Қазақстан ресупбликасының білім және ғылым министрлігі



бет2/11
Дата01.07.2016
өлшемі4.1 Mb.
#169200
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11

Ұсынылған әдебиеттер:

1.Омаров Т.Т.,Танашева М.Р. Бейорганикалық химия (таңдамалы тараулар) Алматы,2008ж,-543 б 2.Шоқыбаев Ж.Ә. Бейорганикалық және аналитикалық химия. Алматы, «Білім» 2004 ж,-316 б. 3. Ділманов Б.М.,Ділманова З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Аматы,2009ж, -194 б. 4. Яшкарова М.Г.,Омарова Н.М., Кабдулкаримова К.К., Мусабаева Б.Х. Бейорганикалық хмиядан зертханалық жұмыстар.Семей,2007,-79б. 5. Шоқыбаев Ж.Ә.,Өнербаева З.О. т.б. Бейорганикалық химия практикумы. Алматы,2004 ж,-164 б.

6. Бишімбаева Г.Қ. Жалпы химия.Студенттердің өздік жұмыстарына арналған оқу-әдістемелік құрал.Алматы,2007 ж, -39 б. 7. Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М. Студенттің өздігінен орындауына арналған әдістемелік құрал.Семей, 2007, -39 б. 8.Д.Шрайвер.,П.Эткинс. Неорганическая химия.1,2 том.Москва«Мир» 2009г

Дәріс 3. Химиялық процестердің энергетикасы.

Мазмұны:


1. Химиялық реакциялардың энергетикалық эффекттері.

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.



ӘР ТҮРЛІ ЭНЕРГИЯ БІР-БІРІНЕ ТЕК ҚАНА ЭКВИВАЛЕНТТІ МӨЛШЕРДЕ ЖӘНЕ ӘРҚАШАН БІРДЕЙ ҚАТЫНАСТА АУЫСАДЫ.

Мысалы: берілген жүйе жылу сіңіру нәтижесінде І жағдайдан 2 жағдайға ауысады делік. Сіңірілген жылу жүйенің ішкі энергиясының өзгеруіне және сыртқы күштерге қарсы жұмыс (А) атқару үшін жұмсалады.

Q= ΔU + A

Келтірілген теңдеу термодинамиканың бірінші заңының математикалық өрнегі немесе термодинамикаға қолданылған энергия сақтау заңының көрінісі.

Изобаралы-изотермиялық процесс үшін жұмсалатын жылу мөлшері жүйенің энтальпиясын өзгертуге, ал изохоралы-изотермиялық реакциялар жүрген кезде-жүйенің ішкі энергиясының өзгеруіне ΔU жұмсалады: Qp= ΔH Qv= ΔU.

Химиялық реакциялар жылу шығару не жылу сіңіру арқылы жүреді. Жылу шығара жүретін реакцияларды,экзотермиялық жылу сіңіре жүретін реакцияларды эндотнрмиялықдеп атайды.

Химиялық реакцияларға қатысатын және түзілетін заттармен бірге реакцияның жылу эффектісі көрсетілген теңдеулерді термохимиялық теңдеулер дейді.

Реакциялардың жылу эффектілерін сан жағынан зерттейтін химияның бір бөлімін термохимия деп атайды.

2. Термохимияның негізгі заңын 1840 жылы орыс ғалымы Г.И.Гесс ашты, Гесс заңы былай айтылады: РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІ - РЕАКЦИЯНЫҢ ҚАНДАЙ ЖОЛМЕН ЖҮРУІНЕ БАЙЛАНЫСТЫ ЕМЕС, ТЕК РЕАКЦИЯҒА ҚАТЫСАТЫН БАСТАПҚЫ ЗАТТАРДЫҢ ЖӘНЕ РЕАКЦИЯ НӘТИЖЕСІНДЕ ТҮЗІЛЕТІН ЗАТТАРДЫҢ ТҮРІНЕ ЖӘНЕ КҮЙІНЕ ҒАНА БАЙЛАНЫСТЫ.

Мысалы: Сграфит + О2 (г) = СО2(г) ΔН1 1-әдіс

Сграфит +1/2 О2(г) = СО(г) +1/2 О2(г) = СО2(г) 2-әдіс

ΔН2 ΔН3

Екі әдісте де графит және газ күйіндегі оттегі қосылады, нәтижесінде көміртегі (СО2) оксиді түзіледі, сондықтан:

ΔН1 = ΔН2 + ΔН3



Г.И.Гесс заңынан біршене салдар шығады:

1.ТУРА РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІ КЕРІ ТАҢБАМЕН АЛЫНҒАН КЕРІ РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІНЕ ТЕҢ.

2.РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІ ОНЫҢ НӘТИЖЕСІНДЕ ТҮЗІЛГЕН ЗАТТАРДЫҢ ТҮЗІЛУ ЖЫЛУЛАРЫНЫҢ (энтальпияларының) ҚОСЫНДЫСЫНАН РЕАКЦИЯҒА ҚАТЫСАТЫН ЗАТТАРДЫҢ ТҮЗІЛУ ЖЫЛУЛАРЫНЫҢ ҚОСЫНДЫСЫН АЛЫП ТАСТАҒАНҒА ТЕҢ:

ΔНх.р. = ΣΔН0түз. + ΣΔН0түск.

3. Жай заттардан химиялық қосылыстың 1 моль түзілгенде бөлінетін немесе сіңіретін жылудың мөлшерін сол заттың түзілу энтальпиясы дейді.

Термохимиялық есептеулерге қолайлы болу үшін, барлық химиялық қосылыстардың түзілу энтальпияларын бірдей жағдайға келтіреді. Температура 2980К, қысым 1 атм жағдайда тұрақты болатын химиялық қосылыстардың түзілу энтальпияларын олардың стандартты түзілу энтальпиясы деп аталады және оларды ΔН0298 таңбасымен белгілейді. Стандартты жағдайда тұрақты болатын жай заттардың түзілу энтальпиялары (мысалы: О2 (газ), N2 (газ), Br2(сұйық) т.б.) нольге тең деп қабылданған.

4. Реакция бағытын болжау үшін энтальпиямен қатар энтропия (S) деген ұғым енгізілген.

Молекулалар, атомдар мен иондар әдетте тәртіпсіз қозғалыста болғандықтан жүйе реттік жағдайдан ретсіз жағдайға көшуге бейім болады. Ретсіздіктің сандық мөлшері энтропиямен өлшенеді.

Энтальпия мен ішкі энергия сияқты энтропияның да абсолют мәнін өлшемейді, тек өзгерісін анықтайды (ΔS).

Жүйе ретсіз жағдайдан реттік жағдайға өткенде энтропиясы кішірейді (ΔS<0), ал керісінше, ретсіздік жағдайда өткенде энтропия өседі (ΔS>0).

Зат сұйық күйден бу күйге өткенде, кристалды зат ерігенде энтропия өседі. Керісінше, конденсациялану және кристалдану процестерінің нәтижесінде энтропия кемиді. Заттың энтропиясының сандық шамасын 250С (2980К) және қысым 1 атм есептейді. Бұл жағдайларда энтропия Дж/моль немесе кал/моль∙град өлшенеді де ол энтропияның бірлігі (э.б.) деп аталады да S0298 деп белгіленеді стандартты энтропия. Кез келген химиялық процестің энтропиясының өзгеруін Гесс заңы бойынша мына теңдеумен есептейді:

ΔSх.р. = ΣS0түз. + ΣS0түск.
5. Химиялық процестерде бір уақытта екі тенденция қатар жүреді: бөлектердің өзара бірігіп, іріленуге ұмтылуы энтальпияны кемітеді, ал бөлшектердің ыдырауы энтропияны өсіреді. Бұл екі қарама-қарсы жүретін тенденциялардың қосындысының эффектісі Т мен Р жағдайда жүретін процестерде изобаралық-изотермиялық потенциалдардың G өзгеруін көрсетеді.

ΔG = ΔH + TΔS

Изобаралы потенциалдардың өзгеру сипаты бойынша процестердің іс-жүзінде жүретін-жүрмейтіндігін анықтауға болады. Егер теңсіздік ΔG<0 орындалса, процесс жүреді, яғни реакция нәтижесінде G кемитін болса, процесс жүруі мүмкін және ол басталса, өздігінен жүреді.

Егер ΔG>0 болса, берілген жағдайда процесс жүрмейді. ΔG =0 болса, жүйе тепе-теңдік жағдайда болған. Процесс өздігінен жүру үшін ΔG = ΔH + TΔS теңдеуінде ΔH<0 және ΔS>0 болулары керек, яғни энтальпияның кемуі, энтропияның өсуі керек.


Өзін өзі бақылауға 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.

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?

Ұсынылған әдебиеттер:

1.Омаров Т.Т.,Танашева М.Р. Бейорганикалық химия (таңдамалы тараулар) Алматы,2008ж,-543 б 2.Шоқыбаев Ж.Ә. Бейорганикалық және аналитикалық химия. Алматы, «Білім» 2004 ж,-316 б. 3. Ділманов Б.М.,Ділманова З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Аматы,2009ж, -194 б. 4. Яшкарова М.Г.,Омарова Н.М., Кабдулкаримова К.К., Мусабаева Б.Х. Бейорганикалық хмиядан зертханалық жұмыстар.Семей,2007,-79б. 5. Шоқыбаев Ж.Ә.,Өнербаева З.О. т.б. Бейорганикалық химия практикумы. Алматы,2004 ж,-164 б.

6. Бишімбаева Г.Қ. Жалпы химия.Студенттердің өздік жұмыстарына арналған оқу-әдістемелік құрал.Алматы,2007 ж, -39 б. 7. Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М. Студенттің өздігінен орындауына арналған әдістемелік құрал.Семей, 2007, -39 б. 8.Д.Шрайвер.,П.Эткинс. Неорганическая химия.1,2 том.Москва«Мир» 2009г

Дәріс 4 . Химиялық кинетика. Химиялық тепе-теңдік

Мазмұны:


1. Химиялық реакциялар жылдамдығы.

2. Массалар әсерлесу заңы. Температура әсері

3. Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік.

4. Ле-Шателье принципі.

1. Химиялық реакцияның жылдамдығы- реакцияға түсетін не алынатын заттардың концентрациясының уақыт бірлігінде белгілі бір көлемде (гомогенді) не қатты заттың бетінде (гетерогенді реакция) өзгеруі. Реакция жылдамдығы әрекеттесетін заттардың табиғатына, концентрациясына, температураға, қатысатын катализаторларға байланысты. Қатты заттар реакцияға түскенде, реакция жылдамдығы қатты заттың бетінің көлеміне, газдар үшін- қысымға байланысты.

V = +/- ΔС/ Δt – гомогенді реакция үшін,

V = +/- Δn/(S Δt) – гетерогенді реакция үшін.

Егер реакция жылдамдығын реакция негізінде алынған заттардың концентрациясының өзгеруімен есептесе плюс кояды, реакцияға түсетін заттардың концентрациясының өзгеруімен есептесе минус қояды.



ТҰРАҚТЫ ТЕМПЕРАТУРАДАҒЫ ХИМИЯЛЫҚ РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛДАМДЫҒЫ СТЕХИОМЕТРИЯЛЫҚ КОЭФФИЦИЕНТТЕРІ ДӘРЕЖЕ КӨРСЕТКІШ ТҮРІНДЕ КӨРСЕТІЛГЕН ӘРЕКЕТТЕСУШІ ЗАТТАРДЫҢ КОНЦЕНТРАЦИЯЛАРЫНЫҢ КӨБЕЙТІНДІСІНЕ ТУРА ПРОПОРЦИОНАЛ БОЛАДЫ (массалар әрекеттесу заңы, оны 1867 жылы К.Гульдберг пен П.Вааге ашқан) Мынадай гомогенді реакция үшін:

4 NH3(г) +5O2(г) = 4NO2(г) +6H2O(г)

Массалар әсерлесу заңы бойынша, бұл реакцияның жылдамдығының математикалық өрнегі мынадай болады.

υ= k[NH3]4[O2]5

k- жылдамдық константасы, ол әрекеттесетін заттардың табиғатына байланысты. Гетерогенді жүйеде реакция жылдамдығы қатты заттың концентрациясына байланысты емес.

Мынандай гетерогенді реакция үшін:

CuO(қ) + H2(г) = Cu(қ) + H2O(г)

υ= k[H2]SCuO

Реакция жылдамдығына температураның әсерін Я.Вант-Гофф ережесі анықтайды.

ТЕМПЕРАТУРАНЫ 100-қа ӨСІРГЕНДЕ РЕАКЦИЯЛАР ЖЫЛДАМДЫҒЫ 2-4 ЕСЕ АРТАДЫ. Бұл заттың математикалық өрнегін былай көрсетуге болады.

