Дәріс кешені kv him 2218 «Химия» пәні 6В07105- «Технологиялық машиналар және жабдықтар» Мамандығы үшін Алматы, 2020 ж. №1 Дәріс


Комплексті қосылыстардың қасиеттері және олардың алынуы



жүктеу/скачать 1,02 Mb.
бет47/68
Дата08.02.2022
өлшемі1,02 Mb.
#123466
1   ...   43   44   45   46   47   48   49   50   ...   68
Байланысты:
дәріс

5.5 Комплексті қосылыстардың қасиеттері және олардың алынуы
Комплексті қосылыстарды алу
1) аквакомплекстер – комплекс түзушінің сусыз тұзы + су:
CuSO4 + 4H2O  Cu(H2O)4]SO4
2) аминокомплекстер – комплекс түзуші тұздың немесе оның жаңа тұнған гидроксидінің ерітіндісі + артық мөлшердегі аммиак ерітіндісі (NH4OH):
CuSO4 + 4NH4OH  Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O
Сu(ОН)2 + 4NH4OH  Cu(NH3)4](OН)2 + 4H2O
3) гидроксокомплекстер – комплекс түзуші тұздың немесе оның жаңа тұнған гидроксидінің ерітіндісі + артық мөлшердегі негіздің ерітіндісі:
CrCl3 + 6NaOH  Na3Cr(OH)6] + 3NaCl
Cr(OH)3 + 3NaОН  Na3Cr(OH)6]
4) ацидокомплекстер – құрамында комплекс түзушісі бар тұз ерітіндісі + құрамында артық мөлшерде алынған лигандасы бар тұз ерітіндісі:
PbI2 + 2KI  K2PbI4
Комплексті қосылыстардың қасиеттері
1) тұрақты комплексті қосылыстарға – алмасу реакциясы тән, реакция барысында комплексті ион құрамы өзгермейді:
4FeCl3 + 3K4Fe(CN)6]  Fe4Fe(CN)6]3  + 12KCl
2) тұрақсыз комплексті қосылыстарға – орынбасу реакциясы тән, реакция барысында комплексті ион құрамы өзгереді:
2Ag(NH3)2]Cl + Zn  2Ag + Zn(NH3)2]Cl2

3) комплексті қосылыстардың айырылу (комплекстің бұзылуы) реакциясы – реакция барысында комплекс түзуші неғұрлым берік химиялық қосылыспен байланысады (тепе-теңдік константасының мәні аз болады):


Сd(NH3)4]SO4 + Na2CO3  CdCO3 + 4NH3 + Na2SO4
Ктз (КИ) = 7,6 ∙ 10–8 > ЕК = 2,5 ∙ 10–14
Дәріс 6 Химиялық үрдістердің жалпы заңдылықтары.

Мақсаты: Химиялық үрдістердің жалпы заңдылықтарын оқып білу


Дәріс жоспары





  1. Химиялық термодинамиканың ұғымдары

  1. Термодинамиканың заңдары

  2. Термохимия. Реакцияның жылулық эффектілері

  3. Химиялық тепе-теңдік термодинамикасы

  4. Термодинамикалық функциялардың өзара байланысы

1. Химиялық термодинамиканың ұғымдары


Табиғаттағы барлық үдерістер қоршаған ортада энергетикалық өзгеруімен жүреді, сондықтан жүйе қасиетін алдын ала айту үшін оның энергетикалық күйін білу кажет. Энергиялардың әр алуан түрлерінің өзара ауысуын, энергетикалық баланстарды және химиялық тепе-теңдікті зерттейтін химияның бөлімін химиялық термодинамика деп атайды.
Химиялық термодинамиканың көмегімен:

    • кез келген физикалық-химиялық үдерістің (еру, балқу, химиялық реакцияның) жылулық эффектінің сандық мәнін;

    • өздігінен жүретін үдерістің шегі мен мүмкіндігін;

    • химиялық тепе-теңдіктің ығысу шарттарын есептеуге мүмкіндік береді.

Химиялық термодинамикада келесі негізгі ұғымдар қолданылады: термодинамикалық жүйе, термодинамикалық үдерістер, термодинамикалық параметрлер, термодинамикалық функциялар, термодинамикалық заңдар.
Термодинамикалық жүйе – зерттеу нысаны ретінде физикалық денелердің қоршаған ортадан нақты немесе ойша түрде бөлініп алынған жиынтығы. Мысалы: сыйымдылықтағы сұйық, баллондағы газ және т.б.
Қоршаған ортамен байланысу (масса және энергия алмасуы) сипатының тәуелділігіне қарай термодинамикалық жүйелер келесі түрлерге бөлінеді:

  • массамен де, энергиямен де алмаспайтын (табиғатта олар жоқ) оқшауланған жүйе;

  • тек қана энергиямен алмасатын (тығынмен жабылған ішінде ерітіндісі бар колба) жабық жүйе;

  • массамен де, энергиямен де алмасатын ашық (аузы ашық, ішінде ерітіндісі бар колба) жүйе.

Жүйенің күйін анықтайтын өзгермелі өлшемдер күйлердің термодинамикалық шамалары деп аталады. Олардың ішінде химияда жиі қолданатын мынадай ұғымдар бар: қысым, температура, көлем, жүйенің құрамы, масса, жылу сыйымдылық және т.б. Егер бұл шамалар белгілі бір уақытта өзгермесе, олар термодинамикалық тепе-теңдік күйін құрайды. Термодинамикалық шамалардың сандық өзгерісі жүйеде термодинамикалық үдерістің жүзеге асқандығын көрсетеді.
Қойылған шартқа байланысты келесі негізгі термодинамикалық үдерістер болады:

  • изотермиялық (Т = const)

  • адиабаталық (Q = const)

  • изобаралық (Р = const)

  • изобара-изотермиялық (Р=const,Т= const)

  • изохоралық (V= const)

  • изохора-изотермиялық (V=const,Т= const)

Жүйенің энергетикалық күйін келесі термодинамикалық функциялар көмегімен есептеуге болады:

  • ішкі энергия (U)

  • энтропия (S)

  • жұмыс (A)

  • Гиббс энергиясы (G)

  • жылу (Q)

  • Гельмгольц энергиясы (F)

  • энтальпия (H)

  • химиялық потенциал (m )




Әрбір физикалық-химиялық үдеріс затты құрайтын (материяны) бөлшектердің ретсіз әрі шексіз қозғалысы туралы ережеге негізделген. Материя қозғалысының өлшемі энергия болып табылады. Энергия бірнеше түрге бөлінеді, олардың ішіндегі негізгісі ішкі энергия болып табылады.
Ішкі энергия (U) – жүйенің барлық бөлшектерінің өзара әрекеттесуінің жалпы потенцилдық энергиясын және олардың қозғалысының кинетикалық энергиясын сипаттайды.
Жүйе энергиясы екі түрде берілуі мүмкін: (Q) жылу немесе жұмыс (A) түрінде. Бірінші жағдайда – энергия ретсіз қозғалатын бөлшектермен, екінші жағдайда – белгілі бір бағытта қозғалатын бөлшектермен беріледі.
Ішкі және потенциалды энергияларының жалпы қосындысы жүйенің жалпы энергия қорын сипаттайды, ол энтальпия (H) деп аталады: U + рV = Н
Жылу және жұмыс мәндері тек үдерістің жүру жолына тәуелді үдеріс функциясына жатады, сондықтан жүйені сипаттаған кезде олардың абсолютті мәнін қолданады.
Ішкі энергия мен энтальпия мәндері жүйенің бастапқы және соңғы күйімен анықталатын күй функциясына тән, сондықтан жүйені сипаттаған кезде осы функциялар өзгерісін қолданады. Сонымен қатар, күй функциясына энтропия, Гиббс энергиясы, Гельмгольц энергиясы және химиялық потенциал сәйкес келеді.
Энтропия (S) – жүйенің ретсіздігін сипаттайды, демек жүйе бөлшектерінің бір-бірімен салыстырғандағы ретсіз орналасуы жұмысқа айнала алмайтын бөлігінің энергиясының өлшемі болып табылады. Осыған байланысты энтропияны байланысқан, шашыраңқы немесе пайдасыз энергия деп те атайды.
Жүйенің энтропиясы мен оның реттілігі арасындағы байланыс Больцман (1879 ж.) заңына бағынады: S = kℓnW, мұндағы W – жүйенің термодинамикалық ықтималдығы, k = 1,38·1023Дж/К Больцман тұрақтысы.
Энтропиясы артатын үдерістер табиғатта өздігінен жүреді. Энтропияның мәні заттың агрегаттық күйіне, оның мөлшеріне және үдерістің температурасына тәуелді. Зат мөлшері мен температураның артуы энтропияны өсіреді. Заттардың газ және сұйық күйінде энтропиясы өте жоғары болады (60–380 Дж/моль·К), қатты денелерде (неғұрлым ретті жүйеде), керісінше төмен 40–60 Дж/моль·К.
Мысалы: S°(алмас) = 2,4 Дж/моль·К; S°Н2О (қ) = 39 Дж/моль·К, S°Н2О (с) = 70 Дж/моль·К, ал S°Н2О (г) = 189 Дж/моль·К, сондықтан, S(қ) < S(с) < S(г).
Гиббс энергиясы (G) – изобара-изотермиялық потенциал болып табылады, Р = const, Т = const болғанда пайдалы жұмысқа айналатын жүйенің жалпы энергиясын сипаттайды.
Сондықтан, Гиббс энергиясы (G) бос энергия деп те аталады, ал оның стандартты мәні химиялық ұқсастық деп аталады. Көлем және температура (V = const, Т = const) тұрақты жағдайында жүретін үдерістің Гельмгольц энергиясын (F) изохора-изотермиялық потенциал деп атайды. Бұл функциялардың өзгерісі (ΔG, ΔF) жабық жүйелер үшін химиялық үдерістің мүмкіндігін, бағыттылығын және жүру тереңдігін бағалауға мүмкіндік береді.
Ашық жүйелер үшін химиялық потенциал (m) функциясы химиялық үдерістің қарқындылығын анықтайды.

2. Термодинамиканың заңдары


Химиялық термодинамика постулаттар болып табылатын термодинамиканың үш заңына негізделген.

  • Термодинамиканың бірінші заңы – жүйенің бойындағы жылу ішкі энергияны өзгеруге және қоршаған ортаның сыртқы күштеріне қарсы жұмыс істеуге жұмсалады:

Q = ΔU – A
мұндағы Q – жылу саны; ΔU – жүйенің ішкі энергиясының өзгерісі; A –қоршаған орта тарапынан әсер ететін сыртқы күшке қарсы жүйемен атқарылған жұмыс.
Толық жұмыс (А) максимал пайдалы жұмыс (A¢) пен жүйенің кеңею немесе қысымдалу жұмысы – механикалық жұмыстың (рΔV) жалпы қосынды-сына тең: А= A¢ + рΔV. Термодинамиканың I-заңының тағы да келесі анықтамасы бар: бірінші текті мәңгілік двигатель болмайды (энергияны жұмсамай-ақ жұмыс істейтін механизм жоқ).
Термодинамиканың I-заңы – энергияның сақталу заңының салдары болып табылады: жабық жүйедегі энергияның барлық түрінің қосындысы тұрақты, олардың бір-біріне айналуы барысында энергия жойылмайды және қайтадан пайда болмайды, тек бір түрден екінші түрге айналады.
Олай болса, термодинамиканың I-заңы энергия түрлерінің (Q, A) бір-біріне айналуын қарастырады, бірақ энергияның айналу бағытын көрсетпейді. Бұл сұраққа термодинамиканың II-заңы жауап береді.

  • Термодинамиканың екінші заңы – энергияның кез келген түрі толығымен жылуға айналуы мүмкін, дегенмен, барлық жылу айналымдық үдерісте жұмысқа айналуы мүмкін емес, сондықтан, тек жүйе энергиясының бір бөлігі ғана пайдалы энергия өндірісіне айналуға қабілетті (пайдалы әсер коэффициенті – ПӘК). Бұл кезде жүйе энергиясының басқа бөлігі пайдасыз болып табылады.

3. Термохимия. Реакцияның жылулық эффектілері

Химиялық үдерістерде энергияның бөлінуі немесе сіңірілуі жылу түрінде болады. Реакцияның жылу эффектісін оқып-білуге арналған бөлім термохимия деп аталады. Егер реакция қоршаған ортаға жылу бөле жүрсе, онда реакция экзотермиялық (+Q) деп аталады, егер жылуды сіңіре жүрсе, онда эндотермиялық (– Q) деп аталады.


Бастапқы заттарда химиялық байланыстар үзіледі, бұған энергия жұмсалады; керісінше, өнімдерде химиялық байланыстар түзіледі, осы кезде энергия бөлінеді. Жұмсалған және бөлінген энергиялар арасындағы айырым химиялық реакция жылуын сипаттайды. Егер энергия шығыны бөлінген энергиядан көп болса, онда жылу сіңіріледі (– Q), кері жағдайда жылу жүйеден бөлінеді (+ Q).
Мысалы:
4Fe + 3O2 ® 2Fe2O3 + 1648 кДж (экзотермиялық реакция);
C + CO2 ® 2CO – 173 кДж (эндотермиялық реакция).
Реакция жылуы және жылулық эффектісі түсініктерін айырған жөн.

Реакцияның жылулық эффектісі – жылудың изобара-изотермиялық (Р=const, T=const) немесе изохора-изотермиялық (V=const, T=const) қайтымсыз үдерісте бөлінетін немесе сіңірілетін максимал мөлшері, бұл жағдайда ұлғаю жұмысынан басқа жұмыстың барлық түрі болмайды.


Сәйкесінше, жылулық эффектісі жылудан жұмыс шамасына ажыратылады. Изохоралық үдерістің жылулық эффектісін QV, ал изобаралық үдерісті – QР деп белгілейді.
Термодинамиканың бірінші заңына сәйкес: Q = ΔU + рΔV, жылулық эффектілері келесі теңдеулерімен аңықталады:

QV = ΔU + рΔV= ΔU (V = const ΔV= 0 жағдайында)


QР = ΔU + рΔV= (U2 - U2) + (рV2 - рV1) = (U2 + рV2) - (U1 + рV1) =
Н2 – Н1 = ΔН, себебі U + рV = Н.

