ПӘннің ОҚУ-Әдістемелік кешені «Бейорганикалық химияның теориялық негіздері» «5В0011200 – Химия» мамандығы үшін ОҚУ-Әдістемелік материалдары



жүктеу 1.01 Mb.
бет4/7
Дата17.06.2016
өлшемі1.01 Mb.
1   2   3   4   5   6   7

Тақырыпты бекіту:
1. Ерітінділер дегеніміз не?

2. Еру процесі туралы көзқарастар?

3. Еру жылуы, гидратациялау жылуы дегеніміз не?

4. Қанық, қанықпаған және аса қанық ерітінділер?

5. Заттың суда ерігіштігі?

6. Заттардың суда ерігіштігінің температураға тәуелділігі?

7. Газдардың сұйықтарда ерігіштігіне не әсер етеді?

8. Генри заңы қалай оқылады және математикалық өрнегі қандай?

9. Гидраттар, сольваттар, кристаллогидраттар, гидратация дегеніміз не?

10. Ерітінділер концентрациясы?




Ұсынылатын әдебиеттер:

  1. Бірімжанов Б.А., Нұрахметов Н.Н. Жалпы химия. – Алматы, 1992.

  2. Қарсыбеков М.Ә., Қарсыбекова Н.М. Анорганикалық химия. – Алматы, 2005.

  3. Шоқыбаев Ж. Бейорганикалық және аналитикалық химия. - Алматы, 2003.

  4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.

  5. Глинка Н.Л. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс, 2000.

  6. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия.М.: Высшая школа, 2000.

21,22 Дәріс. Электролиттік диссоциация теориясы.



Мақсаты: Қышқылдар мен негіздер туралы теориялардың негізгі қағидаларымен танысу, сутегіндік көрсеткіш, ерігіштік көбейтіндісі туралы ұғымдарды білу, электролиттік диссоциация, гидролиз процестерінің сандық сипаттамаларын білу.

Негізгі сұрақтар:

1. Электролиттік диссоциация теориясының негізгі қағидалары.

2. Бренстедтің протолиттік теориясы.

3. Льюистің электрондық теориясы.

4. Судың диссоциациялануы. Сутегіндік көрсеткіш.

5. Ерігіштік көбейтіндісі.

6. Тұздар гидролизі.
Қысқаша мазмұны:

ЭЛЕКТРОЛИТТІК ДИССОЦИАЦИЯ ТЕОРИЯСЫНЫҢ НЕГІЗГІ ҚАҒИДАЛАРЫ (ЭДТ).

1887 ж., С.Аррениус – ЭДТ:

1. Тұздар, қышқылдар және негіздер ерігенде диссоциациялану процесі жүреді, нәтижесінде зарядталған бөлшектер түзіледі – катиондар және аниондар.

2. Иондар молекулалар сияқты ерітіндіде жылу ретсіз қозғалыс күйде болады.

3. Электр тогы әсерінен оң ион катодқа (теріс полюс) тартылады – оны катион деп атайды. Ал теріс ион анодқа (оң полюске) тартылады – оны анион деп атайды. Аррениустің теориясы бойынша еріген заттың және еріткіштің иондарымен молекулаларының арасында химиялық процесстер жүретінін еске алмайды.

Диссоциация теориясын одан әрі орыс ғалымы И.А. Каблуков (1891 ж.) дамытты. Ол диссоциация процесін ерітіндінің химиялық теориясын пайдаланып түсіндірді.

Еру кезінде еріген зат пен еріткіш арасында химиялық әрекет жүреді. Соның нәтижесінде еріген заттың иондары гидраттанып ерітіндіге тарайды. Иондар гидраттанғандықтан бір-бірімен қайтадан қосыла алмайды.

Диссоциациялану процесінің механизмі еріген затпен еріткіштің табиғатына тәуелді. Қышқылдарда катион мен анион арасында коваленттік байланыс, ао негіздер мен тұздарда – иондық байланыс.

