6]2 ↓ +6КСІ , калийдің гексациано(ІІІ) ферраты, темір(ІІ) үшін реактив, ол көк түсті тұнба түзеді, турнбулль көгі деп аталады. Темір топшасы металдары СО-мен қосылып карбонилдер деп аталатын комплекстер түзеді. Олар реакцияға түскіш, улы заттар. Карбонилдер аса таза металдар алу үшін қолданылады.
Қолданылуы:Темір топшасы элементтерінің көбінесе құймалары қолданылады: өндірістің барлық салаларында. Кобальт аса қатты құймалар алуға, никель органикалық синтездерде катализатор ретінде, темір(ІІІ) оксиді бояу жасауға, никельден химиялық қондырғылар жасауға, никель ракета техникасында, темірден жасалған конструкциалық материалдарды никельмен жабуға никель қолданылады
Никель, темір, кобальт иондары микроэлементтер.
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :

1. Темір топшасы элементтерінің сипаттамаларының жалпы заңдылықтары;
2. Жай заттардың физикалық және химиялық қасиеттері;
3. Табиғатта таралуы және алынуы;
4. Оксидтері, гидроксидтері, қасиеттері;
5. Тұздары, олардың ерігіштіктері, тұздарының гидролизі.

VII B топша элементтері .
Элементтердің жалпы сипаттамасы. Марганецтің оттекті қосылыстары, ерекшеліктері. Рений қосылыстары, қасиеттері, қолданылуы

Жетінші топтың қосымша топшасының d - элементеріне марганец, рений, технеций жатады. Марганец, технеций және рений толық электрондық аналогтар.
Mn, Tc, Re (n-1)d5ns2 электрондық формалары, d5 - жартылай толған d -орбиталь тұрақты, соңдықтан бұл элементтерге +2 тотығу дәрежесі көбірек тән. Mn ... 3d54s2 Tc...4d55s2 Re ... 5d56s2 r=0,130нм 0,136 нм 0,137нм
Радиусына байланысты қараса, Tc мен Re қасиеттері ұқсас болуы керек. Tc - жасанды элемент, жер қыртысында жоқ. Жер қыртысында Mn~9.10-2 %(темірден кейін), Re - 1.10-7 % кездеседі.
tб[0]С 1244 2200 3180
ρ 7,44 11,49 21,04 г/см3
EЭ2+/Э -1,18 0,4 ЕЭ+3/Э 0,3(рений үшін)
Марганец пен ренийдің +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстары бар. Карбонилдерде Mn пен Re тотығу дәрежелері ноль болады. Марганец үшін +2, +4, +7 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстары көбірек. Рeнийдің +7 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстары тұрақты ;
Tc +4, +6, +7 тотығу дәрежесі көбірек тән.
Кездесу. MnO2хH2O - пиролюзит, Mn көбінесе темірмен бірге оксидтер, карбонаттар, сульфидтер кендерінде кездеседі. Mn3O4 - гаусманит, Fe3O4- пен бірге; Mn2O3Fe2O3 - биксбит; MnCO3 -родохрозит FeCO3 - сидеритпен бірге, MnS - марганец алдамышы FeS - пирротинмен бірге, MnS2 - марганец колчеданы FeS2 колчеданмен бірге. Re молибден, вольфрам, платина кендерінде қоспа ретінде кездеседі, өзінің кені жоқ.
Алу. Марганецті пиролюзиттен, гаусманиттен, алдын ала өртелген карбонатты және сульфатты кендерінен алюминиймен тотықсыздандырып алады:
3Mn3О4 (2MnO.Mn2O3) + 8Al--> 4Al2O3+ 9Mn - алюмотермия
Рений - сирек металл, өзінің кені жоқ болғандықтан, оны мыс, молибден-вольфрам өндірісіндегі қалдықты байытып, жоғарғы оксидіне Re2O7 айналдырып, сілті ерітіндісімен өңдеп, перренатқа айналдырады да, сутегімен тотықсыздандырады:
Re2O7 + 2KOH --> 2KReO4(перренат) + H2O
2KReO4 + 7H2O --> 2Re0(ұнтақ) + 2KOH + 6H2O
Re ұнтағын -->t0(доға) металл кесегіне айналдырады.
Молибденді немесе рутенийді атқылап, технецийді алады:
9842Mo +10n(нейтрон)-->9942Mo-->-ß 9943Tc
10444Ru +10n-->10443Tc+11H
Ядролық реакторларда 1кг плутонийден (Pu) 25 г Tc алады.
Қолданылуы: Mn қара, түсті металлургияда легирлеуші металл ретінде; Tc - нейтрондарды жұтқыш ретінде , катализаторлар құрамына қосылады, радиациялық диагностикада қолданылады; Re - электроникада, Тб ( балқу температурасы) үлкен болғандықтан, ыстыққа төзімді құймалар құрамына кіреді, соңдықтан ұшақтар мен ракеталардың бөлшектерін жасайды. Калий перманганаты медицинада, аналитикалық химияда, шарап өндірісінде қолданылады. Марганец микроэлемент.
Физикалық және химиялық қасиеттері: Бұл металдар қиын балқитын, ауыр металдар, ақ жылтыр. Марганец электродтық потенциал мәні бойынша активті металл, бірақ беті оксидті қабатпен жабылып тұратындықтан, активтігі біршама төмендейді, ал рений мен технеций кернеу қатарында сутегіден кейін орналасқан. Егер ұсақтаса, марганец судан сутегіні бөліп шығарады. Осы үш металл да бөлме температурасында ауада берік. Марганец қыздырған кезде ауада жанады:
3Mn + 2O2(ауа) -->t0 Mn3O4 ; Технеций мен ренийді 3000С дейін қыздырса, жоғары оксидтерін түзіп, тотығады:
Tc, Re+O2-->300C Э2O7 ; Марганец тотықтырғыш болмайтын сұйытылған қышқылдармен шабытты әрекеттеседі:
Mn+2HCl (конц., сұйық), H2SO4(сұйыт.)--> H2 +MnCl2, MnSO4 ;
Tc, Re + HCl, H2SO4 ,сұйытылған --> реакция жүрмейді, себебі Е>0.
Сұйытылған азот қышқылында марганец +2 тотығу дәрежесіне дейін, ал технеций мен рений жоғары тотығу дәрежелеріне дейін тотығады:
Mn + 4HNO3(сұйық) --> Mn(NO3)2 + 2NO + 2H2O 2 Tc, Re+7 HNO3 -->HЭO4 +7NO+2H2O - HTcO4-технеций және HReO4-рений қышқылдары түзіледі.
Сонымен, қышқыл ортада марганец үшін +2, технеций мен рений үшін +7 тотығу дәрежелері тұрақты, сондықтан марганецтің жоғары тотығу дәрежесі қышқыл ортада тотықтырғыш, технеций мен ренийдің төменгі тотығу дәрежелері - тотықсыздандырғыштар болады. Сілтілік ортада бұл үш элемент те тұрақты.
Марганец галогендермен шабытты әрекеттеседі, ал қыздырғанда басқа да бейметалдармен әрекеттеседі:
Mn + Г2 --> MnГ2 ; Mn + S = MnS; 3 Mn + 2P = Mn3P2 ;
1000С температураға дейін қыздырса, рений мен технеций фтормен,
хлормен , ал 3000С температурадан жоғары болса, броммен әрекеттеседі:
Tc, Re + Г2 --> Э2Г7 . Иодпен реакцияға түспейді. Тек өте жоғары температурада ғана рений мен технеций басқа бейметалдармен реакцияға түседі.
Марганецті тотығу дәрежесіне байланысты оксидтер мен гидроксидтердің қышқыл- негіздік қасиеттерінің өзгеруін көрсететін <<модельді>> элемент ретінде қарауға болады. Элемент төменгі тотығу дәрежесінде негіздік, жоғары тотығу дәрежесінде қышқылдық қасиет көрсетеді: MnO, Mn2O3 және Mn(OH)2,Mn(OH)3 негіздік; MnO2, Mn2O5 және MnO(OH)2, Mn(OH)4-амфотерлік; MnO3, Mn2O7 және H2MnO4 , HMnO4 қышқылдық .
Сонымен бірге тотығу дәрежесіне байланысты марганец бойынша элементтердің тотығу-тотықсыздану қасиеттерінің өзгеруін және тотығу дәрежелеріне әр түрлі орта әсерін де көруге болады.
MnO4- + 5e- + H+ --> Mn2+ + 4H2O , түссіз ерітінді
MnO4- + 1e- + OH- --> MnO42- , жасыл ерітінді
MnO4- + 3e- + H2O --> MnO2 , қоңыр тұнба

Қосылыстары: Оксидтері және гидроксидтері

Марганецтің мына оксидтері белгілі: MnO, Mn2O3 , MnO2, Mn2O7
MnO - табиғи пиролюзиттен, марганецтің оксалаты мен карбонатын термиялық айырып алады: MnO2 + H2 --> MnO + H2O; MnСO3 --> MnO + СО2
4MnO2-->300C 2Mn2O3+O2 - ауада қыздырып алады.
Марганецтің жоғарғы оксидін алу:
2KMnO4+2H2SO4(конц.)-->Mn2O7(жасыл сұйық зат)+2KHSO4+H2O
Технеций мен ренийді оттегіде қыздырғанда бірден олардың жоғары тотығу дәрежесіне сай оксидтері түзіледі: Re+O2-->t0 Э2O7 .
Төменгі тотығу дәрежесіне сай ренийдің оксиді былай алынады:
Re2O7 + CO --> 2ReO3(қызыл ұнтақ) + CO2 , бірақ ол тұрақсыз, диспропорциялану реакциясына түседі:
3ReO3 -->t0 Re2O7+ ReO2 - вакуумда қыздырғанда бұл реакция жүреді, одан ренийдің +6 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстарының тұрақсыздығы көрінеді. Бұл элементтердің тек жоғары тотығу дәрежесіне сәйкес оксидтері ғана суда ериді:
Э2O7 +H2O-->H ЭO4 , марганец, рений, технеций қышқылдары.
HMnO4-->HTeO4-->HReO4 күші азаяды, себебі металдық қасиет артады, бірақ беріктілігі артады. HMnO4 күші HCl күшіне жақын, яғни диссоциацияға толық түседі. Бұл қышқылдар тұздары перманганат, пертехнат, перренат деп аталады. HMnO4 ерітіндіде 20% болады, жоғарырақ концентрациясы оттегіні бөліп, айрылады. Сілтілік ортада Н2ЭO4 қышқылы тұрақтырақ. Бейтарап, қышқыл ортада диспропорция реакциясына түседі:
3ЭO42- + 2H2O --> 2 ЭO4- + ЭO2 + 4OH- тұздары манганат, технат, ренат.
Н2ЭO4 - бос күйінде жоқ, тек тұзы ғана болады. Олар былай алынады:
2KMnO4 + Na2SO3+ 2KOH --> 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O ЭO42- - жасыл, MnO4- қызыл, TcO4- қызыл-сары , ReO4- - түссіз.
MnO2 + KOH + O2 --> K2MnO4 + H2О ; Re + KOH + O2 --> K2ReO4 + H2O
Рений мен технецийдің диоксидтерін олардың аммоний пертехнаттары мен перренаттарын айырып алады:
2NH4ЭO4 = 4H2О + N2 + 2 ЭO2, бірақ бұл екі оксид те қыздырғанда ауада диспропорцияланады: 7ЭO2 -->t0 2Э2O7 + 3Э.
ЭO2 суда ерімейтіндіктен олардың гидроксидтерін жанама жолмен алады:
2Mn(OH)2 + О2 + 2H2O = 2Mn(OH)4 . Э(OH)4 - амфотерлі гидроксид, тұздары манганиттер, рениттер деп аталады.
Зертханада калий перманганаты O2 алу үшін қолданылады:
2KMnO4 -->t0 K2MnO4 + MnO2 + O2 .
MnO2 (қышқылдық қасиет) + BaO(негіз) -->BaMnO3 (гаусманит) . +5 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылысты былай алады:
KMnO4+K2SO3+2KOH--> K3MnO4+K2SO4+H2O; K3MnO4 көгілдір қосылыс, гипоманганат, ерітіндіде оңай диспропорцияланады:
2Na3MnO4 + 2H2O = MnO2 + Na2MnO4 + 4 NaOH .
Сол сияқты ренийдің де гипоренаты бар:
2ReO2 + NaReO4 + 2NaOH = 3NaReO3 + H2O.
Э(ОН)4 амфотерлі қосылыс: Mn - Tc - Re қатары бойынша қышқылдық қасиеттері азаяды. Олардың тұздары манганиттер, рениттер деп аталады. Табиғи қосылысы гаусманит: Mn(OH)2 + Mn(OH)3 бұл гидроксидтер көбірек негіздік қасиет көрсетеді. Бұл металдар күкіртпен де стехиометриялық қосылыстар береді: MnS, MnS2, Re2S7, Tc2S7.
Тұздары: Mn2+ тұздары суда жақсы ериді , тек MnCO3, Mn3(PO4)2 ерімейді. Суда еритін тұздары кристаллогидраттар түзеді. Марганец көптеген комплекс қосылыстар түзеді: [Mn (H2O)6]SO4, K4[MnCI6], Na4[Mn (NO3)6], Na3[Mn (CN)6]. Сонымен бірге карбонилдері де белгілі, онда элементтердің тотығу дәрежелері ноль болады: Э2(СО)10.

Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :

1. Перманганаттың реакция ортасына байланысты тотығу дәрежесінің өзгеруі, мысалдар келтіру қажет;
2. Марганецтің тотығу дәрежесіне байланысты оксидтерінің, гидроксидрерінің қасиеттерінің өзгеруін көрсететін реакциялар теңдеулерін жазу керек;
3. Рений қосылыстарын алу, қасиеттері;
4. Технецийді алу, оның қосылыстарының қасиеттері;
5. Марганец, рений элементтерінің табиғаттағы қосылыстары және оларды алу.

VI B топша элементтері. Элементтердің жалпы сипаттамасы . Алу, қасиеттері . Тұздары, алу, қасиеттері, қолданылуы

Периодтық жүйенің VIB топшасында хром, молибден, вольфрам орналасқан. ... 3d54s1 24 Cr )2 )8 )12 )2 d5 орбиталь тұрақты болғандықтан хромның 3d44s2 болу керек орбитальдардағы электрондар 3d54s1 Cr үшін, 4d45s2 Мо үшін 4d55s1 болып 1электрон <<секіреді>>. Вольфрамда валентті электрондық конфигурациясы аяқталған 4f14 -қабаттан соң болғандықтан 4f145d46s2 қалады. Жер қыртысында Cr 2.10-2% ; Мо, W~10-4% кездеседі. Табиғатта бұл элементтер қосылыс күйінде ғана кездеседі және өздерінің кендері бар. Хромның ең көп тараған минералы - хромит FeO.Cr2O3 , маңыздылығы бойынша екінші минералы - қорғасын хроматы PbCrO4 ; Молибденнің көбірек тараған минералы - MoS2 - молибден жылтыры; Вольфрам табиғатта екі валентті металдардың вольфраматы ретінде кездеседі. CaWO4-шеелит, PbWO4-штольцит, FeхMn1-x WO4 - вольфромит, WS2 вольфрам жылтыры, молибден жылтырымен бірге болады.
Алу: Тұздарының балқымасы -->эл-з Э :
2ЭСІ3 балқымасы -->эл-з 2 Э + 3СІ2 Э2О3+C(карботермия) --> 2Э + 3СО; Э2О3+ ( АІ, мырыш) металотермия --> 2Э +АІ2О3 (ZnO). Таза металдары Э2О3 + Al, H2 --> 2Э + АІ2 О3 , Н2 О;
Қолданылуы: қара металлургияда темірмен құймаларын феррохром, ферромолибден,ферровольфрам алуға; Арнайы болаттар алу үшін бұл металдарды қосады, сонда болаттың беріктілігі артады. Никель мен хром құймасы (нихромдар) қиын балқитындықтан олардан 1100-12000С температураға шыдайтын бөлшектер жасап, пештерде қолданады. Вольфрамның балқу температурасы өте жоғары болғандықтан электр шамдарының сымы ретінде қолданылады. Хром(ІІІ) оксиді жасыл түсті, сондықтан бояуларға қосылады. Хром(ІІІ) ашудастары не сульфаттары тері өндірісінде қолданылады.
Физикалық және химиялық қасиеттері: r0 ,нм 0,127 0,139 0,140 болғандықтан, вольфрам мен молибден қасиеттері ұқсас. Тб 1875 2620 33950C. Ауыр металдар, вольфрам - ең қиын балқитын металл. ЕЭ3+/Э = -0,744в ( хром) -0,20в - ( молибден). Кернеу қатарында бұл екі металдар сутегіге дейін тұр. Бұл металлдардың сыртында жұқа оксид қабаттары болғандықтан
(Cr2O3 , WO3, MoО3 ) элементтер инертті, яғни суда, ауада өзгеріске ұшырамайды, оксидтік қабатты еріткен соң реакцияға түседі:
Э(Cr, Mo ) + HCl (H2SO4)--> ЭCl3 (Сr2 (SO4)3) )+H2 Бұл элементтер қышқылдар қоспасында жақсы ериді, егер бір қышқыл тотықтырғыш болса:
Э + 6HNO3 + 8HF --> H2[ЭF8] + 6NO2 + 6H2O; Суық жағдайда концентрлі азот , күкірт қышқылдары және патша арағы хромды пассивтейді; ал ыстық концентрлі қышқылдар хромды хром(ІІІ) тұздарына дейін, молибденді - молибден қышқылына дейін тотықтырады:
2Cr + 6 H2SO4 = Сr2 (SO4)3 + 3SO2 + 6 H2O
Mo + 2 HNO3 + H2O = H2MoO4 .H2O↓ +2NO.
Вольфрам тек патша арағында және қышқылдар қоспасында (HNO3+3HF) ғана ериді. Тотықтырғыштар қатысында сілтілер балқымасында бұл элементтер өте жақсы ериді:
Э + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2ЭO4 + 3NaNO2 + H2O, хроматтар, вольфраматтар, молибдаттар түзіледі. Бұл элементтердің ұнтақтары ауада жақсы жанады: Э+ O2--> Cr2O3 , MoО3, WO3 . Элементтердің осындай оксидтер түзуінен мынандай қорытынды жасауға болады: хромның жоғарғы тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстары тотықтырғыштар , ал молибден мен вольфрамның төменгі тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстары тотықсыздандырғыштар болады.
Хром топшасы элементтері қыздырған кезде галогендермен, халькогендермен, пниктогендермен (тек висмутпен әрекеттеспейді), IVA топшасының бейметалдарымен, бормен әрекеттеседі. Төменгі тотығу дәрежелеріне сәйкес стехиометриялық қосылыстар түзеді. Сонымен, хром және оның аналогтары - біршама активті металдар.
Қосылыстары: Бұл металдар +2, +3, +4, +6 тотығу дәрежелеріне сәйкес қосылыстар береді, бірақ хромда CrO, Cr2О3, СrО2, СrО3 оксидтері болса, Мо +4, +5, +6 сәйкес МоО2, Мо2О5, МоО3 оксидтері, ал вольфрамда тек екі оксид болады; W +4, +6: WO2 , WO3 .
CrO - негіздік қасиет көрсетеді, қара түсті, гидроксидін айырып алады.
Тұзына сілті қосып сары түсті гидроксидін алады:
CrCl2+2NaOH--> Cr(ОН)2 + 2NaСІ; Cr2+ қосылыстары тотықсыздандырғыш қасиет көрсетеді:
2CrCl2 +2 НСІ --> 2CrCl3 + H2; Ауа оттегісімен өте оңай тотығады: 4CrCl2 +4НСІ + О2 --> 4CrCl3 + 2H2О; Cr2+ қосылыстары суды да айырады: 2CrCl2 +2 Н2О --> 2CrОНCl2 + H2;
Cr(ОН)2 - негіздік қасиет көрсетеді , қышқылдарда ериді.
Вольфрам мен молибденнің +2, +3 тотығу дәрежелеріне сәйкес оксидтері және гидроксидтері жоқ, себебі олар тұрақсыз, диспропорциялану реакцияларына түседі.
Хром (+3) оксиді жасыл түсті ұнтақ, суда , қышқылдарда, сілтілерде ерімейді. Зертханада аммоний бихроматын айырып алады:
(NH4)2 Cr2O7 -->t0 Cr2О3 + N2 + 4H2O - молекула ішіндегі тотығу-тотықсыздану реакциясы.
Cr(ОН)3 ↓ , соңдықтан жанама жолмен алады:
CrCl3 +3 NaOH -->↓ Cr(ОН)3 + 3NaСІ ;
Cr2(SO4)3 + 6NH4OH-->↓2Cr(ОН)3 + 3(NH4)2SO4 ; Cr2О3 - оксиді де амфотерлі.
Амфотерлі гидроксид: Cr(ОН)3 <--> НСrO2 сондықтан қышқылмен де, сілтімен де әрекеттеседі:
CrОН)3 ↓+3HCl--> CrCl3 + 3H2O; Cr(ОН)3 ↓+3NaOH --> Na3 [ Cr(OH)6].
МоО3 пен WO3 былай алынса: Э + О2 --> ЭО3 , СrО3 элементтерден алынбайды, ол мына реакция арқылы алынады:
K2Cr2O7 + H2SO4конц.--> K2 SO4 + 2СrО3(қызыл кристалл) + H2O ;
Хромның (VІ) қосылыстары улы. ЭO3+H2O-->↓ H2CrО4- хром қышқылы;
↓ H2МоО4 - молибден қышқылы; ↓ H2WО4 - вольфрам қышқылы ,осы қатар бойынша күштері әлсірейді, әлсіз қышқылдар . Тұздары : CrО4 2- сары , МоО42-, WО42- - түссіз, хромат, молибдат, вольфрамат.
H2МоО4 және H2WО4 аздап амфотерлік қасиет көрсетеді, олар күшті қышқылдармен әрекеттескенде
ЭО2(ОН)2 + 2НСІ = ЭО2СІ2 + 2 H2O , сонда комплекс катион ЭО22+ хромил, молибденил, вольфрамил деп аталады. Оны ЭГ6 гидролизі арқылы да алады:
ЭСІ6 + 2H2O <--> ЭО2СІ2 + 4НГ.
Хром (+6) қосылыстары сілтілік ортада сутегі пероксидімен әрекеттесіп көк түсті хром пероксидін түзеді:
Н2CrО4 +2 H2O2 --> 3H2O + CrО5(СrО3+ O2) пероксид.
VI B топша элементтері жоғары тотығу дәрежелерінде полиқосылыстар түзеді. Ерітінді концентрациясы өскен сайын дихромат Cr2О72- тоқ сары, сосын трихромат Cr3О102- - қызыл, тетрахромат Cr4О132- - қызыл-қоңыр болады, қышқылдары тұрақсыз, тұздары бар: дихромат суда жақсырақ ериді: H2O+ Cr2О72- (тоқ сары)<--> 2 CrО42- (сары) )+ 2H+ , қышқыл ортада тепе-теңдік солға ығысады, сулы не сілті ортада - оңға ығысады.
K2Cr2O7+2КОН-->2К2CrО4 +H2O ; К2CrО4 + H2SO4--> K2 Cr2O7+ K2 SO4 + H2O . Хроматтар күшті тотықтырғыштар, әсіресе қышқыл ортада. Бөлме температурасында HI, H2S, H2SO3 және олардың тұздарын, ал қыздырғанда
HCI, HBr да тотықтырады:
K2Cr2O7+ 14HСI --> 2KCI + 2СrCI3 +7H2O +3CI2.
W, Мо элементтері де изополиқышқылдар (NH4)6Mo7O24; Na10W12O41 және гетерополиқышқылдарын түзеді: (NH4)3(PMo12O40) не (NH4)3[ P(Mo3O10)4] , тұздары аммоний фосфомолибдаты.
Хром топшасы элементтері галогендермен, халькогендермен әрекеттесіп, Э3+ тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстар береді: Э+Г2--> ЭГ3 ; Э + S --> Э2 S3 . Cr3+ тұздары кристаллогидраттар түзеді, галогенидтері, нитраттары, сульфаттары суда жақсы ериді, гидролизге ұшырайды. Фосфаты, сульфиді, фториді суда ерімейді. Хромкалий ашудастары KCr(SO4)2 ∙12 H2O тері өндірісінде қолданылады. Хром(ІІІ) катионды, анионды комплекстер түзеді: [Cr(ОН)6 ]3-, [Cr(NH3)6 ]3[+].
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1. Хромның тотығу дәрежесіне байланысты қосылыстарының қасиеттері көрсететін реакциялар теңдеулерін жазу керек;
2. Элементтердің қышқылдарының қасиеттерінің өзгеруі, сәйкес тұздары, алу, гидролиз процестерінің теңдеулерін жазу керек;
3. Қосылыстарының қолданылуы;
4. Хром топшасы элементтерінің қатысында жүретін тотығу-тотықсыздану реакцияларына мысалдар келтіріп, теңдеулерін жазу керек;
5. Хром топшасы элементтерінің комплексті қосылыстарын жазып, түрақсыздық константаларының мәндері арқылы салыстыру керек.