υ Т2 = υТ1 γ (Т1-Т2)/10

γ- температуралық коэффициент

γ- тәжірибе жүзінде анықталады және оның мәні 2-4 аралығында болуы мүмкін.

Химиялық реакциялар жылдамдығының арнаулы заттардың (катализаторлар) әсерінен арту құбылысын катализ деп атайды.

Көптеген катализаторлар реакция жылдамдығын арттырады, тек кейбір катализаторлар реакция жылдамдығын азайтады.

3. Көптеген химиялық реакциялар қайтымды болады да екі бағытта жүреді. Тура реакцияның жылдамдығы кері реакцияның жылдамдығына тең болатын қайтымды реакцияның күйін химиялық тепе-теңдік дейді. Қайтымды реакцияның мысалы ретінде азот пен сутегінің аммиак түзуінің процессін келтірейік:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Тура және кері реакциялардың жылдамдығын былай жазуға болады:

U = k1 [N2][H2]3 – тура реакция жылдамдығы.

U = k2 [NH3]2 – кері реакция жылдамдығы.

Химиялық тепе-теңдік кезінде тура және кері реакциялардың жылдамдықтары өзара тең болғандықтан, теңдеуді былай жазуға болады:

k1 [N2][H2]3 = k2 [NH3]2 немесе

k1/k2 =[NH3]2/[N2][H2]3

Тура реакция мен кері реакциялардың жылдамдығының константаларының қатынасы да тұрақты болады:

К = k1/k2 =[NH3]2/[N2][H2]3

Және оны осы реакцияның тепе-теңдік константасы деп атайды.

Сыртқы жағдай (температура, қысым, концентрация) өзгермесе, химиялық тепе-теңдік ұзақ уақыт сақталады. Сыртқы жағдайлардың өзгеруі тура реакция мен кері реакцияның жылдамдығына түрліше әсер ететіндіктен, тепе-теңдік реакция тура реакцияның немесе кері реакцияның бағытына қарай ығысады. Сыртқы жағдайдың өзгеруіне байланысты химиялық тепе-теңдік белгісі бір бағытқа ығысуын Ле-Шателье принципі анықтайды.

4. ТЕПЕ-ТЕҢДІК КҮЙДЕ ТҰРҒАН ЖҮЙЕНІҢ СЫРТҚЫ ЖАҒДАЙЛАРЫНЫҢ БІРІ ӨЗГЕРСЕ ТЕПЕ-ТЕҢДІК СОЛ ӨЗГЕРІСКЕ ҚАРСЫ ӘСЕР ЕТЕТІН ПРОЦЕСТІҢ БАҒЫТЫНА ҚАРАЙ ЫҒЫСАДЫ.

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3 (г) + Q

Тура реакция жылу бөліп шығара жүретін (экзотермиялық), ал кері реакция жылу сіңіре жүретін (эндотермиялық) екені көрсетілген. Сондықтан температураны жоғарылатса, Ле-Шателье принципі бойынша, химиялық тепе-теңдік бұл өзгеріске қарсы әсер ететін бағытта, яғни температураны төмендететін эндотермиялық реакцияның бағытына қарай ығысады. Егер жүйенің температурасын төмендетсе, онда химиялық тепе-теңдік оны төмендететін, яғни жылу шығара жүретін NH3-тің түзілу бағытына қарай ығысады.

Ле-Шателье принципі бойынша, жүйенің қысымын жоғарылатса, химиялық тепе-теңдік осы қысымды азайтатын, яғни газдардың көлемдері немесе моль сандары аз заттар түзілетін реакцияның бағытына қарай ығысады, яғни NH3 түзілу бағытына қарай ығысады.

Ле-Шателье принципі бойынша бір заттың концентрациясының кебеюі химиялық тепе-теңдікті сол заттың концентрациясын азайтатын реакцияның бағытына қарай ығысады.

Ле-Шателье принципіне сәйкес аммиакты алу реакцияны тура бағытта, яғни қайтымсыз етіп жүргізу үшін, оны жоғары қысымда, төмен температурада және N2 мен H2 жеткілікті мөлшерде, ал NH3-ті бөліп алу арқылы азайта отырып, жүргізу керек.

Өзін өзі бақылауға 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.

  8. Ле-Шателье принципінің маңызы.


Ұсынылған әдебиеттер:

1.Омаров Т.Т.,Танашева М.Р. Бейорганикалық химия (таңдамалы тараулар) Алматы,2008ж,-543 б 2.Шоқыбаев Ж.Ә. Бейорганикалық және аналитикалық химия. Алматы, «Білім» 2004 ж,-316 б. 3. Ділманов Б.М.,Ділманова З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Аматы,2009ж, -194 б. 4. Яшкарова М.Г.,Омарова Н.М., Кабдулкаримова К.К., Мусабаева Б.Х. Бейорганикалық хмиядан зертханалық жұмыстар.Семей,2007,-79б. 5. Шоқыбаев Ж.Ә.,Өнербаева З.О. т.б. Бейорганикалық химия практикумы. Алматы,2004 ж,-164 б.

6. Бишімбаева Г.Қ. Жалпы химия.Студенттердің өздік жұмыстарына арналған оқу-әдістемелік құрал.Алматы,2007 ж, -39 б. 7. Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М. Студенттің өздігінен орындауына арналған әдістемелік құрал.Семей, 2007, -39 б. 8.Д.Шрайвер.,П.Эткинс. Неорганическая химия.1,2 том.Москва«Мир» 2009г
Дәріс 5. Ерітінділер
Мазмұны:

1. Ерітінділер. Ерітінділер концентрациясы

2. Күшті және әлсіз электролиттер.

3. Сутектік көрсеткіш.

1. Ерітінділер деп екі не одан да көп компонеттерден тұратын гомогенді жүйені атайды. Ерітінділер қатты, сұйық және газ тәріздес болады. Ерітінді еріген заттан және ерітікіштен тұрады. Сұйық ерітінділердің табиғатта, техникада, тұрмыста маңызы зор. Заттың еруі екі процестен тұрады:


  1. Зат атомдарының (иондарының) арасындағы химиялық байланыстар үзіледі. Бұл процесс жылу сіңіру арқылы жүреді (ΔН1 >0).

  2. Еріген заттың бөлшектері (молекулалар, иондар) еріткіштің молекулаларымен әрекеттесіп сольваттар немесе гидраттар түзеді.

Бұл процесс жылу бөле жүреді (ΔН1 <0). Еру жылуы осы екі жылудың қосындысынан тұрады. ΔНеру = (-ΔН1 )+(ΔН2)

Осы екі жылудың қатынасына байланысты еру процесі эндо- немес экзотермиялық болады.



Концентрация- ерітінді немесе еріткіштің белгілі мөлшеріндегі еріген заттың мөлшері.

Ерітіндінің массасы тұрақты болғанда оның концентрациясы үлеспен немесе процентпен көрсетіледі.



Массалық үлес (W) - еріген зат массасы (mе.з.) ерітінді массасының (mер) неше үлесі екенін көрсететін сан. W = (mе.з.)/ (mер)

Массалық үлес өлшемсіз шама, оны процентке айналдырғанда 100-ге көбейту керек: W = ((mе.з.)/ (mер))∙100%



Моляльдік концентрация 1кг еріткіште еріген заттың моль санымен өлшенеді (моль/кг). Сm = (mе.з.∙1000)/ (Ме.з.∙ mер-ш)

mер-ш- еріткіш массасы, г

mе.з- еріген заттың массасы, г

Ме.з.- еріген заттың молярлық массасы.



Молярлық концентрация - 1л ерітіндіде еріген заттың моль санымен өлшенеді. Сm = mе.з./МV

V- ерітінді көлемі, л



Эквиваленттің молярлы концентрациясы (нормальдік концентрация) 1 л ерітіндіде еріген заттың эквивалент санымен өлшенеді.

Сn= mе.з. /Mэ V

Мэ- эквиваленттің молярлық массасы;

V- ерітінді көлемі, л.



Титр дегеніміз 1 миллилитр ерітіндідегі еріген заттың грамм саны, г/мл.

Т = mе.з/V

mе.з- еріген зат массасы, г

V- ерітінді көлемі, мл

2. 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+-

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.