Коваленттік байланысы бар қосылыстардың диссоциациялануы үш сатыда жүреді: сольватация, иондану, диссоциация; иондық байланысы бар қосылыстардың – екі сатыда: сольватация және диссоциация.

Электролиттердің табиғатына және олардың молекулаларындағы атомдардың арасындағы химиялық байланыстың беріктігіне байланысты электролиттер әр түрлі дәрежеде иондарға ыдырайды. Химиялық байланыс неғұрлым әлсіз болса, соғұрлым электролит көбірек иондарға ыдырайды. Электролиттердің иондарға ыдырау қабілетін сан жағынан диссоциациялану дәрежесі α арқылы көрсетеді.

1. Диссоциациялану дәрежесі α ерітілген молекулалардың неше проценті иондарға ыдырағанын көрсетеді және оны мына формула бойынша есептейді:

,

мұндағы n –иондарға ыдыраған молекулалар саны;

N –жалпы ерітілген молекулалар саны.

Диссоциациялану дәрежесінің мәні бойынша электролиттер күшті, орта және әлсіз болып бөлінеді. Диссоциациялану дәрежесі α>30% болса, электролит күшті деп есептеледі. Егер 3% < α < 30% болса, электролит орта, ал α < 3% болса әлсіз болады.

Электролиттік диссоциация дәрежесіне мына факторлар әсер етеді:


  • Еріткіш тегі. Бұл еріткіштің диэлектрлік өткізгіштігіне байланысты (ε). Судың диэлектрлік өткізгіштігі ε=80,4. Неғұрлым ε жоғары болса, иондардың тартылуы солғұрлым төмен болады.

  • Еріген заттың тегі. Суда диссоциациялану әр еріген заттың тегіне байланысты.

  • Температура. Температура жоғарылаған сайын күшті электролиттердің диссоциациясы төмендейді, әлсіз электролиттердікі 60 0С-та максимум арқылы өтеді.

  • Ерітінді концентрациясы. Ле-Шателье принципі бойынша еріген зат концентрациясы артқан сайын диссоциациялану дәрежесі кемиді.

  • Бір түрлі ионның әсері. Бір түрлі ионды қосатын болсақ, Ле-Шателье принципі бойынша, тепе-теңдік молекула түзілуі жаққа ығысып, диссоциация тежеледі.

2. Диссоциация константасы (Кдис.) электролиттің иондарға ыдырау қабілетін көрсететін тұрақты шама. Әлсіз электролиттің диссоциациясы: КА↔К- + А+ тепе-теңдік болғанда әсер етуші массалар заңына бағынады, сонда:

;

Кдис. мәні жоғары болса, ерітіндіде иондар да көп болады, яғни электролит күштірек болады. Кдис. электролит концентрациясына тәуелді емес. Ол электролит пен еріткіштің тегіне және температураға тәуелді.

Диссоциация константасы, диссоциациялану дәрежесі α және ерітінді концентрациясы арасында байланыс бар. Бұл байланыс Оствальдтың сұйылту заңымен анықталады. Әлсіз электролиттер үшін α << 1, сондықтан , осыдан
Егер электролит бірнеше сатыда диссоциацияланса, онда әр бір сатысы өзіне тән Кдис. сипатталады.

Күшті электролиттер теориясын Дебай және Хюккель ұсынды. Ол теория бойынша, күшті электролиттер түгелдей иондарға ыдырайтындықтан олардың концентрациясы ерітіндіде біршама жоғары болады. Әрекеттесуші иондар концентрациясы ерітіндідегі электролиттің шынайы концентрациясынан кем болып көрінеді. Осы әсерді есепке алу мақсатымен «активтілік» ұғымы енгізілген.



Химиялық реакцияға кіретін концентрацияға сәйкес концентрацияны ионның немесе молекуланың активтілігі дейді.

Активтіліктің (а) концентрацияға (С) қатынасын активтілік коэффициенті (f) дейді: .

