ПӘннің ОҚУ-Әдістемелік кешені «химия есептерін шығару әдістемесі»

1. 
   Заттың құрамы 82,36% азоттың және 17,64% сутегінен тұрады. Оның салыстырмалы молекулалық массасы 17тең. Заттың формуласын табыңдар.
   
2. 
   Белгісіз заттың буының тығыздығы 2,05г/лтең. Заттың құрамына 52,18% көміртегі, 13,04% сутегі және 34,78% оттегі кіреді. Заттың формуласын табыңдар.
   
3. 
   Оксидтердің формуласын төмендегі құрамы бойынша анықтаңдар: 1) 70% темір және 30% оттегі, 2) 64,7% марганец және 35,3% оттегі; 3) 56%ванадий және 44% оттегі
   
4. 
   6,2г затты жаққанда 12г кремнийдің диоксиді мен 5,4г су түзіледі. Заттың ауа бойынша тығыздығы 2,14тең. Заттың формуласын табыңдар.
   
5. 
   Көміртегі мен сутегіден тұратын затты жаққанда 55г СО₂ және 27г су алынады. Заттың ауа бойынша тығыздығы 2,48тең. Заттың формуласын анықтаңдар.
   
6. 
   400мл көмірсутегі мен 1000мл оттегін араластырып жағады. Реакциядан кейін газдың көлемі 800мл болған. Оттегі реакцияға толық қатысқан жағдайда, көмірсутегінің формуласын анықтаңдар.
   
7. 
   Мыс пен күкіртті ауада қыздырғанда 8г СиО мен 3,2г SО₂алынды. Қосылыстың формуласын табу.
   

1. 
   Ерыгин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии. - М.: Просвещение, 1989 - 173 с.
   
2. 
   БекішевК.Б. Химия есептері (оқу құралы)Алматы. «Білім».2007ж
   
3. 
   Усманова М.Б.,Сақариянова К.Н. Химия сандық есептер шығару әдістемесі Алматы «Атамұра» 2004
   
4. 
   Дайнеко В.И. Как научить школьников решать задачи по органической химии.М.-Пр. 1987.
   
5. 
   Химия:Жалпы білім беретін 11-сыныбына арналған оқулық / Ә .Темірболатова ,
   

6. 
   Химия:Жалпы білім беретін 10-сыныбына арналған оқулық /Н.Н.Нұрахметов, К.Б.Бекишев, Н.Н.Заграничная. Алматы : «Мектеп» баспасы ,-2005. –
   
7. 
   Химия:Жалпы білім беретін 9-сыныбына арналған оқулық /И.Нұғыманов , Р.Жұмаділова , Ж.Кембебаева . Алматы : «Мектеп» баспасы ,-2005. -
   
8. 
   Химия:Жалпы білім беретін 8-сыныбына арналған оқулық /Н.Н.Нұрахметов, К.Сарманова ,К.Жексембина Алматы : «Мектеп» баспасы ,-2005. -176б
   
9. 
   ТемірболатоваӘ.Е.Химия есептері мен жаттығуларының жинағы. Алматы:Рауан, 2000. 96б
   
10. 
    Когисов С.М. Сапалық есептерді шығарудың әдістері. Ақтөбе, 2006, https://www.google.kz/webhp?sourceid=chrome-instant&ion=
    

үйретудің әдістемесі

Жоспары:

1. 
   Химияның негізгі заңдары бойынша есептер шығару әдістемесі.
   

2. 
   Химиялық кинетика және термодинамика тарауына арналған есепте-жаттығуларды орындау әдістемесі
   
3. 
   «Электролиттік диссоциация теориясы» бойынша шығарылатын типтік есептер мен жаттығуларды орындау әдістемесі
   

Химиядағы стехиометриялық заңдар деп, құрам тұрақтылық, еселі қатынастар, эквиваленттер, газдар, Гей-Люссактың көлемдік қатынастар және Авогадро заңдарын айтады. Химиялық реакциялардағы химиялық элементтердщ, жаи және күрделі заттардьщ арасындағы стехиометриялық есептеулердің сандық қатынасын анықтау үшін, Рихтер 1800 ж. химияға бірінші рет стехио-метрия деген терминді кіргізді.

Кәзіргі заманның атомдық-молекуляр-лық ілімнің негізі, стехиометриялық заң-дар болып табылады, олар атомдык тео-рияньт тереңдетеді және айқындатады.

Құрам тұрақтылық заңы (Пруст заңы). Прустың 1801 ж. ашқан қүрам түрақтылық заңы былай айтылады: "Әрбір таза заттың элементтік құра-мы әркашанда тұрақты, ол заттар-дың алу әдісіне байланысты емес". Мысалы, көміртек диоксидін әртүрлі әдістермен алуға болады:

С+О₂=СО₂

2СО+О₂=2СО₂

СаСО₃=СаО+СО₂

Таза көміртек диоксидінде әркашан 27,29% көміртек және 72,71% оттек бар. Осы көрсетілген құрамнан ауытку байқалса, онда көмір қышқылы газында қоспа бары айқындалады. Қүрам түрақтылық заңның ашылуы, өз уақытында өте маңызды роль атқарды. Бірақ, XIX ғасырдың басында К. Бертолле кейбір заттардың күрамы ауыс-палы болатындығын ескертіп, қүрам тұрақтылық заңына күмән келтіреді. Кейіннен, азғантай косьшыстар Пруст заңына бағынбайты-ны анықталса да, бүл таласта Пруст жеңді.

Екінші жағынан, әрбір белгілі қүрамға, тек қана бір химиялық қосылыс сәйкес келеді деп айту да, дүрыс емес. Шынымен, хими-ялық қүрамы мынадай зат С₂Н₆О екі қосылыс болуы мүмкін: диметил эфирі және этил спирті. Бұлар екі әртүрлі химиялық заттар. Химиялық күрамьт бірдей әртүрлі заттар изомерлер бола-тьшдығы белгілі. Сондықтан, қүрамның сандық деректері, заттар-дың қасиеттерін және ерекшеліктерін айқындай бермейді.

Элементтің химиялық эквиваленті деп, сутек массасының 1,008 бөлігі (м.б.) немесе оттек массасының 8,0 бөлігі қосыла-тын осы элементтің мөлшерін немесе қосылыстарында орынын басатын осындай мөлшерді айтады.

Элементтің эквивалентін (эквивалентті массасын) оның су-текпен қосьшысы арқьшы анықтау міндетті емес. Берілген элементтің эквивалентін эквиваленті белгілі кез келген басқа элемент арқылы, қосындысының қүрамы бойынша есептеуге болады. Көптеген эле-менттер бірімен-бірі бірнеше қосылыстар түзуі мүмкін.

Сондықтан берілген элемент бір емес, бірнеше эквивалент көрсетуі мүмкін. Мысал ретінде, көміртек оксиді мен диоксидінің эквивалентін анықтайық. Көміртек оксидінде СО (II) көміртектің 12 м.б. оттектің 16 м.б. қосылып түр, яғни, көміртектің эквиваленті алтыға тең. Көміртектің диоксидінде СО₂ (IV) көміртектің 12 м.б. оттектің 32 м.б. қосылып тұр, яғни, оттектің 8 м.б. көміртектің 3 м.б. келеді. Демек, көміртектің эквиваленті үшке тең.

1971 жылы өлшемдердің халықаралық жүйесіне "Зат мөлшері" деген үғым нгізілді, оның өлшемі "моль". IUPАС анықтамасы бойынша:

Эквивалент деп берілген қышқылдық-негіздік реакцияда сутектің 1 катионына, немесе берілген тотығу-тотықсыздану реакциясында 1 электронға сәйкес шартты немесе нақты бөлшекті айтады.

Бөлшектің берілген кышқылдық-негіздік реакцияда сутектің бір катионына сәйкес, немесе берілген тотығу-тотықсыздану реакциясында / электронға сәйкес келетін үлесін эквиваленттік фактор, f_экв деп атайды. Эквиваленттік факторды берілген реак-цияның стехиометриясы бойынша анықтайды.

Заттың эквивалентінің 1 моль мөлшерінің массасын оның эквивалентінің молярлық массасы деп атайды. Оның өлшем бірлігі де г/моль.

Күрделі заттың эквиваленттік массасын есептеу негізіне оның массалық бірлікпен алынған (г/моль) молярлік массасы алынады. Мы-салы, НСІ, Н₂S, NH₃, СН₄ қосьшыстарында хлордың, күкірттің, азоттың, көміртектің эквиваленттері 1 мольға, 1/2 мольға, 1/3 мольға, 1/4 молъға тең. Демек, келтірілген мысалдарда эквиваленттік масса-лар былай болады: хлор=35,45 г/моль, күкірт - 32/2=16 г/моль, азот -14/3=4,67 г/моль, көміртек - 12/4=3 г/моль.

Оксидтің эквиваленттік массасы массалық бірлікпен алынған оның молярлық массасының, металдың валенттілігі мен оның атомдар саны арасындағы көбейтіндіге бөлінген теңдеуге тең. Гидроксидтің эквиваленттік массасы оның молярлық массасы-ның металдың валенттілігіне немесе гидроксил топтарының са-нына бөлінген теңдеуге тең. Қышкылдың эквиваленттік массасы оның молярлық массасының қышқылдың негіздік санына бөлінген теңдеуге тең. Түздың эквиваленттік массасы оның молярлық мас-сасының, металдың валенттілігі мен атомдар саны арасындағы көбейтіндіге бөлінген теңдеуге тең.

Көптеген тәжірибелік деректер эквиваленттер заңын түжы-рымдауға мүмкіншілік берді: заттар эквиваленттеріне сәйкес мөлшерде бірімен-бірі өзара әрекеттеседі.

Кәзіргі уақытта химияда эквиваленттік көлем деген үғым кеңінен қолданылып жүр. Бүл көлем қалыпты жағдайда алынған заттың эквивалентінің алатын орыны. Мысалы, оттектің эквива-лентті көлемі 5,6 л, ал сутектікі - 11,2 л. Сондықтан кейбір есептерді шығарған кезде эквиваленттер заңының басқа түжы-рымын қолданған ыңғайлырақ болады.

Өзара әрекеттесуші заттардың массалары (көлемдері) олардың эквиваленттік массаларына (көлемдеріне) тура пропорционал.

Мысалдар келтірейік:

Мынадай реакция үшін "А + В = С + Д"

Эквиваленттің молярлы концентрациялық теңдеуі

Берілген реакция үшін, эквиваленттер заңының математика-лық теңдеуінің түрі мынадай:

Осындағы: п_эи1 (А, В, С, Д) - берілген затың эквивалент массасы.

с — эквиваленттің молярлы концентрациясы.

Мүнда, оттектің массалық бөліктері, өзара бүтін сандар болатыны көрініп түр:

1, 2, 3, 4, 5.

Осындай мысалдарды қарастыра отырып, Дж. Дальтон 1803 ж. еселі қатынастар заңын өрнектеді:

Еселі қатынастар заңы құрам түрақтылық заңының логика-лық дамуы болып табылады. Осы заңдарға сүйене отырып, Даль-тон бірінші рет химияға элементтің атомдық массасы деген түсінікті енгізді. Оның айтуынша, әрбір химиялық элементтің атомдары бірдей және белгілі массасы болады. Атомның абсолюттік массасын анықтау мүмкін емес, сондықтан Дальтон ең жеңіл элемснт сутектің атомдық массасын бірге теңестіріп, салыстырмалы атомдык масса туралы түсінікті үсынды.

Бірақ, сутек барлық элементтермен реакцияға түсе бермейтіндіктен, сутекті бірлікгі колдану, кейбір қиындықтар туғызды. Сондықтан, 1906ж. атомдық массаның өлшемі ретінде, оттек ато-мының массасы 1/16 тең оттекті өлшемге ауысуға тура келді.

Ал 1961ж. жаңа біртекті атомдык массаның көміртекті өлшемі қабылданды. Атомдық массаның өлшемін көміртекті өлшемге ауыстырудың себебі, оттек атомының үш изотопы ашылды:

Осыған байланысты, екі өлшем бірлігі колданды: физикалық (өлшем бірлігі ретінде ^І6О атом массасының 1/16 бөлігі) және химиялық (өлшем бірлігі ретінде, табиғи оттектің орташа атом-дық массасының 1/16 бөлігі).

Қазіргі уақытта атомдык массаның өлшем бірлігі ретінде, көміртек атомының ең жеңіл изотопы 12С массасының 1/12 бөлігі қолданады. Химиялық злементтің салыстырмалы атомдық масса-сы - өлшеусіз шама, олар көміртек бірлігімен немесе атомдық масса бірлігімен (а.м.б.) өлшенетін атомдық масса болады.

Атомның массасы көміртек массасы бірлігінің оның салыс-тырмалы массасының көбейтіндісіне тең.

Заттың массасы массалық бірлікпен өрнектеледі - кг, г немесе атомның массалық бірлігі (а.м.б.) деп аталады.

Көміртектің 0,012 кг С¹² изотопының 6,02-10²³ атомдары бар. Мына сан 6,02-10" Авогадро түрақтылығы деген атпен аталады (N_А).

Демек, моль - заттың мөлшері, ол құрылыстық бірлікке 6,02*10²³ (Авогадро санына) дискретті.

Заттьщ салыстырмалы молекулалық массасы (Мг) - ол да моле-куланың массасын көміртек бірлігімен өрнектейтін, өлшемсіз шама.

Мысалы, Мг(Н₂ SО₄)=98, ал М=98 г/моль немесе Мг(NаОН)=40, ал М=40г/моль.

Толық өрнектеулердің орнына ("химиялық элементтің салыстырмалы атомдық массасы", "заттың салыстырмалы молекулалық массасы") қысқартылған өрнектеулерді "атом-дық масса", "молекулалық масса" қолдану ұсынылды.
Идеалды газдардың заңы. Авогадро заңы. Гей-Люссак пен Бойль-Мариоттың заңы идеалды газдардың заңы. Осы заңдар бойынша газдарды зерттегенде молекулалар арасындағы байланыс, молекулалық әрекеттесулер ескерілмейді. Авогадро заңы былай өрнектеледі:

бірдей жағдайда алынган газдардың тең көлемінде молекулалар саны да бірдей болады. Авогадро заңынан мына салдар шығады: молекулалык сандары бірдей газдардың, бірдей жағдайда, көлемі де бірдей болады. Кез келген газдың 1 молінде молекулалар саны бірдей, газ-дың 1 молінің көлемі бірдей болады. Бұл көлемді газдың моляр-лық көлемі дейді және қалыпты жағдайда (қ.ж. 0°С және 101,325кПА) 22,4 л тең. Қалыпты жағдайдағы газдардың моляр-лық көлемінің түрақтылығы - Авогадро заңының ең маңызды тұжырьгмы.

Газды заттың көлемі (қ.ж.) 22,4л, құрылыстық бірліктің саны (молекуланың) Авогадро санына N_А=6,02-10²³ тең.

Авогадро заңының негізінде газдардың салыстырмалы тығызды-ғын және газдардың молекулалық массаларын оңай анықтауға болады. Салыстырмалы тығыздық (D) — өлшемсіз шама. Ол бірдей жағ-дайда және бірдсй көлемде газдың тығыздығы стандартты газдың тығыздығынан қашла рет көп немесе кіші екендігін көрсетеді. Стандартты газ ретінде сутекті немесе ауаны қолданады. Авогадро заңы бойынша, екі газдың тең көлемді массалары (m₁, m₂) бір-біріне олардың молекулалық массаларындағы (М₁, М₂) қатынастай болуы керек:

Сонымен, газдың молекулалық массасы (М₁) басқа газдар-дың қатынасы бойынша анықталған, оның тығыздығының екінші газдың (стандартты) молекулалық массасының (М₂) көбейтін-дісіне тең. Газдардың молекулалық массасы, мынадай теңдеулермен анықталады:

сутек бойынша М₁= D_(H) 2,016

ауа бойынша М₂= D _ауа-29

Осы тендеу арқылы, элементтің валенттілігін анықтауға болады. Элементтің валенттілігін білу арқылы, атомдық масса анықталады:

Аг=ВЭ, А=ВЭ г/моль
Газ заңдарына байланысты есептеулер

Газдың кез келген көлемінің қалыпты жағдайдағы мәнін есептеу үшін газ заңдарының біріккен теңдеуі пайдаланылады .

Мүндағы Vгаздың P қысымдағы және Т температурадағы алатын көлемі, ал V_о сол газды қалыпты жағдайдағы, яғни, 101,325 кПа (немесе 1 атм = 760 мм сынып бағанасы) және Т═273.15К═О⁰С температура жағдайында алатын көлемі.Әрине, тендік белгісінің екі жағындағы параметрлердің өлшем бірліктсрі бірдей жүйеде алынуы керек. Егер есептің шартында олар әртүрлі жүйедегі өлшем бірліктерімен берілсе, оларды алдымен бір жүйеге келтіру керек. Олардың арасындагы мынадай қатынастар бар:

Газдың кез келген екі күйін 1 және 2 индекстерімен белгілесек, оның сол екі күйінде сипаттайтын қысымның, температураның және көлемнің мәндері мынадай теңдеумен байланысқан:

1. 
   Егер температура тұрақты болса, яғни: Т = сопst, демек T₁ = Т₂.
   

2. 
   Егер көлем тұрақты болса, яғни: V═ сопst, онда Клапейрон теңдеуі Гей-Люссак тендеуіне айналады:
   

Соңғы теңдеуді Клапейрон-Менделеев теңдеуі деп атайды.

1 моль газ үшін шамасы тұрақты, сол себепті ол универсал газ тұрақтысы деп атайды және белгілейді. Ал газдың V молі үшін
болғандықтан

Универсал газ түрақтысының мөні газдың қысымы ме келемінің өлшем бірліктеріне байланысты:

Клапейрон-Менделеев теңдеуі белгісіз газдың молярлык массасын табу үшін жиі қолданылады.

Егер көлемді литрмен алсақ:

2. 
   Химиялық кинетика және термодинамика тарауына арналған есепте-жаттығуларды орындау әдістемесі
   

Химиялық үрдістердің жүру табиғатын, динамикасын зерттеу белгілі бір қасиетті заттарды синтездеудің ықтималды жолын көрсетеді. Бұл жәйт химия ғылымының теориялық толығуымен қатар оны практикалық жағынан да байытады.

Сондықтан, бұл тарауда химиялық реакцияның термохимиясы, термодинамикасы қарастырылды.

Химиялық үрдістердің заңдылықтарын қарастырмастан бұрын «жүйе» деген түсінікке анықтама берілді.

Жүйе деп – қоршаған ортада бөлініп қарастырылатын заттар жиынтығы. Жүйедегі заттардың қоршаған ортамен заттары және энергия алмасуына байланысты – ашық, жабық және изоляцияланған жүйе деп бөлінеді. Ашық жүйе болса, ол қоршаған ортамен заттардың және энергияның алмасуы болады, ал заттары алмаспай, энергия алмасуы мүмкін жүйе – жабық жүйе деп аталады. Изоляцияланған жүйеде ешқандай алмасу болмауы тиіс, бірақ мұндай жүйенің болу ықтималдығы нольге тең.

Жүйедегі заттардың агрегаттық күйлеріне байланысты : гомогенді (бір текті), гетерогенді (әр текті) деп бөлінеді.

Термохимия негіздері. Бұл тақырыпты оқытуда термохимия ұғымына анықтама беріледі және бұл ұғым терең қарастырылады.

Химиялық реакцияға сай энергияның өзгерулерінің практикалық, теориялық үлкен маңызы бар. Химиялық реакцияның жылу энергиясын білу нәтижесінде қажетті реагенттерді таңдап алып, жылу балансын есептеуге мүмкіндік туады.

Химиялық реакцияның жылу эффектісі деп оның тұрақты қысымда, не тұрақты көлемде өткендегі бөліп шығаратын немесе өзіне сіңіретін энергиясын, мөлшерін айтады. Химиялық реакциялардың жылу эффектісін білу реакцияны өндірістік масштабта жүргізуге қажетті аппараттардың жұмыс режимін жобалау үшін аса қажет.

Химиялық реакцияның энергетикалық эффектісін және сол эффектің әрекеттесетін заттардың құрамы мен құрылысына, процестің өту жағдайына тәуелділігін зерттейтін сала термохимия деп аталатындығын оқушыларға түсіндірілді. Егер реакция нәтижесінде жылу бөлінсе, оны экзотермиялық, ал сіңірілсе – эндотермиялық реакция деп, ал жылу эффектілері көрсетілген реакция теңдеулерін термохимиялық реакция теңдеулері деп аталады. Оларды өзара мысалдармен реакция теңдеулері арқылы түсіндірілді.

С_(к) + О_2(г) = СО_2(г) + 393,5 кДж

Экзотермиялық реакция

2Н_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_(г) + 483,6 кДж

Эндотермиялық реакция

Са(ОН)_2(кр) = СаО_(кр) + Н₂О_(г) – 109,3 кДж

Термохимияның екі заңы бар, олардың екеуі де энергия сақталу заңынан шыққан:

1. 
   Лавуазе мен Лаплас заңы: «Элементтер қосылып бір зат түзгенде бөлініп шығатын энергия мөлшері сол зат элементтерге қайта айырылу үшін қажетті энергия мөлшеріне тең».
   

½ Н₂ + ½ F₂ = HF + 269 кДж

HF = ½ Н₂ + ½ F₂ – 269 кДж

2. 
   Гесс заңы: «Химиялық процесс тікелей жүрсін немесе бірнеше сатыда өтсін, оған керекті жылу әрқашанда бір мөлшерде болады».
   

1. 
   2P + 5Cl₂ = 2PCl₅ + 2*444,7 кДж
   
2. 
   2P + 3Cl₂ = 2PCl₃ + 2*322,2 кДж
   

Қай жолмен болсада (тікелей немесе сатылану жолдары) бес хлорлы фосфор түзілгенде бөлініп шығатын жылу мөлшері 447,7 кДж.

aA + bB = dD + Q_p Q_p ≠ Q(D) _түзілу

a/d A + b/d B = D + Q_p Q_p = Q(D) _түзілу

Лавуазье-Лаплас заңы: |Q_түзілу| = |Q_{айырылу}|

D = a/d A + b/d B - Q_p Q_p = Q(D) _{айырылу}
Термодинамика термохимия сияқты жүйедегі жүретін үрдістердің бастапқы және соңғы күйін қарастырғанымен оның соңғы күйге жету жолын ескермейді. Жүйенің күйі оның интенсивті және экстенсивті және қасиеттерімен анықталады. Интенсивті қасиеттеріне қысым, температура, концентрация жатады, бұлармен жүйенің әрбір нүктесі сипатталады. Ал, экстенсивтіге – зат мөлшері мен массасына байланысты қасиеттері жатады. Осы екі қасиетке де физикалық шама уақыт кірмейді, оның себебі термодинамика тепе-теңдікте тұрған жүйені зерттейді. Жүйенің күйін былай өрнектеуге болады:

f(P, V, T) = 0 (1)

Бұл үш шама арасындағы байланыс идеалды газдар үшін Клапейрон-Менделеев теңдеуімен өрнектеледі:

PV = m/M *RT; (2)

T = 273 + t;

R = 8,3144 Дж/к*моль

Көпшілік жүйелер үшін жүйенің күйін көрсететін теңдеулер белгісіз. Сондықтан, термодинамика жүйенің күйін сипаттау үшін бес түрлі функция пайдаланылады: E, U, H, S, G.

E – жүйенің толық энергиясы. Тоық энергия қозғалыстағы жүйенің үш түрлі энергиясымен анықталатындығын формуласын көрсету арқылы түсіндірілді.

Е = Е_кин + Е_пот + U (3)

Мұндағы, Е_кин - кинетикалық энергия

Е_пот – потенциялдық энергия

U – жүйенің ішкі энергиясы

Жүйенің ішкі энергиясы (U) деп жүйені құрайтын материалдық дүниелердің кинетикалық және потенциалдық энергиясынан басқа энергия түрлерінің (молекула және молекула ішілік байланыс энергиясы, атомның құрамдас бөліктерініңбайланыс энергиясы) қосындысымен анықталатын шаманы айтады. Бұл шаманың сандық мәнін нақты анықтауға мүмкін де емес және термодинамика үшін тек оның өзгерісін білген жеткілікті.

Термодинамиканың бірінші заңы бойынша жүйенің ішкі энергиясының қоры сыртқы ортамен энергия алмасу болмағанда тұрақты болады.

Жүйеге сырттан берілетін энергия оның ішкі энергиясын өзгертеді және сыртқы күштерге қарсы әсер ететін жұмысқа айналады:

Q = ∆ U + A (4)

Бұл формула термодинамиканың бірінші заңының және энергия сақталу заңының математикалық өрнегі болып есептелінеді.

Тұрақты қысымда өтетін, әрі жұмыс газының көлем ұлғаюына тең болып жүретін изобаралық процестерді сипаттайтын жаңа шама энтальпия енгізілді.

∆H = ∆U + p* ∆ V (5)

Жүйенің ішкі энергиясымен оның құрамындағы бөлшектердің атқаратын жұмысы біріккен күйдегі жалпы энергиясы энтальпия деп аталады. Химиялық реакцияның жылу эффектісі энтальпияның өзгерісіне тең.

Q_p = H₂ – H₁; Q = ∆H; (6)

Изоляцияланған жүйеде энтрапияның арту бағытында үрдіс өздігінен жүреді, бұл термодинамиканың ІІ-заңы болып есептелінеді. Ендігі функция Гиббс энергиясын (G) енгіземіз, ол тұрақты қысымда жүйенің тұрақтылығының өлшемі болып есептеледі, осы функцияның өзгерісі реакцияның жүруіне әсер ететін фактор (энтальриялық және энтропиялық) басын біріктіреді және жүйеде жүретін үрдіс бағытын анықтауға мүмкіндік береді.

∆G = ∆H - T∆S (7)

Гесс заңы бойынша тек химиялық реакция жылу эффектісін емес жылу өзгере жүретін процестердің еру, кристалдану, булану фазалық өзгерістерін жылу эффектілерінде анықтауға болады.

Гесс заңының маңызды 2 салдары бар:

1. 
   Химиялық реакцияның жылу эффектісі реакция өнімдерінің түзілу жылуларының қосындысынан бастапқы реагенттердің түзілу жылуларының қосындысын алып тастағанғандағы айырмаға тең.
   
2. 
   Реакцияның жылу эффектісін табу үшін реагенттер мен өнімдердің жану жылуларының айырымын пайдаланады.
   

∆G⁰ = ∆H⁰ +T∆S⁰ (8)

Реакцияның жүруі жағдайына энтальпиялық және энтропиялық фактор әсер етеді, ол төмендегі кестеде көрсетілген:

Кесте 5 - Реакциялардың жүру бағытын анықтау.

Егер реакция біртекті фазада жүрсе, оларды гомогенді, ал әр түрлі ортада жүрсе гетерогенді реакциялар деп атайды. Олардың реакция жылдамдығы келесі формулалармен анықталады.

Химиялық реакцияның жылдамдығы деп уақыт бірлігінде жүйедегі зат концентрациясының өзгерісін айтады.

Реакцияның жылдамдығына әсер ететін факторлар.

1.Концентрацияның әсері.

Химиялық реакция тездеу үшін, әрекеттесуші заттардың молекулалары жиі кездесіп, түйісуі керек. Ол үшін әрекеттесуші молекулалар санын немесе концентрацияларын көбейту қажет. Норвегия ғалымдары Гульдберг және Вааге химиялық реакциялардың жылдамдығына заттар концентрацияларының әсерін зерттей отырып, әрекеттесуші массалар заңын ашты: «Химиялық реакцияның жылдамдығы әрекеттесуші заттар концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал».

2.Температураның әсері.

Атом – молекулалық ілім тұрғысынан температура артқан сайын молекулардың қозғалыс жылдамдығы артып, олардың бір-бірімен соқтығысу дәрежесі артады, соның нәтижесінде заттардың жылдамдығы артады. Химиялық реакция жылдамдығына температураның әсері Вант-Гофф ережесімен анықталады.

3.Катализатордың әсері.

Катализтор деп реакция нәтижесінде жұмсалмайтын, бірақ реакция жылдамдығына әсер ететін затты айтады.

Катализаторға төмендегі қасиеттер тән:

1. 
   Реакцияға түсетін заттардың көп мөлшерлерін реакциядан түзілетін заттарға айналдыру үшін, катализатордың азғантай мөлшері керек.
   
2. 
   Катализаторлар белгілі бір реакцияның немесе белгілі бір реакция топтарының ғана жылдамдықтарын өзгерте алады.
   
3. 
   Катализаторлар жаңа реакция тудыра алмайды. Олар катализаторлардың қатынасынсыз, өз бетімен жүре алатын реакциялырдаң жылдамдығын ғана өзгертеді.
   
4. 
   Қайтымды реакцияларды катализатор тура және кері жүретін реакциялардың жылдамдықтарын бірдей өзгертіп, тепе-теңдік жағдайға жетуге көмектеседі .
   

Әрекеттесуші заттардың табиғатына және реакциялардың жүру жағдайларына қарай оның элементар актісіне әртүрлі бөлшектер: молекулалар, иондар, бос радикалдар, активті кешенді қосылыстар т.т. қатысуы мүмкін.

Реакцияның жүру жағдайын термодинамикалық функиялар көмегімен анықтау жолдары келесі кестеде көрсетілген.

Кесте 7 - Реакцияның жүру жағдайын термодинамикалық функиялар көмегімен анықтау жолдары.

Химиялық тепе-теңдік.

Химиялық реакциялар қайтымды және қайтымсыз болып бөлінеді. Қайтымды реакциялар екі бағытта жүрсе, қайтымсыз реакия тек бір бағытта жүреді. ₁

аА + bB ↔ dD

Егер осы екі реакцияның жүру жылдамдықтары теңессе, осындай күйді химиялық тепе-теңдік деп атайды, бұл жағдайда , V_тура = V_кері

V_тура = K_TC^a_AC^b_B , V_кері = K_kC^d_D ,

K_TC^a_AC^b_B = K_kC^d_D , K_T / K_k = K_{тепе-теңдік} , K_{тепе-теңдік} = C^d_D /C^a_AC^b_B

3. 
   «Электролиттік диссоциация теориясы» бойынша шығарылатын типтік есептер мен жаттығуларды орындау әдістемесі
   

Электролиттер – қышқылдар, негіздер және тұздар суда ерігенде иондарға ыдырайтын заттар. Бұл құрылыс электролиттік диссоциация деп аталады.

Диссоциацияланған молекулалар санының жалпы молекулалар санына қатынасын диссоциациялану дәрежесі деп атайды. Диссоциациялану дәрежесін бірілік үлеспен немесе процентпен сипаттайды.

Диссоциациялану дәрежесіне байланысты электролиттер күшті, орта және әлсіз болып бөлінеді. Күшті электролиттердің диссоциациялану дәрежесі 30%-тен жоғары, орта электролиттердікі 2%-тен 30%-ке дейін, әлсіз электролиттердікі - 2%-тен төмен (0,1 ерітінділерінде) болады.

Ерітіндіні сұйылтқан сайын оның диссоциациялану дәрежесі өседі. Сондықтан электролиттердің күштерін салыстырғанда бірдей нормальды ерітінділер алу керек. Электролиттердің салыстырмалы күштерін олардың ерітінділерінің электрөткізгіштігімен, сонымен қатар кейбір реакциялардағы химиялық активтігімен анықтауға болады.

Диссоциациялану процесін ерітіндінің концентрациясына тәуелсіз диссоциациялану константасы арқылы сипаттаған ыңғайлы.

Электролиттік диссоциация тек қана нейтрал молекулаға ғана емес, иондарға да тән. Мысалы:

Н₂S  H⁺ + HS^-

HS^- H⁺ + S^2-

Көпнегізді қышқылдар, негіздер бірнеше сатыда диссоциациялынады. Мысалы:

H₃PO₄ H⁺ + (H₂PO₄)^-

(H₂PO₄)^- H⁺ + (HPO₄)^2-

(HPO₄)^2- H⁺ + PO₄^3-

Бұндай диссоциация – сатылы диссоциация деп аталады.

Көптеген суда аз еритін гидроксидтер сілтілік ортада қышқыл секілді, қышқылдық ортада негіз секілді әрекеттеседі. Олардың молекулалары негіздік және қышқылдық тип бойынша әрекеттеседі. Мысалы:

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆]

Al(OH)₃+ 3OH^- = [Al(OH)₆]^3-

Al(OH)₃+ 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃+ 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O

Бренстед теориясына сай қышқылдар мен негіздер протон беріп немесе қосып алуға бейім заттар – протолиттер тобына беріктірілген. Бұл көзқарас бойынша қышқылдар протондардың доноры, ал негіздер – протондардың акцепторы болады. Сондықтан қышқылдар мен негіздер өзара байланысқан және оны жалпы формуламен былай жазуға болады: қышқыл  протон + негіз. Мұндай жүйелер ілеспелі деп аталады, мысалы:

HF + H₂O  H₃O⁺ + F^-

қшқыл негіз қышқыл негіз

донор акцептор

NH₃ + H₂O  NH₄⁺ + OH^-

Негіз қышқыл қышқыл негіз

акцептор донор

Қаныққан ерітінділердегі тепе-теңдік жағдайын келесі схемамен көрсетуге болады:

[Zn(H₂O)₄]²⁺ [Zn(OH)₂(HOH)₂]  [Zn(OH)₄]^2-

Қышқылдық ортада тепе-теңдік солға, ал негіздік ортада оңға ығысады. Қышқылдың, негіздің және ымфотерлі қосылыстардың қасиеттерін салыстыра келе, әртүрлі элементтердің гидроксидтері мына үш типтің біреуі бойынша диссоциацияланады:

а) диссоциацияның негіздік типі;

б) диссоциацияның қышқылдық типі;

в) амфотерлі гидроксидтердің диссоциациясы.

Н⁺ және ОН^- иондарының концентрациялары бірдей ерітінділер бейтарап ерітінділер болады. Егер Н⁺ концентрациясы көп болса, онда қышқылдық ерітінді, ал ОН^- концентрациясы көп болса, онда сілтілік ерітінді деп аталады. Қышқылдық және сілтілік орталарды, Н⁺ және ОН^- иондарының концентрацияларына байланысты түсін өзгерте жүретін, реактивтердің көмегімен анықтауға болады. Мұндай реактивтер индикаторлар деп аталады. Индикатор ретінде лакмус, метилоранж, фенолфталеин және т.б. қолданылады.

.Мысал-1: Массасы 18,2 мыс пластинкасын темір (ІІІ) хлоридінің 230 г ерітіндісіне [w(FeCl₃)=0,1] батырған. Біраз уақыттан кейін пластинканы шығарып алғанда, ерітіндідегі темір (ІІІ) хлоридінің массалық үлесі түзілген мыс (ІІ) хлоридінің массалық үлесіне тең болған. Пластинканың ерітіндіден шығарып алғаннан кейінгі массасы қандай?