Изохоралық және изобаралық үдерістердің жылулық эффектілері бір-бірімен келесі теңдеумен байланысқан:


QР – QV = ΔnRT,
мұндағы ΔnRT = рΔV – идеал газдың теңдеуі (Менделеев-Клайперон теңдеуі).
QV = ΔU, ал QР = ΔН екендігін ескере отырып:
ΔН – ΔU = ΔnRT,
мұндағы Δn – газ түріндегі заттардың моль санының айырмасы, R – универсал газ тұрақтысы (8,314 Дж/моль·К), Т – температура.
Реакцияның жылу эффектісін есептеу термохимияның екі заңына негізделген.

  • Термохимияның бірінші заңы (Лавуазье-Лаплас заңы, 1780–1784 ж.ж.): күрделі қосылыстың жай заттарға ыдырауының жылу эффектісі сол жай заттардан осы қосылыстың түзілуінің жылу эффектісіне тең, бірақ таңбасы қарсы болады:

uыдырау = + Q1, u түзілу = – Q2, яғни çQ1ç = ç– Q2ç



  • Термохимияның екінші заңы (Гесс заңы, 1840 ж.): химиялық реакцияның жылу эффектісі оның өту жолына тәуелді емес, ол тек жүйенің бастапқы және соңғы күйімен сипатталады.

ΔН°х.р. = Σn (ΔН°өнім түзілу) – Σn (ΔНбаст.зат түзілу),
мұндағы ΔН°түзілу (немесе ΔН°f, formation – түзілу сөзінен) – зат түзілуінің стандартты энтальпиясы, кДж/моль; n – реакция теңдеуіндегі стехиометриялық коэффициенттер.
Заттың түзілу энтальпиясы ΔНтүзілу (Х) – жай заттан бір моль күрделі қосылыстың термодинамикалық тұрақты жағдайда түзілу энтальпиясы.
Заттың 298 К (25°С) температурада және 101,825 кПа (1 атм) қысымдағы зат түзілуінің стандартты энтальпиясы ΔН°298, түзілу (Х) арқылы жазылады, оның мәндері анықтамалық әдебиетте келтірілген.
Ескертулер:

  • Термодинамикалық тұрақты (мөлшерлі өлшемдегі) жағдайда жай заттың түзілу энтальпиясы нөлге тең. Мөлшерлі өлшемдегі жағдайына заттың агрегаттық бір күйі немесе қатты полиморфтардың белгілі бір модификациясы алынуы мүмкін.

Мысалы: ΔН°(I2)қ = 0, ΔН°(I2)с = 22, ΔН°(I2)г = 62 кДж/моль;
ΔН °(С)графит = 0, ал ΔН °(С)алмас = 2 кДж/моль.

  • Газ түріндегі жай заттар үшін нөлдік энтальпия тек термодинамикалық тұрақты жағдайға ғана тән.

Мысалы: ΔН°(Н2)г = 0, ал ΔН°(Н)г = 218 кДж/моль;
ΔН°(О2) г = 0, ал ΔН°(О3)г = 143 кДж/моль.
3. Химиялық тепе-теңдік термодинамикасы
Химиялық термодинамикада қайтымды және қайтымсыз үдерістерді айыра білген жөн. Қайтымды үдерістер үшін реакцияның тура және кері бағытта жүруі үшін энергияның шығыны қажет.
Шынайы жағдайда барлық үдерістер қоршаған ортада өзгерумен жүретіндіктен (жылудың бөлінуі және сіңірілуімен, жарықтың шашырауымен немесе сіңірілуімен) термодинамикалық қайтымсыз болады және бір бағытта жүреді, соңында термодинамикалық тепе-теңдік орнайды.
Сыртқы энергия шығынысыз өтетін үдерістер термодинамикалық шектелмеген, өздігінен жүретін, табиғи, оң үдеріс деп аталады.
Сыртқы энергетикалық шығынды талап ететін үдерістер термодинамикалық шектелген, өздігінен жүрмейтін немесе теріс үдерістер деп аталады.
Энергияның минимал шығынын ғана талап ететін үдерістер өздігінен жүретіндіктен, табиғатта өтетін барлық үдерістер тепе-теңдік жағдайға ұмтылады. Гиббстің бос энергиясы (немесе Гельмгольцтің бос энергиясы) максимал пайдалы жұмыс өндіруге кеткен энергия шығынымен сипатталады.
Максимал пайдалы жұмыс (A¢) – химиялық үдерістің бағытын және өту тереңдігін бағалауға мүмкіндік береді.
Максимал пайдалы жұмыс – химиялық үдерістің қозғаушы күші болып табылады: ΔG (ΔF) мәні төмен болған сайын, жүйенің жұмыс істеу қабілеті жоғары болады; сәйкесінше, химиялық үдеріс терең жүреді.
A¢ = 0, DGP,T (DFV,T) = 0 – қайтымды, тепе-теңдіктегі үдеріс;

A¢ > 0, DGP,T (DFV,T) < 0 – қайтымсыз, тепе-теңдіксіз,


термодинамикалық шектелмеген үдеріс;

A¢ < 0, DGP,T (DFV,T) > 0 – қайтымсыз, тепе-теңдіксіз,


термодинамикалық шектелген үдеріс.
Химиялық реакцияның мүмкіндігі мен бағытын анықтайтын факторлар:

    • энтальпиялық – жүйенің жылу бөліну есебінен аз энергиялы жағдайға ауысуға ұмтылуы (ΔН < 0);

    • энтропиялық – жүйенің ықтимал жағдайға ауысуға ұмтылуы, яғни ретсіздіктің жоғарғы жағдайына ауысуы (ΔS > 0).

Изобаралық-изотермиялық үдеріс үшін оның мүмкіншілігі мен бағыты Гиббстің ΔG = ΔН – ТΔS теңдеуі арқылы энтальпиялық (ΔН) және энтропия-лық (ТΔS) факторлармен анықталады. Осы теңдеулер бойынша реакция өздігінен (ΔG < 0) келесі жағдайларда жүреді:

  • ΔН < 0 және ΔS > 0;

  • ΔН < 0 және ΔS < 0, бірақ |ΔН| > TΔS жағдайында;

  • ΔН > 0 және ΔS > 0, бірақ ΔН < ТΔS болса.

Изохора-изотермиялық үдеріс үшін реакцияның өздігінен жүруі (ΔF<0) Гельмгольтің ΔF = ΔU – ТΔS теңдеуіне сәйкес анықталады.

Кейбір химиялық реакциялардың термодинамикасы

  • Энтропияның артуы арқылы жүретін (ΔS > 0) экзотермиялық реакциялар (ΔН < 0) – қайтымсыз, өздігінен жүретін реакцияларға тән (тұрақсыз күрделі молекулалардың жай молекулаларға ыдырау реакциясы):

2H2O2 ® 2H2O + O2
ΔН°х.р.= – 211,93 кДж; ΔS°х.р.= 129 Дж/К; ΔG°х.р.= – 250,37 кДж.

  • Энтропияның төмендеуі арқылы жүретін (ΔS < 0) экзотермиялық реакциялар (ΔН < 0), тек келесі жағдайда |ΔН| > TΔS – қайтымсыз, өздігінен жүретін реакцияларға тән (төменгі температурада іске асады):

3H2 + N2 ® 2NH3
ΔН°х.р.= – 92,53 кДж; ΔS°х.р.= – 195 Дж/К; ΔG°х.р.= – 33,49 кДж.

  • Энтропияның өсуі арқылы жүретін (ΔS > 0) эндотермиялық реакциялар (ΔН > 0), тек келесі жағдайда ΔН < TΔS – қайтымсыз, өздігінен жүретін реакцияларға тән (жоғарғы температурада немесе кенеттен жүреді):

N2O4 ® 2NO2
ΔН°х.р.= 58,2 кДж; ΔS°х.р.= 177 Дж/К; ΔG°х.р.= – 5,44 кДж.



  • Энтропияның төмендеуі арқылы жүретін (ΔS < 0) эндотермиялық реакциялар (ΔН > 0) – қайтымсыз, мәжбүрлі реакцияларға тән (жай молекулалардың күрделі молекулаға бірігу реакциясы):

N2 + 2O2 ® 2NO2
ΔН°х.р.= 67,83 кДж; ΔS°х.р.= – 122 Дж/К; ΔG°х.р.= 103,83 кДж.

4. Термодинамикалық функциялардың өзара байланысы


Термодинамикалық функциялар өзара келесі қатынастармен байланысқан, оларды былай өрнектеуге болады:



H
U pV
TS F pV
TS G



H = U + pV U = TS + F


G = F + pV F = U – TS
G = H – TS H = TS + F + pV және т.б.



Ішкі энергия (U), энтальпия (Н), энтропия (S) және Гиббстің бос энергиясы (G), Гельмгольцтің бос энергиясы (F) жүйенің күй функциялары болып табылады. Сондықтан химиялық реакция жүретін жүйенің энергетикалық күй сипаттамаларының өзгерісін есептейді (ΔU, ΔН, ΔS, ΔG, ΔF):
ΔН°х.р. = Σn (ΔН°өнім) – Σn (ΔН°баст.зат.)
ΔU°х.р. = Σn (ΔU° өнім ) – Σn (ΔU° баст.зат.); ΔU°х.р. = ΔН°х.р. – ΔnRTх.р.
ΔS° х.р. = Σn (S° өнім ) – Σn (S° баст.зат.); ΔS°фаз.өзг. = ΔН0 фаз.өзг. / Т фаз.өзг.
ΔG°х.р. = Σn (ΔG°өнім ) – Σn (ΔG° баст.зат.); ΔG°х.р. = ΔН° х.р. – TΔS° х.р.
ΔF°х.р. = Σn (ΔF°өнім ) – Σn (ΔF° баст.зат.); ΔF°х.р. = ΔU° х.р. – TΔS° х.р.
Ескертулер:

  • Гиббс энергиясын (ΔG°) және Гельмгольц энергиясын (ΔF°) кез келген түзілген жай заттардың ΔН° немесе ΔU° сияқты нөлге тең деп қабылдаймыз.

  • Заттың S энтропиясының энтальпия түзілісінен ΔНтүз. және Гиббс энергия түзілісінен ΔGтүз. айырмашылығы – кез келген зат үшін абсолюттік шама болып табылатындығында; сондықтан S таңбасының алдына Δ белгісі қойылмайды.

Барлық термодинамикалық функциялар температураға тәуелді, ол физикалық химия курсында қарастырылады. Бейорганикалық химия курсының бағдарламасында термодинамикалық функциялардың есептері тек стандартты жағдайда ғана қолданылады.
Сонымен, химиялық термодинамика реакцияның өтуінің энергетикалық мүмкіншілігін бағалауға көмектеседі. Осы реакцияның жылдам жүруі химиялық кинетиканың факторларымен, ал оның өту дәрежесінің өсуі – химиялық тепе-теңдіктің сәйкес ығысуымен анықталады.
Тақырыпты бекіту:
Тесттер
1
және гидроксидтері әрекеттеседі:
A) Мыс гидроксидімен
B) Никель гидроксидімен
C) Күкіртті қышқылмен
D) Көмір қышқылымен
E) Күкірт қышқылымен
2
Сумен әрекеттесетін оксидтер:
A)
B)
C)
D)
E)
3
Оксиді суда еруі нәтижесінде алынатын гидроксидтер:
A)
B)
C)
D)
E)
4
Гидроксидтері, суда еритін тұздарын сілтімен әрекеттестіріп, алмасу реакциясы нәтижесінде алынатын металдар:
A) Cu, Zn
B) Na, K
C) Li, Cs
D) Mg, Na
E) Be, Ba
5
әрекеттесе алады:
A) Кез келген негізбен
B) Тек күшті қышқылмен
C) Күшті негізбен
D) Кез келген қышқылмен
E) Тек сілтімен
6
Амфотерлі қасиет көрсететін гидроксидтер:
A) және
B) және
C) және
D) және
E) және
7
Натрий гидроксиді әрекеттесетін оксид:
A)
B)
C)
D)
E)
8
Жүзеге аспайтын реакциялар
A)
B)
C)
D)
E)
9
Гидроксо- тұз түзіледі реакция барысында:
A)
B)
C)
D)
E)
10
Магнийдің қышқылдық тұзы:
A)
B)
C)
D)
E)

Сұрақтар


Ұсынылатын әдебиеттер:

  1. Бірімжанов Б.А., Нұрахметов Н.Н. Жалпы химия. – Алматы: Ана тілі, 1991.- 640 бет.

  2. Шоқыбаев Ж. Бейорганикалық және аналитикалық химия. - Алматы, 2003.- 320 бет.

  3. Аханбаев К. Химия. – Алматы: Ана тілі, 1993. - 280 бет.

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

  5. Глинка Н.Л. Общая химия / Под ред. Рабиновича В.А.- Л.: Химия, 1988. - 704 с.

  6. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия.М.: Высшая школа, 2000.- 527 с.



Дәріс 8 Ерітінділердің жалпы қасиеттері.
Мақсаты ерітінділердің жалпы сипаттамасын, идеал ерітінділердің заңдарын, ерітінділердің құрамын сипаттау әдістерін оқып білу
Дәріс жоспары

  1. Ерітінділердің жалпы сипаттамасы

  2. Идеал ерітінділердің заңдары

  3. Заттардың ерігіштігі және еру термодинамикасы

4. Ерігіштік көбейтіндісі
5. Ерітінділердің құрамын сипаттау әдістері
1. Ерітінділердің жалпы сипаттамасы
Табиғаттағы және техникадағы ерітінділердің маңызы өте зор. Өсімдіктер заттарды бойына ерітінді түрінде сіңіреді. Азықтың сіңуі тағамдық заттардың ерітіндіге айналуына байланысты. Барлық табиғи сулар ерітінділер болып табылады. Адам, жануар организміндегі қан, лимфа және басқа маңызды физиологиялық сұйықтар ерітінділер болып табылады. Көптеген химиялық реакциялар ерітінділер арқылы жүзеге асырылады.
Ерітіндінің құрамдастарын шартты түрде еріген заттар және еріткіш деп бөледі. Мысалы, мыс сульфаты ерітінді еріткіштен – су (бірінші құрамдас), еріген заттан – тұз (екінші құрамдас) және олардың әрекеттесуінен түзілген өнімдерден: гидраттардан, кристаллогидраттардан және ассоциаттардан (8.1-сурет) құралады.
Ерітінділер – термодинамикалық тұрақты, екі және одан да көп құрамдастар мен олардың әрекеттесуінен түзілген өнімдерден тұратын гомогенді жүйелер.
Ерітіндінің түзілуі химиялық қосылыстар сияқты жүйе көлемінің сығылуымен немесе ұлғаюымен, жылудың бөлінуімен немесе сіңірілуімен бірге жүреді. Бірақ оның белгілі бір құрамы жоқ, яғни құрамдастар қатынасы стехиометриялы емес.
Ерітінділердің түзілуінің қазіргі кездегі теориясы келесі ережелерге негізделген:

  • физикалық теория (Аррениус, Вант-Гофф) – еруді тек диффузиямен байланыстырады, еріткіш бұл кезде – индифференттік орта;

  • химиялық теория (Менделеев, Каблуков, Курнаков және т.б.) – еруді сольваттанумен және ассоциаттанумен, беріктігі әртүрлі химиялық қосылыстардың түзілуімен және сутектік байланыс немесе электростатикалық әсерлесу күші есебінен құрамның түзілуімен байланыстырады;

  • физикалық-химиялық теория – еруді әртүрлі полюсті құрамдастардың әрекеттесуімен байланыстырады (ерітінді құрамдастары бірыңғай полюстілікте жақсы ериді).

Еру барысында бір мезгілде келесідей үдерістер жүреді:

  • физикалық – еріткіштің бүкіл көлемі бойынша еріген заттың диффузиясы және қатты денелер үшін – еритін заттың құрылысының бұзылуы;

  • химиялық – гидраттану немесе сольваттану (егер еріткіш су болмаса), кристалгидраттану, еріткіш молекулаларымен еріген заттың бөлшектерінің өзара әрекеттесуінен және ассоциация – еріген заттың бөлшектерінің бір-бірімен өзара әрекеттесуі себебінен жүретін үдерістер.

Гидраттар ион-дипольдік әрекеттесу және сутектік байланыс арқылы түзіледі. Гидраттардың түзілуімен ерітінділердің көптеген қасиеттері түсіндіріледі. Мысалы, ерітінділер неғұрлым жоғары температурада қайнайды; олар таза суға қарағанда неғұрлым төменгі температурада қатады.
Қайнау барысында гидраттардың ыдырауына энергияның қосымша мөлшері қажет, ал қату барысында гидраттар кристалдық торлардың түзілуіне кедергі келтіреді. Гидраттардың беріктігі төмен сондықтан оларды буландырғанда ерітінділері оңай ыдырайды.
Бірақ, кейбір жағдайларда гидраттар ыдырамайды, сондай-ақ, ерітіндіден бөліну барысында сумен байланысқан кристалдар – кристалгидраттары түзіледі. Мысалы, CuSO4  5H2O (мыс купоросы), Na2SO4  10H2O (глаубер тұзы).
Демек, ерітінділер – еріткіш, еріген зат және олардың өзара әрекеттесу өнімдерінен (ассоциаттардан, беріктігі әр түрлі гидраттар мен құрамдастардан) тұратын күрделі физикалық-химиялық жүйелер; ал еру үдерісі – энергетикалық өзгерістермен қатар жүретін, ерітінді құрамдастарының бір бірімен әрекеттесуіне себеп болатын күрделі физикалық-химиялық құбылыс.
Ерітінділердің жіктелуі

  • құрамдастары және әрекеттесу сипаты бойынша – идеал және реал ерітінділер (бірінші жағдайда, ерітіндінің құрамдастарының әрекеттесуі бірдей, әрі шексіз аз, сондықтан ерітінді түзілуі энергетикалық өзгерістермен қатар жүрмейді және жұмыс атқарылмайды, екінші жағдайда керісінше болады);

  • құрамдастардың агрегаттық күйі бойынша – газ түрінде, сұйық және қатты ерітінділер (іс жүзінде неғұрлым маңыздысы – сұйық ерітінділер);

  • еріген зат бөлшектерінің дисперстігі бойынша: молекулалық-иондық (шынайы), бөлшектерінің өлшемі 1 нм кіші ( < 10‾ 9 м); ультрамикрогетерогенді (коллоидты) бөлшектерінің өлшемі 1-ден 100-нм дейін (10‾9 – 10‾7 м); микро-, макрогетерогенді (ірі дисперсті – эмульсиялар, суспензиялар, ұнтақтар, золдер) бөлшектерінің өлшемі 102 нм-ден 106 нм-дейін (10‾7 – 10‾3 м);

  • еріткіштің түрі бойынша – сулы және сусыз;

  • еріген заттың түрі бойынша – тұздардың, қышқылдардың, негіздердің ерітінділеріне;

  • электр тоғына қатысты – электролиттер және бейэлектролиттерге;

  • концентрациясы бойынша – қойылтылған (концентрлі) және сұйытылған;

  • ерігіштік шегіне жету дәрежесі бойынша – қаныққан, аса қаныққан және қанықпаған ерітінділер болып бөлінеді.

2. Идеал ерітінділердің заңдары
Идеал ерітінділерде (АВ) молекулааралық әрекеттесу (МӘ) бірдей және шексіз аз:
МӘА-А = МӘВ-В = МӘА-В  0
Идеал ерітінділердің қасиеттері құрамдастар табиғатына тәуелді емес, тек олардың концентрацияларымен анықталады. Мұндай ерітінділер құрамдастардың (С6Н6 – С6Н5СН3) физикалық-химиялық қасиеттері сай келген жағдайда немесе шексіз сұйытылған ерітінді (СН3СООН – Н2О) түзілген жағдайда түзіледі. Екі жағдайда да еру тек диффузия есебінен іске асады, ал молекулааралық әрекеттесуі аз болғандықтан, оны ескермейді (ΔН = 0, ΔV = 0).
Идеал ерітінділер Рауль, Вант-Гофф, Генри және Коноваловтың заңдарына бағынады.

  • Рауль заңы – ерітінді бетіндегі еріткіштің қаныққан бу қысымы еріткіштің мольдік үлесіне көбейтілген таза еріткіш бетіндегі қысымға тең:

РА = Р0А  NA ,


мұндағы РА, Р0А – таза еріткіштің және ерітіндінің бетіндегі қаныққан бу қысымы; NA – еріткіштің мольдік үлесі.

Рауль заңының салдары: ерітіндінің қайнау температурасының артуы (ΔТқайнау) мен қату температурасының төмендеуі (ΔТқату) еріген заттың концентрациясына тура пропорционал.


ΔТқайнау = КЭ  m, ΔТқату = КК  m,
мұндағы m – еріген заттың моляльдік концентрациясы, моль/кг; g1, g2 – сәйкесінше, еріген заттың және ерітікіштің массасы; М – еріген заттың мольдік массасы; КЭ – бір моляльді ерітіндінің қайнау температурасының артуына тең эбуллиоскопиялық тұрақтысы; КК – бір моляльді ерітіндінің қату температурасының төмендеуіне тең криоскопиялық тұрақтысы.

КЭ және КК – тек еріткіштің табиғатына тәуелді.


Мысалы:
КЭ (Н2О) = 0,513; Тқайнау (Н2О) = 1000С; Т қайнау (ер) = 100,5130С;
Т қайнау (ер) > Т қайнау (Н2О)
КК (Н2О) = 1,85; Тқату (Н2О) = 00; Тқату (ер) = – 1,850С;
Тқату (ер) < Тқату (Н2О)

  • Коноваловтың заңдары:

1-заңы – бу тепе-теңдікте тұрған сұйықтықпен салыстырғанда, сұйықтыққа қосқанда оның температурасын төмендететін немесе ерітінді бетіндегі қаныққан будың қысымын арттыратын компонентпен байытылған.
2-заңы – қаныққан бу қысымының немесе қайнау температурасының құрамға тәуелділігін көрсететін қисықтардағы экстремум (минимум және максимум) нүктелеріне сәйкес болатын сұйық ерітінді мен оның буының құрамдары бірдей.
Қысымы ішкі атмосфералық қысымға тең қаныққан бу температурасы қайнау температурасын сипаттайды. Қаныққан бу қысымы үлкен неғұрлым ұшқыш сұйықтық өте төменгі температурада қайнайды; қаныққан бу қысымы төмен аз ұшатын сұйықтық неғұрлым жоғары температурада қайнайды. Коноваловтың заңдары ерітінділердің компоненттерге бөліну әдісіне (айдау, ректификациялану) негізделген. Егер ерітінді мен онымен тепе-теңдіктегі бу құрамы бірдей болса, онда мұндай қоспаны айдау әдісі арқылы бөлуге болмайды. Мұндай ерітінділерді бөлмей қайнатылған немесе азеотропты деп атайды.
Мысалы: Тқайнау (С2Н5ОН) = 78,350С, Тқайнау (Н2О) = 1000С, ал мына ерітінділер үшін С2Н5ОН (95,57%) – Н2О (4,43%) ТК= 78,150С.
Мұндай ерітінділерді бөлу әдісі: компоненттердің біреуін үшінші бір компонентті қосу арқылы байланыстыру.



  • Вант-Гофф заңы – ерітінді еріткіш шекарасында ерітіндінің осмостық қысымы, сол еріген зат газ күйінде болып, осы температурада ерітіндінің көлеміндей көлем алып тұрғандағы туғызатын қысымына тең.

Вант-Гофф заңы осмос құбылысымен байланысты.
Осмос – жартылай өткізгіш мембрана арқылы ерітіндіге еріткіштің өздігінен диффузиялануы.
p =  және c = n / V екенін ескере отырып, Вант-Гофф тендеуін шығаруға болады:  = cRT, мұндағы с – ерітіндінің жекелеген концентрациясы, Т – температура; R – универсал газдың тұрақтысы, 8,314 Дж/мольК.
Реал электролит ерітінділері үшін:
 = cRT,
мұндағы  – изотоникалық коэффициент:  =  (іс жүзінде) /  (теориялық)

Осмостың жануарлар мен өсімдік ағзалары, сонымен қатар, адам ағзасы үшін маңызы зор. Барлық биологиялық ұлпалар жасушалардан тұрады, олардың әрқайсысында қабық (мембрана) болады, ал оның ішінде сұйықтық орналасқан – олар әртүрлі заттардың сулы ерітіндісі.


Жасуша ішілік су арқылы болатын қысым оның серпімділігімен түсіндіріледі. Жануарлар мен өсімдіктердің ұлпалары үшін  = 0,490,98 МПа.



  • Генри заңы – тұрақты температурада газдың ерігіштігі ерітінді бетіндегі газ қысымына тура пропорционал: с = kP , мұндағы с – сұйықтықтағы газдың концентрациясы, Р – газдың қысымы, k – ерігіштіктің коэффициенті.

Генри заңында көрсетілгендей, ерітінді бетіндегі газ қысымын төмендету оның ерігіштігінің төмендеуіне әкеледі. Генри заңы қысымы төмен кездегі сұйытылған газ ерітінділері үшін қолданылады. Егер газдар еріткішпен (NH3 – H2O, SO2 – H2O) әрекеттессе, онда неғұрлым күрделі заң бойынша қысымның жоғарылауымен олардың ерігіштігі артады.
3. Заттардың ерігіштігі және еру термодинамикасы
Қатты заттардың суда еруі барысында екі үдеріс жүреді:
еру  кристалдану
Уақыттың өтуімен екі үдерістің жылдамдығы теңеседі және осы температурада тұнба мен ерітінді арасында тепе-теңдік орнайды.
Тұнбамен тепе-теңдікте болатын ерітінді қаныққан деп аталады. Берілген температурада қаныққан ерітіндіде еріген заттың максимал мүмкін саны болады. Егер тепе-теңдік оңға ығысса, онда қанықпаған ерітінді түзіледі. Тепе-теңдіктің солға ығысқан жағдайында, тұнбаның массасы артады және аса қаныққан ерітінді түзіледі.
Температураның төмендеуімен ерітіндіден заттың бөлінуі (немесе булану барысында) кристалдану деп аталады. Сонымен қатар, тұнбаға түсетін зат өте таза болады. Заттарды тазалау әдісі қайта кристалдану үдерісіне негізделген.
Сандық түрде заттардың ерігіштігі жүз грамм суда еритін заттың максимал грамм санымен немесе берілген температура мен қысымда бір литр суда еритін газдың максимал көлемімен сипатталады. Бұл санды еру коэффициенті немесе ерігіштік деп атайды және S арқылы белгілейді.
Ерігіштік – заттардың еріткіштің бүкіл көлемі бойынша біркелкі орналасуын сипаттайды.
Суда ерігіштігі бойынша барлық заттар үш топқа бөлінеді:

  • жақсы еритін S20 С > 1 г ( HCl, Na2SO4, KOH );

  • аз еритін S20 С = 0,01 – 1,0 г ( ZnSO3, Mg (OH)2 );

  • ерімейтін S20 С < 0,01 г ( H2SiO3, BaSO4 , Mn(OH)2).

Абсолютті ерімейтін заттар жоқ екендігін естен шығармаған жөн. Мысалы, суға күміс пен алтынды салса, олар бактерицидтік әсер береді.
Еру үдерісінің термодинамикасы
Ерітіндінің түзілуі – өздігінен жүретін термодинамикалық үдеріс (ΔG < 0). Еру термодинамикасы, неліктен кейбір заттар бір еріткіште шекті, ал басқалары шексіз еритіндігін түсіндіруге мүмкіндік береді.
Бірінші жағдайда, ΔG > 0 – компоненттердің молекулалары арасындағы байланысты үзуге жұмсалатын энергия көп және бір ғана жылулық қозғалыс (диффузия) жеткіліксіз; екінші жағдайда ΔG < 0 – толық араласу үшін қордағы энергия жеткілікті.
Мысалы: Сұйықтықпен шектеумен араласатын анилин – су жүйесі қалыпты жағдайда құрамдастар қатынасы (48,6 % анилин және 51,4 % су) мен шарттың өзгеруі (Т > 168 0С) барысында гетерогенді күйден гомогенді күйге ауысып, тұрақты ерітінді түзеді.
Ерітіндінің өздігінен түзілу жағдайларын қарастырайық.
ΔGеру = ΔНеру – ТΔSеру
Еру физикалық-химиялық үдеріс екенін ескерсек, онда еру – жылу эффектісі мен энтропиясы келесі теңдеулерімен табуға болады:
ΔНеру = ΔНфиз. + ΔНхим.,
ΔSеру = ΔSфиз. + ΔSхим.
Қатты дененің еруі барысындағы физикалық үдеріс кристалдық торлардың ыдырауымен байланысты, бұл кезде энергия жұмсалады, яғни эндотермиялық үдеріс жүреді (ΔНфиз. > 0); химиялық үдеріс гидраттар түзілумен байланысты: бұл кезде энергия бөлінеді, яғни экзотермиялық үдеріс (ΔНхим. < 0) жүреді.
Жұмсалған және бөлінген энергиялардың қатынасымен жалпы ерудің жылу эффектісі анықталады. Мысалы, ацетаттар, нитраттар, карбонаттар үшін еруі барысында ΔНфиз.> ΔНхим., сондықтан ΔНеру > 0, ал хлоридтер, сульфаттар, сілтілер үшін керісінше болады, ΔНфиз.<ΔНхим. сондықтан ΔНеру<0. Бұл сульфаттардың кристалгидраттар түзуге қабілетті екендігімен түсіндіріледі.
Сұйықтар мен газдардың еруі барысында кристалдық торларды бұзу қажет емес, сондықтан, газдар мен сұйықтардың еру үдерісі ережеге сай келеді, яғни экзотермиялық үдеріс (ΔНеру < 0). Еру энтропиясы ΔSеру араласатын құрамдастардың агрегаттық күйі мен табиғатына байланысты. Қатты денелер үшін ΔSеру > 0, газдар үшін ΔSеру < 0, ал сұйықтар үшін ΔSеру < немесе > 0 болуы мүмкін. Ерітіндінің өздігінен түзілу шарттары 8.1 кестеде көрсетілген.

1-кесте. Еру үдерісінің термодинамикасы



Еріген зат

ΔНеру

ΔSеру

ΔGеру

Мысалдар

Ерігіштік артады

Қатты дене

ΔНеру > 0
ΔНеру < 0

ΔSеру > 0

ΔGеру < 0

Na2CO3
NaOH

жоғарғы Т
төменгі Т

Газдар

ΔНеру < 0

ΔSеру < 0

ΔGеру < 0

СО2

төменгі Т, жоғарғы Р

Сұйықтар

ΔНеру < 0



ΔSеру < 0
ΔSеру > 0

ΔGеру < 0

HCl
CH3COOH

төменгі Т

Заттың ерігішітігіне әсер етуші факторлар

  • Еріген зат пен еріткіштің табиғаты. Полюсті және ионды қосылыстар, ережеге сай, полюсті еріткіштерде, ал полюссіз полюссізде жақсы ериді. Мысалы, натрий хлориді суда жақсы ериді, ал бензолда нашар ериді; бензол іс жүзінде суда ерімейді, органикалық еріткіштермен кез келген қатынаста араласады.




  • Температура. Температураны жоғарылату эндотермиялық үдерістің ерігіштігін арттырып, экзотермиялық үдерістің ерігіштігін төмендетеді.

  • Қысым. Тұрақты температурада газдардың ерігіштігі оның парциал қысымына тура пропорционал (Генри заңы: с = kP).

Қысым тек газдардың еруіне әсер етеді.

4. Ерігіштік көбейтіндісі




Көптеген химиялық реакциялар аз еритін қосылыстар (аеқ) түзу арқылы жүреді. Аз еритін қосылыстың тұнбасынан және қаныққан ерітіндіден тұратын жүйелер гетерогенді болып табылады.
Мұндай жүйелерде бірдей жылдамдық пен () үздіксіз екі үдеріс жүреді: қатты фазадан иондардың ерітіндіге ауысуы (аеқ еруі) және тұнба бетіне иондардың тұнуы (аеқ түсуі).
Иондардың қаныққан ерітіндісі (оң жақта) мен тұнбаны (сол жақта) аз еритін қосылыс КnАm үшін гетерогенді жүйені қарастырайық:
(тұнба) Кn Аm  nKm+ + mAn‾ (ерітінді)



«Тұнба – ерітінді» гетерогенді жүйесі үшін тепе-теңдік константасын ерігіштік көбейтіндісі (ЕК) деп атайды, әсер етуші массалар заңына сәйкес ол келесі шамаға тең:
ЕК = [Km+] n · [An‾] m



Ерігіштік көбейтіндісінің ережесі: тұрақты температура аз еритін қосылыстың қаныққан ерітіндісінде берілген иондарының концентрацияларының стехиометриялық коэффициенттер дәрежесі ретінде алынған көбейтіндісі тұрақты шама.

Ерігіштік көбейтіндісі (ЕК) бір типті аз еритін қосылыстардың салыстырмалы ерігіштігін сипаттайды: берілген аз еритін қосылыстың ЕК-нің мәні үлкен болған сайын, оның ерігіштігі жоғары болады.


Аз еритін қосылыстың ерігіштігін біле отырып, оның ЕК-нің оңай табуға болады және керісінше. Аз еритін қосылыстың ЕК-нің мәні анықтамалық әдебиеттерде көрсетілген.
Тепе-теңдікті аз еритін қосылыстың еріту немесе тұнбаға түсіру жағына қарай ығыстыра отырып, қаныққан ерітіндіні қанықпаған ерітіндіге айналдыруға болады, немесе керісінше, осы аз еритін қосылыстың ерітіндісімен салыстырғанда аса қанықан ерітіндіге айналдыруға болады.

Химиялық тепе-теңдіктің ығысу шарттары


Аз еритін қосылыс иондарының тепе-теңдіксіз (әртүрлі мольдік) концентрацияларының көбейтіндісі КК арқылы, ал тепе-теңдікті концентрацияларының көбейтіндісі ЕК арқылы шарты түрде өрнектеледі:
КК = с(Km+) n · с(An‾) m және ЕК = [Km+] n · [An‾] m

  • Гетерогенді тепе-теңдіктің шарты:

КК = ЕК немесе с(Km+) n · с(An‾) m = [Km+] n · [An‾] m
тепе-теңдік жағдайда: еру = түсу (қаныққан ерітінді түзіледі).

  • Тұнбаға түсу шарты:

КК > ЕК немесе с(Km+) n · с(An‾) m > [Km+] n · [An‾] m
аеқ тұнбаға түсу барысында: еру < түсу (аса қаныққан ерітінді түзіледі).

  • Тұнбаның еріту шарты:

КК < ЕК немесе с(Km+) n · с(An‾) m < [Km+] n · [An‾] m
аеқ тұнбасының еруі барысында: еру > түсу (қанықпаған ерітінді түзіледі).
Мысалы:
гетерогенді жүйе үшін: AgCl  Ag+ + Cl‾; ЕК (AgCl) = 1,810‾10
тепе–теңдіктің шарты: с (Ag+) · с (Cl‾) = [Ag+] · [Cl‾] = 1,810‾10
тұнбаға түсу шарты: с (Ag+ ) · с (Cl‾ )  1,810‾10
тұнбаны еріту шарты: с (Ag+) · с (Cl‾)  1,810‾10
Химиялық тепе-теңдіктің ығысу жолдары

  • Тұнбаға түсу жолы: Ле Шателье принципине сәйкес, химиялық тепе-теңдіктің аз еритін қосылыстың тұнбаға түсу жағына қарай ығысуы үшін аз еритін қосылыс иондарының концентрациясын арттыру керек. Қаныққан ерітіндіге аз еритін қосылыстың иондар құрамында біртекті иондары бар күшті электролиттерді қосу арқылы жүзеге асырылады.

Мысалы: AgCl аеқ иондарының концентрациясын арттыру үшін AgNO3 қосу керек, бұл кезде с(Ag+) және KCl, с(Cl‾). Аса қаныққан ерітінді түзіледі және тепе-теңдік AgCl тұнбаға түсу жағына ығысады..

  • Тұнбаның еріту жолы: Ле Шателье принципине сәйкес, химиялық тепе-теңдіктің аз еритін қосылыс тұнбасын еріту жағына қарай ығысуы үшін, аз еритін қосылыс иондарының концентрациясын азайту керек. Қаныққан ерітіндіге аз еритін қосылыстың иондары химиялық неғұрлым берік қосылыс байланыстыру күшті электролиттерді қосу арқылы жүзеге асырылады. Бұған аз диссоцияланатын (адқ), аз еритін (аеқ), комплексті және ұшқыш (газдар) қосылыстар жатады.

Мысалы: Қаныққан ерітіндідегі AgCl аеқ иондарының концентрациясын азайту үшін КI қосу қажет, бұл кезде с(Ag+). (I‾) йодтың ионы (Ag+) күміс ионымен AgCl (ЕК AgCl = 1,810‾10) салыстырғанда неғұрлым берік AgI қосылысын түзеді (ЕК AgI = 1,510‾16). Жаңадан AgI тұнбасы түзілгендіктен, нәтижесінде AgCl тұнбасы ериді:
AgCl + КI  AgI + КCl
Осыған сәйкес, бірінші аз еритін қосылыс екінші қосылысқа айналады: егер бірінші аз еритін қосылыстың ЕК мәні екінші аз еритін қосылыстың ЕК мәнінен үлкен болса, яғни бірінші қосылыстың беріктігі екіншісімен салыстырғанда төмен болуы қажет.
Көптеген реал ерітінділер көп компонентті жүйе болып табылады. Мысалы, егер аналитикалық мақсаттарда ерітіндінің компоненттерін бөлу керек болатын болса, онда, иондарды бөлшектеп тұндыру әдісі жиі қолданылады.
Бұл әдіс қосылатын реактив (тұндырушы) ерітіндідегі бір ғана емес, бірнеше иондармен аз еритін қосылыстар (аеқ тұнбалардың қоспасы түзіледі) түзу үшін қолданылады.
Тұнбаға бірінші болып ЕК-нің мәні аз еритін қосылыс түседі, яғни ерігіштігі (Е) төмен болатын қосылыс түседі.
Мысалы: KCl және NaI тұздарының ерітіндісіне біртіндеп AgNO3 ерітіндісін қосып отырса, онда тұнбаға бірінші болып AgI, содан соң AgCl түседі. Бұл ЕК (AgCl) > ЕК (AgI) шартына байланысты, демек, Е (AgCl) > Е (AgI).
5. Ерітінділердің құрамын сипаттау әдістері
Кез келген ерітіндінің маңызды сипаттамасы – құрамы болып табылады, ол концентрациясы арқылы сипатталады.
Ерітіндінің концентрациясы белгілі бір массалық немесе көлемдік өлшемдегі ерітіндідегі немесе еріткіштегі еріген заттың мөлшерін көрсетеді.

  • Еріген заттың массалық үлесі ω(Х) – жүз грамм ерітіндіде неше грамм еріген зат бар екенін көрсетеді (үлес немесе пайызбен белгіленеді).


мұндағы m(Х), mЕР , mЕШ – заттың, ерітіндінің және еріткіштің массасы (г).

  • Еріген заттың мольдік концентрациясы с(Х) – бір литр ерітіндіде ерігін заттың қанша молі бар екендігін көрсетеді (моль/л: М).


мұндағы n(Х) – зат мөлшері, моль; М(Х) – заттың мольдік массасы (г/моль).



  • Еріген зат эквивалентінің мольдік концентрациясы с(ƒЭэкв (Х)) – бір литр ерітіндіде еріген зат эквивалентінің қанша молі бар екенін көрсетеді (моль/л; н).


мұндағы nэкв (Х) – зат эквивалентінің саны, fэкв (Х) – эквиваленттік фактор.

Z – бейтараптану реакциясына қатысатын негіздің қышқылдығына немесе қышқылдың негізділігіне және алмасу реакциясына қатысатын тұздар үшін – металл валенттілігінің атомдар санына көбейтіндісіне тең болатын шама.


Мысалы: Z (HCl) = 1; Z (H3PO4)= 1 немесе 2 немесе 3;
Z (KOH) = 1; Z (Ca(OH)2) = 1 немесе 2;
Z (KCl) = 1·1 = 1; Z (Al2(SO4)3) = 3 · 2 = 6.



  • Еріген заттың моляльдік концентрациясы В(Х) – бір кг еріткіштегі еріген зат мөлшерін көрсетеді (моль/кг).





  • Еріген заттың массалық концентрациясы (титр) Т(Х) – бір мл ерітіндіде қанша грамм еріген зат бар екендігін көрсетеді (г/мл).

Тақырыпты бекіту:
Тесттер
1
Бірінші А және жетінші А топтар элементтері атомдарының арасындағы байланыс:
A) Иондық
B) Сутектік
C) Ковалентті аз полюсті
D) Металдық
E) Ковалентті полюссіз
2
Электролиттер молекулаларындағы байланыс түрі:
A)Ковалентті полюссіз B) Сутектік
C) Ковалентті
D) Донорлы–акцепторлы
E) Иондық

3
Мына элемент атомдары арасында иондық байланыс түзіледі:


A) Р және О
B) N және Сl
C) Ва және Сl
D) С жәнеи О
E) H және Cl
4
Орталық атомы гибридтелу болатын молекулалар:
A)
D)
C)
D)
E)
5
Сутекпен сутектік байланыс түзетін элемент:
A) Натрий
B) Кальций
C) Фтор
D) Бром
E) Магний
6
Сутектік байланыс арқылы байланысқан заттар:
A) Су
B) Ацетилен
C) Күкіртті сутек
D) Бензол
E) Фосфин
7
Химиялық байланыс полярлығы нөлге тең заттар:
A)
B)
C)
D)
E)
8
Химиялық байланыстары полярлы молекулалар:
A)
B)
C)
D)
E)
9
Элементтер атомдары арасындағы байланыс ковалентті полярлы:
A) Р және H
B) Na және Сl
C) K және S
D) H және Cl
E) Na және О
10
Молекулаларда π–байланыстардың саны бірдей:
A)
B)
C)
D)
E)
Ұсынылатын әдебиеттер:

  1. Бірімжанов Б.А., Нұрахметов Н.Н. Жалпы химия. – Алматы: Ана тілі, 1991.- 640 бет.

  2. Шоқыбаев Ж. Бейорганикалық және аналитикалық химия. - Алматы, 2003.- 320 бет.

  3. Аханбаев К. Химия. – Алматы: Ана тілі, 1993. - 280 бет.

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

  5. Глинка Н.Л. Общая химия / Под ред. Рабиновича В.А.- Л.: Химия, 1988. - 704 с.

  6. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия.М.: Высшая школа, 2000.- 527 с.




жүктеу/скачать 1,02 Mb.

Достарыңызбен бөлісу:
1   ...   43   44   45   46   47   48   49   50   ...   68



©engime.org 2024
әкімшілігінің қараңыз
    Басты бет