Активтілік коэффициентін тәжірибе жүзінде табады. Егер f < 1 болса, онда активтілік концентрациядан көп а > с. Егер f=1, онда активтілік пен концентрация өзара тең а=с. Яғни иондар бір-бірінің қозғалысын тежейді.



БРЕНСТЕДТІҢ ПРОТОЛИТТІК ТЕОРИЯСЫ.

1923 ж., Бренстед И.Н. протолиттік теорияны ұсынды. Бұл теория бойынша қышқыл дегеніміз өзінен протон бөлетін, ал негіз - өзіне протон қосып алатын зат. Бренстед теориясы бойынша кез келген протоны бар қосылыс әрекеттесіп тұрған қосылыстың табиғатына байланысты амфотерлі бола алады.


ЛЬЮИСТІҢ ЭЛЕКТРОНДЫҚ ТЕОРИЯСЫ.

1923 ж., Льюис Дж.- электрондық теорияны ұсынды. Бұл теория бойынша қышқыл дегеніміз өзіне электрондар қосағын қосып алатын зат, ал негіз – электрон қосағын бере алатын зат.

Қышқылдар мен негіздерге басқа да ғалымдар көп көңіл бөлген. Солардың ішінде 1939 ж., Усанович М.И. Усановичтің ілімі бойынша бір заттан катион бөлініп, ол катион анионмен қосылып тұз түзілсе, ол зат қышқыл деп аталады. Ал заттан анион бөлініп, ол анион электрондар арқылы катионмен әрекеттесіп тұз түзілсе, ол зат негіз деп аталады.
СУДЫҢ ДИССОЦИАЦИЯЛАНУЫ. СУТЕГІНДІК КӨРСЕТКІШ.

Су - әлсіз электролит. Диссоциациялану схемасы:

Н2О↔Н+ + ОН- немесе 2Н2О↔ (Н3О)+ + ОН-

Су аз диссоциацияланады, сондықтан судың молекулаларының концентрациясын тұрақты деп санауға болады.



Осы көбейтінді тұрақты, ол судың иондық көбейтіндісі деп аталады.





моль/л

- бұл сутегіндік көрсеткіш

- бұл гидроксил көрсеткіш



<7 – қышқыл орта

>7 – сілтілік орта

- бейтарап орта
ЕРІГІШТІК КӨБЕЙТІНДІСІ.

Табиғатта абсолют ерімейтін зат жоқ. Сондықтан кез келген аз еритін заттың біраз мөлшері ерітіндіге өтіп отырады. Ерітіндіге еріген зат иондар түрінде таралады. Бір кезде тұнбадағы зат пен ерітіндіге таралған иондар арасында жылжымалы тепе-теңдік орнайды. Осы тепе-тендікке әсер етуші массалар заңын қолдануға болады.



Ерігіштік көбейтіндісі (ЕК) деп тұрақты температурада алынған аз еритін заттың қанық ерітіндісіндегі иондарының концентрацияларының көбейтіндісін айтады:

С(К+)С(А-) = const және ЕК = С(К+) С(А-).

Температура өскен сайын ЕК өседі. Ерігіштік көбейтіндісін заттың еру мөлшерін білу үшін қолданады. ЕК-ны білсе иондардың концентрациясын табуға болады. ЕК-ны білсе заттың ерітіндісінен тұнба түзілу мүмкіндігін білуге болады. Егер ерітіндідегі иондардың концентрацияларының көбейтіндісі ЕК-дан кіші болса, тұнба түзілмейді. Ал ол көбейтінді ЕК-ға тең, немесе үлкен болса, тұнба түзіледі. Егер нашар еритін тұздың бір ионы комплекс түзуші болса, осы тұзға комплекс түзуге қабілеті бар қосылыстың ерітіндісін құйса, тұнба ериді. ЕК белгілі болса, химиялық реакциялардағы тепе-теңдіктің қай жаққа ығысатынын алдын ала болжауға мүмкіндік туады.

Ерігіштік көбейтіндісі заттың еру қабілетін сипаттайды, ЕК жоғары болса, заттың ерігіштігі де жоғары. Біртекті ионды ерітіндіге қосу иондар концентрациясының көбейтіндісін арттырады, яғни электролитті тұнбаға түсіру үшін ерітіндіге біртекті ион қосу керек.

Электролиттің еруі біртекті ионды қосқанда ғана емес, кез келген ионды қосқанда байқалады. Оны «тұз эффектісі» деп атайды. Бұл құбылысты кез келген ион қосу кезінде ерітіндінің иондық күшінің артуымен түсіндіруге болады.

Электролиттер ерітінділері өзара әрекеттескенде реакция иондар арасында жүреді. Ерітіндідегі химиялық реакциялар жүріп, тепе-теңдік оңға қарай ығысуы үшін төмендегідей шарттар сақталуы керек: реакция нәтижесінде аз еритін заттардың түзілуі, аз диссоциацияланған заттың түзілуі, газ күйіндегі заттардың шығуы.


ТҰЗДАР ГИДРОЛИЗІ.

Тұздардың табиғатына және сыртқы жағдайға қарай гидролиз сатылап әр түрлі жылдамдықпен жүреді. Тұздарды түзілу тегіне қарай төрт топқа бөлуге болады:

1. Күшті қышқыл мен әлсіз негіздің тұздары гидролизге ұшырайды. Гидролиз

катион арқылы жүреді, орта қышқылдық – рН < 7.

2. Әлсіз қышқыл мен күшті негіздің тұздары гидролизге ұшырайды. Гидролиз анион

арқылы жүреді, орта сілтілік – рН > 7.

3. Әлсіз қышқыл және әлсіз негізден түзілген тұз гидролизі катион және анион

бойынша жүреді. Ерітінді ортасы түзілген әлсіз қышқыл мен әлсіз негіздің

диссоциация константасына тәуелді.

4. Күшті қышқыл мен күшті негізден түзілген тұз гидролизге ұшырамайды. Ерітінді

ортасы бейтарап рН=7.
Гидролиздің сандық сипаттамалары: гидролиз дәрежесі (hгидр.) және гидролиз константасы (Кгидр).

; ; ;
; .

Гидролиз дәрежесі (hгидр) еріген заттың табиғатына, концентрациясына, температураға тәуелді. Кгидр. неғұрлым үлкен болса, гидролиз соғұрлым терең жүреді. Гидролиз қайтымды процесс болғандықтан оған массалар заңын қолданып қажет жаққа тепе-теңдікті ығыстыруға болады:

1. Тұз ерітіндісіне басқа гидролизге ұшырайтын электролитті, қышқылды, негізді

қосу арқылы;

2. Тұз ерітіндісінің концентрациясын өзгерту;

3. Температураны өзгерту.

Егер гидролиз сатылап жүрсе, онда әрбір гидролиз сатысы өзінің Кгидр. сипатталады, 1 сатының Кгидр. жоғары болады.

Тақырыпты бекіту:


  1. Электролиттер дегеніміз не?

  2. Электролиттік диссоциация дегеніміз не?

  3. Электролиттердің диссоциациялану дәрежесі.

  4. Әлсіз электролиттердің диссоциациялануы, диссоциациялану тұрақтысы, оның физикалық мағынасы.

  5. Иондар гидратациясы.

  6. Электролиттік диссоциация тұрғысынан қышқылдар.

  7. Электролиттік диссоциация тұрғысынан негіздер, тұздар.

  8. Амфотерлі гидроксидтер.

  9. Бренстедтің протолиттік теориясының негізгі қағидалары.

  10. ЭДТ кемшіліктері қандай?

  11. Қандай ионды гидроксоний-ионы деп атайды?

  12. Судың диссоциациялану теңдеуі қандай?

  13. Қандай факторларға диссоциациялану дәрежесі тәуелді?