+]=[ А-]=СМ∙α

СМ- ерітіндісінің молярлық концентрациясы;

α - диссоциациялану дәрежесі;

Иондарға ыдырамаған молекулардың концентрациясын [КА] былай көрсетеді: [КА] = См – См∙α = См(1-α)

К= (См∙α∙См∙α)/См(1-α)= (См∙α2)/(1-α)

Әлсіз электролиттердің диссоциациялану дәрежесі өте аз болғандықтан 1-α=1 болады. Сондықтан диссоциациялану константасы мынандай болады:

К= См∙α2 немесе α= √К/СМ

Бұл теңдеу электролит ерітіндісінің концентрациясының азаюына, яғни сұйылуына байланысты оның диссоциациялану дәрежесінің артатынын көрсетеді (Оствальдтың сұйылту заңы).

Электролиттер ерітіндіде иондарға ыдырайтындықтан, электролиттер арасындағы реакция иондар арасындағы реакция болады.

3.Сутектік көрсеткіш: Химиялық таза су электр тогын өте нашар өткізеді. Судың иондарға диссоциациялануы: Н2О ↔Н+ + ОН-

Массалар әсерлесу заңын қайтымды процеске қолдануға болады:

К= [Н+]∙[ОН-]/[Н2О] (1)

Мұндағы: К- судың диссоциация тұрақтысы. Оның 220С- дағы мәні 1,8∙10-16 тең, яғни К=1,8∙10-16.

«К» шамасы өте аз болғандықтан Н+ және ОН- концентрациялары да өте аз, сондықтан су концентрациясын Н2О тұрақты шама деп есептеуге болады, ол 1 л массасын судың молярлық массасына бөлгенге тең:

2О]= 1000:18 = 55,56 моль

Енді жоғарыдағы теңдеуді (1) былай да жазуға болады:

+]∙[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 1л суда 10-7 моль сутегі иондары, 10-7 моль гидроксид иондары болғандығын көреміз. Егер [Н+]≠[ОН-] онда ерітінді [Н+]>[ОН-] қышқыл, [Н+]<[ОН-] сілтілі болады. Көп жағдайда ерітіндінің қышқылдығын немесе сілтілігін анықтау үшін сутегі иондарының концентрациясы қолданылады. Бұл жағдайда нейтрал орта [Н+]= 10-7, сілтілік ортада [Н+]<10-7, қышқылдық ортада [Н+]>10-7 болады.

Осындай дәреже көрсеткіші теріс болып келетін сандарды қолданып есептер шығару қолайсыз болғандықтан, сутегі иондарының концентрациясы сутектік көрсеткіш (рН) арқылы белгілеу қабылданған.

Сутектік көрсеткіш деп, сутек иондары концентрациясының теріс таңбамен алынған ондық логарифмін атайды:рН=-lg[H+].

Ерітіндінің ортасын индикаторлар көмегімен анықтайды. Индикаторлар – ерітіндіге тамызғанда немесе батырғанда сутегі не гидроксид иондарының әсерінен түсін өзгертетін органикалық заттар.



Өзін өзі бақылауға арналған сұрақтар:

1. Ерітінділер дегеніміз не?

2. Концентрацияның өлшем бірліктері қандай?

3. Электролиттік диссоциация дегеніміз не?

4. Көмір қышқылының диссоциациялану сатылап теңдеулерін жазындар.
Ұсынылған әдебиеттер:

1.Омаров Т.Т.,Танашева М.Р. Бейорганикалық химия (таңдамалы тараулар) Алматы,2008ж,-543 б 2.Шоқыбаев Ж.Ә. Бейорганикалық және аналитикалық химия. Алматы, «Білім» 2004 ж,-316 б. 3. Ділманов Б.М.,Ділманова З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Аматы,2009ж, -194 б. 4. Яшкарова М.Г.,Омарова Н.М., Кабдулкаримова К.К., Мусабаева Б.Х. Бейорганикалық хмиядан зертханалық жұмыстар.Семей,2007,-79б. 5. Шоқыбаев Ж.Ә.,Өнербаева З.О. т.б. Бейорганикалық химия практикумы. Алматы,2004 ж,-164 б.

6. Бишімбаева Г.Қ. Жалпы химия.Студенттердің өздік жұмыстарына арналған оқу-әдістемелік құрал.Алматы,2007 ж, -39 б. 7. Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М. Студенттің өздігінен орындауына арналған әдістемелік құрал.Семей, 2007, -39 б. 8.Д.Шрайвер.,П.Эткинс. Неорганическая химия.1,2 том.Москва«Мир» 2009г



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




©dereksiz.org 2024
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет