Білім алушыларды химия туралы жалпы түсінікті қалыптастыру және қазіргі химияның маңызды бөлімдерін оқып, үйрету

Loading...


бет5/11
Дата05.04.2020
өлшемі1.79 Mb.
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11

Сутектік байланыс


Сутектік байланыс оң зарядты полюстікке ие болған сутек атомы мен теріс полюсті, электртерістігі күшті, бөлінбеген электрон жұбы бар (көбіне F, О, N, кейде CI, S) атомдар арасында түзіледі. Сондықтан сутектік байланыстың механизмін жартылай электростатикалық, жартылай донорлы-акцепторлы деп қарастыруға болады.

Сутектік байланысқа белоктардағы карбонил тобы мен амин тобындағы сутектің арасында түзілген байланыс мысал бола алады.

Бұл полинуклеотидтер молекуласында іске асатын молекула ішіндік сутектік байланысқа жатады. Ал химияда көбіне молекула- аралық сутектік байланыстар кездеседі. Оны этил спиртінің өзінен немесе оны суға араластырғанда жылу бөле жүретін процестен байқауға болады.

Кіші молекулалы су, спирт, альдегид тәрізді заттардың қалыпты жағдайда сұйық күйде болуы сутектік байланыстың әсерінен. Сонымен қатар аммиак, фторсутек сияқты газ күйіндегі заттардың оңай сұйылуы олардың молекуласының арасында түзілетін сутектік байланыстар арқылы іске асырылады.

Сутектік байланыспен байланысқан заттар молекулалық кристалдық торға ие болады.

Иондық байланыс


Иондық байланыс катиондар мен аниондардың арасында электро-статикалық тартылу күшінің нәтижесінде пайда болады. Химиялық әрекеттескен атомдар 8 электронды тұрақты октет қабатқа ие болып, катион мен анионға айналу үшін олар күшті металдар мен бейметалдарға жатуы тиіс.

Иондық байланысқан қатты заттар иондық кристалдық торға ие болады. Сондықтан олар қатты, берік, қиын балқитын заттарға жатады. Иондық байланыс көбіне нағыз типтік металдардың оксидтері мен гидроксидтеріне және барлық тұздарға тән.

Әдетте, бір молекуланың ішінде байланыстың әр түрлі типтері кездеседі. Мысалы, күшті негіздерде (КОН, Са(ОН)2, т.б. ) металл катионы мен гидроксотоп арасында иондық, ал оттек пен сутек арасында коваленттік полюсті байланыс түзіледі. Оттекті қышқылдардың тұздарында да (K24, СаСО3, т.б.) металл катионы қышқыл қалдығының анионымен иондық байланыспен байланысса, оттек пен бейметалл (С, S) арасында коваленттік полюсті байланыс түзіледі.

Жалпы алғанда, химиялық байланысты типтерге жіктеу шартты сипатқа ие. Өйткені олардың түпкі негізі бір. Мысалы, иондық байланысты коваленттік байланыстың шекті түрі деп қарау керек. Металдық байланыста коваленттік полюсті байланыстың да, иондық байланыстың да элементтері бар. Көптеген заттарда "таза" бір ғана химиялық байланыс типі бола бермейді. Мысалы, ас тұзы — натрий хлориді иондық байланысты қосылыстарға жатады. Іс жүзінде оның 84% байланысы иондыққа, қалған 16%-і коваленттіге тиесілі. Сондықтан химиялық байланыстың полюстік дәрежесін біліп тұрып, нақты қай типке жататынын сөз еткен дұрыс.

Егер галогенсутектер қатарындағы байланыстың полюстік дәрежесінің өзгеруіне келсек, фторсутектен астатсутекке қарай: HF→HCl→HBr→HI→HAt төмендейді. Себебі галоген мен сутектің электртерістіктерінің айырмашылығы азая түседі де, ақыры астатсутекке жеткенде байланыс полюссіз коваленттіге жуықтайды.

Химиялық байланыстың барлық типтері мен түрлерінің негізі бір болатыны — олардың бәрінің де табиғаты электрондық бұлттардың тығыздығының өзгеруіне тәуелді. Химиялық байланыстың түзілуі кез келген жағдайда электрондық-ядролық әрекеттесудің арқасында, осы кездегі энергия ұтысының (бөлінуінің) нәтижесінде іске асады. Оны барлық химиялық байланыс типтерінің белгілерін өзара салыстырғанда байқаймыз.[4]

Металдық байланыс


Металдың кристалдық торының түйіндерінде атомдар немесе олардың иондары орналасатыны белгілі. Металдық тордағы бостау күйдегі делокальданған электрондар көптеген ядролардың арасында өзара тарту күштерін тудырып, металдық байланыс түзеді. Металдардың сыртқы деңгейіндегі валенттік электрондар саны аз болатындықтан, олардың иондарға айналуы қиын емес: Me - ne- → Ме+n

Мұндай қабілетті металдар бос күйде де, химиялық әрекеттесу кезінде де көрсетеді. Бос күйдегі металдың белгілі физикалық қасиеттері: электр- және жылуөткізгіштігі, қаттылығы, иілімділігі, созылғыштығы, өзіне тән жылтыры, т.б. булардың барлығы металдық байланысқа тәуелді.

Металдардың валенттік электрондары өз ядросымен нашар байланысқан. Сондықтан, бір-бірінен оңай ажырайды және металда теріс иондар қатары қалыптасады. Бұл иондар кристалдық торда орналасқан және электрондардың көбісі бүкіл кристалл бойынша жылжи алады. Металдың электрондары бүкіл металдағы атомдарды байланыстырады. [5]

Металдағы электрондар(валенттік электрондар) газ бен кристалдық торлардағызарядталған иондардың арқаумен бір-бірімен әрекеттесуіне себепші болған - химиялық байланыс. Металдық байланыстың идеалды моделі металдың валенттік электрондармен жарым-жартылай топтастырылған энергетикалық аймағының (өткізу қабілеті бар зонасы) пайда болуына сәйкес келеді. Металдарды құрастыратын атомдардың жақындасуымен валенттік электрондардың атомдық орбиталдары, түйіндес қоспаның делокализдалған p-орбиталдар сияқты, кристалдық торлар бойынша делокализдалған p-орбиталдарға айналады. Металдық байланыстыңсандық сипаттамасы квант механикасымен ғана бола алады. Сапалық сипаттаманы коваленттік байланыстың ұғымымен түсінуге болады.

Металдың екі атомы жақындасқанда, мысалы Li, коваленттік байланыс пайда болады, сонымен валенттік электрондың әр энергетивтік деңгейі екіге бөлінеді. Li атомдардың N саны кристалдық торларды жасаған кезде, көрші атомдардың электрон бұлттарының қайта жабуы валенттік электрондың әр энергетикалық деңгейі N деңгейлерге бөлінеді. Деңгейлердің саны көп болғандықтан, олар бір-біріне жақын орналасқан. Сол үшін оларды энергетикалық деңгейлердің бөлінбейтін, әрі ақырғы ені бар, бір зонасы деп есептеуге болады. Валенттік электронлардың саны бірдей болған екі атомдық молекуламен салыстырғанда, әр атом көп байланыстардың пайда болуына үлес қосып жатады. Сондықтан, жүйенің энергиясының минимумы (немесе байланыстың максимумы) молекуладағы екі центрлік байланысына қарағанда, үлкен қашықтыққа жете алады.