  14. Электролит ерітіндісіндегі химиялық реакциялардың жүру жағдайы. Мысалдар келтіріңіз.

  15. Эксперименталді жолмен қалай рН-ты анықтауға болады?

  16. Қандай жағдайларда иондық алмасу реакциялар аяғына дейін жүреді? Мысалы келтіріңіз?

  17. Тұздар гидролизінің неше типі бар? Сипаттама беріңіз, мысалы келтіріңіз?

  18. Гидролиз дәрежісі, гидролих константасы.

  19. Судың иондық көбейтіндісі. Еріткіш көбейтіндісі.

  20. Льюистің теориясы.

Ұсынылатын әдебиеттер:

  1. Бірімжанов Б.А., Нұрахметов Н.Н. Жалпы химия. – Алматы, 1992.

  2. Қарсыбеков М.Ә., Қарсыбекова Н.М. Анорганикалық химия. – Алматы, 2005.

  3. Шоқыбаев Ж. Бейорганикалық және аналитикалық химия. - Алматы, 2003.

  4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.

  5. Глинка Н.Л. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс, 2000.

  6. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия.М.: Высшая школа, 2000.

  7. Мартыненко Б.В. Кислоты, основания. – М.: Просвещение, 1988.

  8. Бейтс Р. Определение рН: Теория и практика. – Л.: 1972.

  9. Хартли Ф., Бергес К. Равновесия в растворах. – М.: Мир, 1983.

23,24 Дәріс. Комплексті қосылыстар.



Мақсаты: Вернер теориясының негізгі қағидаларымен танысу, электролиттік диссоциация теориясының тұрғысынан комплексті қосылыстардың қасиеті мен құрылымын, құрамын оқып білу.

Негізгі сұрақтар:

1. Комплексті қосылыстардың құрылымы.

2. Комплексті қосылыстардың диссоциациясы.
Қысқаша мазмұны:

КОМПЛЕКСТІ ҚОСЫЛЫСТАРДЫҢ ҚҰРЫЛЫМЫ.

1893 ж. – комплексті қосылыстардың координациялық теориясын ұсынды. Осы теорияның негізгі қағидалары:



  • комплексті қосылыстарда оң зарядты ортада орналасқан атомның (металл) комплекс түзушінің орны зор;

  • комплекс түзушінің айналасында теріс зарядты иондар немесе бейтарап молекулалар – лигандалар орналасады;

  • комплекс түзуші мен лигандалар комплексті қосылыстың ішкі сферасын құрайды;

  • ішкі сфераға сыймай сыртта тұратын иондар – комплексті қосылыстың сыртқы сферасын түзеді.


лигандалар

|

K3[Fe(CN)6]




Ішкі сфера – комплексті ион

Сыртқы сфера Координациялық сан
Комплексті қосылыстардың жіктелуі:

  1. Құрамындағы лигандалар түріне негізделіп: аквакомплекстер, ацидокомплекстер, аммиакаттар, циклді, изополиқышқылдар және т.б.

  2. Комплексті ионның заряды бойынша: анионды, катионды, бейтарап.

  3. Қасиеттері бойынша: қышқылдар, негіздер, тұздар, бейэлектролиттер;

  4. Байланыс саны бойынша: монодентантты, полидентантты.


Изомерия түрлері:

  1. геометриялық;

  2. координациялық;

  3. ионизациондық;

  4. гидратты;

  5. оптикалық.


КОМПЛЕКСТІ ҚОСЫЛЫСТАРДЫҢ ДИССОЦИАЦИЯСЫ.

Диссоциацияның екінші сатысына массалар әсер заңын қолданып, диссоциация константасын жазуға болады. Оны тұрақсыздық константасы дейді. Комплексті қосылыстың тұрақсыздық константасы (Ктұрақсыздық) оның ішкі сферасының тұрақтылығын көрсетеді. Комплексті қосылыстардың тұрақтылығын бағалау үшін тұрақтылық константасын (Ктұрақтылық) да пайдаланады. Ол тұрақсыздық константасына кері шама:



Ктұрақтылық = 1/Ктұрақсыздық

Неғұрлым тұрақтылық константасы мәні жоғары болса, солғұрлым комплекс ион тұрақты болады.

Комплексті қосылыстарды протолиттік теория қышқылдық-негіздік әрекеттесудің жағдайы ретінде қарастырады. Комплексті қосылыстардың қышқылдық-негіздік қасиеттері тәуелді болады:


  • комплекс түзушінің поляризациялық қасиеттеріне және зарядтың размеріне;

  • комплексті ионның зарядының мәніне;

  • комплекстің құрылымына және координациялық топтардың әсер ету характеріне.


Тақырыпты бекіту:

  1. Комплексті қосылыстар дегеніміз не?

  2. Комплексті қосылыстардың құрамы мен құрылысы. Координациялық сан.

  3. Комплексті қосылыстардағы байланыстар. Теориялары.

  4. Комплексті иондардың зарядын және комплекс түзушінің тотығу дәрежесін табу.

  5. Комплексті қосылыстарды жіктеу, номенклатурасы.

  6. Комплексті қосылыстардың диссоциациясы:

а) комплекс ионның диссоциациясы; б) тұрақсыздық туралы түсінік.

  1. Комплексті қосылыстарда реакция кезінде тепе-теңдіктің ығысуы.

  2. Комплексті қосылыстардың изомериясы.



Ұсынылатын әдебиеттер:

  1. Бірімжанов Б.А., Нұрахметов Н.Н. Жалпы химия. – Алматы, 1992.

  2. Қарсыбеков М.Ә., Қарсыбекова Н.М. Анорганикалық химия. – Алматы, 2005.

  3. Шоқыбаев Ж. Бейорганикалық және аналитикалық химия. - Алматы, 2003.

  4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.

  5. Глинка Н.Л. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс, 2000.

  6. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия.М.: Высшая школа, 2000.

  7. Мартыненко Б.В. Кислоты, основания. – М.: Просвещение, 1988.

  8. Бейтс Р. Определение рН: Теория и практика. – Л.: 1972.

  9. Хартли Ф., Бергес К. Равновесия в растворах. – М.: Мир, 1983.

  10. Гликина Ф.Б., Ключников Н.Г. Химия комплексных соединений. – М.: Высшая школа, 1967.

25,26 Дәріс. Тотығу-тотықсыздану реакциялары.



Мақсаты: Тотығудың электрондық теориясымен танысу, тотығу-тотықсыздану реакциялардың теңдеулерін құрастыру ережелерін білу.

Негізгі сұрақтар:

1. Тотығудың электрондық теориясы.

2. Тотығу-тотықсыздану реакцияларының (ТТР) теңдеулерін құрастыру ережелері.

3. ТТР жіктелуі.


Қысқаша мазмұны:

ТОТЫҒУДЫҢ ЭЛЕКТРОНДЫҚ ТЕОРИЯСЫ.

1914 ж. С.А.Дайн, Л.В.Писаржевский тотығу-тотықсыздану процестердің электрондық теориясын ұсынды.

Химиялық реакциялар көпшілік жағдайда әрекеттесетін заттар атомдарының тотығу дәрежесін өзгертпей жүреді. Реакция кезінде әрекеттесуші заттар құрамындағы атомдар тотығу дәрежесін өзгертуі де мүмкін. Мұндай реакциялар – тотығу-тотықсыздану реакциялар деп аталады.

Тотығу процесінің мысалдары:

Al0 – 3e-→Al3+

Mn2+ - 5e-→Mn7+

S2- - 2e-→S0



Тотықсыздану процесінің мысалдары:

Mn7++3e- Mn4+

Cl2+2e-→2Cl-

S0+2e-→S2-

Тотығу процесі мен тотықсыздану процесі бір мезетте жүреді. Тотығу және тотықсыздану процестері қарама-қарсы екі процестің бірлігін көрсетеді.