Ванадий тобы элементтері , алу, қасиеттері, қолданылуы. VB топша элементтерінің физикалық және химиялық қасиеттері. Оксидтері, гидроксидтері, амфотерлі қасиеттері

Ванадий тобына в а н а д и й, н и о б и й және т а н т а л кіреді; бұлардың валенттілік электрондық конфигурациясы - (n - 1)d3ns2, тантал атомдарының валенттілік орбитальдары алдында (n - 2)f14 қабаты орналасқан, сондықтан тантал мен ниобий радиустары жақын 0,145нм(Nb), 0,146нм (Ta), бұл жағдай олардың химиялық қасиеттерінің ұқсастығын түсіндіреді.
Скандий және титан тобы сияқты ванадий тобындағы металдар - үлкен периодтардың жұп қатарларының элементтері.
Бұл қосымша (V В) топшадағы металдардың негізгі топшадағы элементтермен ұқсастығы жоғары валентті қосылыстарында, бұлардың сыртқы қабатындағы электрон саны аз болғандықтан (1-2) металдық қасиеттері басым. Бұлардың төменгі тотығу дәрежесін көрсететін қосылыстарына негіздік қасиет тән болады да,
жоғары тотығу дәрежесін көрсететін қосылыстары қышқылдық қасиет көрсетеді. Оларға сәйкес қышқылдары және тұздары бар. Топ бойымен жоғарыдан төмен қарай жоғары тотығу дәрежесінің (+5) тұрақтылығы артады, электртерістік кемиді, яғни металдық қасиеттері күшейеді.
Бұл үш металдың үшеуі де өте маңызды металл болғандықтан, алу технологиясы қиын болғанымен, оларды бос жеке күйде алуға тырысады. Үшеуін де таза түрде алюмотермия (металлотермия); карботермия; оксидтерінен, галогенидтерінен сутегімен тотықсыздандырып, тұздарының балқымаларын электролиздеп алуға болады׃
3Э2O5 + 10Al = 5Al2O3 + 6Э;
2ТаСІ3 + 3Н2 = 2Та + 6НСІ.
Алюминийдің орнына кальций не магний алса тотықсыздану процесі жақсырақ өтеді. Жер қыртысында ванадий - 1,5∙10-2, ниобий - 1∙10-3, тантал - 2∙10-4 мас.үлес,% таралған. Олар темір және полиметалл кендерінде, фосфорит, апатит құрамында кездеседі.
Физикалық және химиялық қасиеттері. Ванадий,ниобий жане тантал жылтыраған сұр түсті металдар, балқу температуралары жоғары. Кесек түрінде түрлі химиялық әрекеттерге берік, әсіресе ниобий мен тантал қышқылдарда да (HF,НNO3) және олардың қоспаларында да ерімейді. Ұсақтаса және жоғары температурада (30000С) олар оттегімен, галогендермен, күкіртпен, көміртегімен, азотпен әрекеттеседі, себебі бұларды пассивтендіріп тұрған, сыртындағы оксид қабаты бұзылады.
Бұл металдардың атомдық және иондық радиустарына қараса, ниобий мен танталдікі бірдей, ол лантаноидтық жиырылудың салдары. Бұл металдардың физика-химиалық қасиеттері олардың таза болуына өте тәуелді. Қоспа араласса , олардың беріктігін , иілгіштігін төмендетеді, қаттылығын өсіреді.
Оттекпен қыздырғанда реакцияласып оксид (Э2O5) түзеді, қышқылдық қасиеттер көрсетеді,бірақ ванадий оксидінен тантал оксидіне қарай қышқылдық қасиеттер төмендейді, сонымен бірге төменгі тотығу дәрежелеріне сәйкес оксидтері де (ЭO, Э2O3, ЭO2) белгілі. Э2O5 суда ерімейді, тек V2О5 аздап ериді.
Ванадийде төрт оксид бар׃ VO, V2O3, - негіздік қасиет көрсетсе; VO2 - амфотерлі, V2O5 ванадий ангидриді айқын қышқылдық қасиет көрсетеді. Маңыздысы ванадий ангидриді V2O5 - қызыл сары түсті, суда біраз, сілтілерде жақсы еритін қатты зат; оған сәйкес қышқылдары:
V2O5 + H2O --> 2HVO3 ванадий мета қышқылы
V2O5 + 2H2O --> H4V2O7 екі ванадий қышқылы
V2O5 + 3H2O --> 2H3VO4 ванадийдің ортоқышқылы.
Бұлардың тұздарын ванадат деп атайды, мысалы NH4VO3 аммоний метаванадаты. Ванадий диоксиді VO2 сілтілермен реакцияласып төрт ванадий қышқылының тұзын түзеді:
4VO2 + 2NaOH --> Na2V4O9 + H2O, натрий ванадиті, кристалданғанда Na2V4O9 ::7H2O түзіледі.
Оксидтер қышқылдармен реакцияласып оксотұздар - ванадилдер (VO2+, VO3+, VO2+) түзеді тотығу дәрежелері +4 және +5:
V2O5 + HСІ --> 3H2O + VOСІ2 + СІ2
VO2 + H2SO4 --> VOSO4 + H2O
Үш оттекті ванадий оксиді қышқылдармен реакцияласып тұз түзеді:
V2O3 + 3H2SO4 --> V2 (SO4)3 + 3H2O; әсіресе қос тұздары тұрақты
KV (SO4)2 :: 12H2O. Бір оттекті ванадий VO - негіздік оксид, тұрақты тұздары, қос тұздары Me2SO4 :: VSO4 :: 6H2O белгілі. Сонымен ванадий қышқылдарына сәйкес тұздары: метаванадаттары NH4VO3 , ортованадаттары К3VO4, парованадаттары К4V2O7 боады. Ванадийдің қосылыстары улы.
Г а л о г е н д е р м е н қыздырғанда реакцияласып, ЭГ5 және ЭГ3 түзеді. Галогенидтері қатты заттар, гидролизденеді׃
2ЭГ5 + 5H2O <--> Э2О5 + 10НГ немесе NbCl5 + 4H2O --> H3NbO4 + 5HCl
Галогенидтер комплекс қосылыстар түзеді: NbCl5 + NaCI = Na [NbCl6].
Ванадий, ниобий және тантал балқыған күйде көмірмен тікелей әрекеттесуінен карбидтер түзіледі׃ V5C, V2C, V4C3 және VC; Nb2C; NbC; Ta2C, TC. Карбидтер электр өткізгіш заттар.
К р е м н и й м е н де балқыған күйде реакцияласып, силидтер MeSi2 түзеді. Бұлар қатты, балқуы қиын, отқа берік заттар, өндірісте үлкен роль атқарады. Химиялық өте тұрақты заттар.
Борид, сульфид, фосфид қосылыстары да бар.
Сумен бұл металдар оксидті қабаттары болғандықтан реакцияласпайды.
Бұл металдар кернеу қатарында сутегіге дейін орналасқан болса да, тек қышқылдар қоспасында (біреуі тотықтырғыш, біреуі комплекс ионын түзетін) ериді: азот қышқылы алдымен ванадий бетіндегі оксид қабатын ерітеді.
3V + 5HNO3 --> 3HVO3 + 5NO + H2O, ары қарай комплекс қосылыс түзіледі: 3V + 5HNO3 + 21HF --> 3H2[VF7] + 10H2O+ 5NO
Түзілген ванадийдің метақышқылы ерімейтін гидратқа (V2O5 . х H2O) айналады.
Nb мен Та патша сұйығында не HF араласқан HNO3 ериді׃
3Nb + 5HNO3 (HF) --> 3HNbO3 + 5NO + H2O немесе
3Nb + 5HNO3 + 21HF --> 3H2[NbF7] + 10H2O + 5NO
Сілті ерітінділерімен V, Nb, Ta реакцияласпайды. Балқыған сілтілерде, бетіндегі оксид қабаттары реакцияласу есебінен, металдар біртіндеп ериді׃
Э2O5 + 2KOH = 2KЭO3 + H2O.
Оттегі қатынасында реакция былай жүреді:
4Э + 5O2 + 12KOH = 4K3[ЭO4] + 6H2O.
Қолданылуы: Бес валентті ванадий қосылыстары күкірт қышқылын өндіруде қымбат платинаның орнына катализатор ретінде жұмсалады. Ванадийдің басқа қосылыстары - резина, шыны, керамика, бояу, фото материалдар өнеркәсіптерінде және медицинада қолданылады.
Ванадий көбіне болатқа қосылатын болғандықтан, оны көбінесе темірмен аралас құйма - ф е р р о в а н а д и й (20 - 25%) түрінде өндіреді. 0,1 - 0,25% ванадий қосылса, ондай болат берік, серпімді, үзілмейтін, қажалмайтын болады; ол көбінсе автомашиналар өндірісіне мотор, цилиндр, рессор, ось жасауға жұмсалады. Алюминий құймаларына араластырса, олардың қаттылығы, өңдеуге икемділігі, теңіз суына щыдымдылығы (гидроұшақ, глиссер қайық) артады.
Ванадийлі болат өте берік болғандықтан одан жасаған конструкциялардың салмағын 30% кемітуге болады. Мысалы, темір жол вагонын алса, оның салмағын 2,5 - 3 тоннаға кемітуге болады, сонда үлкен үнем болады.
Тез кесетін аспаптар жасайтын болатқа да ванадийді қосады, ол металл өндеуді тездетеді, құралдың қызмет істейтін мерзімін ұзартады.
Ниобий мен тантал коррозияға ерекше тұрақты, тіпті платинадан да артық. Өздері платинадан көп арзан болғандықтан химиялық ыдыс, химиялық аппаратардың негізгі бөлімдерін жасауда платинаны ығыстырып шығарып келе жатыр. Бұл металдардың балқу температуралары өте жоғары болғанымен, қыздырылмаған күйде оларды механикалық өндеу, жаю (прокат), созу, соғу оңай. Ниобий мен танталдың карбидтері, аса қатты зат ретінде, кесуші - тілуші құралдардың өткір ұшын жасауға таптырмайтын заттар. Ұзақ қыздыруға, үлкен қысымға шыдамды, сондықтан турбинаға, реактивті ұшақтарға керекті құймаларға қосылады. Тантал хирургияда сынған сүйектерді біріктіруге жұмсалады.

Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :

1. Металдарды өндірісте алғанда жүретін процестер;
2. Бұл үш металдың бейметалдармен қосылыстары, қасиеттері;
3. Оксидтері,гидроксидтері, қасиеттері;
4. Тұздары, қасиеттері, гидролиз теңдеулері;
5. Қолданылуы

Титан тобы элементтері , алу, қасиеттері, қолданылуы. ІVB топша элементтерінің физикалық және химиялық қасиеттері. Оксидтері, гидроксидтері, амфотерлі қасиеттері

Титан тобына т и т а н, ц и р к о н и й, г а ф н и й және к у р ч а т о в и й элементтері жатады; олардың жалпы сипаттамасы: толық электрондық аналогтар, валентті электрондары - (n - 1)d2ns2, d- және s- электрондары арқылы байланыс түзеді, сонымен бірге толтырылмаған орбитальдары арқылы олар донорлы-акцепторлық байланыста түзе алады. Олар катионды комплекстер, ацидокомплекстер түзеді. Курчатовий өте аз мөлшерде синтезделген, қосылыстары әлі аз зерттелген. Титан топшасы элементтері поливалентті: титанның +4,+3 тотығу дәрежелеріне сәйкес қосылыстары тұрақты және көп; цирконий мен гафнийде осындай қосылыстар аз, керісінше, титан топшасы элементтерінің +1,+2 тотығу дәрежелеріне сәйкес қосылыстары тұрақсыз. Цирконий мен гафний қасиеттері өте ұқсас, егіз элементтер деп те аталады. Ең сыртқы қабатта 2 ғана электрон болғандықтан, бұлардың германий топшасындағы металдарға қарағанда негіздік (металдық) қасиеттері күштірек, әрі топ бойында жоғарыдан төмен қарай күшейе түседі, мысалы Ti (OH)4 амфотерлі , ал Нf (OH)4 негіздік қасиеті басым.
Кездесуі. Бұл металдар көптен бері белгілі, жер қыртысындағы мөлшері - титан - 0,6; цирконий - 2∙10-2, гафний - 3,5∙10-4 массалық үлес,%, бірақ олар көп игерілмеген, іс жүзінде аз қолданылатын элементтер, бұлар бытыраңқы кездеседі және алу тәсілдері қиын. Титанның 70-ке жуық минералдары бар, маңыздылары: рутил TiO2 , ильменит FeTiO3 , перовскит CaTiO3. Цирконий минералдарынан өндірістік маңызы бары: баддалеит ZrO2 , циркон ZrSiO4. Гафнийдің минералы белгісіз, циркониймен бірге болады.
Алу. Өндірісте титанды металлотермиялық әдіспен алады: TiCI4 + 2Mg = Ti + 2MgCI2. Цирконий мен гафний де осылай алынады.
Олардың үшеуі де болатқа ұқсас сұр металл, механикалық өңдеуге икемді, балқу температуралары жоғары.
Кернеу қатарында бұл элементтер сутегінің алдында орналасқан. Бірақ үшеуі де ауада, суда өзгермейді, минералды қышқылдарда да ерімейді, тек НF мен ыстық Н3РО4 қышқылдарында ериді, комплексті қосылыстар түзіледі :
Э + 6НF = Н2[ЭF6] +2Н2
Бір қызығы қыздырғанда олар жай заттар ретінде әлсіз, бірақ концентрлі органикалық қышқылдармен (сірке және қымыз қышқылдырымен) әрекеттеседі, комплексті қосылыс түзеді:
Э + 3Н2С2О4 = 2Н2 + Н2[Э( С2О4)3]. Ал концентрлі HNO3 және H2SO4 титан және оның аналогтары реакцияға түспейді, себебі олардың беткі қабаттары жұқа оксид қабаттарымен жабылған, сонымен бірге азот және күкірт қышқылдары оксидті қабатты одан сайын нығыздайды, пассивтейді.
НF және Н2С2О4 қышқылдары берік ацидокомплекс түзгіш болғандықтан пассивтелген оксидті қабатты ерітеді, ал металдар ол қышқылдарда жақсы ериді, себебі кернеу қатарында сутегінің алдында тұрғандықтан:
ЭО2 + 6НF = Н2[ЭF6] +2Н2О;
ЭО2 + 3Н2С2О4 = 2Н2О+ Н2[Э( С2О4)3].
Егер бір қышқыл тотықтырғыш, бір қышқыл лиганда болатын жағдайда, қышқылдыр қоспасында бұл металдар жақсы ериді:
3Э + 4HNO3 + 18HF --> 3H2[ЭF6] + 8H2O+ 4NO.
Бұл элементтерде металдық, яғни тотықсыздандырғыштық қасиеттері бар, бірақ кәдімгі жағдайда тұрақты, ең агрессивті ортаның өзінде коррозияға ұшырмайды. Балқу температураларына жеткізе қатты қыздырғанда химиялық активтігі бірден өседі. Бұл жағдайда галогендермен әрекеттесіп, т е т р а г а л о г е н и д т е р түзеді׃ TiCl4 сұйық, қалғандары қатты заттар.
Ti + 2Cl2 = TiCl4
Сілтілер ерітіндісінде титан топшасы металдары ерімейді. Тек сілтілік металдар фторидтері қатысында фторидті комплекстер түзіледі:
ЭF4 + 2MF = M2[ЭF6]. Тетрафторидтер - суда аз ериді, балқытқыш қышқылда жақсы ериді, комплекс түзіледі:
3ЭF4 + 2НF = Н2[ЭF6].
Хлоридтерді металл мен хлорды әрекеттестіріп немесе оксидтерді хлорлап (көміртек қатысында) алады. TiCl4 - түссіз, ауада түтінденетін, өткір иісті сұйық зат. Суда жақсы ериді, гидролизге ұшырайды: TiCl4 + 4H2O = Ti (OH)4 + 4HСІ - толық гидролизге ұшыраса; су аз болса, гидролиз былай жүреді:
TiCl4 + 3H2O = Н2TiO3 + 4HСІ не TiCl4 + H2O = (TiO)СІ2 + 2HСІ.
Оттекпен титан, цирконий, гафний жоғары температурада ғана диоксидтер түзеді, олар қиын балқиды ׃
2Zr + O2 = ZrO2
Титан топшасы элементері температура әсерінен күкіртпен, азотпен және көміртекпен әрекеттесіп сульфид, нитрид (MeN) және карбид (МеС) түзеді. Сонғы екеуі өте қатты (TiN - қаттылығы алмаздай) және қиын балқитын қосылыстар (> 3000о С).
Титан топшасы металдары салқын суға әсер етпейді, қайнап тұрған судан сутекті ығыстырып шығарады:
Э + 4H2O = Э(OH)4 + 2H2 ↑
Түзілген гидроксидтер металдың бетін қаптап, реакцияның ары қарай жүруіне кедергі жасайды.
Әдетте, бұл топшаға жататын элементтердің гидроксидтерін тұздарының ерітінділерін сілтімен әрекеттестіріп алады:
ЭСІ4 + 4NaOH = Э(OH)4 + 4NaCI. Гидроксидтер - кілегейленген коллоидты ерітінділер. Жалпы формуласы Э(ОН)4 болғанымен құрылысы түрліше болып келеді. Мысалы, титанның ортоқышқылы - H4TiO4 және метақышқылы - H2TiO3 бар. Гидроксидтері сілтілерде ерімейді, күшті қышқылдармен ғана әрекеттеседі, яғни негіздік қасиеті басым. Бұл қасиет топ ішінде жоғарыдан төмен қарай күшейе түседі.
Титан топшасы металдарының бетінде оксид қабаттары болатындықтан, оттекті қышқылдар металдарға әсер етпейді, тек беткі қабаты бүлінсе ғана тотығу реакциясы жүреді׃
3Ti + 4HNO3 + H2O = 3H2TiO3 + 4NO.
Ti + 4H2SO4 = Ti(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O
Титан топшасы металдары <<патша>> сұйығында оңай ериді׃
3Zr + 4HNO3 + 12HCl = 3ZrCl4 + 4NO + 8H2O
Титан. Титан қазіргі техникада маңызды орын алады, оның маңызы мыс, мырыш, қорғасындардан кем емес. Титанды көбінесе металлургияда арнаулы болат, құйма жасау үшін қолданады, мысалы, 0,1% Ti қосылса, ондай болат өте қатты, серпімді болады, одан рельс, вагондардың осін, дөңгелегін жасайды. Титан араласқан металдар өте маңызды конструкционды материал болады. Титанды құймалар өте жоғары температураға ұзақ уақыт шыдамды келеді. Титан карбидінің қаттылығы алмаздай.
Титан алюминийден сәл ауыр, бірақ одан үш есе берік. Титанның адам баласына келтіретін пайдасының келешегі мол.Титанның қосылыстарынан, оның диоксиді TiO2 ақ бояу ретінде (титан әгі), отқа берік зертханалық ыдыс жасауға қолданылады.
Цирконий. Қазіргі кезде цирконий да кең қолданылатын болды. Оның коррозияға төзімділігі және нейтрондарды сіңірмейтіндігі оны атомдық реакторлар (сүңгір қайықтарда) жасауға таптырмайтын материал етті. Цирконий құймаларға араластыруға да өте керекті бағалы зат , мысалы мыс, магний, алюминийге аздап болса да цирконий араластырса, олардың беріктігі, төзімділігі бірнеше есе өсумен қабат, негізгі қасиеттері - электр өткізгіштігі (Cu мен Al), жеңілдігі (Mg мен Al) кемімейді. Цирконийдің қосылыстарынан маңыздылары - ZrО2 отқа берік , ( Тб = 2700о С), химиялық әрекетке төзімді, сондықтан отқа берік бұйымдар, мысалы тигель, балқуы қиын шыны, глазурь, эмаль жасауға қолданылады.
Цирконий карбиды ZrС титанның карбиды сияқты, алмаз орнына қолданылады.
Гафний. Гафний оксиді де цирконийдің оксиді қолданылатын жерлерде қолданылады, сонымен бірге электрон шамдарына керекті құйма жасау үшін пайдаланылады.
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :

1. Титан топшасы элементтерін өндірісте алғанда жүретін процестер;
2. Титан топшасы элементтерінің бейметалдармен қосылыстары, қасиеттері;
3. Оксидтері,гидроксидтері, алу, қасиеттері;
4. Тұздары, қасиеттері, қолданылуы;
5. Комплекс қосылыстарының түзілуі теңдеулерін жазу керек.

Скандий топшасы металдары, жалпы сипаттамасы, қасиеттері, қосылыстары, қасиеттері, қолданылуы

Үшінші қосымша (III B) топтардағы металдарға - скандий, иттрий, лантан, актиний және лантаноидтар (Z=58-71) мен актиноидтар (Z=90-103) топтарындагы металдар жатады. Сонымен бұл топшада ең көп элементтер
бар - 32.
Қосымша ІІІВ топтары элементтерінен d - және f - элементтері басталады. Үлкен периодтардағы элементтердің электрондарын орналастырғанда, әрбір үлкен периодтың үшінші элементіне келгенде, оның сонғы электроны, сыртқы қабатқа емес, сырттан санағанда екінші ішкі қабаттағы d - қабатқа орналасады. Демек, скандий тобының металдарының d - қабатында бір электрон, титан тобының металдарында - екі электрон, ванадий тобының металдарында - үш электрон болады. Бұл электрондар - валенттік байланыс түзуге қатынасатын электрондар. Скандий және оның аналогтары әр қайсысы өз периодының бірінші d - элементі. Валенттілік электрондары (n-1)d1ns2, сондықтан тотығу дәрежелері +3. Активтіліктері жағынан тек сілтілік және сілтілік-жер металдарынан ғана төмен.
Кездесуі және қолданылуы. Бұл металдардың қосылыстары жиналыңқы түрде сирек кездеседі.Цирконий, гафний қосылыстарында кездеседі. Актиний уран кендерінде болады. Cкандийдің өзінің минералдары бар: ScPO4.2H2O -стереттит , Sc2Si2O7 - тортвейтит. 170-тей минералдар құрамында лантаноидтар кездеседі. Бұлардың өздері де, қосылыстары да болаттың арнайы сорттарын алуға, скандийдің кей қосылыстары (ферриттер) электроникада , лантан оксидтері оптикалық шыныларда, гадолиний, самарий, европий ядролық техникада, атомдық реакторларда, лантан және церий оксидтері катализатор ретінде, актиний, уран,плутоний, торий ядролық отын ретінде атомдық реакторларда қолданылады.
Алу. Скандий тобы элементтерін жеке алу өте қиын, себебі олар өздері кіретін кендердегі элементтермен өте ұқсас. Кендерді өңдеп болған соң олар көбінесе ЭҒ3 не ЭСІ3 күйінде болады, сосын олардың балқымаларын электролиздеп Sc, Y, La алынады. Сонымен бірге галогенидтерінен металтермиялық әдіспен алады. Физикалық және химиялық қасиеттері. Sc және Y - ақ-сұр металдар, La және Ac - жылтыр ақ металдар. Sc және Y- жеңіл, La - ауыр металл. Скандий және лантаноидтардың химиялық активтіктері сілтілік-жер металдар активтігіне жақын.Кернеу қатарында жоғары орналасқан. Скандийдің өзі суда ерімейді, себебі беті оксид қабатпен жабылған, ал скандий топшасы элементтері - суды бөлме температурасында , кейбіреулері қыздырғанда айырады:
2Э + 6Н2О = 2 Э(ОН)3 + 3Н2 ;
Сұйытылған қышқылдарда оңай ериді, тек НF , Н3РО4 қышқылдарында ерімейді, себебі ерімейтін фторидтер мен фосфаттар түзіледі :
2Э + 6НСІ = 2 ЭСІ3 + 3Н2 ;
Кей лантаноидтар сутекпен гидрид түзеді (LaH3):
2Э + 3Н2 = 2 ЭН3. Скандийдің және лантаноидтардың электртерістіктері жақын, 1,2-1,3 маңында, сондықтан көптеген бейметалдармен әрекеттеседі.
Оксидтерін металдарды ауада тотықтырып, гидроксидтерін , карбонаттарын, нитраттарын, оксалаттарын айырып алады.Скандий, иттрий оксидтері ақ түсті, балқуы қиын ұнтақтар, суда және қышқылдарда ерімейді, лантанның, актинийдің оксидтері суда ерімейді, бірақ қышқылдарда ериді.
Гидроксидтерін тұздарын сілтілерде ерітіп алады:
ЭСІ3 + 3 NaOH = Э (OH)3↓ + 3 NaCI. Гидроксидтері суда ерімейтін заттар, барлығының да негіздік қасиеттері бар, әрі ол қасиеттер топ бойынша төмен қарай күшейеді, яғни La(OH)3 күшті негіз. Sc3+, Ү3+, La3+ иондары түссіз.
Хлоридтері, нитраттары және ацетаттары оңай ериді, Sc --> La бағытында негіздік қасиет күшейетіндіктен гидролизденуі де сол бағытта кемиді.
Скандий тобының металдары қосымша топта болғанымен, галлий топшасына қарағанда типтік элементтерге (B, Al), әсіресе үш валентті қосылыстарында, ұқсасырақ.
Галогенидтерін элементтерді галогендермен не металдарды, оксидтерді, гидроксидтерді галогенсутек қышқалдарымен әрекеттестіріп алады. Фторидтері қиын балқитын, суда ерімейтін қосылыстар. Хлоридтер, бромидтер, иодидтер суда жақсы ериді, гидролизге түседі, оксогалогенидтер ЭОГ түзеді: LaCI3 + H2O <--> LaOCI + 2HCI, қасиеттері, қолданылуы;
Скандий топшасы сульфидтерін элементтерді өзара әрекеттестіріп, күкіртті сутек қышқылы мен тұздар ерітіндісін әрекеттестіріп алады:
Э + S = Э2S3 ; LaCI3 + H2S = La2S3 + 2HCI.
Оттекті қышқылдарының тұздары және комплекс қосылыстары. Скандий және лантаноидтардың нитраттары, сульфаттары, карбонаттары және фосфаттары бар: алғашқы екі тұздар суда жақсы ериді. Лантаноидтар нитраттарының ерігіштігі олардың реттік номерлері өскен сайын төмендейді де, сосын қайта өсе бастайды. Ең аз еритін нитрат Gd(NO3)3 . Cульфаттар ерігіштігі скандий топшасында жоғарыдан төмен қарай азаяды. Скандий, иттербий, лютеций тұздары гидролизге түседі, себебі олардың гидроксидтері амфотерлі.
Скандий және иттрий фторидті комплекс түзеді: K3[ЭF6]. Cонымен бірге сілтілік металдардың сульфаттарымен, нитраттарымен, карбонаттарымен қос тұздар түзеді: Me2SO4 ∙ Э2(SO4)3 .Лантаноидтар көбінесе қос тұздар түзеді.
Лантаноидтар негізінен +3 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстар түзеді, бірақ церийде +4, европийде +2 тотығу дәрежесіне сәйкес қосылыстары да бар.СеО2 оттегі мен металл әрекеттесуінен түзіледі, суда ерімейді, күшті тотықтырғыш: 2СеО2 + 8НСІ = 2СеСІ3 + CI2 + Н2О.
Церий сульфаты СеО2 ыстық концентрлі күкірт қышқылында ерітіліп алынады, ол суда жақсы ериді, гидролизге ұшырайды. Церийдің негіздік нитраттары мен карбонаттары бар, перхлораттары мен ацетаттары тұрақты.

Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :

1. Скандий тобы элементтерін өндірісте алғанда жүретін процестер;
2. Скандий тобы элементтерінің бейметалдармен қосылыстары;
3. Оксидтері,гидроксидтері, алу, қасиеттері ;
4. Тұздары, қасиеттері, гиролиз процесі;
5.Скандий тобы элементтерінің комплексті қосылыстары.
керек, бұл элементтер өте сұйық азот қышқылындағы азоттың тотығу дәрежесін ең төменгі мәніне дейін жеткізеді. Бұл реакциялар теңдеулерін ионды-молекулалық және молекулалық түрде жазу керек.

II B топша элементтері Табиғатта кездесуі, алу .Элементтердің химиялық қасиеттері, қолданылуы. Қосылыстары, алу, қасиеттері . Комплекс қосылыстары, алу, қасиеттері

Екінші топтың қосымша топшасының элементтері Zn, Cd, Hg, олардың атомдарының электрондық конфигурациясы (n-1)d10 ns2, d-элементтерді аяқтайды, сондықтан олар басқа d-элементтерден өзгеше және тотығу дәрежелері +2 болады. Олар өзара толық электрондық аналогтар.
Сынаптың қасиетіне лантаноидты сығылу әсер етеді, сондықтан ол [Hg2]2+ радикалын түзеді,онда сынап атомдары өзара ковалентті байланыспен байланысқан - Hg - Hg - . Cынаптың бұл жағдайда тотығу дәрежесін +1 деп санайды.
Жер қыртысында Zn 8,3. 10-3%; Cd~1,3. 10-5%; Hg~ 8,3∙10-6%. Сынап бос күйінде де кездеседі. Көбінесе сульфид ретінде: ZnS - сфалерит ; ZnCO3 - галмей ; CdS - гринокит ; Zn+Cd - көбінесе бірге болады. HgS - киноварь, сульфидтер жылтыр болғандықтан оларды алдамыштар деп те атайды.
r 0,139нм 0,156нм 0,160 нм
Е0Э2+/Э, в: -0,763 -0,403 +0,854
Тб0C 420 321,3 -38,7

Алу. Пирометаллургияда: Мырыш пен кадмийдің сульфидті кендерін жағып, ары қарай карботермия әдісімен металдарды бөліп алады: ZnS(CdS)+O2-->ZnO(CdO)+SO2
оксидтерді көмірмен, көмір(ІІ) оксидімен тотықсыздандырады: ЭО+СО(С)--> Zn (Cd) + СО(СО2) - карботермия ;
Гидрометаллургияда оксидтерін сульфаттарға айналдырып, ерітінділерін электролиздеп, алады:
ZnO+H2SO4-->ZnSO4+H2O CdO+H2SO4-->CdSO4+H2O ; CdSO4(ZnSO4 ) электролиз --> Zn (Cd), Н2 - катодта + О2-анодта бөлінеді. Сынап оксиді тұрақсыз болғандықтан, 4000С ол айрылады:
HgS +O2 --> Hg + SO2 . Физикалық және химиялық қасиеттері: Cd , Zn - жұмсақ металлдар, Hg-сұйық металл, буы өте улы, сондықтан оны жабық ыдыста сақтайды, егер төгілсе, тез жинап алу керек. Кадмийдің тұздары да улы. Кадмий мен мырыш ақ жылтыр металдар, бірақ ылғал жерде оксид қабатымен жабылады. Бұл топта металдар активтігі атомдық массалары өскен сайын төмендейді. Cd , Zn кернеу қатарында сутегіге дейін орналасқан, сондықтан сұйытылған қышқылдармен әрекеттеседі:
Э + НСІ(H2SO4) -->ЭSO4 (ЭСІ2) + H2.
Кадмий мен мырыш, сынаптың оксидтері мен сульфидтері элементтер өзара әрекеттесу нәтижесінде түзіледі:
Э: Cd , Zn +О2 (S)--> CdS, ZnS, ЭO. Hg +S--> HgS;
ZnО- амфотерлі; CdO, HgО- негіздік оксидтер.
Активті металдар болғандықтан Cd , Zn суда ериді, бірақ гидроксидтері ерімейтіндіктен металдардың еруі тоқтайды: Zn(ОH)2↓ pEK 11; Zn(ОH)2 - амфотерлі, Cd(OH)2 pEK 14; Hg(ОH)2 pEK 16 ерігіштік көбейтіндінділерінің көрсеткіштері ; бұл гидроксидтер тұрақсыз: Э(ОH)2 --> ЭO + H2О. Zn(ОH)2↓+2NaOH-->Na2[Zn(OH)4] - амфотерлі болғандықтан.
Zn + 2NaOH-->Na2[Zn(OH)4] + H2 . ZnO+Na2CO3-->балқытып Na2ZnO2+CO2 .
Cd , Zn металдарымен күкірт қышқылы концентрациясына байланысты әрекеттеседі, қыздырған кезде SO2 , S және H2S-ке дейін тотықсызданады:
Э + 2H2SO4 -->ЭSO4 +2H2О +SO2
3Э +4H2SO4 -->3ЭSO4 +4H2О +S
4Э +5H2SO4 -->4ЭSO4 +4H2О +H2S
Азот қышқылының сұйытылған ерітіндісінде Cd , Zn еріп, оны аммиакқа (аммоний тұзына) дейін тотықсыздандырады:
4Э + 10HNO3 = 4Э(NO3)2 + NН4 NO3 + 3H2O;
Сынаппен реакция былай жүреді:
6Hg + 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Концентрлі азот қышқылымен Cd , Zn әрекеттескенде, азот қышқылының концентрациясына байланысты N2O, NO, ал сынаппен концентрлі азот қышқылы әрекеттескенде NO2 , ал сұйытылған азот қышқылынан NO түзіледі:
Hg + 4HNO3 = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Cd , Zn: галогендермен әрекеткескенде ЭГ2- түссіз (хлоридтері, бромидтері, иодидтері) түзіледі, олар кристалды заттар, суда ериді, гидролизге түседі.Олар элементтер өзара әсерлескенде түзіледі. Фторидтер аз ериді. Сынап галогенидтері: HgСІ2 - сулема (улы зат!), Hg2СІ2 - каломель. Сынаптың (I) қосылыстары жағдайға байланысты тотықтырғыш және тотықсыздандырғыш болады: Hg2СІ2+СІ2 = 2HgСІ2
Hg2СІ2+SnСІ2 = 2HgСІ2+ SnCI4. Сынаптың (IІ) қосылыстары тотықтырғыш болады:
HgСІ2+SnСІ2 = Hg + SnCI4.
Бұл элементтер күкіртпен әрекеттесіп не еритін тұздары сульфидтермен әрекеттесіп сульфидтер түзеді: (Cd2+)Zn2+ +S2---> ZnS , CdS. Сынап сульфиді оңай түзіледі. ZnS pEK 24; CdS pEK 27, сондықтан мырыш сульфиді тұз қышқылында ериді, кадмий сульфиді - ерімейді, ал HgS тек азот қышқылында ериді. 3HgS +8HNO3=3Hg(NO3)2+2NO+ 3S + 4H2O.
Э(NO3)2, ЭSO4 суда жақсы ериді, гидролизге ұшырайды. ЭCO3 тек CdCO3, ZnCO3 белгілі , суда ерімейді. HgCO3 белгісіз.
Мырыш және оның аналогтары комплексті қосылыстар түзгіш:
2KI + Hg(NO3)2 = ↓HgI2 + 2KNO3
2KI + ↓HgI2 = K2[HgI4].
Комплекс қосылыстары: [Zn(OH)4]2- pK тз 15,5; [Zn(NH3)4]2+ pKтз 9,46; [Cd(NH3)4]2+ pK тз 7,12 ; [Hg(NH3)4]2+ pKтз 19,28 .
Бұл элементтерге тән комплексті қосылыстардың тұрақтылығы артады.
Қолданылуы: Zn 40% темірді жабуға , Cd атом реакторларында нейтрон ұстауға, Cd-сілтілік аккумуляторда, ZnO - ақ болғандықтан, бояу ретінде қолданылады. CdS, ZnS, ZnSe, HgSe (ZnTe, HgTe) - жартылай өткізгіштер, люминофорлар, шамда қолданылады. Мырыш гальваникалық элементтерде анод ретінде, кадмий сілтілік аккумуляторларда, сынап химиялық және фармацевтикалық өндірісте, күндізгі жарық шамдарын жасауға, алтынды бейметалдар қоспасынан бөлуге қолданады.
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1. ІІВ топша элементтерін алу, қолданылуы;
2. d - металдарына неге көп тотығу дәрежелері сәйкес келеді?
3. ІІВ металдары гидроксидтерінің қышқыл-негіздік қасиеттері;
4. ІІВ металдарына сәйкес комплекс қосылыстар, қасиеттері;
5.ІІА және ІІВ элементтерін салыстырып, ұқсастықтары мен айырмашылықтарын көрсету керек.

I B топша элементтері. Жалпы сипаттамасы, электрондық формулалары. Тотығу дәрежелеріне байланысты қосылыстары. Комплексті қосылыстары, алу, қасиеттері

Бірінші топтың қосымша топша элементтері Cu, Ag, Au. Осы элементтердің химиялық активтіктерінің төмендігінің 2 себебі бар:
а. (n-1) d-қабатқа бір s-электронның өтуі және Au(n-2)f 14 қабатының болуы: Cu IV периодта, электрондық конфигурациясы 3d94s2 болуы керек, ол 3d104s1 ; Ag V периодта - 4d95s2 болуы керек, ол 4d105s1 ; Au VI периодта - 5d96s2 болуы керек, ол 5d106s1 ;
б. I A топ элементтеріне қарағанда радиустары өте кішкене:
0,236 rк > rCu0,128 нм; 0,248rRb > rAg0,144 нм; 0,267rCs > rAu0,144 нм. IB топша элементтері +1,+2, +3 тотығу дәрежелерін көрсетеді, топ номерінен жоғары ; Cu+2; Ag+1; Au+3 сәйкес қосылыстары көп және тұрақты. Бұл элементтер комплекс қосылыс түзуге өте бейімді. Ag - ақ сұр түсті , жылтыр. Cu - қызыл, Au - сары. Кездесу. Жер қыртысындағы бұл металдардың массалық үлестері: 3.10-3 % - Cu; 6.10-6 % - Ag; 4.10-7 % - Au . Негізгі минералдары: Cu2S - мыс жылтыры, CuFeS2 - мыс колчеданы ; Cu2O - куприт; (CuOH)2CO3 - малахит. Ag2S -аргентит ; Ag2S - полиметалл кендерінде кездеседі; AuTe2 - кавалерит, бұл металдар бос күйінде де кездеседі.
Алу: Пирометаллургия: Cu2S+2O2-->2CuO+SO2
2SO2+O2 <--> 2SO3 - Өндірістен шыққан күкіртті газды күкірт қышқылына айналдырады. SO3+H2O --> H2SO4 , пирометаллургия нәтижесінде түзілген мыс оксиді күкірт қышқылымен әрекеттесіп, мыс сульфатын түзеді:
CuO + H2SO4 --> CuSO4 + H2O , бұл тұз ерітіндісінен гидрометаллургия (сулы тұз ерітіндісінің электролизі) арқылы мыс алынады. 2CuSO4(ерітінді)--> электролиз Cu0 + O2 + H2SO4 , қалдықсыз технология.
Қалған қалдықтардан (шлам) бағалы металдарды Ag, Au, Te, Se, т.б. алады. Ag, Au алу:1. полиметалл кендері құрамындағы алтын мен күмісті натрий не калий цианиді ерітіндісімен өңдейді :
Ag, Au + 2NaCN -->ауа Na[Ag(CN)2] , Na[Au(CN)2] ерітіндіге айналады, содан соң мырышпен ығыстырады :
2Na[Au(CN)2] + Zn --> Na2[Zn(CN)4] + 2Au - цементация деп аталады.
2. Алтын мен күмісті сынаппен өңдеп, амальгама алады да , сосын сынапты ұшырады. Металдардың Hg еруі - амальгама түзіледі: Ag|Hg--> t0 Hg +Ag.
Қасиеттері: Cu Ag Au
Е0Э1/Э, в: 0,521 0, 799 1, 691
Е0Э2+/Э, в: 0, 337 - -
Е0Э3+/Э, в: - - 1, 50
Потенциалдың плюс мәні көп болған сайын тотықтырғыш ретінде күштірек. Бұл металдардың Тб ~1000 0С маңайында . Электр өткізгіштіктері өте жоғары. Ауада: Cu , Ag түсі өзгереді, себебі ауадағы күкіртпен қосылып, сульфид қабатымен жабылады: Ag2S қара , СuS.
Қосылыстары: Оксидтері: Э2O, ЭO, Э2O3 : Cu2O; Ag2O; Au2O, тек мыс(ІІ), күміс(І), алтын(ІІІ) оксидтері тұрақты.
2Cu+O2--> t0 Cu2O не мыс(І) пен алтын(І) оксидтерін гидроксидтерін айырып: 2 ЭOH --> t0 Cu2O, Au2O + H2O алады; ал AgOH тұрақтырақ, сондықтан ол болады және негіздік қасиет көрсетеді , CuOH, AuOH болмайды . CuO, Au2O3 тұрақты , оларды былай алады:
2Cu+O2-->2CuO; 2Au(OH)3--> t0 Au2O3+3H2O . Бұл элементтердің гидроксидтерін еритін тұздарына сілті қосып алады: CuCl2+2NaOH-->Cu(OH)2↓+2NaCl ; AuCl3+3NaOH-->Au(OH)3↓+3NaCl
Cu(OH)2 және Au(OH)3 амфотерлі , сондықтан олар еріп, комплексті қосылыстар береді: Cu(OH)2 ↓+ 2NaOH --> Na2[Cu(OH)4] Au(OH)3↓+ NaOH = Na[Au(OH)4] . Cu2O3 тұрақсыз , оны былай алады: 2CuSO4 + 2NaOH + H2O2 --> Cu2O3 қызыл түсті + Na2SO4 + H2SO4 + H2O
Cu2O3 - күшті тотықтырғыш. Cu2O3 -->t Сu2O+O2
Cu2O3 + 6HCl -->Cl2 + 2CuCl2 + 3H2O
тотығу дәрежесі +1 тұрақты қосылысты тек Ag+ береді, Ag2O аммиак ерітіндісінде еріп, комплексті қосылыс түзеді: Ag2O + 4NH3 + 2H2O = 2 [Ag(NH3)2](OH).
Тұздары: Галагонидтері: Ag Г↓ белгілі: AgCl ЕК=10-10; AgBr ЕК =10-13;
AgI ЕК =10-16 ; Күмістің хлориді мен бромиді аммиакаттар түзеді: AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2] СІ. Ал күміс иодиді аммиакта ерімейді, себебі күміс иодидінің ерігіштік көбейтіндісі комплекс қосылыстың тұрақсыздық константасынан аз, AgI тек КІ артық мөлшерінде еріп, комплексті қосылыс түзеді: AgI + КІ = K[AgI2]. AgГ натрий тиосульфатында жақсы ериді, сондықтан оны фотоөндірісінде айрылмаған AgГ ерітуге қолданады: AgГ + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaГ. Мыс(І) галогенидтерінен CuСI белгілі, суда ерімейді, ауада тотығады: 4CuСI + О2 + 4НСІ --> 4CuCl2 + 2H2O. CuСI диспропорциялану реакциясы тән: 2CuСI --> CuCl2 + Cu , аммиакта ериді: CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2] СІ . НСІ да еріп комплексті тұз түзеді: CuCl + HСІ = Н[CuСІ2] .
+2 тотығу дәрежесі тұрақты Cu2+ галогенидтері бар, бірақ CuI2 жоқ , тез айрылады. Хлориді мен бромиді суда жақсы ериді, гидролизге ұшырайды,
фториді суда ерімейді. +3 тотығу дәрежесі тұрақты Au3+ барлық галогенидтері бар, бірақ қыздырғанда AuГ3--> t0 AuГ+Г2 айрылады ;
AuСІ3 суда жақсы ериді, қышқыл түзіледі: AuСІ3 + Н2О = Н2[АuСІ3О], ол тұз қышқылымен әрекеттесіп, алтынхлорлысутек қышқылын түзеді:
Н2[АuСІ3О] + НСІ = Н[АuСІ4] + Н2О.
Бұл қышқылдың тұзын Na[АuСІ4] ∙ Н2О <<алтын тұз>> деп атайды.
Сульфидтері: Екі элементтің қосылуынан алады Cu + S --> Cu2S(CuS), бұл қосылыстар табиғатта да бар. Ag2S, Ag2Se, Ag2Te түзеді, бұл қосылыстарды еритін тұздарына сульфидтер,селенидтер, теллуридтер қосып алады. Комплекс қосылыстар: ІВ топша элементтері комплексті қосылыстарды оңай түзеді және олар негізінен суда жақсы ериді. Цианидті комплекстері тұрақтырақ: [Ag(CN)2]- ,pK=21,1; [Ag(CN)2]- <--> Ag++2CN- ;
Kтз = [Ag+][CN-]2/[Ag(CN)2]- = 910-22
pK = -lgK = - lg910-22 = 22- lg9 = 21,1; [Cu(CN)2]- , pK=16,0 ; [Au+(CN)2]- , pK=38,3 [Au3+(CN)4]- , pK=56,0; Cu - Ag - Au қатары бойынша комплекстерінің --> тұрақтылығы артады, массасы өскен сайын. Алтын мен күмістің цианидті комплекстері негізінен өндірісте оларды алу үшін қолданылады. [Ag(S2O3)2]3- күміс комплекстерінің ішіндегі маңыздысы , фотоматериалдарды бекіту үшін қолданылады. AgBr+2Na2S2O3=Na3[Ag(S2O3)2]+NaBr Аммиакаттары тұрақты:
[Ag(NH3)] + pK=3,2 ; [Ag(NH3)2]+ pK=7,0; [Cu(NH3)4]2+ pK=12,7;
[Cu(NH3)6]2+ pK=16,4; лиганда саны артқан сайын , тұрақтылығы артады. Алтын <<патша арағында>> ериді де комплексті қышқыл түзеді:
Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + H2O; Қолданылуы: 50%-тен астам мыс электр сымын және кабель дайындауға; балқымасы - жез Cu+Zn; қола (Cu+Sn, не Cu+Be, Cu+Sn); мельхиор Cu+Ni (20%); константан Cu+40% Ni . Мыс балқымалары коррозияға төзімді; қазіргі <<күміс>> тиын ақшалар Cu+Ni қоспасы; көптеген тұздары бояу ретінде қолданылады. Мыс микроэлемент. Күміс пен алтыннан зергерлік бұйымдар жасайды; химиялық өндірісте күмістен зертханалық құралдар жасайды; күмістің галогенидтері фотоөндірісінде, күміс медицинада, электротехникада, электроникада қолданылады. Алтын электротехникада, электроникада , дәрі-дәрмек жасауға қолданылады. Алтын - ақша жүйесінің негізі.

Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :

1. Табиғатта кездесетін қосылыстары, алу;
2. Оксидтері, гидроксидтері, алу, қасиеттері, ерекшеліктері ;
3. Комплексті қосылыстары, қасиеттері, алу, қолданылуы;
4. Элементтердің және қосылыстарының қолданылуы;
5. ІА және ІВ топша элементтерінің ұқсастықтары мен айырмашылығы.

Алюминий , алу, қасиеттері, қолданылуы. Алюминийдің физикалық және химиялық қасиеттері. Оксидтері, гидроксидтері, амфотерлі қасиеттері

Периодтық жүйенің ІІІА топшасы р-элементтері бор, алюминий, галлий, индий, таллий. Атомдардың сыртқы электрондық қабатшаларының құрылысы ns2p1 (қозбаған күйінде) және ns1p1xp1y (қозған күйде).
Бор мен алюминий үшін тотығу дәрежесі +3, ал галлий мен индий көп қосылыстарында +3 тотығу дәрежесін көрсетсе, таллийге көбіне +1тотығу дәрежесі тән.
Кездесуі: Жер қыртысындағы алюминийдің массалық үлес 8,13%. KAl(SO4)22Al(OH)3 - алунит ; Na3AlF6 - криолит ; Mg[Al2O4]- шпинель; α-Al2O3 - корунд ; Al2O3 - лейкосапфир-түссіз, сапфир-көгілдір, рубин-қызыл, топаз- сары. Al2O3 ∙nH2O-боксит (қоспа Si, Fe, Ti) ~50% таза Al2O3 . Al2O3 - глинозем, корунд. Жер қыртысындағы (масс.үлес,%): бор - 3∙10-4; галлий - 1,5∙10-3; индий - 1,0∙10-5; таллий - 3∙10-4 .
Алу: Борды магнийтермиялық әдіспен және бор галогенидтерін сутегімен тотықсыздандырып (13000C) алады:
B2O3 + 3Mg = 3MgO + 3B; 2BBr3 + 3H2 = 6HBr + 2B.
Алюминийді глиноземнің криолиттегі балқымасын электролиздеп алады:
Al2O3 - глинозем, Тб~20000С , сондықтан криолит қосып, балқу температурасын төмендетеді(9600С- қа дейін). Al2O3 --> эл-з AlO2-+AlO+ K(-) --> темірден жасалады , катодтағы процесс: 3AlO++3e--->Al+Al2O3 ;
A(+) - көмір (графит) 2AlO2- - 2e--->Al2O3 + О - анодтағы процесс, бөлінген атомдық оттегі графит электродын тез бүлдіреді, себебі ол жанады. Физикалық және химиялық қасиеттері :Au, Ag, Cu, Al - электр өткізгіштік бойынша металдар осылай орналасады, АІ - парамагнитті, Al беті 5-10 нм қалындықты Al2O3 - пен жабылады. Al ...3s23p1 . Амфотерлі металл, қышқылдармен де, сілтілермен де әрекеттеседі. Al+H+, OH---> АІ3+ -тұзы; Al+S--> t0 сульфид, Al+N2--> t0 нитрид ; Al+Г2 --> галогенидтер, тек J2 -пен Al+J2 --> (кат-р) катализатор қатысында әрекеттеседі. Al+H2 --> гидрид ; Al+H2O--> жүрмейді, себебі жұқа Al2O3 қабаты болады. Al+H2SO4 конц., HNO3 конц. --> пассивтеледі, яғни әрекеттеспейді. Al2O3 тоқ өткізбейді, диэлектрик ; Сілті ерітіндісінде: AlCl3+3OH--->Al(OH)3↓+3Cl- , сілтінің артық мөлшерінде алюминий гидроксиді ериді: Al(OH)3↓+OH--->[Al(OH)4]- Алюминий гидроксиді амфотерлі, өзін қышқыл және негіз ретінде көрсетеді: Al3++3OH-<--> Al(OH)3-->3H++AlO33- Орта H3AlO3 және HAlO2 мета алюминат тұздарын түзеді. Al2O3 + K2CO3 -->t0 2KAlO2 (шпинель) + CO2↑ 2Al(OH)3--> t0 3H2O+ Al2O3 су ұшқан соң, алюмогель түзіледі. AlF3 - қалған AlГ3 өзгеше, себебі фтордың электртерістігі жоғары ЭТF ~4,0, соңдықтан иондық байланысы жоғары. AlF3 - суда ерімейді. Al+Г2 --> галогенидтер, Al+S--> сульфид тек құрғақ күйде ғана болады, Al+N2(ауа)--> t0 нитрид, Al+NH3--> t0 нитрид + Н2 ; Al2O3+N2+C--> t0 AlN+CO; Al+C--> t0 Al4C3 - карбид; Карбид суда еріп, гидролизге ұшырайды: Al4C3+ 12H2O--> 4Al(OH)3+3CH4 Тұздары: кристаллогидраттар - Al2(SO4)318 H2O; қос тұз: Me2SO4Al2(SO4)324 H2O; не Ме[Al(SO4)2].12H2O ашудас Na3[AlF6] - криолит; Li[AlH4] алюмогидрид: AlCl3+4LiH-->эфир Li[AlH4]+3LiCl . Қолданылуы: Aлюмотермия әдісі арқылы көптеген металдарды алады , ρ(Al)=2,7 г/см3,жеңіл, электр өткізгіштігі жоғары металл, сондықтан электр сымы үшін қолданылады, ыдыс жасайды. Болат, шойыннан кейін алюминий балқымасы 2-орында қолданылуы бойынша, жеңіл болғандықтан ракета, авиақұрылысында автовагон құрлысында қолданылады. Al2O3 - алюмогель - сорбент.
Бор - жартылай өткізгіш, өте қатты зат. Галлий, индий, таллий - жұмсақ металдар. Галлийдің балқу температурасы - 290С. Бордан таллийге қарай металдық қасиет артады. Ga3+, In3+, Tl3+ иондары Al3+ ионына электрондық аналог емес, сондықтан химиялық қасиеттері ұқсас емес. Бор көптеген d-металдарымен боридтер түзеді, олар химиялық тұрақты, термотұрақты, қатты заттар, сондықтан практикада көп қолданылады.
Оксидтері және гидроксидтері: Э2О3 - тен тек бор оксиді суда ериді, ал галлий, индий, таллий оксидтері ерімейді. Н3ВО3 - әлсіз, суда еритін қышқыл. Галлийдің, индийдің, таллийдің гидроксидтері суда еримейді, тек TlOH суда ериді. Олар қышқылдармен әрекеттесіп, тұздар түзеді. Ортабор қышқылын натрий тетрабораты мен күкірт қышқылын әрекеттестіріп алады:
Na2B4O7∙10H2O + H2SO4 = 4 Н3ВО3 + Na2SO4 + 5H2O
Сульфидтер. Суда бор мен галлийдің сульфидтері ериді, гидролизге ұшырайды: B2S3 + H2O <--> Н3ВО3 + 3H2S; Галогенидтері : BF3 - газ; ВСІ3 және ВBr3 - сұйық, ВІ3 - қатты зат. Гидролизге ұшырайды: ВГ3 + 3H2O <--> В(ОН)3 + 3НГ.
Қолданылуы. Индий айна жасауға қолданылады; таллийдің қалайы мен қорғасын қатысқан құймасы қышқылдарға өте берік,сондықтан қышқылдарды сақтайтын ыдыстар жасайды. Таллий (І) оксиді оптикалық құралдар жасауға, галлий, индий, таллий медицинада қолданылады.

Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :

1.Алюминийді өндірісте алғанда жүретін электролиз процесі;
2.Алюминийдің металл еместермен қосылыстары;
3.Алюминийдің оксидтері,гидроксидтері, қасиеттері;
4.Алюминийдің тұздары, қасиеттері, қолданылуы;
5.Бор, галлий, таллий, индий қосылыстары, қасиеттері;
6.Бор, галлий, таллий, индий металдарын алу, қасиеттері.

Дәрістер 27-30. Бейметалдардың жалпы қасиеттері:

IV A топша элементтері. Көміртегі. Кремний. Элементтердің жалпы сипеттамалары. Көміртегі, оксидтері,
алу, қасиеттері . Кремний, оксидтері, қышқылдары,қасиеттері

IVA топта 2 типті элементтер С, Si ; Ge- тобы элементтері (Ge, Sn, Pb) және IVВ тобында Ti-тобы элементтері(Ti, Zr, Hf-гафний) орналасқан. Бұл топ элементтері маңыздылығы бойынша ең жоғары, яғни С - органикалық химия негізі, органогенді элемент, барлық тірі ағза негізі. Si - бейорганикалық химия негізі және барлық жансыз табиғат негізі. Ti - және оның құймалары - авиа-, космос зымырандарын, кемелер жасауда қолданады. Ge, Si- жартылай өткізгіш, компьютер, микропроцессорлар негізі. Э4-<-- 4е + Э0 - 4е---> Э4+
(4+,3+,2+,1+) және (-1,-2,-3,-4) яғни 1,2,3,4 электрон қосуға, алуға болады.
6C ) 2 )4 ...2s22p2 р-ұяшықта 2 дара электрон және бір бос ұяшық болғандықтан, 3 ковалентті байланыс түзіледі: алмасу механизмі және донорлы-акцепторлы механизмдер бойынша. Молекулалық орбиталдар теориясы бойынша СО молекуласындағы байланыстарды көрсетсек, онда 3 байланыс болады, осы үшеуі де ковалентті байланыс. Ал 2s[2] электрон СО мен металл карбонилдері түзілгенде қолданылады [Fe(CO)5]0
Fe ... 3d[6]4s[2]4p - акцептор; :СО - донор.
6C ) 2 )4 ...2s22p2 sp3 - гибридтелу болады, яғни бір электрон р-орбитальға промотирленеді, өтеді , сонда көміртегі атомы максимал IV валенттілікті көрсетеді.
1H )1 1s1. Сутегі мен көміртегі атомдарында валенттілік электрондары мен орбиталдары бірдей. Соңдықтан осы 2 элемент басқа элементтермен және өзара ең көп қосылыс береді.
Кездесу. Тірі ағзаның айрылуы нәтижесінде көмір, торф, мұңай, табиғи газ түзілген. МеСО3 - CaCO3 - мәрмәр, ізбес, бор; MgCO3 - магнезит MgCO3CaCO3 - доломит ; FeCO3 - сидерит. Көміртек диоксиді атмосферада 600 млн. тоннаға жуық кездеседі, табиғи суларда еріген түрде болады.
Қасиеттері : С: карбин; алмаз ; графит - аллотропиялық түр өзгерістері . Алмаз - қиын балқиды, қатты, электр және жылуды жаман өткізеді, химиялық инертті; графит - жұмсақ, электр, жылуды жақсы өткізеді, инертті. С(көмір, кокс, күл + О2(ауа) --> СО2 тез жанады. Фтормен қалыпты жағдайда әрекеттеседі: С+2F2-->CF4 , қалған галогендермен көміртек тікелей әрекеттеспейді; Жоғары температурада ол басқа бейметалдармен әрекеттеседі: C+S,N2-->t0 CS2 - күкіртті көміртек; C2N2 - циан түзеді. 2С + 2Н2 -->t0 С2Н4; C+2H2-->t0CH4 .
Алюминий және кальций көміртекпен карбидтер түзеді: Al4C3 , CaC2. Олардың гидролизі нәтижесінде метан және ацетилен түзіледі.
Қосылыстары: Көміртегі бірнеше оксид түзеді. CO; CO2; C3O2 ; CO2 - ауада, органикалық заттар тотыққанда, тірі организм демалғанда, ашуда, отын жанғанда, вулкандардан пайда болады, минералды суларда болады. CO2 - ні суытса, <<құрғақ мұз>> түзіледі, қатты қар сияқты. CO2 жануды қолдамайды, бірақ оттегіге тартылғыштығы жоғары элементтер көміртек оксиді құрамындағы оттегін тартады, мысалы, магнийді алдымен ауада жағып, CO2 - ге еңгізсе, Mg ары қарай жана береді 2Mg + CO2 --> 2MgO + C.
Өнеркәсіпте оны табиғи карбонаттарды күйдіру арқылы алады: СаСО3 --> СаO + CО2.
Зертхана жағдайында алу: СаСО3 + 2НСІ --> СаСІ2 + CО2 + H2O;
Көміртегі диоксиді полюссіз болғандықтан суда жаман ериді:
CО2 + H2O <--> H2СO3. Көмір қышқылы әлсіз қышқыл, екі негізді К1 = 4,5∙10-7 және К2 = 4,7∙10-11 сондықтан оның карбонаттары және гидрокарбонаттары болады. Көміртегі диоксиді қышқылдық оксид болғандықтан сілтілерде ериді: CO2 + 2 NaOH = Na2CO3; CO2 + NaOH = NaHCO3. Сілтілік металдар және аммоий карбонаттары суда жақсы ериді, гидролизге ұшырайды. Карбонаттардың термиялық тұрақтылығы металдың табиғатына тәуелді: неғұрлым металдың активтігі жоғары болса, соғұрлым карбонаттың тұрақтылығы жоғары. Гидрокарбонаттардың термиялық тұрақтылығы төмен.
Күшті қышқылдар карбонаттардан, гидрокарбонаттардан көмір қышқылын ығыстырып шығарады: СаСО3 + 2НСІ --> СаСІ2 + CО2 + H2O; Са(НСО3)2 + 2НСІ --> СаСІ2 + 2CО2 +2 H2O
CO - түссіз, улы газ, суда нашар ериді.
Зертхана жағдайында алу: Құмырсқа қышқылын күкірт қышқылы қатысында 1000С температурада қыздыру арқылы алады:
1.HCOOH -->H2SO4 конц. CO+ H2O, бірақ ол құмырсқа қышқылының ангидриді емес, себебі көміртегінің тотығу дәрежелері сәйкес болса да, валенттіліктері сәйкес емес: оксидте ол үш валентті, қышқылда - төрт валентті;
H2SO4 конц. суды тарту үшін қолданады.
2.Егер қымыз қышқылын концентрлі күкірт қышқылымен сусыздандырса, көміртек оксидтерінің қоспасы түзіледі:
H2С2O4 -->H2SO4 конц. CO2 + CO+ H2O; Көміртек (ІІ) оксидін диоксидтен (не керісінше) тазарту үшін оксидтер қоспасын барий гидроксиді ерітіндісінен өткізеді: CO2 + CO + Ba(OH)2 --> BaCO3↓ CO мен N2 ұқсас молекулалар - изоэлектрондар. М(СО) - 28г/моль;
М(N2) -28г/моль . Екі молекулада да 3 байланыс бар, молекулярлық орбитальдар теориясы арқылы бұл байланыстарды көрсетуге болады. CO - тұз түзбейтін оксид, оған тотығу, тотықсыздану және қосылу реакциялары тән . CO молекуласында оттегінде де, көміртегінде де электрон жұбы бар, соңдықтан оған қосылу реакциясы тән. Бөлме температурасында бағалы металдарды тотықсыздандырады:
PdCl2 + CO + H2O --> Pd + CO2 + 2HCl; ал температураны көтерсе, оның активтігі артады, оттек, хлор, күкіртпен әрекеттеседі. 2CO+O2=CO2 ;
CO + Cl2 --> COCl2 (фосген) , улы, I дүние жүзілік соғысында қолданылды.
CO + S --> COS (көміртегі тиооксиді). Көптеген металл оксидтерінен металл алу үшін (пирометаллургия) Fe, Co, Ni, Cu, Ag, Mn, Mo, т.б. қолданылады:
FeO + CO --> CO2 + 2Fe; 2CO + 2H02 = 300 CH4 + CO2, диспропорциялану реакциясы. CO+H02 --> CH3OH, бұл реакцияда СО тотықтырғыш қасиет көрсетеді. CO + NaOH --> HCOONa - қосылу реакциясы;
Көміртектің басқа бейметалдармен түзетін қосылыстары:
Зертханалық жағдайында: Al4C3+12H2O-->4Al(OH)3↓+3CH4 алынады,
C+2S -->t0 CS2 - күкіртті көміртек, улы, еріткіш ретінде қолданылады. Оттегімен әрекеттесіп, көміртек және күкірт диоксидтерін түзеді:
CS2 +3O20-->CO2+2SO2, суда жоғары температурада гидролизге ұшырайды: CS2+2H2O -->150 CO2+2H2S; Электр доға температурасында көміртек азотпен тікелей қосылып, түссіз, улы газ түзеді: 2C + N2 --> (CN2) - циан , егер сутегі қатысында жүрсе: 2C+N2+H2 -->2HCN - циан қышқылы алынады. Түссіз,өте ұшқыш, өткір иісті, өте улы сұйық, тиген жерін көгертіп жібереді. Қышқылдық қасиеті нашар - әлсіз қышқыл. Сондықтан ол көгерткіш қышқыл деп те аталады. Оны алу үшін мына реакциаларды да пайдаланады:
2CH4+2NH3+3O2-->2HCN+6H2O және 2KCN + H2SO4 2HCN + K2 SO4
Тұздары цианидтер деп аталады, олар улы. Натрий және калий цианидтеры алтын мен күмісті еріте алатындықтан, оларды алуға қолданылады. Цианидті калий ерітіндісін күкіртпен араластырып, роданид КCN+S --> KCNS алады.
H-S-CN<-->H-N=C=S таутамерлі екі түрі, радонды сутек қышқылы, аммоний және калий тұздары жиі қолданылады. HSCN<-->HNCS; C+Si-->SiC-кремний карбиді, карборунд алмаз сияқты қатты, қиын балқиды, муфель пештерін жасайды. Галогенидтермен әрекеттесіп, тетрагалогенидтер түзеді:
С + 2Г2 --> СГ4 не метанды, не күкіртті көміртекті хлорлау арқылы алады:
CH4 + 4Cl2 = CCl4 + 4HCl; CS2 + 2Cl2 = CCl4 + 2S.
Көміртектің тетрабромиді мен тетраиодидін ССІ4 пен алюминий галогениді арасындағы алмасу реакциялары арқылы алады:
3CCl4 + 4AIBr3 = 3CBr4 + 4AICI3.
Қолданылуы: Алмаз қаттылығына байланысты кесуге, бұрғылауға қажетті құралдар жасауға, өңделген алмаз бриллиант ретінде қолданылады. Графит электродтар, тигельдер жасауға қолданылады.
Көміртек диоксиді соды, карбамид өндірісінде, тамақ өндірісінде, өрт сөндіру құралдарында қолданылады.
Көміртек тетрахлориді және күкірткөміртек еріткіш заттар; Цианидтер кендерден алтын және күміс алуға, гальванотехникада электролиттер құраушысы ретінде, металдарды электролиттік жолмен жалатуға қолданылады.
Карбамид азотты тыңайтқыш алуға, бояу алуға, косметикалық және медициналық препараттар алуға шикізат ретінде қолданылады.

Кремний, оксидтері, қышқылдары, қасиеттері, қолданылуы

14 Si )2 )8 )4 ...3s23p23d Si оттегіге қосылғыштық энергиясы өте үлкен, соңдықтан SiO2 қосылысы көп. Кездесу. Ең көп элемент оттегі, сутегі, содан кейін Si . Si-қосылыс күйінде кездеседі: SiO2 - кремнезем, каолинит Al4(Si4O10)(OH)8, дала шпаттары Ме(AlSi3O8) Me = Na, K; слюдалар МеЭ(AlSi3O10)(OH, F)2 , мұндағы Me =Li,Na,K; Э = Al, Fe.
Алу: Өнеркәсіпте тазалығы 95-99 % - ті кремнийді электр пешінде кремнеземді кокспен тотықсыздандырып алады: SiO2+2С=Si+2CO (19000С).
Аса таза Si алу: алдымен ұшқыш SiCl4, SiH4 алады да, сосын оларды сутекпен не мырыш (магний) буымен тотықсыздандырады не термиялық ыдыратады: SiCl4 + 2H2 = Si + 4HCl; SiH4 --> Si + 2H2 ;
Зертханада: SiO2 + 2Mg --> Si + 2MgO
Физикалық және химиялық қасиеттері: Кремний жартылай өткізгіш, алмаз тәрізді қатты, балқу, қайнау температуралары жоғары. Кристалды кремний инертті. Ұсақталған кремний фтормен қалыпты жағдайда, хлор және оттегімен 400-6000С температурада, азотпен 10000С әрекеттеседі:
Si + 2F2 --> SiF4↑ ұшқыш зат; Si + Cl2, Br2, O2, S, N2 -->t0 SiСІ4, SiBr4, SiO2 , SiS2, Si3N4 стехиoметриялық қосылыстар береді.
Көміртек және бормен 20000С температурада әрекеттеседі:
Si+C, B-->өте жоғары t0 карборунд, борид (SiC, B3Si) түзеді.
Кремний көптеген металдар балқымасында ериді де силицидтер түзеді:
Si + Me (магний, кальций, мыс, темір, висмут) --> силицидтері түзіледі, стехиометриялық қосылыстар.
Қыздырғанда кремний фторсутекпен әрекеттеседі: Si+4HF--> SiF4+2H2 ; Жоғары температурада мына реакциялар жүреді:
Si+HCl(HBr,HJ)-->400-500C SiГ4 +2H2
Тотықтырғыштық қасиеттері бар оттекті қышқылдар кремнийді пассивтейді: Si + HNO3, H2SO4 (қышқылдар) --> әрекеттеспейді, тек қышқылдар қоспасында ериді: 3Si + 4HNO3 + 18HF --> 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O кремнийфторлы қышқыл.
Si + 2NaOH + H2O --> Na2SiO3 + 2H2 - Сілтілерде жақсы ериді, тұз түзеді. Қосылыстары: SiO2 , SiO-табиғатта жоқ, оны алады : SiO2 +C --> SiO+CO; SiO2 +Si -->2SiO; SiO тоқ өткізбейді, изолятор ретінде қолданады. SiO2 - гетеротізбекті полимер. Кремний диоксиді инертті, тек фтор, фторсутек, оның судағы ерітінділері және сілтілердің ерітінділерімен әрекеттеседі:
SiO2 + F2, HF (газ, балқытқыш қышқыл) --> SiF4+H2O;
SiF4 берігірек қосылыс, SiO2 - ге қарағанда, соңдықтан реакция жүреді.
SiO2 + 2NaOH -->t0 Na2SiO3(силикат) + H2O
Силикаттар көбінесе SiO2+NaOH, Na2CO3, MeO(балқыма)-->силикаттар; SiO2 + Na2CO3 --> Na2SiO3 + CO2 ; SiO2 + PbO --> PbSiO3 түзіледі.
SiO2 + қышқыл, су --> жүрмейді; Кремний қышқылын мына реакция арқылы алады: Na2SiO3 +2HCl-->H2SiO3 ↓ (кремний қышқылы) +2NaCl; хSiO2∙yH2O x=y=1, метакремний қышқылы H2SiO3 ; y=2, x=1 болса, орта кремний қышқылы H4SiO4 . H2SiO3 өте әлсіз қышқыл болғандықтан , суда еритін тұздары толық гидролизге ұшырайды.
Na2SiO3 + H2O -->2 NaOH + H2SiO3 ↓ - силикагель.
Кремнийдің сутекті қосылыстары силандар: SiH4-силан; Mg2Si+4HCl-->MgCl2+SiH4↑ CH4, C2H6 қатары сияқты SiH4, Si2H6,...Si18H18(октасилан)-ге дейін болады. Силандар улы, иісі жаман. SiH4-тотықсыздандырғыш SiH4+2O20-->SiO2+2H2O
8KMnO4+3SiH4-->8MnO2+3SiO2+8KOH+2H2O
8FeCl3+SiH4-->8FeCl2+SiCl4-+4HCl
Силандар гидролизге түскіш SiH4 +2H2O --> SiO2+2H2
H2[SiF6] - кремний фторлы сутек қышқылы, күшті қышқыл, 0,1н. ерітіндісінің диссоциалану дәрежесі 75%. Күшті дезинфектор. Тұздары - фторосиликаттар, көпшілігі ерімтал, өсімдік зиянкестерін жоюға қолданылады, эмаль жасағанда жұмсалады. Si... 3s23p23d - болғандықтан, SiH4 +2HF--> SiГ4 (SiF4 , SiCl4 , SiBr4) - тікелей синтезбен алуға болады, түссіз, фторид - газ, хлорид,бромид - сұйық, иодид - қатты заттар, сумен әрекеттеседі, кремний диоксиді және галоген сутек түзіледі. SiS2 - дисульфид 2H2S+Si-->SiS2+2H2 ; гидролиз SiS2+2H2O-->SiO2+2H2S ; тұздары Na2SiO3 - еріген шыны, ерітіндісі -сұйық шыны деп аталады. Терезе, құты шынылары Na2ОСаО6SiО2 ; Шыныны мына реакция арқылы алады: Na2CO3+CaCO3+6SiO2--> Na2ОСаО6SiО2 +2CO2 Шыны жасыл болу үшін Fe2+ қосылыстарын қосылады. K2OPbO6SiO2 - хрусталь.
Қолданылуы: Si - жартылай өткізгіш болғандықтан электроникада, электротехникада қолданылады, диод, транзисторлар, фотоэлементтер асауға қолданылады. SiO2 - құм, құрылыс материалы, SiС2 - карбид тәріздес материал, сұйық шыныға, маталарға, ағашқа сіңдіреді, сонда ол отта жанбайды.
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1. Көміртек пен кремнийдің аллотропиялық түр өзгерістері, ұқсастықтары мен айырмашылықтары;
2. Көмір қышқылы, диссоциациясы, тұздары, олардың гидролизі;
3. Көмір(ІІ) оксиді, қасиеттері, карбонилдері, тотығу-тотықсыздану реакциялары;
4. Кремний қышқылы, алу, қасиеттері, тұздары.
5. Кремнийдің бейметалдармен қосылыстары, олардың қасиеттері.

Германий топшасы элементтері

Gе, Sn, Рb элементтерінің электрондық конфигурациясы ns2 nр2 болғандықтан олар катион да анионда түзіп, қосылыс береді. Gе жартылай өткізгіш. Sn екі модификациялық түр өзгеріс береді: α- Sn- сұр түсті, кристалл зат-300С маңында ұнтаққа айналады; β- Sn- ақ түсті кристалды зат. Осы 3 элементте +4 және +2 тотығу дәрежелеріне сәйкес қосылыстар береді: Gе4+, Sn4+, Рb4+ қатар бойынша тұрақтылық кемиді, ал Gе2+, Sn2+, Рb2+ тұрақтылығы артады, сондықтан Э2+ тотықсыздандырғыштар, Э4+-тотықтырғыштар болады. Бұл элементтер табиғатта аз; жер қыртысында Gе 7.10-4%, Sn 4.10-3%, Рb 1,6.10-3% кездеседі. Sn, Рb өздерінің кендері бар, Gе-шашыраңқы элемент,өзінің кені жоқ. 4Аg2S .GeS2- аргиродит; 3Сu2S . FeS . 2GeS2 - германит. SnО2-касситерит, Сu2S . FeS . SnS2-станнин. РbS-қорғасын жылтыры, галенит. РbSО4-англезит. РbСО3-церуссит.
Алу: GеО2 + 4НСI = GeCI4 +2H2O GeCI4 +2H2O --> GeP2 +4HCI .
GеО2 +2Н2 =Gе + 2H2O, таза германий алынады.
2 РbS + 3О2 =2РbО + 2SО2, кендегі сульфидтер оксидтерге айналады, ары қарай оксидтерді тотықсыздандырады: РbО + СО = Рb + СО2
электролиз
2Н2О +2Рb(NO3)2 -- -- -- -- --> 4НNO3 + 2Рb + О2-өндірісте электролиз арқылы алады.
электролиз
2Н2О + Sn (NO3)2 -- -- -- -- --> 4НNO3 + 2 Sn + О2-өндірісте қалайыны да таза күйінде электролиз арқылы алады.

Химиялық қасиеттері

Жай жағдайда Sn, Gе, Рb ауамен, сумен әрекеттеспейді, ал қыздырғанда GеО2, SnО2,РbО оксидтері түзіледі. Металдардың кернеу қатарында германий сутегіден соң, қорғасын мен қалайы сутегінің алдында орналасқан, сондықтан германий сұйытылған қышқылдармен әрекеттеспейді, Sn ериді, ал қорғасын HCI, Н2SО4 қышқылдарында ериді, бірақ біраздан соң қорғасынның еруі тоқтайды, себебі металдың беті ерімейтін сульфат, хлорид тұнбаларымен жабылады. Концентрлі HCI ерітіндісінде ериді:
Sn, Рb +4HCI конц--> Н2[ЭСI4] +2Н2
Концентрлі күкірт қышқылымен германий және қалайы тұз түзе әрекеттеседі: Э + 4Н2SО4 = Э(SО4)2 + 2 SО2 + 2Н2О,
қорғасын гидросульфат түзеді: Рb +3 Н2SО4(<80%) = Pb(НSО4)2 +SО2+2Н2О
Концентрлі азот қышқылында германий мен қалайы германий және қалайы қышқылдарын түзеді:
Э + 4НNO3 = H2ЭО3 + 4NO2 +Н2О. Бұл қышқылдарды хЭО2 . уН2О деп жазуға болады. Сұйытылған НNO3 қалайыны ерітіп, нитратын түзеді:
3Sn + 8 НNO3 =3Sn(NO3)2 +2 NO3 +4Н2О.
Концентрлі және сұйытылған НNO3 қорғасынды ерітеді, Pb(NO3)2 түзеді:
3Рb +8НNO3=3Pb(NO3)2 +2NO2↑ + 4Н2О
сұйыт
Рb +4НNO3=Pb(NO3)2 +2NO↑ + 2Н2О
конц
Қыздырса, Sn және Рb сілтілермен әрекеттеседі, бұл жағдай осы металдардың амфoтерлік табиғатын дәлелдейді:
Э +2КОН+2Н2О=К2[Э(OH)4] +Н2,
Германий сілтімен тек тотықтырғыштар қатысында әрекеттеседі:
Gе +2КОН +2Н2О + О2 = К2[Gе(ОН)6]
Германий қышқылдар қоспасында, патша арағында жақсы ериді:
Gе + 4НСI +4HNO3 =GeCI4+4NO2+4H2O
3Ge+4HNO3+18HF=3H2[GeF6]+4NO+8H2O
Бұл үш элемент те галогендермен, халькогендермен әрекеттеседі, сонымен бірге германий мен қалайы фосформен де әрекеттеседі:
Э + Г2--> ЭГ4(Ge, Sn),ЭГ2(Рb)
Э + S--> Э S2(Ge, Sn),Э S(Рb)
Ge, Sn + P --> Э3Р4
Бұл элементтердің +2 және +4 тотығу дәрежелеріне сәйкес оксидтері ЭО, ЭО2 белгілі: Э+О2 --> ЭО2(Ge, Sn) түзілсе, қорғасын ЭО түзеді: 2Рb+О2 --> 2РbО, қыздырғанда, ал тек күшті тотықтырғыштар қатысында қорғасын ЭО2 береді: Рb(СН3СОО)2+СаОСI2+H2O = PbО2+СаСI2+2CH3COOH
ЭО оксидтері негіздік қасит көрсетеді, сондықтан қышқылдармен әрекеттеседі:
ЭО+ Н2SО4 =ЭSО4 + H2O, тұздары суда гидролизге ұшырайды
ЭSО4 + 2H2O <--> Э(ОН)2 + H2SО4
ЭО2 қышқылдармен әрекеттеспейді, себебі олар қышқылдық оксидтер, сілтілерде ериді , сонда германаттар, станнаттар, плюмбаттар түзіледі; суда ерігенде гидроксокомплекстер береді.
ЭО2 +2NaOH-->Na2ЭО3+ H2O
ЭО2 +2NaOH+ 2H2O --> Na2[Э(ОН)6] . Э(ОН)2 және Э(ОН)4 амфотерлі қасиет көрсетеді. Э2+ сәйкес тұздары германиттер, станниттер, плюмбиттер - күшті тотықсыздандырғыштар. Н2ЭО3 не Н4ЭО4 былай жазылады: ЭО2 . хH2О.
Алғаш алынғанда α-қалайы қышқылы түзіледі, ол тұз қышқылымен әрекеттеседі: Sn(ОН)4 +4НСI--> SnСI4 +4 H2O, біраз уақыттан соң β-қалайы қышқылына айналады, ол НСI әрекеттеспейді.
Қолданылуы: Германий жартылай өткізгіш ретінде қолданылады. Алғашқы транзистерлерді 1948 жылы алған, электроника өндірісінде қолданылады.
Қалайының мыспен құймасы - қола. Қола ғасырынан белгілі. Қорғасын -аккумуляторларда қолданылады. Рb рентген және γ-сәулелерінен қорғануға қолданылады. SnО2 шыны өндірісінде қолданылады.

Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1.Германий топшасы элементтерінің гидроксидтері, диссоциациясы, тұздары, қасиеттері;
2.Германий топшасы элементтерінің (ІІ,ІV) оксидтері, қасиеттері, тотығу-тотықсыздану реакциялары;
3. Германий топшасы элементтерінің қышқылдық-негіздік қасиеттерінің өзгеруі;
4. Германий топшасы элементтерінің галогенидтері, гидролизі, сульфидтері, алу, қасиеттері.
5. Табиғатта кездесуі, қолданылуы.

VA топша элементтері (Азот,Фосфор ) Жалпы сипаттамасы. Азотты алу, химиялық және физикалық қасиеттері, қосылыстары,алу, қасиеттері , қолданылуы
Фосфорды алу, қолданылуы, қосылыстары, қасиеттері

Периодтық жүйенің V тобына екі типті элемент - N, P - және мышьяк топшасы элементтері мен ванадий топшасы элементтері кіреді. Азот - газ, фосфор - қатты зат, бұл екі элемент бейметалдар, мышьяк пен сурьма жартылай металдар, висмуттың металдың қасиеттері басым. VIA топта оттегінің күкіртке қарағанда активтігі жоғары болса, VA топта әсіресе ақ фосфордың азотқа қарағанда активтігі жоғары. Азот молекула күйінде болады, N2 молекуласын атомға бөлу үшін көп энергия керек. Ал азот атомы фосфор атомынан активті. ЭТ N =3,0; ЭТ Р =2,1. Азоттың электртерістігі тек оттегі мен фтордан кейін болғандықтан тек осы элементтердің атомдарымен байланыс түзгенде азот атомы оң полюстенеді. Хлормен, броммен түзетін қосылыстары ковалентті полюссізге жақын. Қалған элементтердің атомдарымен байланыс түзгенде азоттың атомы теріс полюстенеді.
7 N )2)5 ...2s22p3 :N + 3H -->:NH3 үш байланыс алмасу механизмі бойынша, яғни ковалентті байланысқа әр элемент өзінің электронын береді, ал NН4+ катионында бір байланыс донорлы-акцепторлы механизм бойынша түзілген, яғни бір элемент электрон жұбын береді (азот), ол донор болады, екінші элемент бос орбиталь (сутегі катионы) ұсынады, ол акцептор болады. Азоттың максимал валентілігі IV. NН4+ катионында 4 байланыс болады. Азот қосылыстарында -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5 тотығу дәрежелерін көрсетеді, көп кездесетін қосылыстары -3, +5, +3 тотығу дәрежесіне сәйкес. Фосфор атомында тағы бес бос d - орбиталы болғандықтан ол максимал V валенттілік көрсетеді. Фосфор да қосылыстарында -3, +1, +3, +5 тотығу дәрежелерін көрсетеді, ең тұрақты қосылыстарындағы тотығу дәрежесі +5.
Кездесуі, алу. Жер қыртысында азот 0, 01 %, ауада 75% болады. Осы 2 элемент (Р, N2) те жануарлар мен өсімдік организмінде кездеседі. NaNO3 - чили, KNO3 - үнді, Ca(NO3)2 - норвегия селитралары кен күйінде кездеседі, сонымен бірге ақуыз құрамында, мұнайда, тас көмірде болады. Азоты бар органикалық заттар шірігенде, отынды жаққанда қосылыстағы азот бос азотқа айналады. Ауадағы азот N2 + О2 --> NO --> NO2+H2O --> HNO2+HNO3 айналып, судағы металл иондарымен нитратқа айналады да, өсімдіктер бойына сіңіреді , сосын өсімдік арқылы тірі организмдегі ақуызға айналады, органикалық қалдықтар айрылғанда азот молекулалық күйде қайтадан атмосфераға өтеді.
Алу (Өндірісте): Сұйық ауадан алады, оттегіден тазалау үшін балқытылған мыс арқылы өткізеді , сонда мыс, мыс(ІІ) оксидіне CuO айналады.
Зертханада алу: 1) NaNO2 + NH4Cl --> NaCl + NH4NO2 --> N2 + 2H2O 2) 2NH3 + 3Br2 = 6HBr + N2 Таза азотты металдар азидтерін термиялық айыру арқылы алады: 2NaN3=2Na+3N2
Физикалық және химиялық қасиеттері: N2-суда, органикалық еріткіште ерімейді. N ≡ N болғандықтан өте берік, жанбайды және жануды қолдамайды. Li +N2 -->Li3N бөлме температурасында тек литий нитриді алынады.
Ме (активті металл) + N2 нитрид , реакция тек қыздырғанда жүреді.
N2 --> N+N электр тоғымен айырады. Азот атомы электр разряды әсерінен түзіледі де: N +күкіртпен, фосформен, сынаппен --> әрекеттеседі, нитридтерін түзеді. N2 +H2, O2, C және басқа элементтер -->2500-3000 C осындай өте жоғары температурада ғана қосылыстар береді ; Азот галогендермен тікелей әрекеттеспейді. Сутекті қосылыстары:
1) N2 +3H2 <-->2 NH3 - өнеркәсіпте алу реакциясы, Ле Шателье принципі бойынша аммиак түзілетін жаққа тепе-теңдікті ығыстыру үшін температураны төмендету және қысымды жоғарлату қажет, себебі бұл реакция экзотермиялық: 400-5500С, 30МПа, катализатор ретінде темір - аздап алюминий мен калий оксидтері қосылған - қолданылады. NH3-улы, түссіз, өткір иісті газ. -330С температурада NH3 сұйық, -78 0С қатты болады, яғни tбалқ.= -78 0С ; tқайн. = -330С , оны (болат баллонда) р=7,1.105 -8,1.105 сұйық күйінде, жоғарғы қысым астында тасымалдайды. NH3 сұйық және қатты күйінде молекуласында сутектік байланыс болады. Суйық аммиакта сілтілік, сілтілік -жер металдар, күкірт, фосфор, йод, көптеген тұздар мен қышқылдар да ериді. Сұйық аммиактың өзіндік ионизациясы: 2NH3 сұйық <-->NH4+ + NH2 - ; Кd = 1.8 10-33 судың диссоциация константасынан әлдеқайда аз. NH3 суда өте жақсы ериді: 00С 1көлем суда 1200 көлем NH3 ериді, сутектік байланыс әсерінен.
NH3+H2O <--> NH4OH <--> NH4+ + OH- Kd = 1.8 10-5 ; NH4+ - аммоний ионы, тұздары суда жақсы ериді, калий тұздарына ұқсас, себебі радиустары жақын: (NH4+)=0,142 нм, К+ (0,133 нм); тек гидролиз реакциясында айырмашылық болады, себебі КОН күшті негіз. NH4+ тұздары термиялық тұрақсыз, түзілетін өнімдері анионның қасиеттеріне байланысты. Егер анион тотықтырғыш болса, NH3 - құрамындағы азот тотығады: NH4 NO3 -->N2О + 2H2O. Бұл реакция формула ішіндегі конпропорциалану реакциясы.
2N-3 - 8e-->2N+1
2N5+ + 8e -->2N+
Егер анион -тотықтырғыш болмаса, тұз аммиакқа және қышқылға айрылады: (NH3)3PO4=3NH3+H3PO4 .
Аммиак тек тотықсыздандырғыш, ол ауада жанбайды, оттек атмосферасында ғана мына реакция жүреді: 4NH3+3O2=2N2+6H2O ,
ал катализатор қатысында және 750-9000С онда реакция былай жүреді:
4NH3+3O2=2N2+6H2O ,
ал катализатор қатысында және 750-9000С онда реакция былай жүреді:
4NH3 + 5O2 = 4NО + 6H2O, бұл реакция өнеркәсіпте азот қышқылын өндіру процесінде қолданылады.
Аммиак басқа да реагенттердің әсерінен тотығады:
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O; 2NH3 + 3CI2 = N2 + 6HCI.
NH3 - молекуласында тотықтырғыш болса, мысалы - Н+ :
Na+NH3 --> NaNH2 + 1/H2 ;
NH3 - бұл жерде қышқылдық қасиет көрсетіп тұр. NH3 тұздары- амидтер NaNH2 аммиак молекуласы бір протоннан айрылғанда; Na2NH-имид - екі протоннан айрылғанда ; Na3N-нитрид - үш протоннан айрылғанда түзеді.
2) Азоттың басқа сутекті қосылысы N2H4 - гидразин (диамид)
2NH3 + NaOCl -->N2H4 + NaCl +H2O реакциясы арқылы алынады;
N2H4 - түссіз, ұшқыш сұйықтық, аммиакқа ұқсас:
N2H4 + H2SO4-->N2H6SO4 гидразин сульфаты - N2H2 H2SO4 .
2NH3 + H2SO4-->(NH4)2SO4 ; N2H4 - те NH3 сияқты тотықсыздандырғыш.
N2H4 + О2 = N2+2H2O; N2H4+2I2 = N2+4HI ; Гидразин металдармен әрекеттескенде гидразинид түзіледі: 2 N2H4 +2Na-->2NaN2H3+H2 ;
Азот қышқылын атомдық сутегімен тотықсыздандырып, гидроксиламин :
HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O алады. Ол түссіз кристалл, тұрақсыз, 1000С қопарылыс береді. Азоттың сутекті қосылыстары - NH3, N2H4, HN3. NH2OH молекулалары арасында сутектік байланыс болады, негіздік қасиеті NH3 --> N2H4--> NH2OH азаяды. Тұздары гидроксиламмоний деп аталады. NH2OH+ HCl--> NH2OH HCl-->[ NH3OH]Cl; NH2OH - тотықтырғыш та, тотықсыздандырғыш та болады, бірақ ол реакция ортасына байланысты:
HI + NH2OH --> I2 + N2H4 +2H2O pH~8 ,
I2+2NH2OH=2HI+N2+2H2O pH ~ 9
3) HN3 - сутегі азиді. H+ -N-=N+=N- ; Бұл қосылыста азот атомдары II, III, IV валенттілік көрсетеді. Судағы ерітіндісі азотты сутек қышқылы, оны мына реакция арқылы алады: N2H4+HNO2=HN3+2H2O НN3 - әлсіз қышқыл, диспропорциялану реакциясына түседі HN3 + H2O --> N20 + NH2OH
сусыз жағдайда HN3 қыздырғанда, шайқағанда жарылады:
2HN3 =3N2+H2 ;
HN3 қышқылы - тотықтырғыш ретінде
HN3 + 2HI = I2 + NH3 + N2 ;
HN3 +3HCl - қоспасы бағалы металдарды да еріте алады, себебі атомдық хлор бөлінеді. HN3 + 3HCl = 2Cl + N2 + NH4Cl ; Азотты қышқыл тұздары азид деп аталады, ерігіштігі галогенидтерге ұқсас. Сілтілік металдар азидтері суда жақсы ериді, тек AgN3, Pb(N3)2, Hg(N3)2 - нашар ериді. Сілтілік және сілтілік - жер металдар азидтері қыздырғанда балқығанға дейін тұрақты. Ауыр металдар азидтері тез жарылады: Pb(N3)2 --> Pb + 3N2
Азоттың оттекті қосылыстары.
N2O, NO- түссіз газдар, тұз түзбейді, N2O3 - көкшіл қатты зат , NO2 - қоныр
газ , N2O4 , N2O5 - түссіз кристалл заттар. Азоттың оксидтері тұрақсыз, себебі олар эндотермиялық қосылыстар, бірақ химиялық активті.
N2O алу: NH4NO3 -->N2O + 2H2O
NH2OH + HNO2 -->[NH3OH]NO2 (қыздырғанда)--> N2O +2H2O.
NH4NO3 (балқытып) --> N2O +2H2O.
Азот (І) оксиді "көңілдендіргіш газ", наркотикалық әсері бар, ұнамды иісі бар, тәтті дәмді, түссіз, оңай сұйылтылатын газ. Азот (І) оксидін аздап қыздырса, ыдырайды, оттегі бөлінеді:
2N2O = 2 N2 + O2, сондықтан оның атмосферасында заттар жанады: Ме, H2, Р, С, S, органикалық заттармен әрекеттеседі, оларды тотықтырады: Cu + N2O = N2+CuO
2Р + 5N2O = 5N2+ Р2O5 ; Н2 + N2O = N2+ Н2O; 2NН3 + 3N2O = 4N2+ 3Н2O; Күшті тотықтырғыштармен тотықсыздандырғыш қасиет көрсетеді: 8KMnO4 + 5N2O + 7H2SO4=5Mn (NO3)2+3MnSO4+4K2SO4+7H2O
700 0C жоғары болса, N2O диспропорциялану реакциясы жүреді: 2N2O=2NO+N2 ; N2O суда ерімейді, тұз түзбейтін оксид, яғни қышқылдармен де, сілтілермен де әрекеттеспейді.
Азот (ІІ) оксиді - түссіз газ, күн күркірегенде түзіледі, яғни жоғары температурада тікелей синтездеп алуға болады:
N2 +О2 -->3000 C 2NO
Зертханада: 3 Сu + 8HNO3 сұйық = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Өндірісте: 4NH3+5O2-->кат. 4NO+6H2O катализатор: Pt, Fe, V ; 2NO+O2-->2NO2 ауада өте тез тотығады , қоңыр түсті диоксидін түзеді. Галогендермен (йодтан басқасы) әрекеттесіп нитрозилгалогенидтер түзеді:
NO + Г20-->NOГ ;
Күшті тотырғыштар NO-ны HNO3 - ке айналдырады: 5NO + 3KMnO4 + 6H2SO4 = 3MnSO4 + 5HNO3 + 3KHSO4 + 2H2O
NO тотықсыздандырғыштың күшіне байланысты ол мына қосылыстарға дейін барады: N2O, N2, NH2OH, NH3
2NO + 2Cu (H2) -->2CuO (Н2О) + N2 ; 3CrCl2 + NO + 3HCl --> NH2OH+ 3CrCl3 5CrCl2 + NO + 4H2O --> NH3 + 5Cr(OH)Cl2 ; 2NO + SO2 --> N2O + SO3 ; Сілтілік ортада NO диспропорцияланады:
4NO + 2NaOH -->N2O + 2NaNO2 + H2O; 6NO + 4 NaOH --> N2 +4NaNO2 + 2H2O; NO - суда ерімейді, тұз түзбейтін оксид. NO молекуласында жұптаспаған электрон болғандықтан ол димерленеді, бірақ димері тұрақсыз.
Азот (ІІ,ІV) оксидтерінің стехиометриялық қоспасын салқындатып қатырғанда көк түсті қатты зат N2O3 түзіледі. Ол - (-100 0C) қатты күйінде болады және тұрақты, ал N2 O3 (сұйық газ күйінде) <--> NO + NO2 диспропорцияланады.
Зертханада: Мышьяк (ІІІ) оксиді мен азот қышқылы әрекеттескенде осы оксидтер қоспасы түзіледі: 2HNO3(50%) + As2O3 = 2HAsO3 + NO + NO2 ;
N2O3 сәйкес қышқылы: HNO2 - азотты қышқыл, тек сулы ерітіндіде болады, тұрақсыз, оны тұздарынан да алуға болады.
a.NO + NO2 + H2O = 2HNO2 ; б.АgNO2 + HCl = HNO2 + AgCl↓
в. Ва(NO3)2 + H2SO4 = ВаSO4 ↓ + 2HNO2
Сақтағанда және қыздырғанда HNO2 диспропорцияланады: 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O; HNO2 тотықтырғыш қасиеті басымырақ: 2HNO2 + 2HI = I2 + 2 NO + 2H2O ; Күшті тотықтырғыштар HNO2 - ні HNO3 дейін тотықтырады:
5HNO2 + 2 KMnO4 +3 H2SO4 = 2MnSO4 + 2HNO3 + 3H2O + K2SO4 . Бұл екі реакция нитриттермен де осылай жүре алады.
HNO2 амфолит, яғни амфотерлі қасиет көрсетеді, бірақ қышқылдық қасиеті басым:
H+NO2 <-->HNO2<--> NO +(нитрозил) +OH- :
Тұздары нитриттер - оның қышқылдық функциясына сәйкес қосылыстары.
H2SO4 -->NOHSO4 - нитрозилкүкірт қышқылы - азотты қышқылдың негіздік функциясына сай қосылысы.
Нитриттерді азот (ІІ,ІV) оксидтерінің стехиометриялық қоспасын сілтіде ерітіп немесе нитраттарды көмір, темір, қорғасын сияқты тотықсыздандырғыштармен қосып қыздыру арқылы алады:
NO + NO2 + 2NaOH --> 2NaNO2 + H2O
Pb + NaNO3 --> PbO + NaNO2 ; Нитриттердің азотты қышқылға қарағанда тұрақтылығы жоғары, олар да тотықтырғыштық, тотықсыздандырғыштық қасиеттер көрсетеді.
NO2 - күшті тотықтырғыш , тотықсыздандырғыш та болады, парамагнитті молекула, ол диазот тетраоксидімен қалыпты жағдайда тепе-теңдікте болады, себебі оның жұптаспаған электроны бар, ал димерде жалқы электрон жоқ, сондықтан ол диамагнитті: 2NO2 <--> N2O4. Димерлену процесі экзотермиялық, сондықтан температураны төмендеткенде тепе-теңдік диазот тетраоксиді түзілетін жаққа қарай ығысады.
Азот диоксиді атмосферасында фосфор, күкірт, көміртек жанады :
5NO2 +2P(S,C) --> P2O5(SO3,CO2) + 5NO
Зертханада: Концентрлі азот қышқылында мысты ерітіп:
Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
немесе ауыр металдар нитраттарын қыздырып:
Pb(NO3)2 -->t0 PbO + NO2 + O2 алады.
NO2 суда ерігенде, диспропорциалану реакциясы нәтижесінде екі қышқыл түзеді: 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3 қышқылдарын түзеді, егер O2 қатысында NO2 суда ерітсе, 4NO2+O2+2H2O=4HNO3 , тек азот қышқылы, ал егер ыстық суда NO2 ерісе, 3NO2+H2O=2HNO3 + NO түзіледі. Азот (ІV) оксиді сілтілермен әрекеттескенде нитрит және нитраттың қоспасы түзіледі. Сұйық диазот тетраоксиді активтігі төмен металдармен нитраттар түзеді, бұл реакция арқылы сусыз нитраттар алады.
N2O5 алу: Азот (V) оксидін азот қышқылын фосфор (V) оксидімен сусыздандыру арқылы:
a) 2HNO3 + P2O5 (суды алады) --> 2HPO3 + N2O5
немесе азот (ІV) оксидін озонмен тотықтыру арқылы:
2NO2 + O3 = N2O5 + О2 алады.
N2O5 суда жақсы ериді, күшті тотықтырғыш H2O + N2O5 = 2HNO3 ;
N2O5 кәдімгі жағдайда ыдырайды , ал қыздырғанда қопарылады:
2N2O5 = 4 NO2 + О2 . Азот (V) оксидіне сәйкес HNO3 - күшті қышқыл, күші тек HClO4 - ден төменірек , сусыз, <<түтінденетін>> HNO3 түссіз, ұшқыш сұйық зат, сақтағанда, қыздырғанда айрылады 4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O;
Зертханада алу: 2NaNO3+H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HNO3 ;
Өндірісте: 1. Ауадан азотты, судан немесе табиғи газдан сутегіні алып аммиак алады: N2 + 3H2 <--> 2NH3 ;
2. Аммиакты катализато қатысында тотықтырып NH3 + O2 =к NO + H2O;
3. Азот (ІІ) оксидін ауаның оттегісімен тотықтырып 2NO + O2 = 2NO2 ;
4. Аот оксидтерін суда ерітеді 3NO2 + H2O(ыстық) = 2HNO3+NO. Ыстық су алынатын себебі НNO2 түзілмес үшін. Азот қышқылы ұшып, ыдырамас үшін процесті вакуумда жүргізеді. HNO3 сумен шексіз араласады, сулы ерітіндіде толық диссоциацияға түседі, күшті тотықтырғыш, металдарды да, бейметалдарды да ерітеді:
As+HNO3+H2O=H3AsO4+NO;
S+6HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O;
Au, Pt, Os, Jr,Nb, Ta, W + HNO3 --> ерімейді.
Fe, Al, Cr + HNO3(конц.)-->пассивтеледі, яғни оксид қабатымен жабылады. HNO3 сұйық болған сайын, тотықсыздану тереңірек жүреді, себебі сұйық HNO3 - те NO3 - иондары аз, сондықтан әр N5+ атомы тотықсыздандырыштан көп электрон алуға тырысады, ал конц. HNO3 - те , керісінше, N5+ иондары көп болғандықтан, әр HNO3 тотықсыздандырыштан аз электрон алады.
* 2NO3- + 10e- +12H+ -->N2+6H2O
* 2NO3- + 8e- +10H+ -->N2O+5H2O
* NO3- + 3e- +4H+ -->NO+2H2O
* NO3- + 2e- +3H+ -->HNO2+H2O
* NO3- + 8e- +10H+ -->NH4++3H2O
* NO3- + e- +2H+ -->NO2+H2O
* NO3- + e- +H2O -->NO2+2OH
а.конц. HNO3, сутегіден соң металдармен (6) теңдеу бойынша;
Cu(Ag, Hg) + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2+2H2O;
Сұйытылған HNO3 (3) теңдеу бойынша :
3Cu(Ag, Hg)+ 8HNO3= 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;
б. активтігі орташа металдар (H2 маңайындағы Fe, Cd, Ni, Sn, т.б. конц. HNO3 (3) теңдеу бойынша: 3Cd+ 8HNO3(конц.) = 2NO + 3Cd(NO3)2 + 4H2O.
Өте сұйық 10HNO3 + 4Cd = 4Cd(NO3)2 + NH4NO3+ 3H2O (5)теңдеу бойынша;
в.активтігі орташа металдар ішінен Со (ерекше) еруі, ол (1) теңдеу бойынша
5Co + 12HNO3 --> N2 + 5Co(NO3)2 + 6H2O жүреді.
Азот қышқылында ерімейтін алтын, платинаны күшті тотықтырғыш <<патша сұйығында>> HNO3+3HCl ерітеді, олар анионды комплекстер түзеді: HNO3+3HCl=2Cl(атомдық) + NOCl (нитрозилхлорид) +H2O түзілуі, олар күшті тотықтырғыштар Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O немесе
Au + HNO3 + 4HCl = Н[AuCl4] + NO + 2H2O.
HNO3 тұздары нитраттар, суда жақсы ериді. Нитраттардың ыдырауы катион табиғатына байланысты:
1.Сілтілік, сілтілік - жер металдар нитраттары 2KNO3=2KNO2+O2
2.Активтігі орташа металдар (магний - мыс) нитраттары
Pb(NO3)2 = PbO + 2NO2 + 1/2O2
3.Активтігі өте төмен металдар нитраттары Hg(NO3)2 = Hg + NO2 + O2
бос металл түзе айрылады.
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1. Азоттың электрондық құрылысы, жалпы сипаттамасы;
2. Азот оксидтері, алу, қасиеттері;
3. Қосылыстары, алу, қасиеттері;
4. Қышқылдары, алу, қасиеттері;
4. S + HNO3 конц. --> Cu(NO3)2 + S + NO2 + H2O коэффициенттерін қою керек.

Жалпы сипаттамасы. Фосфорды алу Фосфордың оттекті және сутекті қосылыстары,қасиеттері, алу. Фосфор қышқылы, қасиеттері, алу, тұздары, қасиеттері

15P )2 )8 )5 ... 3s23p33d ЭТ бойынша 6-шы орында (F, O, Cl, N, S) промотталып V валентті болады ( проматталу - қос электронның даралануы,яғни бос орбиталға электронның өтуі). N5+ сияқты , P5+ қосылыстары тотықтырғыш емес, қалған тотығу дәрежелеріне сәйкес қосылыстары тотықсыздандырғыш қасиет көрсетеді. Фосфордың оттекті қосылыстары азоттың оттекті қосылыстарына қарағанда тұрақты, ал керісінше сутекті қосылыстары тұрақсыздау. Фосфор бес электрондары бойынша алмасу механизмі бойынша , сонымен бірге бос 3d-орбиталь бойынша, донорлы-акцепторлы механизм бойынша байланыс түзеді.
Кездесу: Фосфор тек қосылыс түрінде кездеседі:
апатит Cа5X(PO4)3(X-F, Cl, OH-), фосфорит Ca3(PO4)2 . Фосфор өсімдіктер мен жануарлар денесінде де болады.
Алу. Ca3(PO4)2 +5C + 3SiO2-->3CaSiO3+5CO+P2 - фосфоритті кремнезем
қатысында кокспен тотықсыздандырады. Реакция нәтижесінде түзілген
кальций оксидін CaSiO3 шлагіне айналдыру үшін SiO2 қосылады.
СО газ, P2 - бу күйінде болады, бұл ақ фосфорды тоңазытқышта суытып, су астында сақтайды. Өндірілген ақ фосфордың біразын қыздырып, қызыл фосфорға айналдырады, ал қалған бөлігінен оттегімен әрекеттестіріп фосфор ангидридін алып, ары қарай суда ерітіп, фосфор қышқылын (термиялық қышқыл) алады.
Қасиеттері: Фосфордың бірнеше аллотропиялық түр өзгерістері бар. 10000C - тан төмен температурада Р4 күйінде болады. Одан жоғары болса, P2 болады, 2500 0C-тан жоғары - Р. Ақ фосфор реакцияға түскіш, жұмсақ. Ақ фосфор + O2, Г2, S әрекеттеседі, фосфор тотықсыздандырғыштық қасиет көрсетеді:
4Р + 3О2 (5О2) <--> 2Р2О3(2Р2О5 ).
2Р + 3Г2 (5Г2) <--> 2РГ3(2РГ5 ).
2Р + 3S (5S) <--> Р2S3(Р2S5 ). Ақ Р судың астында ұсталады, cумен реакцияға түспейді. Ақ Р өте улы, оның 0,15 г адамды өлтіреді. Ақ Р -->300C қызыл Р, улылығы аздау. Фосфордың тұрақты модификациясы қара фосфор. Ақ Р -->220C 1200МПа қара Р . Ақ , қызыл фосфорлар - диэлектриктер. Қара фосфор - жартылай өткізгіш, реакцияласқыштығы бойынша ең әлсізі қара фосфор. Фосфор активті металдармен әрекеттеседі, фосфидтер түзеді:
3Ca+2P-->Ca3P2 ,
Фосфор тотықтырғыштық қасиеті бар қышқылдармен әрекеттесіп, фосфор қышқылын түзеді: 3P + 5HNO3 конц. + 2H2O --> 3H3PO4 + 5NO.
Сілті ерітінділерінде ақ фосфор диспропорциялану реакциясына түседі:
4P + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2
Қосылыстары: P2O3 -->димері P4O6 , P2O5 --> димері P4O10 .
P2O3 + 3H2O --> 2H3PO3 - фосфорлы қышқыл, суда жақсы еритін кристалды зат.
РГ3 + 3H2O --> H3PO3 + 3НГ. 2 негізді, күші орташа қышқыл, соңдықтан оны былай жазу керек H2[HPO3], тұздары фосфиттер:
6NaOH + P2O3 --> 2Na3PO3 +3Н2О және гидрофосфиттер
2 NaOH+ P2O3 + H2O --> 2NaH2 PO3 . Сілтілік металдар мен кальцийден басқа металдардың фосфиттері суда нашар ериді.
4H3PO3 --> t0 PH3 + 3H3PO4 диспропорциялану реакциясында түседі,
H3PO3 тотықсыздандырғыш ретінде :
H3PO3 +Cl20 + H2O--> H3PO4 + 2HCl ;
Қышқыл фосфориттерді қыздырғанда дифосфорлы қышқылдың
H4P2O5 тұздары - пирофосфаттар түзіледі:
2NaH2PO3 --> t0 Na2H2P2O5 (пирофосфит)+H2O; H4P2O5 - пирофосфор қышқылы, 2-негізді, тұрақсыз қышқыл.
Фосфордың ең маңызды қышқылы ортофосфор қышқылы. Сусыз таза фосфор қышқылы - түссіз кристалдық зат. Оны фосфаттарды концентрлі күкірт қышқылымен өңдеу арқылы алады:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 --> 2H3PO4 + CaSO4 немесе оксидін суда ерітіп алады
P2O5 + H2O= (HPO3) 2 ; Ол әлсіз үш негізді қышқыл: H3PO4 <--> H+ + H2PO4- pK1=2,2; H2PO4-<-->H++HPO42- pK2=7,3 ; HPO42-<-->H++PO43- pK3=12,4.
Үш негізді болғандықтан үш қатар тұздар түзеді: дигидрофосфат, гидрофосфат, фосфаттар. Суда ерісе, гидролизге ұшырайды:
Na3PO4 + H2O <--> NaOH + Na2HPO4 pH= 12,1
Na2HPO4 + H2O <--> NaOH + NaH2PO4 pH= 8,9
Ортафосфаттар (аммоний фосфатынан басқасы) температура әсеріне тұрақты. Гидрофосфаттар қыздырғанда суды бөліп ди- және метафосфаттарға айналады:
2Na2HPO4-->t0 Na4P2O7 + H2O; Na2HPO4-->t0 NaPO3 + H2O;
Ақ фосфорды ауадағы оттекпен өртеп, алынған оксидті суда ерітіп , аса таза фосфор қышқылын алады: P4 + 5O2 --> 2P2O5 --> P2O5 + H2O --> 2H3PO4 ; Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 --> H3PO4 + CaSO4 ; Катализатор қатысында жоғары температурада фосфор буы мен су буы әрекеттесіп фосфор қышқылын түзеді:
4P + 16H2O -->700C 4H3PO4 + 10 H2 ; Алынған сутекті аммиак алуға қолданып, азот - фосфор тыңайтқышын алуға болады. Сонда ресурсты сақтау және қалдықсыз технология іске асады.
P4+-ке сәйкес H4P2O6 - фосфорлау қышқылы - орташа күшті, төрт негізді қышқыл. H4P2O6 + H2O --> H3PO3 + H3PO4. Тұздары гипофосфаттар, сілті металдарының тұздары суда жақсы ериді.
H3PO2 фосфорлылау қышқылы, тұздары гипофосфиттер, күшті тотықтырғыш (HPO3) 4 + H2O --> H6P4O13 - тетраполифосфор қышқылына айналады.
Фосфордың бейметалдармен қосылыстары

Фосфор сутекпен тікелей әрекеттеспейді, Гиббс энергиясы оң сан, сондықтан фосфинді активті металдардың фосфидтерін суда немесе сұйытылған қышқылдарда ерітіп алады. Ca3P2+6HCl-->3CaCl2+2PH3 - фосфин, газ, улы, иісі шіріген балық иісі сияқты, суда ериді. Фосфин молекуласының құрылысы аммиак молекуласыныкі сияқты тригоналды пирамида.
Протонакцепторлық қабілеті нашар болғандықтан фосфин судан протонды тартып ала алмайды, онымен қосылыс түзбейді, сондықтан сулы ерітіндісі бейтарап болады. Фосфоний ионы қышқылдармен фосфин әрекеттескенде түзіледі:
H3+O+PH2- <--> PH3 + H2O <--> PH4+ + OH-; PH3-амфотерлі зат, рКқышқ. = 28,7; рКнег. = 28,4 өзара тең. Фосфин суда нашар ериді. Ауада жанып фосфор қышқылын түзеді: PH3+O2= H3PO4 . Фосфоний тұздары - түссіз кристалдық заттар, суда гидролизге ұшырайды. Сілтілік ортада фосфин алтынның, күмістің, мыстың, қорғасынның иондарын тотықсыздандырады. Гидразиннің аналогы дифосфин Р2Н4 түссіз, сұйық зат. Фосфор галогендермен жақсы әрекеттеседі: 2Р+ 3Г2-->2 РГ3 және 2Р + 5Г2--> 2РГ5. Олар улы заттар. Сумен күшті әрекеттеседі: РСl5+ H2O-->POCl3+2HCl; РСl5+ 4H2O-->H3PO4+5HCl судың артық мөлшерінде гидролизге ұшырайды; РГ5 - sp3d - гибридтелу болады. PCІ3, PBr3 түссіз, сұйық , РJ3-кристалл; PJ3 + 3H2O--> H3PO3+ 3HJ, PJ3 - қышқыл түзгіш зат.

Фосфордың металлмен қосылыстары

Активті металдармен әрекеттесіп Ме + P --> Me3Pn фосфидтер түзеді, балқу температуралары өте жоғары. Сілтілік және сілтілік- жер металдар фосфидтері суда жақсы ериді. Көптеген фосфидтер жартылай өткізгіштер.
Қолданылуы. Ақ фосфор -->t0 қызыл фосфорға айналады , ол сіріңке өңдірісіңде қолданады, H3PO4 алады. Р2О5 --> H3PO4 алады, фосфор қышқылы спирт алу үшін қолданады. Фосфаттар - тыңайтқыштар.
<<Қос суперфосфат>> Ca3(PO4)2 + H3PO4 --> Ca(H2PO4)2 преципитат Ca3(PO4)2+H2SO4+4H2O-->2 CaHPO4.2 H2O+CaSO4 Ca3(PO4)2+ H3PO4+6H2O-->3 CaHPO4 ∙2H2O; Аммофос NH4H2PO4, (NH4)2HPO4 ; Me3Pn - жартылай өткізгіштер CaP-ZnP - лазерлы сәуле алу үшін қолданылады.
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1. Фосфордың оттекті қосылыстары, қасиеттері, алу;
2. Фосфордың қышқылдары, алу, қасиеттері;
3. Фосфордың металл еместермен қосылыстары, қасиеттері;
4. Фосфордың сутекті қосылыстары, алу, қасиеттері;
5. Табиғатта фосфордың таралуы және алынуы.

Мышьяк топшасы элементтері

Бұл топша элементтерінің сыртқы электрондық қабаттары (n-1) d10 ns2np3 (Аs, Sb), 4f 5d10 6 s2 6р3 - Ві; Сондықтан толық электрондық аналогтар.
+5 тотығу дәрежесі сурьма үшін тұрақтырақ. Аs - Sb - Ві +3 тотығу дәрежесінің тұрақтылығы осы қатар бойынша артады, ал -3 тотығу дәрежесінің тұрақтылығы кемиді.
Табиғатта кездесуі және алу. Бұл элементтердің минералдары көп: жер бетінде Аs - 5.10-4 % , Sb - 4.10-5 % ; Ві - 2.10-5 % , көбінесе күкіртпен бірге кездеседі: АsS реальгар, ҒеАsS арсенопирит; Sb2S3 антимонит; Ві2S висмутит; Ві2Те2S тетрадимит. Оларды алу үшін алдымен сульфидті қосылыстарын оксидтерге айналдырып, карботермия не металлотермиялық әдістермен тотықсыздандырады: 2АsS + 4,5О2--> 2 SО2 + Аs2О5
Аs2О5 +5С --> 2 Аs + 5СО. Аса таза Аs пен Sb алу үшін оларды гидридтерге айналдырып, сосын оларды айырып алады.
АsН3 - арсин; SbН3 - стибин, ВіН3 - висмутин.
АsН3 - SbН3 - ВіН3 - тұрақтылығы азаяды, газдардың улылығы артады. Түсті металдар кендеріндегі кездесетін мышьяк, сурьма, висмуттың қосылыстарын тұз қышқылымен өңдеп, гидридтерін алады:
Аs2Zn3 +6HCI =2 АsH3 +3ZnCI2
t 0
2 АsH3 = 2 Аs + 3H2 - шыны түтікте <<қара айна>> - Аs пайда болады, осы арқылы криминалистер мышьякпен уланғандықты анықтайды.
Физикалық және химиялық қасиеттері: Аs - ақ түсті; Sb - көгілдір,
Ві - қызғылтым кристалл заттар. Аs, Sb - жартылай өткізгіштер, Ві-металл. Қыздырған кезде осы үш элемент те оксидтер түзеді; 4Э+3О2-->2Э2О3.
Бұл элементтер кернеу қатарында сутегіден кейін тұр: Е0Э3+ /Э, В Аs(+0,30),
Sb(+0,74), Ві(+0,20). Сондықтан тотықтырғыш емес, қышқылдарымен әрекеттеспейді. Аs2О3 суда аз ериді. Sb2О3 және Ві2О3 ерімейді. Sb2О3 - амфотерлі оксид, күшті қышқылдармен әрекеттесіп тұз түзеді:
Sb2О3 + 3Н2SО4 --> Sb2(SО4)3 +3Н2О
Sb2О3 + 6НСI--> 2 SbСI3 +3Н2О
ал сілтілермен әрекеттесіп метасурьма және сурьма қышқылдарының тұздарын түзеді: 2NaOH + Sb2О3 --> 2NaSbО2 +Н2О
6NaOH + Sb2О3 --> 2Na3SbО3 +3Н2О
Аs2О3 қышқылдық оксид, Аs2О3 + 6 NaOH=2Na3AsO3 +3H2O
Ві2О3 негіздік оксид, сондықтан тек қышқылдармен әрекеттеседі:
Ві2О3 + 6 НСI--> 2 ВіСI3+3Н2О
Аs2О5, Sb2О5, Ві2О5 қышқылдық оксидтер, Н3АsО4-мышьяк қышқылы, тұздары арсенаттар; Н3SbО4 - сурьма қышқылы, тұзы-антимониттер Na 3SbО4
Na 3SbО2; Ві(ОН)3 ↓ тұздары висмутаттар: Na3ВіO3, NaВіO2.
Тотықтырғыш қышқылдарда үш элемент те ериді.
Аs +5НNO3 конц. --> Н3 АsО4 +5NO+Н2О
орта мышьяк қышқылы

3Sb +5 НNO3 конц. --> 3НSbО3 +5NO+ Н2О
мета сурьма қышқылы
2Sb +6 НNO3 сұйық--> Sb2О3 + 6 NO2 +3 Н2О
Ві + 4 НNO3 = Ві(NO3)3 + NO +2 Н2О - азот қышқылының концентрациясына байланысты емес.
Үш металл да сілтілермен әрекеттеспейді, тек мышьяк оттегі қатысында сілті балқымасымен әрекеттеседі.
4Аs +12 NaOH +5О2=4Na3AsO4+6H2O
Үш элементтің де +3 және +5 тотығу дәрежелеріне сәйкес қосылыстары болғандықтан, тотығу-тотықсыздану реакцияларына түседі:
Аs(+3) - Sb(+3) - Ві(+3) қатар бойынша қосылыстар тұрақтылығы артады.
Аs(+5) - Sb(+5) - Ві(+5) қатар бойынша қосылыстардың тұрақтылығы кемиді, сондықтан тотықтырғыштық активтілігі артады. Н3АsО4 тотықтырғыштық қасиетін тек қышқыл ортада көрсетеді:
Н3АsО4 +2НI =I2 + Н3АsО3 + H2O.
Н3SbО4 те қышқыл ортада тотықтырғыш болады;
Н3SbО4 +2 НСI = СI2 + Н3SbО3+ H2O.
Ві[5+] қышқыл ортада да, сілтілік ортада да тотықтырғыш болады:
5NaВіО3 + 4Mn(NO3)2 + 6 H2O --> 5NaВіО2 + 4HMnО4 +8НNО3
Мышьяк топшасы элементтері сульфидтер түзеді, олар - суда, сұйық тотықтырғыш болмайтын қышқылдарда ерімейтін ұнтақ заттар:
2ЭГ3 + 3Н2S = Э2S3 ↓+6НГ
2ЭГ5 + 3Н2S = Э2S5 ↓+10НГ
Сонымен, сульфидтерді галогенидтерінен алады.
Sb2S3 және Ві2S3 концентрлі НСI ериді, ал Аs2S3 тек тотықтырғыш қышқылдарда ериді: Э2S3 + 8HCI = 2H[ЭСI4] + 3Н2S
3Аs2S3 +28 НNО3 + 4 H2O = 6 Н3АsО4 + 9 Н2SO4 +28NО
Э2S3 қышқылдық қасиет көрсететіндіктен негіздермен әрекеттеседі:
Sb2S3 + 6 NaOH=Na3SbО3 + Na3SbS3 + 3 H2O
натрий стибаты натрий тиостибаты
Э2S3 қышқылдық қасиет көрсететіндіктен негіздік сульфидтермен әрекеттескенде тиотұздар түзіледі: Аs2S3 +3(NН4)2S=(NН4)3АsS3;
Ві2S3 тек калий мен натрийдің сульфидтерінің балқымасымен әрекеттеседі, сонда мета-тиосульфат түзіледі: Ві2S3+ Na2S = 2NaВіS2
Тиотұздар қатты күйінде тұрақты, бірақ олардың қышқылдары бос күйінде белгісіз. Э2S5- тек сульфидтері ғана белгілі, селенмен, теллурмен қосылыстары жоқ: Аs2S5 - Sb2S5 - Ві2S5 қатары бойынша тұрақтылықтары кемиді, себебі осы қатар бойынша +5 тотығу дәрежелерінің тұрақтылығы азаяды.
2 Na3АsО4 (2 Na3SbО4) +5Н2 S +6 НСI =Аs2S5(Sb2S5) + 6 NaСI +8 H2O
Ві2О5 + 6 Н2 S +2 NaOH = Ві2S5 + 7H2O+Na2S
Аs2S5 және Sb2S5 қышқылдық қасиет көрсетеді, сондықтан негіздермен және негіздік сульфидтермен әрекеттескенде тиотұздар (тиоарсенаттар мен тиостибаттар) түзеді:
Sb2S5 + 6 NaOH = Na3SbО3S + Na3SbS4 +3 H2O
Аs2S5 + Na2S=2 NaАsS3
Олардың да тиоқышқылдары бос күйінде белгісіз. Тиотұздардың түзілуі мен бөлінуі (қышқыл ортада) сапалық реакциялар жасағанда қолданылады.
Сурьма мен висмуттың (Э3+) тұздары бар, мышьяк үшін белгісіз:
2 Sb + 6Н2SO4 = Sb2(SO4)3 + 3 SO2 +6 H2O. Сурьма азот қышқылында ерігенде Sb(NO3)3 түзілмейді, оны былай алады:
SbСI3 + 3AgNO3 = Sb(NO3)3 + 3AgCI↓
Ві +4 НNО3 = Ві(NO3)3 + NO + 2H2O
2 Ві + 6 Н2SO4 = Ві2(SО4)3 + 3 SО2 +6H2O
Ві3+ тұздары суда гидролизге ұшырайтындықтан, ерітіндіде висмутилдер туындылары болады: (ВіО)2 SO4, (ВіО)2СO3. Сонымен бірге Ві(NО3)3 тұздары қос тұздар да түзеді: Ві(NО3)3 .2 NН4NО3 . 4H2O.
Қолданылуы: Ві құймаларға қосылады, Вуда құймасы ядролық реакторларда қолданылады, оңай балқитын құйма; Аs, Sb жартылай өткізгіштер.
Аs медицинада қолданылады. Ауыл шаруашылығында Аs инсектицидтер ретінде (зиянды жәндіктерді жоюға), телефон сымдарын жасауда қолданылады.
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1. Мышьяк топшасы элементтерінің оттекті қосылыстары, қасиеттері, алу.
2. Мышьяк топшасы элементтерінің қышқылдары, алу, қасиеттері
3. Мышьяк топшасы элементтерінің сульфидтері, қасиеттері
4. Мышьяк топшасы элементтерінің галогенидтері,қасиеттері,алу
5. Мышьяк топшасы элементтерінің тотығу-тотықсыздану реакциялары

VІА элементтерінің жалпы сипаттамалары. Элементтердің физикалық және химиялық қасиеттері . Оксидтері, гидроксидтері, алу, қасиеттері

Халькогендер - << кен түзушілер >>. Периодтық жүйенің VІА тобында оттегі, күкірт, селен, теллур, полоний орналасқан. Атомдарының сыртқы валенттілік қабатының электрондық конфигурациясы ns2np2. Оттегі типті бейметалл, күкірт диэлектрик, селен мен теллур металдық жылтыры бар, электр тоғын жақсы өткізеді, олар жартылай өткізгіштер, полоний типті металл. Оттегінің максималь валенттілігі төрттен, максималь тотығу дәрежесі екіден аспайды, қалған халькогендерден айырмашылығы. Оттегі - жердегі ең көп тараған элемент - 50% массалық үлесін құрайды. Электртерістігі (ЭТ ~ 3,5) болғандықтан, барлық дерлік элементтермен әрекеттеседі, тек фтор атомыныкінен төмен, сондықтан фтормен қосылысында тотығу дәрежесі +2, қалған қосылыстарында негізінен - (-2), тек сутегі пероксидінде - (-1). VI A топша элементтерінің V A топша элементтеріне қарағанда сутекті қосылыстары берігірек, себебі олардың ЭТ- гі (электр терістігі) жоғары, керісінше VI A топша элементтерінің оттекті қосылыстарының беріктігі азырақ.
Табиғатта кездесу. Табиғатта оттегісі бар 1400 минерал кездеседі (кварц, слюда, дала шпаты, саз, ізбес, т.б.). Оттегінің өте көп мөлшері химиялық байланысқан, еріген күйінде суда болады. Атмосферада 1015 т, адам организмінде 65%. Оттегіні алу әдістері: 1. Сұйық ауаны фракционды айдап;
2.Судың электролизі арқылы: 2H2O -->электролиз 2H2 + O2 .
Зертханада:
1. Оксидтерді термиялық айыру арқылы : 2CrO3 -->t02Cr+3O2 ;
2.Пероксидтерді айыру арқылы: BaO2(пероксид) -->t0 Ba+O2 ;
3.Оксоқышқылдар тұздарын айыру арқылы:
2KNO3 -->t0 2KNO2+O2 ;
2KClO3-->t0 2KCl+3O2 ;
2KMnO4 -->t0 K2MnO4+O2+MnO2 ; Физикалық қасиеттері: O2 суда аз ериді 100:3. Жер бетінен 100 км жоғары атом күйінде болады, УФ-сәулесі әсерінен айрылады О2 -->фотолиз О+O. О3 - озон оттегінің аллотропиялық түр өзгерісі, молекуласы диамагнитті. O2 - түссіз, О3 - көк түсті газ, полярлығы және полярлануы O2 - ге қарағанда жоғары.
Химиялық қасиеттері: Оттектің химиялық активтігі тек галогендерден ғана төмен. He+O2--> жүрмейді; Ne+O2--> жүрмейді; Ar+O2--> жүрмейді, басқа барлық элементермен қосылыс түзеді. 3O2 -->эл.разряд 2О3. Атмосферада 3O2 найзағай әсерінен 2О3 . Озонның химиялық активтігі оттекке қарағанда жоғары.
О3 +2H++2e---> O2 +H2O E0=+2,07в
O2 +4H++4e- -->2 H2O E0=+1,23в, соңдықтан О3 өте күшті тотықтырғыш. Химиялық активтігі бойынша O2 тек F2 кейін тұр. Инертті газдар, Pt, Au +O2 --> жүрмейді. Қалған бейметалдар оттегімен әрекеттеседі. ЭТ оттегі және бейметалдар айырмашылығы аз болғандықтан, оксидтері ковалентті байланыс түзеді. Соңдықтан бейметалл оксидтері - газдар, ұшқыш сұйықтар, тез еритін қатты заттар. Бейметаллдар оксидтері суда еріп, қышқыл түзеді. СО, NO, N2O,SiO тұз түзбейтін оксидтер, суда ерімейді, себебі ол молекулалар өте берік. Бейметаллдар оксидтері қышқылдық қасиет көрсетеді: P4O10(к) + 6H2O(су) = 4H3PO4 ;
SO3(г) + H2O(с) = H2SO4 ; Cl2O7(г) + H2O(с) = 2HClO4 . Элементтердің тотығу дәрежесі өскен сайын, олардың қышқылдық қасиеті артады: FeO3 , CrO3 , Mn2O7 тағы сол сияқты.
Металдардың оксидтері : негіздік, қышқылдық, амфотерлік болып бөлінеді. Сілтілік және сілтілік - жер металдар оксидтері суда ериді, бұл оксидтерде иондық байланыс болады. Металдардың тотығу дәрежесі өскен сайын оксидтерде коваленті байланыс болады. Егер элемент бірнеше оксид түзетін болса, оның тотығу дәрежесі артқан сайын оксидтердің қышқылдық қасиеті артады. Пероксидтер, супероксидтер, озонидтер: Пероксидтер сілтілік, сілтілік-жер металдар оттегіде жанғанда түзіледі: 2K+O2 --> K2O2 , құрамында О22- - анионы бар, тұрақсыз, суда гидролизге ұшырайды, сутек пероксидін түзеді. Сондықтан олар сутек пероксидтерінің тұздары деп саналады.
Супероксидтер сілтілік металдар жоғары қысымда, оттек атмосферасында жанған кезде түзіледі: К + О2 --> KO2 , олар тұз тәріздес иондық құрылысты кристалдық заттар. Күшті тотықтырғыштар, сумен қуатты әрекеттесіп, оттек бөліп, ыдырайды. 2КО2 + 2 H2O = H2O2 + 2КОН + О2 .
Озонның электронтартқыштығы жоғары, сондықтан ол сілтілік металдармен немесе олардың гидроксидтерімен оңай әрекеттесіп озонидтер түзеді:
K + O3 --> KO3 oзонидтер қызыл түсті, гидролизге түседі. K+O2-->KO2 супероксидтер. K2+O2-->K2O2 пероксид.

Күкірт. Алу, қасиеттері, қолданылуы. Қосылыстары, алу, қасиеттері

Күкіртте 3d- орбиталі болғандықтан, IV, VI валенттіліктерін де көрсетеді. Күкірт атомдары арасындағы байланыс өте берік, жер бетінде 0,05 % : бос күйінде, сульфидтер FeS2-пирит , PbS-галенит, сульфаттар CaSO4- ангидрит, BaSO4- барит кездеседі. Минералды су көздерінде - H2S газ күйінде болады.
Алу. Бос күкіртті кендерден алады. Күкірт сутекті, сульфидтерді тотықтырып, сульфаттардан карботермиялық әдіспен алады:
SО2 + 2СO --> S + 2СO2
Физикалық қасиеттері: бөлме температурасында ромбалық (α-күкірт), сары түсті, суда ерімейді. S-ромбалық --> 940С температурада моноклинді, ß- күкірт (S8), тәж сияқты. sp3 - гибридтелу. Сонымен күкірттің аллотропиялық түр өзгерістері бір-біріне температураға байланысты ауыса алады.
S8 <-->4500C<-->S6 <-->6500C<-->S4 <-->9000C<-->S2<-->15000C<-->S
S2 парамагнитті О2 сияқты, қалғандары диамагнитті. Күкірт химиялық активті. Кәдімгі жағдайда фтормен тез, сынап пен күміспен баяу, ал қыздырғанда көптеген элементтермен әрекеттеседі:
S + Me --> t0 сульфидтер Ме2 Sn - металл валенттілігіне байланысты.
Оттегімен, галогендермен әрекеттесіп, диоксид және дигалогенид түзеді:
S + О2 --> SО2 ; S + Г2 --> SГ2 .
Сілтінің ыстық ерітінділерінде күкірт диспропорцияланады.
3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 +3H2O диспропорциялану реакциясы.

Қосылыстары, алу, қасиеттері, қолданылуы

Күкірттің бірнеше оксидтері бар, тұрақтылары - SО2 , SО3 . Табиғатта кездесетін күкіртті жағу арқылы S + О2--> SО2 немесе сульфидтік минералдарды өртеу арқылы ZnS + O2 = ZnO + SO2 алады, бұл өндірістегі алу жолдары. (4+) тотығу дәрежесіне сәйкес оксиді өткір иісті, улы газ.Ол суда жақсы ериді. SО2 + H2O <--> H2 SO3 <--> H+ + HSO3- <--> 2H+ + SO32- Бұл тепе-теңдік қыздырғанда не қышқылмен әсер етсе, солға қарай, салқындатса не сілтімен әсер етсе, оңға ығысады. Күкіртті қышқыл тұрақсыз, бос күйінде болмайды, орташа күшті, екі негізді қышқыл.
Зертханада концентрлі күкірт қышқылы мен мысты әрекеттестіріп алады:
Cu + 2H2SO4 --> Cu SO4 + SО2 + 2H2O; немесе сульфидтерге қышқылмен әсер етіп: Na2SO3 + 2НСІ -->2NaСІ + SO2 + H2O.
Күкірт (ІV) оксиді химиялық активті, себебі молекуласы полюсті, сонымен бірге электрондық жұптың доноры, сондықтан ол комплекс түзу, гидраттану реакцияларына бейім. Бұл оксидте күкірттің тотығу дәрежесі аралық болғандықтан, ол тотығу және тотықсыздану реакцияларына түсе алады:
SО2 +2H2S-->3S+ 2H2O - күкірт (ІV)оксиді тотықтырғыш;
2Na2SO3 + О2 --> 2Na2SO4 - күкірт (ІV)оксиді тотықсыздандырғыш. Күкірт (ІV)оксиді сілтілерде еріп, сульфит және гидросульфит түзеді:
SО2 + NaOH --> NaHSO3 - гидросульфит SО2 + 2NaOH--> Na2SO3(сульфит) +H2O Гидросульфидтер суда жақсы ериді, гидролизге ұшырайды. Қатты күйдегі гидросульфиттерді қыздырғанда дисульфидтер түзіледі:
2NaHSO3-гидросульфиттер --> t0 Na2S2O5+H2O пиросульфитке айналады, бірақ H 2S2O5 - пирокүкіртті қышқылы жоқ, себебі тұрақсыз.
Күкірт (ІV) - тің оксогалогенидтері бар, ондағы SO2+ радикалы тионил деп қосылыстарын тионилгалогенидтер дейді:
SО2 +PCl5-->POCl3(оксихлорид) + SOCl2 (тионилхлорид).
Олар тотықсыздандырғыштар болады және суда еріп гидролизге ұшырайды: SОCl2+2H2O-->2HCl+H2SO3- суда жақсы ериді; Тионилхлорид - түссіз, өткір иісті сұйықтық.
Күкірт (ІV) - тің туындысы тиокүкіртті қышқыл және оның тұздары тиосульфиттер бос күйінде белгісіз, ал тиосульфаттар бар:
Na2SO3 +S--> Na2S2O3 - тиосульфат,
Na2S2O3+HCl -->2NaCl + H2S2O3 - тиокүкірт қышқылы да күкірт қышқылы сияқты күшті қышқыл, бірақ тұрақсыз:
H2S2O3 --> S+ SО2 + H2O.
Тиосульфаттар тотықсыздандырғыш, себебі құрамында тотығу дәрежесі -2 болатын күкірт атомы бар, әлсіз тотықтырғыштармен де реакцияға түседі:
2Na2S2O3 + J2 --> 2NaJ + Na2S4O6 Тиосульфат-ионы лиганда ретінде комплексті қосылыстар құрамына кіреді:
2Na2S2O3 + AgBr --> NaBr + Na3 [Ag(S2O3)2].
Күкірт (ІV)оксиді тотықсыздандырғыш қасиетін көрсететін реакцияға сульфурилгалогенидтердің түзілуін де жатқызуға болады:
SO2 + Cl2 -->hυ SO2Cl2 - хлорлы сульфурил, өткір иісті түссіз сұйықтық. Ыстық суда ыдырайды SО2Cl2+2H2O-->2HCl+H2SO4
Күкірт (VІ) оксиді 2SО2 + О2 <--> 2SO3 катализаторлар қатысында (NO және ванадий(V) оксиді, оған активатор ретінде натрий оксиді мен кремний оксиді қосылады) түзіледі. Қолданылған катализаторларға байланысты: нитроза және контакт әдістері болып бөлінеді. Процесс 5000С маңында жүреді.
Сумен реакциясы өте шабытты жүреді: SO3 + H2O --> H2SO4 ;
H2SO4 - май тәріздес, түссіз, иіссіз моногидрат; H2SO4 - күшті тотықтырғыш, күшті қышқыл, суда шексіз ериді, судағы ерітіндісі толық диссоциацияға түседі. Сілтілік және сілтілік- жер металдар сульфаттары термиялық тұрақты, ал активтігі төмен металдар сульфаттары айрылады:
ZnSO4 -->ZnO +SO3 ; Ag2SO4 -->2Ag+SO2+O2 ; Гидросульфаттарды балқытса: 2NaHSO4--> t0 Na2S2O7 + H2O дисульфат (пиросульфат) түзіледі. Пирокүкірт қышқылын H2S2O7 --> H2SO4 + SO3, оны оксидті күкірт қышқылында еріткен деп қарау керек. Егер H2SO4-те SO3 ерітсе , олеум (май тәріздес деген сөз) түзіледі. Олеум күшті тотықтырғыш, су тартқыш.
Күкірт қышқылының химиялық қасиеттері оның ерітіндідегі концентрациясына байланысты. Тотығу-тотықсыздану реакцияларында металдар активтігіне және қышқылдың концентрациясына байланысты ол күкірт (ІV) оксидіне , дербес күкіртке, тіпті күкіртті сутекке дейін тотықсызданады. Al, Fe, Cr металдары суық концентрлі H2SO4 пассивтеледі, оксид қабаты пайда болады, сондықтан концентрлі қышқылды болаттан жасалған цистерналарда тасымалдайды.
Жеңіл металдар (ρ<5 г/см3) + H2SO4 конц. --> металл сульфаты+ H2S+ H2O; (Pt- тобы металдарынан басқа) Ме + H2SO4 ыстық конц. --> SO2 (S, H2S) металл активтігіне байланысты + металл сульфаты + H2O ; H2SO4 конц. +Me --> H2 шықпайды, не SO2 , не S, не H2S түзіледі. H2SO4 конц. HJ, HBr тотықтырады, HCl - ды тотықтырмайды. H2SO4 +8 HJ --> H2S+ 4J2 +4H2O; H2SO4 +4 HBr--> SO2+2Br2+2H2O H+2SO4 сұйытылған +Me--> H2 бөлінеді + металл сульфаты, реакция тек кернеу қатарында сутегінің алдында тұрған металдармен жүреді.
Сұйытылған күкірт қышқылы + Pb --> жүрмейді, себебі Pb беті PbSO4 тұнбасымен жабылады. H2SO4 тұздары --> сульфаттар, гидросульфаттар түзіледі. Көп сульфаттарда кристалданған суы болады: Na2SO4 10 Н2О глаубер тұзы. CaSO42H2O - гипс ; CaSO4H2O - алебастр; CuSO45H2O; FeSO47H2O - мыс, темір купоростары; қос тұздары ашудас (квасцы) деп аталады. KAl(SO4)212H2O; KCr(SO4)212H2O.
Гидросульфаттарды активті металдар түзеді, суда жақсы ериді, қыздырғанда дисульфаттарға айналады. Дисульфаттар гидролизге түскенде кері реакция жүреді: Na2S2O7 + H2O <--> 2NaHSO4
Алу: Күкіртті сутекті балқытылған күкіртті сутекпен әрекеттестіріп не сульфидтерге сұйытылған тұз қышқылымен әсер етіп алады:
H2 + S = H2S; ZnS + 2HCI = ZnCI2 + H2S
S 2- - қосылыстары: H2 S газ, судағы ерітіндісі, әлсіз қышқыл. H2 S <--> H++HS- <--> 2H++S2- Бұл өте улы газ , гемоглобин құрамындағы Fe 2+ әрекеттеседі. H2S --> сульфид --> гидросульфидтер , гидросульфидтер суда жақсы ериді. Тұздары түсті HgS-қызыл, CdS- тоқ сары; ZnS - сары.
1.суда еритін сульфидтер: сілтілік, сілтілік-жер металдар сульфидтері, гидролизге ұшырайды.
2.cуда ерімейді, бірақ қышқылдарда (HCl, H2SO4) ериді, егер ЕК <10-26 .
3.азот қышқылындада ериді
CuS+4HNO3 конц. -->Cu(NO3)2 +S+NO2+2H2O.
Күкіртті сутек күшті тотықсыздандырғыш, ауада жанады:
2H2S + 3О2 --> 2SO2 + 2H2O , ауа жеткіліксіз болса, күкірт түзіледі, бұл реакцияны күкірт алу үшін пайдаланады: 2H2S + О2 --> 2S + 2H2O.
Сульфидтерді элементтерді тікелей әрекеттестіріп алады: Zn + S = ZnS;
Суда ерімейтін сульфидтерді сульфаттар ерітіндісіне көмірсутекпен не еритін сульфидтермен әсер етіп алады: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4 ;
Активті металдар сульфидтерін сульфаттарды көмірмен жоғары температурада тотықсыздандырып: ВаSO4 + 4С = ВаS + 4СО алады.
Сульфидтер де оксидтер сияқты период бойынша негіздік, қышқылдық, амфотерлі болады. Сульфидтер жартылай өткізгіштік қасиеттер көрсетеді.
Негіздік және қышқылдық сульфидтер әрекеттесіп, тиотұздар түзеді.
Na2S + CS2 = Na2CS3. Тиоқышқылдары тұрақсыз.
Күкірт және оның қосылыстарының қолданылуы: Өндірілетін күкірттің жартысынан көбі күкірт қышқылын алуға қолданылады. Ауыл шаруашылығында өсімдіктер ауыруымен күресуге қолданылады. Каучуктер вулканизациясында, сіреңке өндірісінде, күкіртті көміртек синтезінде, тері ауруларын емдеуге қолданылады. H2SO4 - минералды тыңайтқыштар алуда, басқа қышқылдар алуда, металдар мен бейметалдар алуда, сульфаттар алуда, мұнай өнімдерін тазалауда, қорғасын аккумуляторларын алуда, шыны өндірісінде қолданылады. Металдардың сульфидтерінің түстеріндегі және ерігіштіктеріндегі айырмашылықтарын аналитикалық химияда металл катиондарын анықтауға және бір-бірінен ажыратуға қолданады.
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1.Элементтердің жалпы сипаттамасы; 2. Оттегінің металдармен, бейметалдармен қосылыстары, қасиеттері; 3. Күкіртті сутек, алу, қасиеттері;
4. Күкірттің оттекті қосылыстары, қышқылдары, қасиеттері;
5. Сульфиттер, сульфаттар, сульфидтер, алу, қасиеттері.

Селен топшасы элементтері

Оттегі және күкірт элементтерінен селен топшасына өткенде атомдық радиустарының өсуі, иондану энергиялары мен электртерістіктерінің кемуі, олардың О2 --> Те қарай металдық қасиеттерінің артуына әкеледі, сондықтан тотықтырғыштық қасиеттері кемиді де, тотықсыздандырғыштық қасиеттері артады. Оң тотығу дәрежелерінде топ бойынша жоғарыдан төмен қарай тотықтырғыштық қасиеттері артады. Мысалы, күкірт +4 тотығу дәрежесі көбірек тотықсыздандырғыштық қасиет көрсетсе, ал селен мен теллурдың +4 тотығу дәрежелеріндегі қосылыстары - тотықтырғыштар.
Алу: жер қыртысында Sе - 6.10-5% , Те - 1.10-6 %. Бұл элементтер көбінесе мыс, мырыш, қорғасын сульфидтерінде ілесіп жүреді. Сондықтан оларды түсті металлургия қалдықтарынан және күкірт қышқылы өндірісінде алады. Олар да сульфидтерді жаққанда күкірт сияқты SеО2, ТеО2 оксидтеріне айналады, содан кейін күкіртті газбен тотықсыздандырады:
SеО2 +2SО2 + 2Н2О = Sе + 2Н2SО4
Аса таза Sе және Те вакуумдық дистилляция арқылы алынады.
Физикалық қасиеттері: Sе мен Те әртүрлі түр өзгерістерде бола алады.
Sе және Те - жартылай өткізгіштер. Sе, Те оттегімен, галогендермен +6 және +4 тотығу дәрежелерін көрсететін қосылыстар түзеді.
Sе (Те) + О2 -->SеО2 (ТеО2), SеО3 (ТеО3),
Sе (Те) + Г2 -->SеГ4 (ТеГ4), SеГ6 (ТеГ6)
Күкірттен теллурға қарай металдық қасиет артатындықтан галогенидтері
әртүрлі және тұрақты. Суда ериді, гидролизге ұшырайды.
Сұйытылған тотықтырғыш-қышқылдармен селен әрекеттеспейді, ал теллур сумен де тотығады, қыздырғанда: Те + 2Н2О = ТеО2 + 2Н2
Қыздырғанда (балқытқанда) Sе, Те металдармен әрекеттесіп, селенидтер мен теллуридтер түзеді:
2 Сu + Sе --> Cu2Se
2 Ag + Te --> Ag2Te
Күкірт сияқты сілтілер ерітіндісімен Sе әрекеттессе , ал Te қайнатса ғана, диспропорциялану реакцияларына түседі:
қыздыру
3Sе + 6КОН ───--> 2К2Sе + К2SеО3 + 3Н2О
<--───
суыту

Қосылыстары, алу, олардың қасиеттері

Sе, Те ауада жанғанда диоксидтері түзіледі:
Те (Sе) + О2 --> ТеО2 (SеО2). Бұл диоксидтер-қатты, полимер заттар. SO2 - SeO2 - TeO2 қатары бойынша қышқылдық қасиеттері азаяды.
ТеО2 суда нашар ериді, ол амфотерлік қасиет көрсетеді. SеО2 суда жақсы ериді, екі оксид те сілтілерде жақсы ериді.
(TeO2) SеО2 + 2NaOH = (Na2TeO3) Na2SeO3 + H2O,
TeO2 + 4НСІ --> ТеСІ4 + 2H2O
Осы оксидтерге сәйкес селенді және теллурлы қышқылдар тұздары -селениттер мен теллуриттер түзіледі. Бұл қышқылдардың күші H2SO3 - H2SeO3 - H2TeO3 қатар бойынша төмендейді. Бұл қышқылдарды тұздарына күшті қышқылдармен әсер етіп, бөліп алуға болады. Н2SeO3 - ақ, оны диоксидін суда ерітіп те алуға болады, ылғал жұтқыш, қатты зат, 700С-ден жоғары болса, айрылады; Н2ТеО3 полимеризацияланады, оны ТеО2 . хН2О деп те жазуға болады, амфотерлік қасиет көрсетеді. Екі қышқыл да әлсіз қышқылдар, күшті тотықтырғыштар оларды селен қышқылы мен теллур қышқылына айналдырады.
5Н2SeO3 + 2 КМnO4 +3Н2SО4 = 5Н2SeO4 + 2МnSО4 + К2SО4 + 3Н2О
Теллурдың ортотеллур Н6ТеО6 және Н2ТеО4 метателлур қышқылдары бар. Н2SeO4 және Н2ТеО4 селен, теллур қышқылдары. Бұл қышқылдар-түссіз, қатты заттар. Н2SeO4 - күшті қышқыл, Н6ТеО4 әлсіз қышқыл. Н2ТeO4 және Н2SeO4 күшті тотықтырғыштар:
SeO42- + 4H+ + 2e = Н2SeO4 + Н2О, Е = 1,15в
Н6ТеО6 + 2Н+ +2e --> ТеО2 + 4H2O Е = 1,02в
SО42- + 4Н+ +2e --> Н2SО3 + H2O Е = 0,17в
Бұл мәндерден Н2SО4 әлсізірек тотықтырғыш екендігін көруге болады, сондықтан олар НСI-ды СI2-ге дейін тотықтыра алады (Н2SО4 - тотықтыра алмайды):
Н2SeO4 +2 НСI = СI2 + Н2SеО3 + Н2О
Селен қышқылында ыстық күкірт қышқылы да еріте алмайтын алтын ериді:
2Аu+6H2SeO4 =Au2(SeO4)3+3SeO2 +6H2O
бірақ платинаны еріте алмайды, тек селен және тұз қышқылдарының концентрлі ерітінділері қоспасы болса, платина мен алтынды ерітеді (хлор атомы бөлінетіндіктен):
2Н2SeO4+4НСI+ Рt = PtCI4 +2SeO2+4H2O
Селенаттар сульфаттарға көбірек ұқсас: бірдей металдардың селенттары мен сульфаттары ерігіштіктері бойынша жақын, ашудас сияқты қос тұз түзуге қабілеттіліктері де ұқсас, кристаллохимиялық структуралары жақын. Олардың арасында изоморфизм мысалдары көп, ал теллураттар бөліктеу, ВаТеО4 суда жақсы ериді. Сонымен бірге, селенаттар тұрақсыздау, оттегіні оңай бөледі, ал тотықсыздандырғыштармен қыздырған кезде селенді бөледі.
Ортотеллур қышқылын қыздырғанда триоксид түзіледі.
3000
Н6ТеО6 = 3H2O + TeO3 не H2TeO4 ═ H2O + TeO3
Селен триоксиды былай алынады: К2SeO4 + SO3 = К2SO4+ SeO3,
SeO3 кристалды зат, суда жақсы ериді, TeO3 суда ерімейді. SeO3, TeO3 күшті тотықтырғыштар, суық тұз қышқылын SeO3 тотықтыра алады, ал TeO3-тек қыздырғанда: ЭО3 + 2НСI --> СI2 +Н2ЭО3 РоО3-алынған жоқ.
Селен қышқылы күші бойынша Н2SO4 жақын КD=1.10-2, ал теллур қышқылы әлсіз КD=2.10-8.
Сонымен, селен қышқылын SeO3 + Н2О = Н2SeO4 алса, теллур қышқылын тек қыздырып, мына реакция бойынша алады:
t [0]
Те + Н2О2 --> Н2TeO4 + 2H2O
[(30%)]
Күкірт сутектің гомологтары Н2Se, Н2Те - ұшқыш заттар.
Оларды былай алады: АI2Te3 + 6H2O = 3H2Te + 2AI(OH)3 теллуридтерді, селенидтерді суда не сұйық қышқылдарда ерітіп:
FeSe + 2HCI = FeCI2 + H2Se
Олар улы, түссіз, жағымсыз иісті газдар, суда ерітіп, әлсіз қышқылдарын алады. Н2S --> Н2Sе --> Н2Те қышқылдық қасиеттері артады, себебі халькоген мен сутегі арасындағы байланыстың беріктігі азаяды. Н2Те тек орта тұз түзеді.
Н2S --> Н2Sе --> Н2Те тотықсыздандырғыш қасиеттері жоғарылайды. Н2Sе және Н2Те судағы ерітінділерінде тотығып, бос Sе,Те бөледі. Газ тәріздес Н2Sе мен Н2Те жанғанда диоксидтер түтінденіп бөлінеді:
2Н2Э + 2О2 --> 2Н2О + ЭО2
Селенидтер (металдармен қосылыстары) қасиеттері бойынша көбірек сульфидтерге ұқсас. Сілтілік металдар, мыс және күміс селенидтері мен теллуридтері - стехиометриялық қосылыстар, селенсутек және теллурсутек қышқылдарының тұзы, олар оңай гидролизденеді.
Қолданылуы. Sе және Те жартылай өткізгіштер ретінде фотоэлементтер, фоторезисторлар, фотографияда, каучук вулканизациясында, шыны өңдірісінде, қорғасын кабельдерін алуда қолданылады.

Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1. Элементтердің жалпы сипаттамасы; 2. Селен, теллурдың металдармен, бейметалдармен қосылыстары, қасиеттері;
3. Сутекті қосылыстары, алу, қасиеттері;
4. Тұздары,алу, қасиеттері;
5. Күкірт және селен топшасы элементтері қасиеттерінің өзгеру заңдылығы.

Галогендердің жалпы сипаттамасы. Алу, қасиеттері, қолданылуы.
Қосылыстары, алу, қасиеттері, қолданылуы

Галоген - <<тұз тудырушы>>. Фтор мен хлор газдар, типтік элементтер. Бром топшасы элементтері өзара толық электрондық аналогтар. Тотығу дәрежелерге : -1, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 сәйкес қосылыстары (фтордан басқасының) болады. Фтор қосылыстарында тек -1 тотығу дәрежесін көрсетеді. Электрон қосылғыштық F...At ( фтордан астатқа дейін) азаяды, радиус артады, иондану энергиясы азаяды, бейметалдық қасиеті кемиді, тотықтырғыш қасиеттері азаяды. Фтор - бейметалдық қасиеттері ең мол элемент және оның иондану энергиясы өте үлкен шама.
Жер қыртысында кездесу: көбінесе галогенид ретінде кездеседі (%массалық үлесі): F - 6,5.10-2; Cl - 4,5.10-2; Br - 3.10-4; J - 1.10-5. Флюорит - CaF2 , криолит - AlF3 3NaF , фторапатит 3Ca3(PO4)2 CaF2 ; NaCl - галит, теңіз, мухит суларында, KCl MgCl2 6H2O - карналлит, KCl NaCl - сильвинит. Теңіз суында KBr, NaBr, MgBr2, KJ, J2 болады.
Алу, қасиеттері, қолданылуы

Өндірісте: F, Cl - электролиз арқылы алады: KF2HF балқыма --> F2 , катодты болаттан, анодты графиттен не никельден жасайды. Сонымен бірге HF +KF эвтектикалық қоспасының электролизі арқылы да алады.
NaCl (конц.ерітіндісі) электролиз --> Cl2 ;
Теңіз суынан NaJ (NaBr) + Cl2 --> J2(Br2) + NaCl
Зертханада: 2NaBr + 2H2SO4 + MnO2 = Na2SO4 +MnSO4 + 2H2O + Br2 ; 16 HCl+2KMnO4 --> 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
At: 1940 ж 209 83 Bi + 42He -->21185At + 210n
<<Астат>> - <<тұрақсыз>> деген сөз.
Физикалық және химиялық қасиеттері. F2, Cl2 - газдар , Br2- сұйық, J2-қатты зат. Байланыс энергиялары ЕF-F = 151 кДж/моль. Е Cl-Cl = 238 кДж/моль; Бірақ басқа элементтермен қосылыстарында фтор берігірек (H, Cl, Si және басқа ), себебі фтор өлшемі кіші және ЭТ (электртерістігі) үлкен. F2 қыздырғанда инертті газдармен де әрекеттеседі: Хе +3F2-->XeF6 ; Г2 металдармен әрекеттеседі: F2 + Au, Pt -->AuF3, PtF4 ; Мына металдармен Fe, Cu, Ni, Al, Zn + F2 -->жай температурада әрекеттеспейді, себебі беттерінде фторид қабаты пайда болады. Бейметалдармен әрекеттеседі: F2 + O2, N2, C --> F2O ( NF3 , CF4); F2 +H2 --> 2HF қопарылыспен әрекеттеседі. Фтор атмосферасында мынандай тұрақты қосылыстар да SiO2, H2O жанады: SiO2 + 2 F2 SiF4 + O2 2H2 O + 2 F2 4 HF + O2 . Хлор да мына бейметалдармен әрекеттеседі:
Cl2 + O2, N2, C --> CI2 O ( CI3N, CCI4) ;
Cl2+H2 -->hυ түзбекті реакция. Г - Н арасындағы байланыс энергиясы үлкен болғандықтан, фтор, хлор көптеген сутекті қосылыстардан сутегін алады:
3F2 + 2NH3 --> 3НF + NF3; B2H6, SiH4 т.б.
C10H16 - скипидар хлормен әрекеттескенде жанады :
C10H16 + 8Cl2-->16HCl + 10C ;
F2 --> J2 тотықтырғыштық қасиеттері кемиді, ал F- --> J- тотықсыздандырғыштық қасиеттері артады.
2KBr + Cl2 --> 2KCl + Br2 активтігі жоғары галоген НГ, МеГ қосылыстарынан активтігі төмен галогенді ығыстырады, ал керісінше активтігі төменірек галоген активтігі жоғарырақ галогенді оттекті қосылысынан ығыстырады: Br2+2KClO3-->2KBrO3+Cl2 ;
J2+2HClO4=4HJO4+Cl2 .
F2 сумен әрекеттескенде, оны ыдыратады. 2F2+2H2O=4HF+O2 ↑, сонымен бірге O3, OF2, H2O2 түзіледі .
Cl2, Br2, J2 суда аз ериді , аздап реакцияға түседі .
Cl2, (Br2, J2) +H2O <--> НГО+HГ (1). HClO- хлорлылау қышқылы, күшті тотықтырғыш, (1) - реакцияны Н.А. Яковкин 1899 ж ашқан. HClO-->HCl+O, хлордың ағартушылық қасиетін түсіндіреді. J2 судан гөрі KJ ерітіндісінде жақсы ериді J2+KJ-->K[J3] комплексі түзіледі.
Br2, J2 органикалық еріткіштерде ( CS2, этанол, хлороформ, бензол т.б.) ериді. F2 олармен әрекеттеседі. ( Жараны емдеуге йодтың сулы - спиртті 5% және спиртті 10% ерітіндісі қолданылады ).
Қосылыстары, алу, қасиеттері, қолданылуы

Сутек пен хлор қараңғыда өте баяу әрекеттеседі , ал олардың қоспасына күн сәулесі түссе, процесс қопарылыспен тармақталған тізбекті реакциялар механизмі бойынша жүреді: H2 + Г2 --> 2НГ.
Өнеркәсіпте фторсутекті кальций фторидіне күкірт қышқылымен әсер ету арқылы алады: CaF2 + H2SO4 конц. --> CaSO4 + H2F2 (2 НF).
Хлорсутекті өнеркәсіпте де, зертханада да мына әдіспен алады:
2NaCl +H2SO4 конц.--> Na2SO4 + 2 НСІ ;
НF --> HJ тотықсыздандырғыштық қасиеті артады, қышқылдық қасиеті де артады. HJ +O2 -->2H2O+2J2 тотықсыздандырады. HBr+O2 --> 2H2O+2Br2 өте ақырын жүреді. HCl+O2 --> жүрмейді.
Ас қорытуға асқазандағы HCl - асқазан сөлі, рН~1-3. ~0,3 % НСІ болады. (HF)n Бөлме температурасында (HF)2 ; Температура төмен болған сайын "n" мәні көбірек. HBr, HJ бұл реакциялар арқылы алынбайды, себебі олар күшті тотықсыздандырғыштар, соңдықтан Br2, J2- ге айналды. Оларды(HBr,HJ) РГ3 гидролизі арқылы алады:
РГ 3 + 3H2O=H3PO3+3HГ ; HJ-ты мына реакция арқылы да алады: J2 + H2S=2HJ+S↓ Судағы ерітінділері HГ қышқылдар. HF, F2 сияқты шынымен (кварцпен) әрекеттеседі 4HF + SiO2 --> 2H2O + SiF4↑; SiF4 + 2HF =H2[SiF6] - кремний фторсутек қышқылы. HF - қышқылының шынымен әрекеттесу қасиетін шыны бетіне сурет салуға қолданады. HF - балқытқыш қышқылы ~38%- ті болады.
HF <--> H+ + F- ; КD = 7.10-4 , әлсіз қышқыл, молекулалары арасында сутектік байланыс бар. Тұздары фторидтер - улы. HCl - тұз қышқылы ~37%, ρ=1,19 г/мл ; HCl, HBr, HJ - күшті қышқылдар, тұздары да суда жақсы ериді, тек BiJ3, AgГ,PbГ2 суда ерімейді.
Сулы ортада иондық хлоридтер - негіздік (активті металдардың хлоридтері), коваленттілік хлоридтер - қышқылдық (бейметалдар хлоридтері) қасиетке ие болады.
Оттекті қосылыстары

Галогендер тікелей оттекпен әрекеттеспейді, тек F2 + O2 --> F2O - газ,
улы , тек осы қосылыста оттегінің тотығу дәрежесі +2 болады. Фтор сілтімен әрекеттескенде де фтордың оксиді түзіледі.
2F2 + 2NaOH --> 2NaF+ OF2+ H2O, бұл реакция нәтижесінде тағы мына заттар түзіледі: О2 , О3 , Н2О2 .
F2O - ға сәйкес қышқылы жоқ. F2O- күшті тотықтырғыш :
2H2 + OF2 = 2HF + H2O; SiO2 + OF2 -->SiF4 +O20
Хлор (І) оксидінің түзілу процесінің Гиббс энергиясы оң мәнге тең болғандықтан элементтердің тікелей әрекеттесуінен түзілмейді, тек жанама жолмен алады: 2Cl20 +2 HgO = HgCl2 . HgO + Cl2O↑; Cl2O - газ, улы,
суда жақсы ериді.
Cl2O + H2O = 2HClO - хлорлылау қышқылы, әлсіз қышқыл. ClO2 - қоңыр, өткір иісті, улы газ, тез жарылады, сол кезде Cl2 және O2 түзіледі. Өнеркәсіпте: 2NaClO3 (хлорат)+ SO2 + H2SO4 = 2ClO2+2NaHSO4
Хлор (ІV) оксиді қалыпты жағдайда хлор және оттегі түзіп, айрылады. Суда баяу, сілтілер ерітінділерінде оңай диспропорцияланады:
2ClO2 + H2O <--> HClO2 + HClO3 HClO2 - хлорлы қышқылы 2ClO2 +2NaOH=NaClO2(хлорит)+NaClO3 (хлорат) + H2O;
HClO3 - хлорлау қышқылы, диспропорциялану реакциясы.
Хлорлы қышқыл дербес күйінде белгісіз, тұрақсыз, ыдырайды. HClO2 , тұзы хлорит: 4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 +H2O;
Хлорлау қышқылының ангидридін (ClO3 ) былай алады: 2ClO2 + O20 = 2ClO3
ClO3 - қоныр, сұйық зат.2ClO3 + H2O-->HClO3 + HClO4
Бұл қышқылдардың тұздарын хлораттар КClO3 және перхлораттарды КClO4, оксидті калий гидроксидінде ерітіп, алады.
HClO4 - хлор қышқылы, күшті қышқыл, оксиді Сl2O7 - май тәріздес сұйық зат. 2 HClO4 + P2O5-->2HPO3+Cl2O7 ; Cl2O7 +H2O-->2 HClO4 . Бром мен иод тұрақсыз оксидтер түзеді: Br2O, BrO2, BrO3, Br2O7 , JO2, J2O5, бірақ аз зерттелген, себебі олар тұрақсыз. Бұл оксидтерге сәйкес қышқылдары мен тұздары бар. НОСl - хлорлылау, НОBr - бромлылау, НОJ - иодтылау қышқылдары. HOCl-->HOBr-->HOJ қышқыл күші, тұрақтылығы азаяды. Тұздары гипохлорит, гипобромит, гипойодит деп аталады. Қышқылдары да, тұздары да тотықтырғыштар. Мына қатар бойынша HOCl--> HOJ, KOCl-->KOJ тотықтырғыштық қасиеттері төмендейді.
Cl2 +2NaOH -->NaOCl + NaCl + H2O - жавель суы деп аталады.
Cl2 + Сa(OH)2-->Ca OCl+ Cl- + H2O ағартқыш , хлор ізбесі - CaOCl2 . Дезинфекцияға, матаны ағарту үшін қолданады. Хлор ізбесінің сапасы
<<актив хлордың>> пайыздық мөлшерімен анықталады ( <<актив хлор>> деген ізбестің хлор эквивалентіне шағылған тотықтырғыштық қабілеті). HCl+3O2, хлорлы қышқыл, тұзы хлорит. 2ClO2+ 2NaOH = NaClO3 + NaClO2 +H2O; 4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 +H2O; HClO3 хлорлау, HBrO3 бромдау, HJO3 - иодтау қышқылдары. Тұздары хлораттар, броматтар, иодаттар. HClO3 - HBrO3 - HJO3 тұрақтылығы артады, күші қышқыл ретінде кемиді. Г2O5 - оксидтері белгісіз; Br2+5Cl2+6H2O <--> 2HBrO3 + 10HCl 3J2+10HNO3конц. <--> 6HJO3+10NO+2H2O
Қайталауға және өздік бақылауға арналған сұрақтар :
1. Электролиз арқылы галогендерді алу процесі, механизмі, галогендердің химиялық қасиеттері;
2. Оксидтері, гидроксидтері, қасиеттері, алынуы; 3. Сутектік қосылыстары, қасиеттері;
4. Галогенсутектер қасиеттерінің сипаттамалары өзгеруінің заңдылықтары;
5. Галогендердің оттекті қосылыстары қасиеттерінің өзгеруі заңдылықтары.

Зертханалық сабақтар

№ 1 Зертханалық сабақтың тақырыбы: Заттардың эквивалентін анықтау

Сабақтың мақсаты: Металл эквивалентінің молярлық массасы М қосылыстан бөлінген сутегі көлемі арқылы анықтау әдісін үйрету.
Зертханалық жұмыс бойынша сұрақтар:
1.Заттың эквиваленті деген не?
2.Жай және күрделі заттардың эквивалент массалары қалай анықталады?
3.Тәжірибеге керек құралдың газды өткізбейтіндігін қалай тексереді?
4.Тәжірибеде бөлінген сутегі көлемін қалай қалыпты жағдайдағы көлемге айналдырады?
Жұмысты жүргізу: 1.
№ 1 Суретте көрсетілген құралды жинап, оның газ өткізбейтіндігін тексеру керек. Ол үшін пробиркалардан тығынын алып, екінші бюретка арқылы пробиркамен қосылған бюреткадағы судың деңгейін белгілі бір деңгейге қою керек, сосын пробирканы тығындап, екінші бюретканы 10-15 см төмен түсіру керек.
Егер судың деңгейі пробиркамен қосылған бюреткада өзгермесе, бұл құрал газ шығармайды.
2.Аналитикалық таразыда 0,2 г жуық металл (Ғе, Zn, Mg, Al) өлшеп алу керек.
3.Пробиркаға 10 мл тұз қышқылын құйыңдар. Пробирканы еңкейтіп ұстап, өлшенген металды пробирканың жоғары жағында сақтаңдар. Пробирканы тығындаған кезде металл қышқылға түсіп кетпеуін қадағалаңдар.
4.Судың деңгейі бірдей деңгейде тұратындай етіп екі бюретканы орналастырыңдар. Бастапқы деңгейді зертханалық дәптерге жазыңдар (V1). Металды қышқылға түсіріңдер. Металл мен қышқыл арасында реакция жүре бастайды, сутегі бөлініп, су ығыса бастайды.
5.Металл еріп болған соң және пробирка суыған соң, сутегінің көлемі анықталады. Бөлінген сутегінің көлемі V пробирка қосылған бюреткада көрсетілген соңғы судың деңгейінен (V2) бастапқы деңгейді алу арқылы анықталады.
6.Атмосфера қысымы Ратм,кПа, тәжірибе температурасы- tтәжірибе 0С, тәжірибе температурасына сәйкес келетін су буының қысымы (№1 кестеге қара)- РН2О, кПа және сутегінің қысымы РН2, кПа (РН2О, кПа= Ратм - РН2О) өлшеңдер.
Бөлінген сутегі көлемін қалыпты жағдайға мына формула арқылы келтіріңдер:
V ‗ V∙РН2∙273
101,3∙(273+tтәжірибе)
40005001905000V- сутегі көлемі.

Металл эквивалентінің молярлық массасы қалыпты жағдайда есептеңдер:

m, г металл - V мл сутегін ығыстырады.

M (fэкв Ме)- 11200 мл сутегін ығыстырады. Барлық өлшемді №2 таблицаға жазыңдар.
№1 сурет Металл эквивалентінің молярлық массасын анықтауға арналған құрал.
№1 кесте Қаныққан су буының сумен тепе-теңдігі қысымы.
Температура 0С
Будың қысым Па*103 (мм сынап бағанасы)
0
0,61 (4,58)
5
0,87 (6,54)
10
1,23 (9,20)
15
1,70 (12,79)
16
1,82 (13,63)
19
2,20 (16,48)
20
2,37 (17,53)
21
2,48 (18,65)
22
2,64 (19,82)
23
2,80 (21,09)

№2 кесте Қорытынды кесте
m, г
tтәжірибе 0С
Р, кПа
РН2О, кПа
Vтәж
V0, мл
M (fэкв Ме)

Өзін өзі бақылауға және зертханалық жұмыстарды қорғауға арналған сұрақтар:
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. б) 2,00∙1023 азот молекулаларын.
№2 Зертханалық сабақ
Газ тәрізді заттардың молярлық массасын анықтау

Жұмыстың мақсаты: Газдың молярлық массасын анықтайтын әдістердің бірімен танысу, таразыда өлшеп үйрену және газ заңдарын қолданып молярлық массаны анықтау.
Реактивтер мен құралдар: Кипп аппараты, технохимиялық таразы, цилиндр (250 мл) тығынмен колба (200-250 мл), термометр, барометр, тұз қышқылы (1:3), мрамор.
Көміртегінің қос оксидін (СО2) алу үшін Кипп аппаратын жинау керек. Мраморға СаСО3 тұз қышқылын құйып СО2 алады.
Зертханалық жұмыс бойынша сұрақтар:
1.Газ тәріздес заттардың молекулалық массаларын анықтау үшін қолданылытын формулаларды жазу керек.
2.Кипп аппаратының құрылысы.
3.Көмір қышқыл газы бөлінгенде жүретін реакция теңдеуі.
4.Кипп аппаратынан бөлінген газды қалай тазалайды?
№2 сурет Көміртек оксидін алатын құрал

38101460500Алынған көміртегінің (ІҮ) оксидін тұз қышқылынан тазалау үшін, оны натрийдің гидрокарбонаты ерітіндісінен NaHСО3 өткіземіз, сосын концентрлі күкірт қышқылынан өткізіп, құрғатады. Таза және құрғақ колбаны резина тығынымен жауып, белгі қойып, технохимиялық таразыда 0,01 г дәлдікке дейін өлшеңдер, колбаның массасын- m1 жазыңыздар. Колбаны көміртегінің (ІҮ) оксидімен 3-4 мин Кипп аппаратынан жіберіп, толтырыңдар. Колбадан ақырындап газ келген трубканы шығарып, колбаны тығындап, қайта таразыда өлшеу керек- m2. Колбаны СО2-мен бірнеше рет толтырып, бірнеше рет өлшеу керек. Егер m2 кейінгі рет өлшегенде бір-бірінен 0,01 г айырмасы болса, өлшеуді аяқтаңдар.
Колбаның көлемін анықтау керек, оны колбадағы белгіге дейін су құйып, сосын цилиндрге құйып, анықтаңдар. Тәжірибе температурасын анықтап tтәжірибе 0С, оны абсолют температураға аудару керек. Т0К = 273 + tтәжірибе.
Барометрдегі атмосфера қысымын анықтау керек, Р, кПа.
P, V, T белгілі болғандықтан Менделеев-Клапейрон теңдеуі бойынша ауаның колбадағы массасын анықтау керек- mВ
mВ= Mауа *pV/RT = 29* pV/RT
Колбадағы көміртегінің (ІV) оксидін қалыпты жағдайға мына теңдеу бойынша аударамыз:
V0Р0 = VР V0 = VРТ0
Т0 Т Р0Т
Т- температура 0К; V0-Т= 273К және р0 = 101,3 кПа болғандағы көлем. СО2 молярлық массасын есептеңдер:
1)СО2 ауа салыстырмалы тығыздығы арқылы:
М (СО2) = (mСО2*29)/ mауа ;
2)Газдың молярлық көлемі бойынша:
М(СО2) = (mСО2*22,4)/ V0
3)Менделеев-Клапейрон теңдеуі бойынша:
М(СО2) = (mСО2*RT)/ pV
Осы табылған молярлық массалар бойынша орташа молярлық массаны есептеңдер (Мтәжірибе).
Теориялық молярлық массасына салыстырып, салыстырмалы процеснттік қатені есептеңдер:
% қате = ((Мтеор - Мтәж)/Мтеор) * 100
Кипп аппаратында жүретін реакциялар теңдеулерін жазыңдар:
1)HCl + CaCO3 -->
2)NaHCO3 + ... -->
3)H2SO4+ ... -->
ТЕКСЕРУ СҰРАҚТАРЫ
1.Салыстырмалы молярлық масса дегеніміз не және оны қалай анықтайды? Екі мысал келтіріңдер.
2.Молярлық масса дегеніміз не? Оның өлшем бірлігі, 3-4 мысал келтіріңдер.
3.Авогадро заңы және оның салдары.
4.Газдың молярлық көлемі деген не?
5.Менделеев-Клайперон формуласын келтіріңдер.

№ 3 Зертханалық сабақтың тақырыбы: Химиялық заттардың энергетикасы

Сабақтың мақсаты: Химиялық реакция энергетикасын калориметрия өлшеп және термодинамикалық есептеу арқылы анықтау.
Зертханалық жұмыс бойынша сұрақтар:
1.Калориметрдің құрылысы.
2.Термохимияның негізгі заңы.
3.Бейтараптау реакциясының энтальпиясының мәні.
4.Гесс заңының салдары.

Жұмысты жүргізу:
Химиялық реакцияның энтальпиясын калориметр деген құрал арқылы өлшейді. 1- сыртқы стакан, 2- реакция жүретін стакан, 3- қақпақ, 4- воронка, 5- ерітінді араластыратын құрал, 6-термометр.
38101079500Күшті қышқылды күшті негізбен нейтралдау реакциясының энтальпиясы және реакцияның Гиббс энергиясын есептеу. Электролиттік диссоциация теориясы бойынша күшті қышқыл мен күшті негіз арасында мынадай реакция жүреді:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

№4 сурет Калориметр

Нейтралдау реакциясының термохимиялық теңдеуін былай жазуға болады:
Н+ + ОН- =Н2О: ΔН=-57 кДж
Нейтралдау реакциясы үшін бірдей көлемдер алу керек, мысалы: 100 мл қышқыл, 100 мл негіз.
Реакция жүретін стаканға (2) негіздің белгілі көлемін (20 мл концентрациясы 1 М) құйыңдар да температурасын 0,10К дәлдікке дейін өлшеңдер (Т1), оны зертханалық дәптерге жазыңдар. (Қышқылдыңда температурасын осындай дәлдікпен өлшеңдер, екі температура тең болуы керек). Сондай көлем (20 мл) қышқылды кұйып (1М) араластырып, ең жоғары температураны өлшеңдер (Т2).
Тәжірибе нәтижесін кестеге жазыңдар:
Жүйе
Стакандағы жалпы көлем, V мл
Т1, К
Т1, К
Т = Т2- Т1
NaOH
HCl

NaOH
HNO3

Тәжірибе нәтижесінен мыналарды анықтаңдар:
1.Температуралар айырмашылығын ΔТ = Т2- Т1
2.Стакандағы ерітіндінің массасын (m) (ерітінді тығыздығын бірге тең деп алыңдар).
3.Реакция нәтижесінде бөлінген жылуды (q): q= C∙m∙ΔT
C- ерітіндінің жылу көлемі 4,18 кДж (кг∙К)
m- ерітінді массасы
Тәжірибе нәтижесінде табылған жылу мөлшері 0,1 моль сілтіні нейтралдағандағы жылу мөлшері болып табылады.
4.1 моль үшін нейтралдау энтальпиясы (кДж/моль);
ΔНнейтралдау = -q/0,1 кДж/моль
5.Теория бойынша нейтралдау энтальпиясы ΔНнейтралдау = -57 кДж/моль болса, салыстырмалы қате %қате = ((ΔНтеор. - ΔНтәж.)/ ΔНтеор.)∙100
6.Энтропия мәндерін кестеден тауып, нейтралдау реакциясының энтропиясының өзгеруін табыңдар
7.Нейтралдау реакциясының Гиббс энергиясын есептеңдер.
ΔG = ΔH + TΔS
Күшті қышқыл мен күшті негіз әрекеттескенде неге энтропия азаяды, соны түсіндіріңдер.
Табылған ΔН, ΔS, ΔG мәндеріне сүйеніп, нейтралдау реакциясы өздігінен жүретіндігі туралы қорытынды жасаңдар.
Өзін өзі бақылауға және зертханалық жұмыстарды қорғауға арналған сұрақтар:
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.
Энтропия деген не? Стандартты энтропия деген не? Энтропиялық бірлік деген не?
7.Изобаралы-изотермиялық потенциал деп немесе Гиббс энергиясы деп қандай шаманы айтады? ∆G қандай бірлікпен өлшенеді?
8.Жүйенің энтропиялық және энтальпиялық факторлары деген не?
9.ΔН пен ΔS байланысы қандай теңдеумен өрнектеледі?

№ 4 - № 5 Зертханалық сабақтың тақырыптары: Химиялық кинетика.Химиялық тепе-теңдік
Сабақтың мақсаты: Химиялық реакцияның жылдамдығына және химиялық тепе-теңдікке әртүрлі факторлардың әсерін тексеру.
Зертханалық жұмыстар бойынша сұрақтар:
1.Химияық реакцияның жылдамдығына әсер ететін факторлар.
2.Химиялық тепе-теңдікке әртүрлі факторлардың әсері.
3.Әрекеттесуші массалар заңы.
4.Вант-Гофф ережесі.

№1 Тәжрибе. Әрекеттесуші заттардың концентрациясының реакция жылдамдығына әсері.
Әрекеттесетін заттардың концентрациясының реакция жылдамдығына әсерін мына реакция арқылы, яғни натрий тиосульфатының концентрациясын өзгерту арқылы қарауға болады.
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S↓
Реакцияның жүргендігін ерітіндінің күкірт бөлінуі нәтижесінде тұнбалануы арқылы анықтайды.
Үш пробиркада натрий тиосульфатының әр түрлі концентрациялы ерітіндісін дайындаңдар. Бірінші пробиркаға 9 мл натрий тиосульфатын, екінші пробиркаға 6 мл Na2S2O3 және 3 мл су, үшінші пробиркаға 3 мл натрий тиосульфатын және 6 мл дистильденген су құйыңдар.

Көлем, мл
Na2S2O3 салыстырмалы концентрациясы
Реакцияның жүру уақыты, Δt
Реакцияның салыстырмалы жылдамдығы, I/Δt
Na2S2O3
Н2О
Н2SO4

9
-
3

6
3
3

3
6
3

Төртінші пробиркаға 3 мл концентрлі күкірт қышқылын өлшеп алып бірінші пробиркаға тез қосыңдар, пробиркадағы ерітінділерді араластырыңдар, қышқылды құйысымен секундомерді қосыңдар. Тұнба байқалысымен уақытты жазыңдар. Қалған екі пробиркағада осындай қышқыл құйып уақытты жазыңдар. Тәжірибе нәтижесінен график сызыңдар. Абцисса осіне Na2S2O3 концентрациясын, ординатаға υ=I/Δt қойыңдар.
Натрий тиосульфаты концентрациясының реакция жылдамдығына әсерін қорытындылаңдар.
№2 Тәжрибе. Реакция жылдамдығына температураның әсері.
Үш пробиркаға 5 мл-ден натрий тиосульфатын, үш пробиркаға 5 мл-ден күкірт қышқылын құйыңдар. Пробиркаларды қышқыл-тиосульфат етіп үш жұпқа бөліңдер.
Бірінші жұпты су құйылған стаканға қойыңдар, стаканға термометр салыңдар. 3-5 минут өткен соң, яғни пробиркадағы ерітінділер температурасы теңескен соң, температураны анықтаңдар. Екі ерітіндіні біріктіріп, араластырыңдар. Екі ерітіндіні бір-біріне құйғаннан соң, секундомерді қосыңдар. Тұнба байқалысымен уақытты жазыңыздар Стакандағы суды 100С-қа көтеріп (ыстық су қую арқылы), екінші пробиркалардың жұбын орналастырыңдар да алдынғы тәжірибе сияқты тәжірибе жасаңдар. Осылай үшінші пробирканың жұбымен стакандағы суды 100С-қа көтеріп, тәжірибе жасаңдар.

№
Температура, 0С
Тұнба пайда болғандағы уақыт, Δt
Реакцияның салыстырмалы жылдамдығы υ=I/Δt
Температураны 100С көтергендегі реакция жылдамдығының өзгеруі γ= υТ1/υТ2

Реакция жылдамдығына тигізген температураның әсері туралы қорытынды жасаңдар.
№3 Тәжрибе. Химиялық реакцияның жылдамдығына катализатордың әсері.
Пробиркаға 6 мл күкірт қышқылын (1:3) құйыңдар, оған 5-6 тамшы калий перманганатын тамызыңдар. Ерітіндіні араластырып, бірдей етіп 5 пробиркаға бөліңдер. Бір пробиркадағы ерітіндіні салыстыруға қалдырыңдар. Екінші пробиркаға аз мөлшерде мырыш ұнтағын салып, араластырып, ерітіндіні түссізденгенше уақытты секундомер арқылы анықтаңдар. Үшінші пробиркағада сонша мырыш салып 1 тамшы КNO3 ерітіндісін тамызыңыз. Ерітіндіні араластырып тағы уақытты анықтаңдар. Төртінші пробиркаға 2 тамшы, бесінші пробиркаға 3 тамшы КNO3 құйып тәжірибені қайталаңдар.

№
Тамшы саны КNO3
Ерітінді түссізденгенге дейінгі уақыт, Δt
Салыстырмалы реакция жылдамдығы υ=I/Δt

Тәжірибе нәтижесінен график сызыңыздар. Абсцисса осіне КNO3 тамшысының санын, ордината осіне салыстырмалы жылдамдықты қойыңдар.
№4 Тәжрибе. Гетерогендік процестің реакция жылдамдығы.
0,2 граммнан бор (СаСО3) өлшеңдер (2 рет). Біреуін сол қалыпта пробиркаға салыңдар, екінші өлшеген борды ұнтақтап екінші пробиркаға салыңдар. Екі пробиркаға да 0,5 мл-ден тұз қышқылын құйыңдар. Секундомерді қосып, бордың екі пробиркадағы толық ерігеніне дейінгі уақытты анықтаңдар. Реакция теңдеуін және әрекеттесуші массалар заңының математикалық өрнегін жазыңдар. Әрекеттесетін заттардың бетінің көлемінің реакция жылдамдығына әсері туралы қорытынды жасаңдар.
№5 Тәжрибе. Химиялық тепе-теңдіктің ығысуына зат концентрациясының әсер.
Пробиркаға өте сүйытылған ҒеСl3 және NH4CNS ерітінділерін төрт тамшыдан құйыңдар. Сонда мынандай теңдеумен реакция жүретіндігін көрсетуге болады:
ҒеСl3 + 3NH4CNS <--> Ғе (CNS)3 + 3NH4Сl
Алынған ерітіндіні сумен тағы сұйылтыңдар (1:2), оны бірдей етіп 5 пробиркаға бөліңдер. Біреуіне 2 тамшы ҒеСl3 ерітіндісін екіншісіне 2 тамшы NH4CNS ерітіндісін, үшінші пробиркаға 2 тамшы NH4Сl ерітіндісін, төртінші пробиркаға 2 тамшы алғашқы ерітінді (NH4CNS + ҒеСl3) қоспасын қосыңдар. Алғашқы үш пробиркадағы ерітінді түсінің өзгеруін төртінші пробиркадағы ерітінді түсімен салыстырыңдар:

№
Не қосылды
Ерітінді түсінің өзгеруі
Тепе-теңдіктің ығысу бағыты (оңға, солға)
1

Темір хлориді мен аммоний роданиді арасында жүретін қайтымды реакция үшін тепе-теңдік константасын жазыңдар. Байқаған құбылыстарды Ле-Шателье принципі тұрғысынан түсіндіріңдер.
Өзін өзі бақылауға және зертханалық жұмыстарды қорғауға арналған сұрақтар:
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.
9.Ле-Шателье принципінің маңызы.

№ 6 Зертханалық сабақтың тақырыбы: Ерітінділер концентрациясы.

Сабақтың мақсаты: Белгілі концентрациялы ерітінділер дайындап үйрену. Титрлер әдісі бойынша ерітінділер концентрациясын анықтау.
Зертханалық сабақ бойынша сұрақтар:
1.Ерітінділер концентрацияларының түрлері.
2.Ареометрлер деген не?
3.Титр деген не?
4.Мысал арқылы бір концентрациядан екінші концентрацияға ауысу жағдайларын көрсету керек.

№1 Тәжрибе.06413500 Ерітінді концентрациясын оның тығыздығы арқылы анықтау. Концентрациясын анықтайтын ерітінділерді ~ 100 мл цилиндрге құйыңдар, оның температурасын анықтаңдар. Егер ерітінді температурасы 200С-қа тең болмаса, цилиндрді не жылы суға салып, не суық суға салып, ерітіндіні шыны таяқшамен араластырып, 200С жеткізіңдер. Ерітінді тығыздығын ареометр арқылы анықтаңдар. Таза, құрғақ сүртілген ареометрді ақырындап цилиндрдегі ерітіндіге түсіріңдер. Ареометр цилиндр қабырғаларына тимеу керек. Ерітінді ернеуіне сәйкес келген ареометр шкаласы ерітіндісінің тығыздығын көрсетеді. Тығыздықты анықтауды тағы да екі рет қайталаңдар.
№5 сурет
Ерітінді тығыздығын анықтайтын ареометр
Ол үшін ареометерді 1-2см көтеріп, қайта ерітіндіге түсіріп, ареометрдің шкаласын жазыңдар. Үш рет өлшеген соң ареометриялық орта санын жазыңдар. №4 таблицадан [3] бұл тығыздыққа сәйкес келетін заттың ерітіндідегі массалық үлесін (%) анықтаңдар. Егер анықталған тығыздық таблицада екі тығыздық ортасына сәйкес келсе, массалық үлесті мына формула бойынша интерполяциялау арқылы табады:
Сх = С1 + (С2 - С1)∙ ((ρх -ρ1)/(ρ2 -ρ1))
ρх- өлшеген тығыздық
ρ1 және ρ2- таблицадағы өлшенген тығыздыққа жақын тығыздықтар;
Сх, С1, С2- оларға сәйкес концентрациялар.
№2 Тәжрибе. Массалық үлесі (%) белгілі тұздың ерітіндісін дайындау.
Оқытушыдан тапсырма алыңдар. Қанша тұз және су керек екенін есептеңдер.
Таразыда есептелген тұзыдың мөлшерін өлшеңдер де 300 мл колбаға салып ерітіңдер. Судың мөлшерін цилиндрмен өлшеңдер. Ерітінді жасау үшін суды аздап құйыңдар, ерітіндіні араластыра отырып тұзды ерітіңдер. Дайындалған ерітіндіні колбадан цилиндрге құйып, ареометр арқылы оның тығыздығын анықтаңдар.Дайындалған ерітіндінің молярлы, нормальды концентрацияларын және титрін анықтаңдар.

Тәжірибе нәтижесін мына кестеге жазыңдар:
Масса
Ерітіндінің тығыздығы
Дайындалған ерітіндінің концентрациясы
Тұз
су

молярлы
нормальды
Т, г/мл

Өзін өзі бақылауға және зертханалық жұмыстарды қорғауға арналған сұрақтар:
1. Ерітінділер дегеніміз не?
2. Концентрацияның өлшем бірліктері қандай?
3. Электролиттік диссоциация дегеніміз не?
4. Көмір қышқылының диссоциациялануын сатылы теңдеулерін жазындар.

№ 7 Зертханалық сабақтың тақырыбы: Электролиттердің электр өткізгіштігін тексеру
Сабақтың мақсаты: Электролиттердің күшін электролиттердің электр өткізгіштігі арқылы анықтау.
Зертханалық сабақ бойынша сұрақтар:
1.Электролиттер деген не?
2.Электролиттік диссоциация деген не?
3.Әлсіз электролиттерді қандай көрсеткіштер арқылы сипаттайды?
4.Освальдтың сұйылту заңының мағанасы.

Көмір электродтарды стаканға салып, оны электр шамымен қосып, тоққа қосу керек.
* 381012128500Стаканға 20-30 мл дистильденген су құйыңдар. Шам жана ма?
* Стаканға 2-4грамм қант салып дистильденген суда ерітіңдер. Шам жана ма?
* Электродтарды жақсылап жуып құрғатыңдар да стакандағы құрғақ ас тұзына (NaCl) тигізіңдер. Шам жана ма? Енді 20-30 мл дистильденген су құйып тұзды ерітіңдер. Шам жана ма? Жеке дистильденген су және құрғақ тұз электр тоғын өткізбейді, ал ас тұзының ерітіндісі тоқ өткізеді. Неге?
* Төрт стаканға 20-30 мл 0,1 н мына ерітінділерді құйыңдар: бірінші стаканға- тұз қышқылын, екіншіге- натрий гидроксидін, үшіншіге- сірке қышқылын, төртіншіге- аммиак ерітіндісін. Осы ерітінділердің электр өткізгіштігін тексеріңдер. Электродтарды ерітіндіге салған сайын алдын-ала жеке стаканда тұрған дистильденген сумен жақсылап жуып отыру керек. Тәжірибе кезінде шамның жарықтығына қарап, қышқылдар мен негіздердің күші туралы айтыңдар.
* Соңғы екі стакандағы ерітінділерді (сірке қышқылы мен аммиакты) бір-біріне құйып, шамның жарықтығын салыстырыңдар. Неге шамның жарықтығы әр түрлі?
Өзін өзі бақылауға және зертханалық жұмыстарды қорғауға арналған сұрақтар:
1. С.Аррениус теориясы.
2. Диссоциация константасы және дәрежесі.
3. Электролиттік диссоциацияға қандай электролиттер сатылап түседі?
4. Көмір қышқылының диссоциациялануын сатылы теңдеулерін жазындар.

№ 8 Зертханалық сабақтың тақырыбы: Тұздар гидролизі
Сабақтың мақсаты: Гидролиз реакциясының жүру заңдарын оқып үйрену. Ерітінді ортасын анықтауды үйрену.
Зертханалық сабақ бойынша сұрақтар:
1.Гидролизге қандай тұздар ұшырайды?
2.Гидролизге қандай тұздар ұшырамайды?
3.Гидролиз дәрежесі қандай факторларға тәуелді?
4.Гидролиздің қолданылуы.

№1 Тәжрибе. Ерітіндінің рН-ын универсиал индикатор қағазымен анықтау.
Натрий карбонаты және гидрокарбонаты ерітіндісінің, қорғасын нитраты ерітіндісінің рН-ын анықтаңдар. Ол үшін 3 пробиркаға 2-3 мл осы ерітінділерден құйыңдар, универсал индикатор қағазын бір-екі секундтай осы ерітіндіде ұстаңдар. Қағазды алып, индикатор шкаласымен салыстырыңдар. Тексеріп отырған ерітіндінің рН-ын анықтап, реакция ортасын жазыңдар және сутегі ионының концентрациясын есептеңдер.
№2 Тәжрибе. Тұздар ерітіндісінің ортасын анықтау.
4 пробиркаға 5-6 мл дистильденген су құйып, 2-6 кристалдан мына тұздарды салыңдар да, ерітіңдер: 1-ге натрий ацетатын, 2-ге натрий силикатын, 3-ге күміс нитратын, 4-ге алюминий сульфатын. Бірінші және үшінші пробиркадағы ерітінділердің рН-ын универсал индикатор қағазымен, екінші пробирканы фенолфталеинмен, төртінші пробирканы метилоранжбен тексеріңдер. Сосын бірінші пробиркаға 1-2 тамшы фенолфталеин, ал үшінші пробиркаға 1-2 тамшы метилоранж тамызыңдар. Бірінші және үшінші пробиркаларда ерітінділер түсі өзгереді ме? Көрген құбылыстарыңды жазып түсіндіріңдер. Алынған тұздардың гидролиз реакцияларының теңдеуін молекулалық және иондық түрде жазыңдар.
№3 Тәжрибе. Қышқыл тұздар гидролизі.
2 пробиркаға 2-3 мл-ден мына тұздардың ерітіндісін құйыңдар: біреуіне натрий карбонатын, біреуіне- натрий гидрокарбонатын Екі пробиркаға да 1-2 тамшыдан фенолфталеин тамызыңдар. 2-ерітіндінің түсі көбірек өзгереді. Қай тұз көбірек гидролизге түсті, яғни қай ерітінді де ОН- ионы көбірек, неге? Гидролиз теңдеуін жазыңдар.
№4 Тәжрибе. Ақырына дейін жүретін гидролиз.
Алюминий сульфаты ерітіндісіне натрий карбонаты ерітіндісін құйыңдар. Түзілген алюминий карбонаты алюминий гидроксидінің тұнбасын және көмір қышқыл газын түзе гидролизге түседі. Реакция теңдеуін жазыңдар. Алюминий карбонаты тұнба құрамына кірмейтіндігін дәлелдеңдер. Ол үшін тұнбаны судан бөліп алып, жуып, тұнбаға тұз қышқылын құйыңыздар. Егер көмірқышқыл газы бөлінбесе, тұнбада Al2(CO3)3 жоқ.
№5 Тәжрибе. Ерітіндіні сұйылтқанда гидролиз тепе-теңдігінің ығысуы. Концентрлі қорғасын нитратының түссіз екенін бірінші көріп алыңдар.
Пробиркаға 10-15 мл краннан су ағызыңдар да, оған 1-2 тамшы концентрлі қорғасын нитратының ерітіндісін (Pb(NO3)2) тамызыңдар. Тұнба пайда болғанын байқаңдар. Гидролиз теңдеуін жазыңдар, неге концентрлі Pb(NO3)2 ерітіндісі түссіз, тұнбасыз екенін түсіндіріңіздер. Метилоранж арқылы ортасын анықтаңыздар. Гидролиз реакциясына ерітіндісінің сұйылту әсері туралы қорытынды жасаңыздар.
№6 Тәжрибе. Температураны өзгерту нәтижесінде гидролиз тепе-теңдігін ығыстыру.
Пробиркаға 5-6 тамшы фенолфталеин тамызыңдар, түсін байқаңдар. Пробирканы ерітінді қайнағанға дейін қыздырыңыздар. Ерітінді түрі қалай өзгереді? Фенолфталеин түсінің өзгеруі арқылы ОН- ионының концентрациясының өзгеруі туралы қорытынды жасаңдар. Гидролиз теңдеуі қай жаққа ығысады? Температура өзгеруіне байланысты неге гидролиз дәрежесі өзгереді? ...
Өзін өзі бақылауға және зертханалық жұмыстарды қорғауға арналған сұрақтар:
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 келтір.

№ 9,10 Зертханалық сабақтардың тақырыбы: Тотығу-тотықсыздану реакциялары

Сабақтың мақсаты: Қосылыстардың тотығу-тотықсыздану қасиеттерін оқу және тотығу-тотықсыздану реакцияларының теңдеулерінің құрып үйрену.
Зертханалық сабақ бойынша сұрақтар:
1.Тотығу процесі деген не?
2.Тотықсыздану процесі деген не?
3.Тотығу-тотықсыздану процесіне ортаның әсері.
4. Тотығу-тотықсыздану процесінің бағыты қалай анықталады?

№1 Тәжрибе. Әр түрлі ортадағы калий перманганатының тотығуы.
Үш пробиркаға 3 мл калий перманганаты ерітіндісін құйыңдар. Бірінші пробиркаға 2 мл күкірт қышқылын, екіншіге 2 мл калий гидроксидін құйыңдар, үшіншісіне 2 мл су. Әр пробиркаға 3 мл натрий сульфитін құйыңдар.
Калий перманганатының түрінің қалай өзгеретіндігін байқаңдар. ТТР-ның теңдеуін жазыңдар.
MnO4- -қызыл көк, Mn2+- түссіз, MnO42 -- жасыл, MnO2 қоңыр тұнба.
№2 Тәжрибе. Тотығу-тотықсыздану реакцияларындағы күкірт (ІҮ) қосылыстары.
Бір пробиркаға калий дихромат K2Cr2O7 ерітіндісін, екінші пробиркаға натрий сульфиді ерітіндісін Na2S құйыңдар. Екі пробиркаға да 3 мл күкірт қышқылын және 3 мл натрий сульфиті Na2SО3 ерітіндісін құйыңдар. Бірінші пробиркадағы ерітінді түрі қалай өзгереді? Екінші пробиркадағы ерітінді түрі неге бұлыңғырланды? Екі ТТР-ның да теңдеуін жазыңдар.
№3 Тәжрибе. Темір (ІІІ) хлоридінің калий иодидымен тотығуы.
Пробиркаға 5 мл темір хлоридінің және 3 мл калий иодиды ерітінділерін құйыңдар. Ашық сары түске боялғанша бұл ерітіндіні сумен сұйылтыңдар да 2-3 тамшы жаңадан жасалған крахмал ерітіндісін тамызыңдар. ТТР теңдеуін жазып, тәжірибе нәтижесін түсіндіріңдер.
№4 Тәжрибе. Диспропорциалану реакциясы.
Екі пробиркаға 2-3 тамшы натрий сульфиті кристалдарын салыңдар. Бір пробирканы салыстыруға қалтырыңдар. Екінші проибрканы 5-6 минут қыздырыңдар. Пробирканы суытыңдар. Екі пробиркаға да 5-6 тамшы дистильденген су құйыңдар да тұздарды ерітіңдер. Әр пробиркаға 2-3 тамшы мыс (ІІ) сульфаты құйыңдар. Екі пробиркадағы да тұнбаның түсін салыстырыңдар. Екінші пробиркада пайда болған қара тұнба мыс сульфиді.
Натрий сульфитін қыздырғанда екінші шыққан зат натрий сульфаты. Натрий сульфитін қызыдрғанда жүрген ТТР теңдеуін жазыңдар.
№5 Тәжрибе. Молекулааралық ТТР.
Пробиркаға бірнеше мыс нитраты Cu(NO3)2∙3H2O кристалдарын салыңдар. Пробирканы ақырындап. Кристалл түрі өзгереді және одан газ бөлініп шығады. Мыс нитратының ыдырауы нәтижесіндегі ТТР-ның теңдеуін жазыңдар.
Cu(NO3)2- ақ; Cu(NO2)2- болмайды; CuO- қара; Cu- қызыл; N2, NO, O2- түссіз; NO2- буырыл. Мыс нитраты молекуласындағы тотықтырғыш пен тотықсыздандырғышты көрсетіңдер.
Өзін- өзі бақылауға және зертханалық жұмыстарды қорғауға арналған сұрақтар:
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?

№ 11 Зертханалық сабақтың тақырыбы: Гальваникалық элементтің э.қ.к анықтау

Сабақтың мақсаты: Металдардың электродтық потенциалдарын өлшеп үйрену және есептеу. Нернст теңдеуін пайдаланып гальваникалық элементтің э.қ.к. есептеу.
Зертханалық сабақ бойынша сұрақтар:
1.Гальваникалық элементтің қолданылуы.
2.Нернст теңдеуі.
3.Электродтық потенциалдар деген не?
4.Металдардың кернеу қатарын гальваникалық кесте құруға қалай пайдаланады?
№1 Тәжрибе. Мыс-мырыш гальваникалық элементтің э.қ.к. өлшеу.
010477500Суретте көрсетілгендей етіп, мыс пен мырыштың электродынан тұратын гальваникалық электрод жинаңдар. Бұл металдардың тұздарының концентрациясын оқытушы айтады. №7 сурет. Гальваникалық элемент.
1-мыс электроды, 2- мырыш электроды, 3- мыс сульфаты ерітіндісі, 4- мырыш сульфатының ерітіндісі, 5- электролиттік кілт, 6- өткізгіш сым.
Өткізгіш сым потенциометр клемасымен жалғасады. Мырыш-теріс, мыс-электродын оң полюске қосып, элементтің э.қ.к. есептеңдер.
ΔЕтеор. = Е Cu2+/Cu - E0Zn2+/Zn
Салыстырмалы қатені табыңдар: % қате= ((ΔЕтеор.-ΔЕтәж.)/ΔЕтеор.)∙100%

№2 Тәжрибе. Концетрациялы гальваникалық элементтің э.қ.к. есептеу.
Мыс электродынан немесе мырыш электродынан тұратын гальваникалық элементтің схемасын жинақтаңдар. Электродтарды концентрациясы әр түрлі өз тұздарының ерітіндісіне батырыңдар. Ерітінділер концентрациясын мұғалім көрсетеді.
Тәжірибе жүзінде ΔЕтәж. өлшеңдер және теориялық ΔЕтеор. мына формула бойынша есептеңдер:
ΔЕтеор. = (0,059/n) lgCІІ/СІ, CІІ<СІ
Салыстырмалы қатені табыңдар.
Өзін өзі бақылауға және зертханалық жұмысты қорғауға арналған сұрақтар:
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?

№ 12-13 Зертханалық сабақтардың тақырыбы: Электролиз. Коррозия
Сабақтың мақсаты: Электролиз процесінің жүруін көру және оның әр түрлі жағдайының схемасын құру.
Зертханалық сабақ бойынша сұрақтар:
1.Электролиз процесінде не себепті тұрақты тоқ көзін қолданады?
2.Электролизердың құрылысы.
3.Электролиз процесінің қолданылуы.
4.Активті металдарды электролиз арқылы қалай алады?
№1 Тәжрибе.381039941500Тұрақты тоқ көзінің теріс полюсін анықтау. Зертханада электролизер ретінде U тәріздес шыны ыдыстан тұрақты екі электрод салынған прибор қолданылады.
1-тұрақты тоқ көзі; 2- U тәріздес шыны ыдыс; 3- электродтар; 4- электролит ерітіндісі. U- тәріздес шыны ыдысқа натрий сульфатының ерітіндісін құйып, 1-2 тамшы фенолфталеин тамызыңдар. Мыс электродтары тоқ көзімен қосыңдар. 30-40 секундтан кейін теріс полюс қосылғанэлектродтың жанында ерітінді қызыл түске боялады. Электрлиз схемасын жазыңдар. № 6 сурет.Электролизер.
№2 Тәжрибе. Калий иодиді ерітіндісінің электролизі. Электролизерге калий иодиді ерітіндісін құйыңдар, графит электродтарын батырыңдар да оларды тұрақты тоқ көзіне қосыңдар. 3 минуттай электролиз жүргізіңдер, катодта газ тәріздес сутегі бөлінеді, ал анодта бос иод бөлінеді. Электролиз схемасын жазыңдар. Тәжірбие біткен соң электродтар мен электролизерді жақсылап кранның астына жуыңыздар.
№3 Тәжрибе. Мыс (ІІ) сульфатының ерітіндісінің электролизі.
Электролизерге мыс сульфаты ерітіндісін құйыңдар, оған графит электродтарын батырыңдар, тұрақты тоқ көзімен қосыңдар. 3-5 минут электролиз жүргізіңіздер. Анодта оттегінің бөлінгенін байқаңдар. Тәжірибе біткен соң катодта мыс бөлінгенін байқаңдар.Енді тоқ көзінің полюсін ауыстырыңдар. Нені байқайсыңдар? Электролиздің схемасын жазып, байқаған құбылыстарыңды түсіндіріңдер.
Өзін өзі бақылауға және зертханалық жұмысты қорғауға арналған сұрақтар: 1.Электролиз деген не?
2.Анод және катодта жүретін процестерді түсіндіріңдер.
3.Металды рафинадтау деген не? Ол қалай жүреді?
4.Электролиз заңдары?
Коррозия.
Сабақтың мақсаты: Электрохимиялық коррозия жылдамдығына әр түрлі факторлар әсерін көру.
Зертханалық сабақ бойынша сұрақтар:
1.Коррозияның түрлері.
2.Металдарды коррозиядан қорғау.
3.Протектор деген не?
4.Ингибитор деген не?

№1 Тәжрибе. Хлор-ионының коррозияны жылдамдатуы.
Екі пробиркаға 6 мл мыс сульфатын, 2 мл күкірт қышқылын құйыңдар. Бір пробиркаға 5 мл натрий хлоридін құйыңдар. Екі пробиркаға да алюминий сымын батырыңдар. Қай пробиркада газ интенсивті бөлінеді?
Анодтық, катодтық және жалпы процестердің теңдеулерін жазыңдар. Реакция жылдамдығына хлор-ионының әсерін түсіндіріңдер.
№2 Тәжрибе. Оттегінің концентарциясына байланысты коррозия.
Болат пластинканы наждак қағазымен тазалаңдар. Кранның астына қойып жуыңдар. Фильтр қағазымен сүртіп кептіріңдер. Содан кейін таза пластинканың бетіне мынандай ерітінділер: натрий хлориді, калий гексацианоферрат (ІІІ) және фенолфталеин қоспасынан тұратын ерітіндіні тамызыңдар. 3-5 минут уақыттан соң тамшының ортасында көк түсті, ал шетінде қызыл түсті ерітінділер пайда болады. Тамшының арасында гальваникалық элемент түзіледі. Тамшының ортасында оттегі аз болғандықтан анодтық, шетінде оттегі көп болғандықтан катодтық зона пайда болады. Тамшының ортасында темір екі валентті ионға тотығады, сондықтан турнбулевая синь (көк түсті) пайда болады. Тамшының шетінде судың әсерімен оттегі тотықсызданып, гидроксид-ион түзеді, сондықтан фенолфталеин қызылға боялады.
Катодтық және анодтық процесстердің теңдеуін жазыңдар: Ғе2+ және ОН- иондарын анықтау реакцияларының және темірдің тат басу (ржавчина) реакциясының теңдеуін жазыңдар.
№3 Тәжрибе. Металдарды коррозиядан протектор әдісімен қорғау.
Пробиркаға сүйытылған сірке қышқылын құйыңдар. Оған бірнеше тамшы калий иодиді ерітіндісін тамызыңдар, бір-бірімен контактқа келтіріп мырыш және қорғасын пластинкаларын батырыңдар.
І- ионы Pb[2+] ионына индикатор болып саналады. PbІ2 сары түсті тұнба. Салыстыру үшін басқа пробиркаға осы ерітінділерді құйып, тек қорғасынды салыңдар. Қай пробиркада қорғасын иодиді тез түзіледі? Pb - Zn гальваникалық элементтің схемасын жазыңдар. Қай металл протектор болып саналады?
№4 Тәжрибе. Коррозия жылдамдығына ингибитор әсері.
Екі пробиркаға 5-6 мл күкірт қышқылын құйыңдар. Әр пробиркаға жұқа темір пластинкасын салыңдар. Бір пробиркаға уротропин не басқа ингибитор қосыңдар. Ингибитордың коррозия жылдамдығына әсерін қорытындылаңдар.
Өзін- өзі бақылауға және зертханалық жұмысты қорғауға арналған сұрақтар:
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?

№ 14-15 Зертханалық сабақтардың тақырыбы: Комплексті қосылыстар
Сабақтың мақсаты. Катионды, анионды, бейтарап комплекс қосылыстарды алу және қасиеттерін зерттеу.
Зертханалық сабақ бойынша сұрақтар:
1.Ішкі және сыртқы сфералар арасындағы байланыс түрі.
2.Комплекс түзгіш пен лигандалар арасындағы байланыс түрі.
3.Анионды комплекстердің оқылуы, мысалдар.
4.Катионды комплекстердің оқылуы, мысалдар.
5.Бейтарап комплекстердің оқылуы, мысалдар.

№1 Тәжрибе. Тетраамин мыс (ІІ) сульфаты комплекс қосылысын алу және оны зерттеу.
Екі пробиркаға 5 мл 1 н мыс сульфатын құйыңдар. Бір пробиркаға 2 тамшы барий хлоридін құйыңдар, екінші пробиркаға гранулды қалайы (Sn) салыңдар. Бірінші пробиркада тұнба пайда болғанын, екінші пробиркада қалайының бетінде мыс бөлінгенін байқайсыңдар. Реакция теңдеуін жазыңдар.
Үшінші пробиркаға 5-7 мл мыс сульфатын құйып, біртіндеп 25% -аммиак ерітіндісін құйыңдар. Басында ақ тұнба (негіздік мыс сульфаты) пайда болады, ол біртіндеп ериді. Ерітінді түсі көкке боялады, яғни мыс (ІІ) тетраамин сульфаты комплексі пайда болады. Теңдеулерін жазыңдар. Бұл комплекс қосылысты екіге бөліп, біреуіне барий хлоридін тамызыңдар, екіншісіне қалайы тастаңдар. Тұнба түзіледі ме? Мыс бөлінеді ме? Неге?

№2 Тәжрибе. Аниондық комплекс қосылыс.
Пробиркаға 3-4 мл висмут нитраты ерітіндісін құйыңдар. Тамшылап калий иодиді ерітіндісін бурыл тұнба болғанша құйыңдар. Содан кейін бұл тұнба ерігенше (висмут иодиді) калий иодиді ерітіндісін құйыңдар. Реакция теңдеулерін жазыңдар. Алынған қосылыстың формуласы: ВіІ3*КІ.Оны комплекс қосылыс ретінде жазыңдар, оның диссоциациясын көрсетіңдер.
№3 Тәжрибе. Катиондық комплекс қосылыс.
Пробиркаға 3-4 тамшы никель сульфаты ерітіндісін құйып, оған күйдіргіш натр ерітіндісін тамызып, никель гидроксиді тұнбасын алыңдар. Тұнбаның үстіндегі сұйық ерітіндіні төгіп, тұнбаға 25%-аммиак құйып, ерітіңдер. Реакциялар теңдеуін жазыңдар. (Комплекс қосылыста никельдің координаталық саны 6-ға тең) комплекс қосылыстың диссоциациясын жазыңдар.
Өзін- өзі бақылауға және зертханалық жұмысты қорғауға арналған сұрақтар:
* 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.
* Комплекс қосылыстар жазып, оларды атаңдар: PtCl4∙6NH3, PtCl4∙5NH3, PtCl4∙4NH3, Co(NO3)3∙6NH3, Co(NO2)3∙KNO2∙2NH3.
* Қай негіз күштірек: [Cu(NH3)4](OH)2 не Cu(OH)2 ме?
* Қай комплекс ион тұрақтырақ: [Zn(NH3)4]2+ не [Cd(NH3)4]2+?
[Co(NH3)4]2+ не [Co(NH3)4]3+?

Практикалық сабақта және студенттердің оқытушы басшылығымен орындайтын (СӨЖО) есептер мен жаттығулар әр тақырыптарға мына оқу құралында берілген:
Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М., Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар, Семей,2012 - 138 бет.
Осы оқу құралы практикалық сабақтарда студенттердің қолдарында болуы керек!
Студенттің өздік жұмысына арналған тапсырмалар (әр студент үшін) Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М., Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар, Семей,2012 оқу құралының 95-125 беттерінде берілген.

Пәндер

Қазақ тілінде жазылған рефераттар, курстық жұмыстар, дипломдық жұмыстар бойынша біздің қор #1 болып табылады.

Ақпарат

Қосымша

Email: info@stud.kz

Іздеу
Файл қосу
Презентациялар
Тегін
Кабинет
Баланс
Таңдаулы жұмыстар
Cатып алған жұмыстарыңыз
Менің файлдарым
Презентацияларым
Сатылым статистикасы