Металдардағы атомдар арасындағы қашықтық, коваленттік байланыспен құрылған қосылыстарға қарағанда (металлдық атомдардың радиусы әрқашан коваленттік радиусынан үлкен) едәуір үлкен. Ал үйлестіретін саны (ең жақын көршілердің саны) металдың кристалдық торыларында көбінесе 8 немесе 8-ден үлкен. Ең көп кездесетін кристалдық құрылымдардың үйлестіретін саны 8 (көлеміцентрир. текше), 12 (шекцетрир. текше немесе гексаген. тығыздап оралған). Коваленттік радиустарды пайдаланып металл торларының параметрлерінің есептеуі төмен нәтижелерді көрсетеді. Осылайша, Li2 молекуланың (коваленттік байланыс) Li атомдардың арасындағы қашықтығы 0,267 нм, ал Li металлдың ішінде 0,304 нм тен. Металлдағы әр Li атомдың ең жақын көршілерінің саны 8 болса, есе көп қашықтықта тағы 6 бар. Байланыстың энергиясы Li бір атомға санасақ, ең жақын көршілердің саны өскеннен Li2 үшін 0,96.10-19Дж-нен, кристаллдық Liүшін 2,9.10-19 Дж-ге өседі.[6]

Қорытынды: Химиялық байланыс әдістері
Лекция 4

Химиялық процестердің энергетикасы .


  1. Химиялық процестердің жүру заңдылықтары

  2. Ішкі энергия

  3. Термодинамиканың бірінші заңы

  4. Термодинамиканың екінші заңы

  5. Гесс заңы

Химияның негізгі мәселесі химиялық реакциялар жөнінде болып табылады:

  1. химиялық өзгерістердің жылдамдығы мен механизмін химиялық кинетика зерттейді;

  2. химиялық өзгерістердің өздігінен жүру мүмкіндігі мен дәрежесін химиялық термодинамика зерттейді.

Химиялық қосылыстардың реакцияға түсу қабылеті мен химиялық реакция бағытын термодинамикалық немесе энергетикалық сипаттамаларын қарастыру, зерттеу арқылы болжауға болады. Физика-химиялық процестер әртүрлі (жылу-, жарық-, электрлік- немесе механикалық т.б.) формада энергия бөліне (экзо-) немесе сіңіріле жүреді.

1кал=4,187Дж=4,187*107эрг=0,427кгм.

Бұл мәліметтер әртүрлі реакциялардың энергетикалық эффектісін сандық жағынан салыстыруға мүмкіндік береді. Химиялық реакцияның жылу эффектісі деп реакция өнімінің температурасы бастапқы заттың температурасындай болуы үшін өнімнен бөлінетін немесе өнімге берілетін жылу мөлшері болып табылады. Жылу эффектілерін термохимия зерттейді.

Ішкі энергия.

Химиялық реакция кезінде энергияның бөлінуі немесе сіңірілуі барлық зат бойында көрінбейтін жасырын энергия қоры бар екенін көрсетеді. Ішкі энергияның белгіленуі – U. Мәні жағынан барлық бөлшектер қозғалысының кинетикалық энергиясымен өзара әрекеттесуінің потенциалдық энергиясына тең.



U=Eкп

Ішкі энергияның абсолютті мәнін өлшей алмаймыз, тек оның өзгерісін анықтаймыз:

U=Uсоңғы-Uбастапқы

Термодинамиканың І-ші бастамасы.

Жүйе дегеніміз – зерттеу үшін ойша немесе әдейі қоршаған ортадан жекеленетін заттар немесе заттар жиыны. Энергия мүмкін болатын екі формада беріле алады: жылу (Q) және жұмыс (А) арқылы.

Кез-келген процесте жүйе сіңіретін жылу оның ішкі энергиясының өзгеруіне (U) және сыртқы күшке қарсы істелетін жұмысқа (А) кетеді:

Q=U+А


Бұл термодинамиканың І-заңының математикалық өрнегі. Жылу эффектісі реакцияны жүргізу жағдайына байланысты: тұрақты көлемде – изохоралық, тұрақты қысымда – изобаралық режим болады.

Изохоралық-изотермиялық реакциялар арнайы калориметрде жүргізіледі, көлемі өзгермейді, жұмыста істелінбейді. А=0,

Q= U

Яғни тұрақты көлемде жылу эффектісі ішкі энергияның өзгеруімен ғана анықталынады:



QV,T=U.

Изохоралық-изотермиялық жылу эффектісі. Энтальпия.

Көптеген химиялық реакциялар ашық колбада жүреді. Мысалы:

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

Түзілген сутегі қысымды тұрақты шамада сақтай отырып, көлемді өзгертіп сыртқы күшке қарсы жұмыс жасайды.

А=Р*V, осыдан

QP,T=U+РV мұндағы U=U2-U1

V=V2-V1

QP,T=U2-U1+P(V2-V1)

QP,T=(U2+PV2) - (U1+PV1)

H2 H1

U+PV мәнін Н – энтальпия арқылы белгілеп

QP,T=H2-H1=H – энтальпия өзгерісі.

H – энтальпия кеңейген жүйенің энергиясын көрсетеді. Егер реакция экзотермиялық болса, жүйенің энергиясы кемиді: QP,T= -H. Әртүрлі реакциялардың жылу эффектісін салыстыру үшін стандартты жағдайда өлшейді: 298К немесе 250С және де қысымы 101,3кПа немесе 1атм. Осы жағдайдағы мәнін стандартты жылу эффектісі деп Н0 f, 298 белгілейді, өлшем бірлігі кДж, ккал.

Г.И. Гесс заңы.

Іс жүзінде жылу эффектілерін калориметрмен анықтайды, ал тәжірибемен анықтау мүмкін болмаған жағдайда термохимияның заңдарына негізделген термохимиялық есептеулер қолданылады. Бұл заңның бірін энергияның сақталу заңының көрінісі ретінде Петербург химигі Г.И.Гесс 1840 жылы тұжырымдаған: реакцияның жылу эффектісі оның жүрген жолына тәуелді емес, тек қана алынған зат пен реакция өнімінің табиғатымен және күйімен анықталынады.

Жай заттардың түзілу энтальпиясы нольге тең. Мысалы: H2, O2, C, S, Cu, Zn және т.б.

Түзілу энтальпиясы:



  1. химиялық қосылыстардың беріктігін сипаттайды;

  2. реакцияға қатысушы заттардың түзілу энтальпиясын біле отырып, жылу эффектісін анықтауға болады;

  3. Лавуазье-Лаплас заңына сәйкес химиялық қосылыстың ыдырау энтальпиясы мәні жағынан түзілу энтальпиясымен тең, ал таңбасы қарама-қарсы болады:

Н0298, түз. = -Н0298, ыдырау.

Химиялық реакцияның жылу эффектісі – реакция өнімдерінің түзілу энтальпиясының жиынынан бастапқы заттардың түзілу энтальпиясының жиының стехиометриялық коэффициенттерді ескере отырып алғанға тең. Анықтама оқулықтарда күрделі заттардың стандартты түзілу энтальпиясы беріледі.

Н0298, х. р.= Н0f,298 өнім. -Н0f,298 баст.

I. Cr2O3(к)+2Al(к) = Al2O3(к)+2Cr(к).

II. Cr2O3(к)+3Н2(г) = 3Н2О(г)+2Сr(к).

Н0f,298 кДж/моль

-1440,6

0

-1676,0

0

Н0f,298 кДж/моль

-1440,6

0

-241,8

0

Н0298, I = -1676-(-1440.6) = -236кДж

Н0298, II = -(3*241.8) – (-1440.6) = 715кДж

І-реакция өздігімен жүреді, ал ІІ-реакция стандартты жағдайда жүрмейді.

Энтропия.

Химиялық реакциялардың өздігінен жүруін ылғи да минимальді энергияға балалап түсіндіруге болады. Мысалы, ретсіздікке ұмтылу, диффузия, шашырау, жоғары температурада эндотермиялық реакциялар, заттың еруі және т.б. өздігінен жүреді. Өзара әрекеттеспейтін екі газдың араласуы энергия қажетінсіз, ретсіздік өсу жағына өздігінен жүреді. Осы бағытта жүруінің ықтималдығы жоғары. Ретсіздік дәрежесін сандық жағынан сипаттау үшін энтропия деген түсінік кіргізілген, белгісі - S, өлшем бірлігі S0298 = Дж/моль*К.



Энтропия:



  1. заттың табиғатына;

  2. агрегаттық күйіне

  3. P,V,T – яғни реакцияны жүргізу жағдайына байланысты болады.

Жүйеде ретсіздікті көбейтуге себепші факторлар энтропияның өсуіне әкеліп соғады (S0).

Энтропияның өзгеруі Гесс заңына бағынады:

S=Sөнім -Sбаст.

Термодинамика заңы бойынша: жай заттың түзілу энтальпиясынан өзгешілігі жай заттың энтропиясы нольге тең болмайды. Тек абсолютті нольге ғана кристалдағы бөлшектердің қозғалысы тоқталуы мүмкін. Ретсіздік дәрежесін сипаттайтын энтропия берілген бағытта про-цестің өздігінен жүру мүмкіндігін анықтайтын екінші бір фактор болып табылады.



Процестердің бағыты. Изобаралық потенциал. Гиббс энергиясы.

Химиялық реакция барысында бір мезгілде екі тенденция (ұмтылыс) әсер етеді: Бөлшектердің күрделенуі, бірігуі, бұл энтальпияны азайтады (Н0). Екінші ұмтылыс: бөлшектердің жекеленуге тырысуы, бұл – энтропияны арттырады (S0).

Осы екі қарама-қарсы ұмтылыстың жиыны (әсері) изобаралы-изотермиялық потенциалдың өзгеруін немесе Гиббс энергиясын көрсетеді:

G=H - TS

G0298=кДж/моль, ккал/моль.

Жай заттың ең тұрақты модификациясының түзілуінің G0298 –мәні нөлге тең деп алынады. Н и S есептегендей, Гиббс энергиясының өзгерісін Gх. р. =G.өнім-Gбаст. есептейді.

G өзгеру сиапты мен процесті іске асырудың мүмкіндігі немесе мүмкін еместігі жөнінде бағалауға болады. Тұрақты температурада және қысымда реакция өздігінен жүреді де тек жүйенің Гиббс энергиясының азаю бағытында, яғни G<0 (-), егер G>0 (+) стандартты жағдайда реакция кері бағытта жүреді, ал G=0 болғанда химиялық тепе-теңдік орнайды. Н=Т*S. Осыдан температураны есептеуге болады.

Химиялық термодинамика – химиялық реакциялардың жүру мүмкіндігін бағалауға мүмкіндік береді. Химиялық өзгерістердің жылдамдығымен механизмін химияның ерекше жеке бөлімі – химиялық кинетика зерттейді.

Кинетикалық теорияның міндеттері – химиялық реакция жылдамдығының әр түрлі факторларға: әрекеттесуші заттардың табиғаты мен концентрациясына, температураға, катализаторға және еріткіштерге т.б. тәуелділігін табу. Химиялық процестердің заңдылығын білу оларды дұрыс басқаруға мүмкіндік береді, яғни қажетті комплексті қасиеті бар өнім алу, осындай өнім алудың жылдамдығын арттыру, сонымен қатар қажетсіз процестерді азайту. Реакциялар гамогенді және гетерогенді болады. Гомогенді реакциялар бір текті ортада жүреді; гетерогенді реакциялар фазалар шегінде жүреді..

Реакция жылдамдығы уақыт бірлігінде белгілі бір көлемде (гомогенді реакциялар үшін) немесе беттік жанасу бірлігінде (гетерогенді реакциялар үшін) жүретін элементарлы бөлшектердің әрекеттесу санымен анықталынады. Реакция жылдамдығы әдетте әрекеттесуші заттардың консентрациясының уақыт аралығында өзгерісін сипаттайды. Ерітінділерде концентрация – моль/л, газдарда – парциальды қасыммен, уақыт секундпен беріледі.



Концентрация өзгерісі С=С21 – уақыт аралығы =2-1 болса, жылдамдық

+, - әрекеттесуші заттар концентрациясы кеміп, реакция өнімі орта болғандықтан қойылады. Реакция жылдамдығы туралы жүйенің белгілі – бір қасиетінің өзгеру жылдамдығы бойынша бағалауға болады, мысалы түсі, электрөткізгіштігі, спектр түрі, тұнба түсі, газ бөлінуі, т.с.с.



Гомогенді химиялық реакциялардың жылдамдығы. Концентарция әдісі. Әсер етуші массалар заңы.