Құрамында жоғарғы тотығу дәрежесінде тұрған элементі бар заттар – тотықтырғыштар. Маңызды тотықтырғыштар: оттегі, галогендер, концентрленген күкірт, азот қышқылы және т.б.

Құрамында ең төмен тотығу дәрежесінде тұрған элементі бар заттар – тотықсыздандырғыштар. Маңызды тотықсыздандырғыштар: металдар, сутегі және т.б.

Егер қосылыс құрамындағы элемент аралық тотығу дәрежесін көрсетсе, онда ол қосылыс химиялық реакция кезінде тотықтырғыш та, тотықсыздандырғыш та бола алады.

Тотықсыздандырғыш беретін электрондардың саны тотықтырғыш қосып алатын электрондардың санына тең болады.
ТОТЫҒУ-ТОТЫҚСЫЗДАНУ РЕАКЦИЯЛАРЫНЫҢ (ТТР) ТЕҢДЕУЛЕРІН ҚҰРАСТЫРУ ЕРЕЖЕЛЕРІ.

1. Электрондық баланс әдісі. Бұл әдіс арқылы реакция теңдеуін құру үшін реакцияға кіретін заттар мен түзілетін заттарды, олардың құоамындағы атомдардың тотығу дәрежелерін білу керек:



  • Реакцияға кіретін және түзілген заттар құрамындағы атомдардың тотығу дәрежелерін анықтайды.

  • Реакция нәтижесінде тотығу дәрежесін өзгерткен атомдарды бөліп жазып, электрондық теңдеу құрады. Тотықсыздандырғыш берген электрон мен тотықтырғыш қосып алған электрон сандарын тауып, оларды ортақ коэффициенттер арқылы теңестіреді. Бұл коэффициенттерді электрондық теңдеудің алдына, сызықтың сыртына жазады. Электрон алмасу процесі бойынша қай заттың тотықтырғыш және қайсысының тотықсыздандырғыш екенін табады.

  • Электрондық теңдеуден шыққан коэффициенттерді негізгі реакция теңдеуіндегі атом құрамына кіретін заттардың алдына қойып, қалған элементтерді теңестіреді.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4→ 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 5K2SO4+3H2O

2| Mn+7 + 5e- → Mn2+ - тотықсыздану; тотықтырғыш

5| S+4 – 2e- → S+6 – тотығу; тотықсыздандырғыш
2. Ионды-электронды әдіс (жартылай реакция әдісі). Бұл әдіс бойынша ТТР теңдеуін былай құрады:


  • Реакцияға кірген және түзілген заттардың иондарын алып, жартылай иондық теңдеу құрады. Екі жағын теңестіріп, зарядтары арқылы алмасылған электрон сандарын анықтайды. Реакция ерітіндіде жүретіндіктен оттегі не сутегі жетіспеген кезде оны Н2О, Н+ не ОН- жазып теңестіреді. Содан соң алмасылған электрон сандарын теңестіру арқылы коэффициенттер табады.

  • Енді жартылай иондық теңдеулерді коэффициенттерді еске ала отырып қосып, жалпы теңдеудің иондық түрін алады.

  • Иондық түрден теңдеудің жалпы түріне көшу үшін әр жақтағы катионға анион, анионға катион қосып жазады.

  • Теңдеудің қалған атомдарын теңестіріп, оның жалпы соңғы түрін алады.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4→ 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 5K2SO4+3H2O

2| MnО4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ +4H2O - тотықсыздану; тотықтырғыш



5| SO32- + H2O – 2e- → SO42- + 2H+ – тотығу; тотықсыздандырғыш

2MnО4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O→ 2Mn2+ +8H2O + 5SO42- + 10H+

2MnО4- + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ +3H2O + 5SO42-

1   2   3   4   5   6   7


©dereksiz.org 2016
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет