Қазақстан республикасы білім және ғылым министрлігі шәКӘрім атындағы Сем

1 ӘЗІРЛЕГЕН

МАЗМҰНЫ

Мазмұны:

2. Заттардың эквиваленті

Заттардың эквиваленті деп, олардың сутек атомы не ионының 1 моль мөлшерімен әрекеттесетін, не орнын басатын мөлшерін атайды. Мысалы, 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. ½ саны эквиваленттік фактор болып саналады, оны былай белгілейді f_экв(В) (В- белгілі бір зат). Келтірілген мысалда f_экв 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-негіздегі қышқыл қалдығына алмасатын ОН^- ионының саны):

f_экв(қышқыл)= 1/N(H⁺)

f_экв(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, f_экв(H₃PO₄)= ½

Тұздар үшін (мысалы орта) эквиваленттік фактор металл атомының санын оның тотығу дәрежесінің көбейтіндісін металл атомдарының санына бөлгенге тең:

f_экв(тұз)= 1/N(Ме)∙ Z (Ме)

N(Ме)- металл атомының саны;

Z (Ме)- металдың тотығу дәрежесінің мәні.

Мысалы: алюминий сульфатының эквиваленттік факторы: f_экв(Al₂(SO₄)₃)=1/6;

Зат эквивалентінің молрлық массасы В (г/моль)- эквиваленттік факторды молярлық массаға көбейткенге тең:

М(f_эквВ) = f_экв (В) ∙ М(В) (1)

Бір негізді қышқылдар мен бір қышқылдық негіздердің эквивалентінің молярлық массалары, олардың молярлық массаларына тең.

М(f_эквВ) = М(В)

Мысалы: NaОН эквивалентінің молярлық массасы:

М(f_экв NaОН) = М(NaОН) = 40 г/моль

Тұздар үшін, мысалы: алюминий сульфатының Al₂(SO₄)₃ эквивалентінің молярлық массасы:

М[f_экв Al₂(SO₄)₃] = f_экв [Al₂(SO₄)₃]∙ М[Al₂(SO₄)₃] = 342/6

Зат эквиваленті (моль)- зат массасының эквивалентінің молярлық массасына қатынасы:

n(f_экв B) = m(B)/ M (f_экв 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(f_экв А) = n(f_экв В) = n(f_экв С) = n(f_экв Д)

Сонымен А мен В заттары әрекеттесуі үшін:

n(f_экв А) = n(f_экв В)

(2) теңдеуді қолданып:

(3) теңдеу эквиваленттер заңының салдары.

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.

1.Бірімжанов Б.А., Нурақметов Н.Н. Жалпы химия. Алматы.: «Рауан», 1990., 2.Ділманов Б.М.Ділманова.З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Алматы,2009,-194б

3.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш.шк. 1982- 530с

4.Угай Я.А. Неорганическая химия. М.: «Высшая школа», 1989, -462 б

Мазмұны:

1. 
   Энергияның кванттануы туралы түсінік
   
2. 
   Бордың атом моделі
   
3. 
   Материяның корпускулалы-толқындық екі жақтылығы.
   
4. 
   Белгісіздік принципі
   
5. 
   Толқындық функция
   
6. 
   Квант сандары
   
7. 
   Паули принципі, Хунд ережесі, ең аз энергия принципі
   
8. 
   Электрондық формулалар, электрондық структуралық схемалар
   
9. 
   Атом құрылысы тұрғысынан құрастырылған периодтық заң.
   
10. 
    Периодтық жүйенің құрылысы.
    
11. 
    Иондану энергиясы, электрон тартқыштық, электр терістілік.
    
12. 
    Элементтер қасиетінің периодтылығы, екінші ретті периодтылық.
    
13. 
    Атомдық және иондық радиустардың өзгеру заңдылықтары.
    
14. 
    Периодтық заң және периодтық жүйенің маңызы.
    
15. 
    Химиялық байланыс, жіктелуі
    
16. 
    Валентті байланыстар әдісі
    

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:

∂² Ψ/ ∂x² + ∂² Ψ/ ∂y² + ∂² Ψ/ ∂z² = (8π²m / h²)· (E-U)·Ψ

Мұнда m-электрон массасы, x, y, z-электрон координаты, Е- электронның толқын энергиясы, U-потенциалды энергия. Толқындық функция оң, теріс және ноль мағыналарды қабылдай алады. Толқындық функциясының квадраты Ψ² микробөлшектің кеңістіктің белгілі бір жеріндегі болу ықтималдығын сипаттайды.

6. Электронның атомдағы күйін төрт түрлі кванттық сандармен сипаттайды. 1. Бас кванттық сан п. Ол электронның ядродан қашықтығын, яғни энергиясын көрсетеді. Оның мәні тек нақты сан болады 1-ден ∞ дейін өзгереді. Бас кванттық санды цифрмен және әріппен белгілейді: п = 1, 2, 3, 4 немесе К, L, М және т.б.Деңгей саны артқан сайын электронның энергиясы да жоғарлайды. Бас квант сан периодты жүйедегі период номеріне тең. 2. Орбиталь (қосымша) квант сан l. Ол электронның энергиялық күйін және орбитальдарының пішінін көрсетеді. Орбиталь квант саны бас квант санына байланысты, оның мәндері 0-ден n-1 дейін өзгеріп отырады. Мысалы n=3 болса l=0,1,2 болады. Орбиталь квант санын цифрмен немесе әріптермен белгілейді l=0,1,2,3 немесе s-, p-, d-и f- орбитальдар. 3. Магнит квант сан m орбиталь квант санға байланысты болады да орбитальдардың кеңістіктегі орнын көрсетеді. Ол орбиталь квант санының l барлық мәндеріне, 0-ді қоса ие болады, яғни l=1 болса, онда m=-1,0,+1. Әр орбиталь квант санына сәйкес магнит квант санын және орбитальдар (ұя) санын есептеуге болады: s орбитальда орбиталь саны 1, p орбитальда 3, d орбитальда 5, f орбитальда 7 электрондық күй болады. 4. Спинді квант саны s электронның өз осінен айналуын сипаттайды. Электрон өз осі бойымен біріне-бірі қарама-қарсы бағытта айнала алатындықтан онын тек екі мәні болады: + ¹/₂ және — ½. Егер екі электронның басқа квант сандары бірдей болса, олардың спиндері әр түрлі болады. ондай электрондарды жұптасқан деп атайды да, қарама-қарсы айналатынын былай ↑↓ белгілейді. Егер ұяда бір электрон болса оны дара деп атап былай белгілейді ↑.

7. көп электронды атомдарда электрондардың орналасу ережелері

Ережелер	Мысалдары
1. Паули принципі. 1925ж. Атомда барлық квант сандары бірдей екі электрон болмайды	7Li – 1s22s1 1s 2s ↑↓ ↑ n=1 n=1 n=2 l=0 l=0 l=0 m=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)

Өзін өзі бақылауға арналған сұрақтар:

1. 
   Атом ядросы 12 протон және 12 нейтроннан тұрады, элементтің атомдық массасын, реттік номерін, валенттік электрондар санын анықтаңдар.
   
2. 
   Реттік номері 23 және 35 атомдардың электрондық деңгейлерінің санын анықта.
   
3. 
   Бас квант саны 3-ке тең электрондық қабатындағы электрондар саны нешеге тең?
   
4. 
   Қосымша квант саны 2,3-ке тең болғандағы деңгейлердегі магнит квант санының неше мәні болады?
   
5. 
   3 бірдей квант саны атомдағы екі электронның спин квант санының мәні қандай?
   
6. 
   Қосымша квант санының мәні l=0,1,2,3 тең электрондар қалай аталады?
   
7. 
   Мыс атомының қозбаған жағдайдағы d-электрондарының қосынды санын көрсету керек.
   
8. 
   Азот атомының электрондарының қосынды спині нешеге тең?
   
9. 
   Неліктен көптеген элементтер атомдық массалары бөлшек мәндерге ие болады?
   
10. 
    Жаңа көзқарас бойынша периодтық жүйедегі аргон және кобальт элементтерінің орналасуын қалай түсіндіруге болады?
    
11. 
    Қандай элементтер ауыспалы деп аталады?
    
12. 
    Гелий, неон, аргон, ксенон сияқты газдардың химиялық инерттілігі қалай түсіндіріледі?
    
13. 
    Периодтық жүйедегі орнына байланысты калий, мыс, марганец, бромның қасиеттерін салыстыр.
    
14. 
    Хлорлысутек, бромдысутек, иодтысутек қышқылдарының қайсысы күштірек, неліктен?
    
15. 
    Төмендегі қосылыстардағы химиялық байланыстың полюстілігін көрсет: а)су немесе селенді сутек; б)хлорлысутек немесе иодты сутек; в)метан немесе аммиак?
    
16. 
    Төменде берілген элементтердің ішінен донорлар және акцепторларды көрсетіңдер: В, Сl, S, N (бор, хлор, күкірт, азот).
    
17. 
    Мына сұйықтардың қайсысы сутектік байланыс нәтижесінде ассоциацияланған: күкірттісутек қышқылы, су, балқытқыш қышқыл, төртхлорлы көміртек? Бұл құбылыс осы сұйықтардың қасиеттеріне қалай әсер етеді?
    
18. 
    Төртхлорлы көміртек, бор хлориді, бериллий хлориді молекулаларында гибридтенудің қандай түрі болады, осы молекулалардың пішіні қандай?
    
19. 
    Сутектен 0,8 г атомдық сутекті алу үшін 174,4 кДж энергия жұмсау керек, сутек молекуласындағы байланыс энергиясын есепте.
    
20. 
    Сілтілік металдардың жұмсақтығының және балқу температурасының төмен болу себебі неде? Неліктен магнийдің қаттылығы мен балқу температурасы натрийге қарағанда жоғары?
    

1.Бірімжанов Б.А., Нурахметов Н.Н. Жалпы химия. Алматы.: «Рауан», 1990., 2.Ділманов Б.М.Ділманова З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Алматы,2009,-194б

3.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш.шк. 1982- 530с 4.Угай Я.А. Неорганическая химия. М.: «Высшая школа», 1989, -462 б
Дәріс 3. Химиялық процестердің энергетикасы.

Мазмұны:

2. Термохимиялық заңдар.

3. Энтальпия.

4. Энтропия.

5. Гиббс энергиясы.

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.

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: Q_p= ΔH Q_v= 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: С_графит + О₂ (г) = СО₂(г) ΔН₁ 1-әдіс

С_графит +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

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: ΔS_х.р. = ΣS⁰_түз. + ΣS⁰_түск.

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.