Процесс жылдамдығы бөлшектердің концентрациясымен анықталынатын, олардың соқтығысу түйісу ықтималдығына пропорционал. Ықтималдылық теорисына сәйкес тәуелсіз істердің бір уақытта іске асу ықтималдығы олардың әрқайсысының ықтималдығының көбейтіндісіне тең. Бұл заңдылық 1865-67 жылдары К.Гульдберг және П.Вааге, И.И. Бекетов еңбектерінде көрсетілген, химиялық кинетиканың негізгі заңы әсер етуші массалар заңы деп аталады. Тұрақты температурада гомогенді химиялық реакция жылдамдығы стехиометриялық коэффициенттері дәрежесінде көрсетілген әректтесуші заттардың концентрациясының көбейтіндісіне тура пропорционал. Мысалы: реакциялар үшін:

I Н2+Cl2=2HCl, V=K*CH2*CCl2

II 2NO+O2=2NO2, V=K*CNO*CO2

Бірінші жағдайда, әсер етуші массалар заңына сәйкес реакциялар жылдамдығы хлормен сутегінің концентрациясына бірдей дәрежеде болады. Екінші мысалда азот (ІІ) оксиді концентрациясына көбірек (C2NO) тәуелді болады. К – жылдамдық константасы, берілген жағдайда заттардың жалпы концентрациясының қайсы бөлігі әрекеттесетінің көрсетеді. Бұл константа заттың табиғатына және температураға тәуелді. К-ның мәні сан жағынан әрекеттесуші заттар концентрациясы бірге тең болғандығы реакция жылдамдығына тең.

V=K


Егер бөлшектердің соқтығысуы ғана реакцияның жүруі үшін міндетті және жеткілікті жағдай болса, онда реагенттердің бірдей концентрациясында процесс жылдамдығының әр түрлілігін түсіндіре алмаймыз. 101,3кПа қысымда және 5000С-та см3 газда соқтығысу саны 1028 болар еді. Осы соқтығысу өзара әрекеттесумен аяқталса, реакция өте тез қопарылыспен өтер еді. Яғни эффективті соқтығысу саны тек олардың жалпы санына пропорционал.

Химиялық реакциялар механизмі.

Жалпы теңдеумен көрсетілетін бромдысу тектің 400-6000С –та тотығу реакциясын қарастырайық:

4НBr+O2=2H2O+2Br2

Кинетикалық теңдеуін жазамыз:



Әсер етуші массалар заңына сәйкес реакция жылдамдығы бромсутек концентрациясына өте байланысты, оттегінің концентрациясына қарағанда, ал нақтысында екеуіне бірдей дәрежеде байланысты: V=K*CHBr*CO2.

Егер бұл реакция жалпы теңдеу бойынша іске асатын болса, бір мезгілде 5 бөлшек соқты-ғысу қажет, мұның ықтималдылығы аз. Тәжірибе жүзінде бұл процесстің тек қосарлы соқтығысу болатын бірнеше тізбекті сатыда жүретіні дәлелденген:

1 HBr+O2=HOOBr (баяу)

2 HBr+HOOBr=2HOBr (тез)

3 2HBr+2HOBr=2H2O+2Br2 (тез)

Жалпы: 4HBr+O2=2H2O+2Br2

Реакциялар жүретін жай сатылардың тізбекті қатарын осы реакциялардың механизмі дейміз. Жалпы процесстердің жылдамдығы механизмінің ең баяу сатысымен анықталынады да лимитрлеуші сатысы деп аталынады.

Стехиометриялық теңдеулер – барлық реагенттердің мөлшерінің өзгеруінің көрінісі, бұлар өтетін процестің механизмін толық көрсетпейді.

Химиялық әрекеттесулердің элементарлық сатысына қатысатын молекула саны реакция-ның молекулярлығын анықтайды.

I 23892U23490Th+42He мономолекулярлық

I2=2I

II H2+I2=2HI – бимолекулярлық

2NO+O2=2NO2 – үш молекулярлық.

Төрт молекулярлық реакциялар іс жүзінде белгісіз.

Химиялық реакция жылдамдығының температураға тәуелділігі.

Тәжірибе жүзінде табылған Вант-Гофф ережесімен сипатталынады: температураны әр 100С-ға арттырғанда реакция жылдамдығы 2-4 есе өседі.





Активтендіру энергиясы.

Соқтығысушы бөлшектер, олардың электрондық бұлттарының арасында пайда болатын тебіліс күштерін (энергетикалық барьер) жоюға жеткілікті энергиясы болса ғана, әрекеттесуі мүмкін. Осындай реакцияға түскіш бөлшектерді активтілер деп атайды да, энергетикалық қарсылықты (асуды) жоюға қажетті энергияны активтендіру энергиясы дейді.

Әрекеттесу процесінде болатын (яғни байланыстардың өзара таралуында) активті бөлшектердің шоғырын активтелген комплекс дейді.

E1a=571кДж



Еа=168кДж

2HI




H2+I2

I2

H
Потен. Энер. Ұлғайуы

Реакциялардың координаталары

Химиялық өзгерістерде жүйенің Нбастапқы энергетикалық күйінен Нөнім күйіне ауысуы энергетикалық барьер арқылы өтеді Еа. Энергетикалық диаграммада нақты көрсетілгендей, бастапқы және соңғы энергия деңгейінің айырмасы жылу эффектісін береді, Н.

Н2+I2=2HI+17кДж

Н2 и I2 активті молекулалары соқтығысқанда аралық активті комплекске бірігеді де

Н-Н және I-I, Н2…I2, байланыстары бір мезгілде үзіле, H-I байланыстары түзіле бастайды.

H H H-------H H H

  2HI

I I I-------------I I I

Активтелген комплекс

Нәтижесінде активтендіру энергиясы Еа=168кДж бастапқы молекуладағы байланысты толық үзуге қажетті энергиядан Еа=571кДж аз болады екен.

Әрекеттесуші заттарды активті комплекс күйіне өзгертуге, ауыстыруға қажетті энергияны активтендіру энергиясы дейміз. Температура артқан сайын активті молекулалар саны тез өседі, бұл реакция жылдамдығының күрт артуына әкеледі. Жылдамдық константасының активтендіру энергиясына тәуелділігі Аррениус теңдеуімен өрнектелінеді:

К=Z*P*e-Eа/RT

Z –соқтығысқан молекулалар саны әр секунд сайын;

е – натуральді логарифмнің негізі;

Р – бағытталған көбейтікш, молекуланың ыңғайлы орналасуын ескереді.

Аррениус теңдеуімен, активтендіру энергиясы төмен болған сайын, реакцияның жылдам-дық константасы жоғары болатыны көрініп тұр.

Катализ.

Катализ – химиялық практикада реакция жылдамдығын тездетудің кең тараған жолдарының бірі болып табылады. Катализатор мен әрекеттесуші заттардың агрегаттық күйіне байланысты гомогенді және гетерогенді катализ болып бөлінеді.

Катализатор дегеніміз – реакция компоненттерімен аралық химиялық әрекеттесуге қатысып, реакция жылдамдығын өзгертетін, бірақ әрекеттесуден кейін химиялық құрамын сақтап-қалатын заттар. Катализаторлар тек термодинамикалық мүмкін реакцияларды ғана тездетеді G0 (-). Реакция нәтижесінде катализатор өзгеріске ұшырамайды. Гетерогенді катализге басты роль алатын – адсорбция. Беттік жанасудың бос энергиясы арқылы адсорбция әрекеттесуші заттардың концентрациясының өсуіне, туғызып, активтендіру энергиясын азайтады.

Химиялық тепе-теңдік.

Кейбір химиялық реакциялар бір бағытта ғана жүреді, бастапқы заттар толығымен реакция өніміне ауысқанша. Мысалы:

2КClO3  2KCl+3O2

Көптеген реакциялар қайтымды. Бастапқы заттар концентрациясының азаюы, реакция өнімдерінің концентрациясының өсуіне әкеледі. Реакция өнімдері өзара әрекеттесіп бастапқы заттар түзіледі. Қайтымды реакцияларда (=) белгісі белгісімен ауыстырылады.

Екі газдың әрекеттесуі нәтижесінде СО и NO2 қоңып газ азайып, тура және кері реакция жылдамдығы теңескенде тоқтайды, химиялық тепе-теңдік орнайды.

NO2+CO NO+CO2

 

Тура реакция жылдамдығы V1=K1*CNO2*CCO.



 

Кері реакция жылдамдығыV2=K2*CNO*CCO2.

Химиялық тепе-теңдік орнағанда

V1=V2, осыдан К1*CNO2*CCO=K2*CNO*CCO2.



К1 және К2 белгілі бір температурада тұрақты болса, олардың қатынасы да тұрақты болады.

К – тепе-теңдік константасы динамикалық тепе-теңдік күйінде тұрған пройестер үшін әсер етуші массалар заңын көрсетеді. Тепе-теңдік константасына кіретін концентрацияларды тепе-теңдіктегі концентрация дейміз.



Газ күйіндегі заттар үшін компоненттердің концентрациясының орнына оларға сәйкес нақты қысымның мәнін қолданған ыңғайлы. Мынадай реакция үшін:

аА+вВ mM+nN болады

Қатты және газды гетерогенді жүйедегі реакциялар үшін қатты фазаның қысымы өте аз болғандықтан негізінен реакцияға қатыспайды, себебі әрекеттесу тек жанасумен жүреді. Сондықтан тепе-теңдік константасын газ күйіндегі заттың қысымы арқылы өрнектеуге болады. Мысалы:



С(тв)+СО2(г)=2СО(г)

Тепе-теңдік константасы химиялық реакцияның басты сипаттамасы болып табылады. Кр мәні көп болса, реакция соғұрлым толық жүреді, яғни өнімі жоғары болады. Қайтымсыз реакциялар үшін Кр шексіздікке ұмтылады. Егер К0 болса, онда ешқандай әрекеттесу болмайды. Гиббс энергиясы тепе-теңдік константасымен мынадай қатынаста байланысты

G= -RT*lnKp

Химиялық тепе-теңдіктің ығысуы. Ле-Шателье принципі. Химиялық тепе-теңдік жағдайы көптеген факторларға байланысты: температураға, қысымға, концентрацияға және т.б. Осы факторлардың біреуін өзгерткенде химиялық тепе-теңдік ығысады. Тепе-теңдікте тұрған жүйеде барлық қоспаның концентрациясын өзгертпей-ақ осы заттардың біреуінің ғана концентрациясын өзгертуге болмайды.Тепе-теңдік жүйе берілген жағдайда реакция өздігінен жү-ретін шегін көрсетеді. G0, яғни энергия шығынсыз. Бұл тепе-теңдік жағдай Ле-Шателье принципімен түсіндіріледі. Тепе-теңдік күйдегі жүйеге сырттай әсер еткенде, жүйеде осы әсерді азайтатын процесс күшейеді.

3H2+N2 2NH3+46.2кДж. Аммиак синтезі NH3 төменгі температурада (Н0) толығырақ жүреді. Дегенмен төменгі температурада тепе-теңдік жағдайға келу баяу жүреді, сол себептен қыздыру керек. Өте қатты қыздыру аммиактың диссоциасын күшейтеді. Қыздыруды жүйеде қысымды арттырумен алмастыруға болады.
Лекция Ерітінділер

Жоспары:


    1. Ерітінділердің құрамы

    2. Ерітінділердің қасиеттері Осмос қысымы

    3. Ерітіндінің бу қысымы

Ерітінділер деп екі немесе оданда көп компоненттерден тұратын тепе-теңдігі гамогенді жүйені айтады. Жүйе деп қоршап тұрған ортадан беткейі арқылы бөлініп тұрған компоненттерді айтады.

Ерітiндiнiң түзiлуi ешқандай әсерсiз өзбетiнше тұрақты тепе-теңдiк орнағанша жүредi. Ерудi туғызатын күш ертiндiнiң бос энергиясының G азаюы (изобаралы - изотермиялық потенциялдық) болып есептеледi.

Gжүру - Gалғ<0

Егер процесс аяқталса G=0, яғни тепе-теңдiк орнайды. Ерітiндiнiң түзiлу энтальпиясы төмендеуi мүмкiн - экзотермиялық процесс, немесе жоғарылауы мүмкiн - эндотермиялық процесс. Ерітiнiдi түзiлгенде энтропия S өзгередi.

Егер ерiткiш ретiнде сұйық компонент (су немесе органикалық ерiткiштер) алынса, онда еритiн зат ретiнде газ күйiндей, сұйық немесе кристалл заттар болуы мүмкiн. Бiрнеше жүйе түзiледi: сұық-газ, сұйық-сұйық, сұйық-қатты зат.

Сұйық-газ жүйесi. Газ күйiндегi заттардың суда еруi газ молекуласындағы химиялық байланыстың түрiне байланысты болады. Мысалы: O2, H2, N2 және т.б. коваленттi полюссiз байланыс, ал Н2О - полярлы байланыс, ерiткiш. Сондықтан полярлы ерiткiште байланысының түрi полярсыз газ күiндегi заттар аз еридi. Ал байланыс түрi полярлы газ күйiдегi заттар HCI, NH3 және т.б. полярлы суда шексiз еридi. Яғни, ерiткiш пен еритiн заттың байланыс түрi бiрдей болса (полюстi-полюстi), еру шексiз болады, ал бiрдей болмаса (полюстi-полюссiз) еру өте аз болады.

Қалыпты жағдайда 1л Н2О ерiгiштiк

Полюстi Полюссiз

NH3 1 300 000 см3 О2 49,2 см3

HCI 507 000 см3 Н2 21,5 см3

Газ күйiндегi заттардың ерiгiштiгi қысымға және температураға байланысты. Қысым жоғарылаған сайын ерiгiштiк те өседi. Генри заңының көрiнiсi: С=АКР. Ерiгiштiктiң температураға байланыстылығы керiсiнше, температура жоғарылаған сайын ерiгiштiк кемидi. С=В/Т. Сұйықтық-сұйықтықта да ерiгiштiк химиялық байланыстың табиғатына байланысты. Егер

байланыс түрi бiрдей болса ерiгiштiк шексiз болады. Мысалы: Н2О - С2Н5ОН. Ал егер әртүрлi болса - екi қабатты сұйықтық түзiледi, және ерiгiштiк шектелген болады. Мысалы: Н2О - С6Н6.

Сұйықтық - қатты зат жүйесiндегi ерiгiштiк көп факторларға байланысты: кристалдық тордың ыдырауы, диссициациялану, гидраттану энергияларына, және т.б. Сондықтан бұл жүйеде ешқандай заңға бағыну жоқ.

Ерiткiштiң табиғатының еру процесiнде үлкен ролi бар. Ерiткiштiң ең маңызды қасиетiне оның диэлектрлiк өткiзгiштiгi “Е” мен құрылысы жатады. “Е” - ерiткiштiң полюстiгiмен молекуласының көлемiнiң функциясы. Неғұрлым ерiткiштiң полярлылығы мен молекуласының деформациялану қасиетi жоғары болса, соғұрлым оның диэлектрлiк өткiзгiштiгi де жоғары болады. Судың “Е” ең жоғары, ол 78,3 ке тең, сондықтан су ең көп тараған ерiткiш.



Ерітiндiнiң құрамын көрсету

Ерітiндiнiң құрамын әртүрлi әдiспен көрсетуге болады:

1) Массалық үлес 100 г. ерітiндiде ерiген заттың %-пен берiлген массасы. Мысалы: Массалық үлесi 20% ерітiндi дегенiмiз, 80 г. суда 20 г. зат ерiген деген сөз, ал ерітiндiнiң жалпы массасы 100 г.

Есеп: Массалық үлесi 15% 400 г. ерітiндi дайындау үшiн сiлтiнiң массасын табу керек.

Шығару жолы: 100 г. ерітiндiде 15 г. сiлтi бар

ал 400 г. ерітiндiде Х г. сілтi бар.

Х=400*15/100=60 г.

2) Ерітiндiнiң молярлығы М, 1л ерітiндiдегi заттың (молiнiң) мөлшерi. Моль - 1л - 1М, 0,1 моль - деци, 0,01 моль - санти, т.б.

Есеп: 600 мл 0,15 М ерітiндi дайындау үшiн керек NaCI массасын табыңыз.

Шешуi: MNaCI=58.5 г. 1М - 1л - 58,5 г.

0,15М - 0,6л - -Х г.

яғни, m=M*VC=58,5*0,15*0,6=5,265 г.

3) Ерітiндiнiң нормальдығы - N, 1л ерітiндiдегi ерiген заттың эквивалент мөлшерi.

Экв - 1л -1 N ерітiндi.

Есеп: 400 мл 0,25 N ерітiндiні дайындау үшiн керек H2SO4 массасын табыңыз.

MH2SO4=98 г. 49 г. -1л - 1N m=Экв*Vc=49*0,4*0,25=4,9 г.

ЭквH2SO4=49 г. Х г. - 0,4л - 0,25N

4) Ерітiндiнiң моляльдығы - m, 1000 г. H2O-дағы ерiген заттың (молiнiң) мөлшерi.

Мысалы: 3m H2SO4 дегенiмiз, 1000 г. H2O-да 3 моль 100% H2SO4 бар деген сөз.

5) Ерітiндiнiң титрi, 1 мл ерітiндiдегi ерiген заттың (г) мөлшерi. Титр нормальдықтың эквивалентке көбейтiндiсiне тең болады.

Т=N*экв/1000



Ерітiндiлердiң қасиеттері. Осмос қысымы.

Ерiген кезде судың бос молекулаларының концентрациясы азаяды. Себебi, су ерiген заттың недратталған қабатына кiредi. Егер концентрациясы әртүрлi екi ерітiндiнi қосса, мысалы жартылай өткiзгiш қабырға арқылы қант ерітiндiсiн қоссақ, одан қант концентрациясы аз жағындағы су концентрациясы көп жағына ауысады. Судың бұл ауысуы қанттың гадратталуына және концентрациясы көп жағында бос судың жетiспеушiлiгiне байланысты жартылай өткiзгiш қабырға арқылы су молекулаларының бiр жағына екiншi жағына ауысуы осмос деп аталады, ал қабырғаға қосымша гидростатикалық қысым осмос қысымы деп аталады.

Мысалы: Ортасында жартылай өткiзгiш қабырғасы бар үш ыдыс аламыз, су молекулалары қабырға арқылы оңай өте алады.


C1



II

C1

h

C1

III


C2

C2



C2
I

I-жағдай: қант концентрациясы жоғары және төменгi бөлiгiнде бiрдей С12. Төменнен жоғары және жоғарыдан төмен қабырғаға қысым C2 бiрдей, яғни тепе-теңдiк күйде болады.

II-жағдай: қант концентрациясы әртүрлi C1>C2. C1>C2 болғандықтан ыдыстың жоғарғы бөлiгiнде гидратталу үшiн су молекулалары жетiспейдi, сондықтан олар төменгi бөлiктен жоғары бөлiкке өшедi. Жоғарғы бөлiктегi ерітiндi II С1 көлемi өседi де бөлiп тұрған қабырғаға түсiрген С2 қосымша гидростатикалық күшi осмос қысымы болып есептелген.

III-жағдай: C12, яғни II-шiге қарама-қарсы. III С1 Төмендегi бөлiктiң көлемi көп болғандықтан қосымша қысым төменнен жоғары жүредi.С2.

Концентрация айырмашылығы неғұрлым көп болса, соғұрлым осмос көп болады яғни, осмос қысымы да көп болады. Сонымен осмос қысым концентрацияға байланысты. Ал молекулалардың кинетикалық қозғалысы температураға байланысты. Неғұрлым температура жоғары болса, соғұрлым молекулалар ағысы да жоғары болады, яғни осмос жоғары болады. Сондық-тан осмос қысымы да температураға байланысты болады. Бұл байланыс Вант-Гофф заңы деп аталады, көрiнiсi мынадай:

Росм=CRT.

Ерітiндiнiң бу қысымының төмендеуi. Раульдiң бiрiншi заңы

Фазалардың (сұйықтық-газ) бүлiну шекарасында екi құбылыс пайда болды - булану-концентрациялану (қайтадан сұйықтыққа айналу). Ерiткiш молекулалары буланып газ күйiне өтедi де ерітiндi бетiнде белгiлi мөлшерде су буынының қысымын туғызады. Бу сұйықтыққа конденсацияланып қысымды төмендейдi. Ең соңында белгiлi температурада (25О С немесе 298О К) булану-конденсациялану, тепе-теңдiгi орнайды да су буының қысымы (яғни ерiткiш-тің) тұрақты болды. Оны РО деп белгiлеймiз. Егер сол температурада бiр буға айналмайтын (мысалы, қант) электролит емес заттың ерiтсе, онда қанттың гидратталған молекулалары ері-тiндiнiң барлық көлемiнде және беткейiнде жайылып булану беткейiн жабады да судың булану алаңы кемидi. Сонымен дәл сол уақыт мөлшерiнде және дәл сол температурада ерітiндiнiң беткейiнен судың аз молекуласы буланады да будың қысымы кемидi. Сондықтан ертiндiнiң бу қысымы барлық уақытта таза ерткiш қысымынан аз болады. Ерітiндiнiң бу қысымын Р-деп белгiлеймiз. Таза ерткiш қысымына РО салыстырылып алынған қысымдар “РО-Р” айырмашылығы ерітiндiнiң бу қысымының салыстырмалы төмендеуi деп аталады, яғни РО-Р. Ол ерiген зат концентрациясына байланысты, ол неғұрлым көп болса төмендеуi де көп болады.

Раульдiң I-заңы: сұйытылған элекролит емес ерітiндiлер үшiн ертiндi буының қысымның салыстырмалы төмендеуi буланбайтын ерiген заттың мольдық үлесiне тең болады, РО-Р/Р=М2.

Электролит емес ерітiндiлердiң қату төмендеуi және tО қайнау жоғарылайды. Раульдiң II заңы.

Кез келген таза ерiткiш секiлдi судың қату және қайнау температурасы бар. Егер қысым қалыпты болса, яғни 101325Па-тең болса, су tО=100О С қайнайды, tО=0О С қатады. Су күйiнiң диаграммасында ол ОА қисығы арқылы көрсетiлген. Ол қалай жүрдi? Су буының қысымы атмосфералық қысымға тең болған кезде фазалардың сұйықтық-газ шекарасы жоғалады да су



1
А

А1
01,325


КIIа


О


00 1000 С

молекулалары сұйық күйден газ күйге және керiсiнше оңай өтедi, сол кезде су қайнайды. Егер су суыса конденсациялану процесi өседi де газ күйiндегi су мөлшерi азаяды және су буының да қысымы азаяды. Су буының қысымы өте аз болған кезде және мұз кесегi (кубик) үстiндегi қысыммен теңескен кезде су кристализацияланады. Бұл 00С және қысым 4,6 мм. сынап бағанасына тең болған кезде болады. Егер суда буға айналмайтын электролиттi ерiтсе, мысалы қантты, Раульдың I заңы бойынша ерітiндi буының қысымы төмендейдi. Ендi атмосфералық қысымға жету үшiн ерітiндiнi қосымша қыздыру керек, сонда температура көтерiледi, О1 А1 қисығы. Ерiген зат концентрациясы неғұрлым көп болса, соғұрлым ерітiндi буының қысымы көпке төмендейдi де ерітiндiнiң қайнау температурасы жоғары болады. Бұл байланыс Раульдың II заңымен көрсетiледi және көрiнiсi мынадай

t0қайнау =Е*m

t0қату=к*m,

мұндағы t - температураның жоғарлауы немесе төмендеуi, Е=эбулиоскопиялық (қайнау) констатасы; К - криоскопиялық (қату) константасы; m-ерiген заттың моляльдық концентрациясы:

m=m1*1000/M*m2



мұндағы m1,m2 - ерiген зат пен ерiткiштiң массасы; М - ерiген заттың молярлық массасы 1000г. - су массасы.

(эбулиоскопиялық әдіс)

(криоскопиялық әдіс)

Ерітiндiлердiң қайнау температурасының өсуi (қату температурасының төмендеуi) ерiген заттың моляльдық концентрациясына тура пропорционал болады. Раульдiң II заңы бойынша белгiсiз заттардың молекулалық массасын табуға болады.

Электролиттік диссоциация теориясы

Швед ғалымы С. Аррениус электролит ерітінділерінің электр тогын өткізуі және Рауль мен Вант-Гофф заңдарынан ауытқуы олардың ерітінділерінде бөлшектердің көбеюіне, яғни еріген заттың немесе электролиттың молекулаларының иондарға ыдырауына байланысты деген түжырым жасады. Шынында да, бейэлектролит ерітінділердің қасиеттерінің сандық мәндері Рауль мен Вант-Гофф заңдары бойынша еріген заттардың концентрациялары-на тәуелді болғандықтан электролит ерітінділерінде бүл қасиеттердің сандық, мәндерінің жоғарырақ болуын еріген молекулалардың диссоциациялануы нәтижесінде бөлшектердін (иондардың) көбеюінен бола­ды деп түсіндіру ақылға қонымды жорамал еді.


Лекция

Электролиттік диссоциация теориясы

Жоспары:
Электролиттік диссоциация теориясы - Өткен тақырыптар бойынша қосылыстар ионды және ковалентті байланысты болатыны сендерге белгілі. Ал ковалентті байланыстың өзі екі түрге бөлінеді: полюсті және полюссіз. Заттардың кристалдык торларының типтері қосылыстардағы байланыс түрлеріне төуелді. Ал заттардың физикалық жөне химиялық қасиеттері тор типтеріне байланысты болады.

Ионды және ковалентті байланысты қосылыстардың ерекшеліктері олардың судағы ерітінділерінің қасиеттерінде де байқалады. Осы ерекшеліктерді бақылау үшін электрөткізгіштікті зерттейтін құралды пайдалануға болады.[1]



  1. Ыдысқа құрғақ қант пен ас тұзын кезекпен салып, оны электр желісіне қоссақ, электр шамы жанбайды, олай болса қатты күйіндегі заттарда ток тасымалдаушы бөлшектердің болмағаны.

  2. Құрғақ қант пен ас тұзының орнына дистилденген су құйсақ та электр шамының жанбайтынын көреміз.

  3. Келесі жолы қант пен ас тұзына су құйып, олардың ерітіндісін аламыз. Жүйені электр желісіне қосқанда ас тұзының ерітіндісі құйылған жағдайда электр шамының

жанғандығы, ал қант ерітіндісі құйылғанда, шамның жанбағандығы байқалады.

Енді осы екі қосылыстың айырмышылығы неде? Әрине, олардағы химиялық байланыстардың табиғатында. Қант молекуласында атомдар арасындағы байланыстар полюссіз, ал ас тұзындағы байланыс - ионды. Әрі қарай зертханада бар сілті, бейорганикалық қышқыл ерітінділерімен осы тәжірибені қайталағанда электр шамының жарқырап жануын, ал органикалық сірке қышқылының ерітіндісінде шамның нашар жануын байқаймыз.

Олай болса, шамның жануы заттардың ерітінділерінде токты тасымалдаушы бөлшектердің - иондардың - болуына байланысты.

Заттарды суда еріткенде немесе балқытканда иондарға ыдырауын диссоциация дейміз. Диссоциацияланатын заттар электролиттер, ал диссоциацияға ұшырамайтын заттар — бейэлектролиттпер (қант, глюкоза, спирт жөне кейбір жай газдардың (Н2,02, N2) судағы ерітінділері жатады).



Зат

Электр шамының жануы

Қорытынды




Құрғақ қант

-

бейэлектролит




Құрғақ ас тұзы

-

бейэлектролит




Дистилденген су

-

бейэлектролит




NaCl ерітіндісі

+

электролит




Қант ерітіндісі

-

бейэлектролит




Сірке кышқылының ерітіндісі

әлсіз

электролит




NaOH ерітіндісі

+

электролит




H2S04 ерітіндісі

+

электролит

Кальций карбонаты

-

электролитт

Натрий оксиді

-

бейэлектролит

Бұл теорияның негізін 1887 жылы швед ғалымы С. Аррениус салған (Нобель сыйлығының лауреаты, 1903 жылы) Ол еруді тек физикалық құбылыс деп карастырды, диссоциациялану нәтижесінде бөлінген иондар еріткіш молекулаларына біртіндеп таралады деп санап, еріткіштің әсерін ескермеді. Осындай көзқарасты калыптастырып дамытқан әрі С. Аррениус теориясын толықтырған ғалымдар - И. А. КаблуковВ.А. КистяковскийД.И. Менделеев. Ал қазіргі кезде диссоциациялануды күрделі физика-химиялық үдеріс деп қарастырады.


Аррениус теориясының негізгі қағидалары:


  1. Тұздар, қышқылдар, негіздер ерігенде және балқығанда иондарға ыдырайды.

  2. Ерітінділер мен балқымалардың ток өткізгіштігі осы иондардың концентрациясына тәуелді болады. Олардың оң зарядталғаны катодқа тартылатындықтан катиондар деп, ал анодқа тартылатындары аниондар деп аталады. Ағылшын физигі М. Фарадей XIX ғасырдың 30-шы жылдары «электролитион, катион, анион» терминдерін енгізді. Ионды және ковалентті полюсті байланысты молекулалар суда ерігенде иондарға толығымен ыдырайды:

  • NaCl↔ Na++ Cl-;

  • HCl ↔ Н++ CI-;

  • H2S04 ↔ 2Н+ + S042-

Иондардың формулаларыада зарядтың таңбасы (+, - ) оның сан мәнінен кейін жазылады.

Ac тұзы ерітіндісіндегі иондардың гидраттану механизмін карастырайық. Зат суда еріген кезде оның молекуласы иондарға ажырап қана қоймайды, осы иондар су молекулаларымен әрекеттесіп гидраттар түзеді. Полюсті су молекуласын былай белгілейміз (+ -), ол диполь (диполь - екі полюс) деп аталады:H+→0←H+



Диссоциация нәтижесінде пайда болган иондар қасиеттері молекуланы құраушы атомдар мен молекулалардың қасиеттерінен өзгеше болады. Оның себебі олардың электрондық құрылысында. Осы айтылғанды ас тұзы молекуласы мысалында қарастырайық.

Na элементі мен ионын салыстырайық:


2311Na1s22s22p63s1

Na+ ls22s22p63s0

Оң зарядты ионның (катионның) радиусы атомның радиусынан кіші.

Оң зарядты ионның (катионның) радиусы атомның радиусынан кіші.

Күмістей жылтыр ақ металл.

Ион - түссіз.

Сумен шабытты өрекеттеседі:2Na + 2Н20 = 2NaOH + Н2

Суға әсер етпейді, тек гидраттанады.

Тотығу-тотықсыздану реакциясында күшті тотықсыздандырғыш:Na°-ē→Na+

Ион — тотықтырғыш: Na+ + е→Na0

Сl элементі мен ионын салыстырайық:


3517Сl1s22s22p63s23p5

Сl-1s22s22p63s23p6

Теріс зарядты ионның радиусы атомның радиусынан үлкен.

Теріс зарядты ионның радиусы атомның радиусынан үлкен.

Хлор молекуласы жай зат күйінде екі атомнан тұрады С12, ол өткір иісті, тыныс жолдарын түршіктіретін жасыл-сары улы газ.

Ион - түссіз.

Суда аздап еріп, әрекеттеседі:Сl2 + Н20 = НСl + HCl

Суға әсер етпейді, тек гидраттанады.

Тотығу-тотықсыздану реакциясында күшті тотықтырғыш: Сl2 + 2ē→2С1-

Ион - тотықсыздандырғыш. 2С1--2e→Сl2

Na+ иондарына судың диполь молекуласы теріс полюсімен, ал С1- иондарына оң полюсімен бағытталады.

Ac тұзындағы хлор ион күйінде тамаққа пайдаланылады да, ал хлор молекуласы С12 - улы газ. Гидраттанған иондардың кейде түсі де өзгереді. Мысалы, сусыз CuS04 - түссіз, гидраттанғаны CuS04 • 5Н20 - көгілдір түсті.


Электролиттік диссоциация теориясының қазіргі заманғы қағидалары:


  1. Заттар суда ерігенде оң жөне теріс иондарға ыдырайды.

  2. Диссоциацияның себебі - заттардың гидратациялануы. Электр

шамы жанады.

  1. Электр тоғының әсерінен иондар катод пен анодқа бағытталады.

  2. Диссоциация қайтымды үдеріс: диссоциация (ыдырау)↔ ассоциация (бірігу)

  3. Электролиттер әр түрлі шамада диссоциацияланады (α).

  4. Электролит ерітінділерінің химиялық касиеттері ондағы иондардың табиғатымен анықталады.

  5. Элемент атомы мен оның ионының қасиеттері әр түрлі болады.

Иондар ерітінділерде гидратталған күйде болғанымен, заттардың диссоциациялану теңдеуін жазған кезде гидраттық қоршауын еске алмай, жалаң иондар күйінде жазылады. Бұл - жазу үдерісін оңайлату үшін жасалған шара. Электролит ерітінділерінде электр тогын тасымалдаушы иондар болады. Ондай электролиттерді екінші ретті өткізгіштер деп атайды.[2]


Достарыңызбен бөлісу:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11
Loading...


©melimde.com 2020
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет
рсетілетін ызмет
Жалпы ережелер
ызмет стандарты
дістемелік кешені
бекіту туралы
туралы хабарландыру
біліктілік талаптары
кіміні аппараты
Конкурс туралы
жалпы біліктілік
ойылатын жалпы
мемлекеттік кімшілік
жалпы конкурс
Барлы конкурс
білім беретін
республикасы білім
ызмет регламенті
бойынша жиынты
ткізу туралы
конкурс атысушыларына
біліктілік талаптар
атысушыларына арнал
Республикасы кіметіні
идаларын бекіту
облысы кімдігіні
мемлекеттік ызмет
рсетілетін ызметтер
стандарттарын бекіту
Конкурс ткізу
мемлекеттік мекемесі
дебиеті маманды
Мектепке дейінгі
дістемелік сыныстар
дістемелік материалдар
ауданы кіміні
конкурс туралы
жалпы білім
рметті студент
облысы бойынша
білім беруді
мектепке дейінгі
мыссыз азаматтар
Мемлекеттік кірістер
Конкурс жариялайды
дарламасыны титулды
дістемелік кешен
ызметтер стандарттарын
мелетке толма
разрядты спортшы
аласы кіміні
директоры бдиев

Loading...