Өзін өзі бақылауға арналған сұрақтар

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

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

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

Мазмұны:

2. Термохимиялық заңдар.

3. Энтальпия.

4. Энтропия.

5. Гиббс энергиясы.

1. Химиялық өзгерістер нәтижесінде атомдардың, иондардың, молекулалардың құрылысы өзгертіліп, құрылуымен қатар жылу, жарық, электр энергиясы бөлінеді, яғни химиялық энергия басқа энергия түріне айналады.

Реакцияның энергетикалық эффектісін термохимия зерттейді. Белгілі бір тұрақты қысымда жүретін процесстерді- изобаралы, ал тұрақты көлемді жүретін процесстерді- изохоралы процесстер деп айтады.

Жүйенің ішкі энегиясы (U) - молекуланың, атом ядросының, электрондарының қозғалысының толық энергиясынан, молекулалық әрекеттесу энергиясынан және т.б. энергиялардан тұрады.

Термодинамиканың бірінші заңы- энергия сақталу заңының жеке көрінісі болып есептеледі және оған мынадай анықтама беруге болады.

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

Q= ΔU + A

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

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

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

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

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

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

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

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

ΔН₂ ΔН₃

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

ΔН₁ = ΔН₂ + ΔН₃

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

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

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

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

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

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

Зат сұйық күйден бу күйге өткенде, кристалды зат ерігенде энтропия өседі. Керісінше, конденсациялану және кристалдану процестерінің нәтижесінде энтропия кемиді. Заттың энтропиясының сандық шамасын 25⁰С (298⁰К) және қысым 1 атм есептейді. Бұл жағдайларда энтропия Дж/моль немесе кал/моль*град өлшенеді де ол энтропияның бірлігі (э.б.) деп аталады да S⁰₂₉₈ деп белгіленеді стандартты энтропия. Кез келген химиялық процестің энтропиясының өзгеруін Гесс заңы бойынша мына теңдеумен есептейді: ΔS_х.р. = ΣS⁰_түз. + ΣS⁰_түск.

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

ΔG = ΔH + TΔS

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

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

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

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

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

Мазмұны:

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.

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] ∙S_CuO

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 = υ_Т1 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.
   

1.Бірімжанов Б.А., Нурақметов Н.Н. Жалпы химия. Алматы.: «Рауан»,1990.,

2.Ділманов Б.М.Ділманова З.Б. Жалпы химияның теориялық негіздері. Алматы,2009,-194б

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

Мазмұны:

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.
   

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

Ерітіндінің массасы тұрақты болғанда оның концентрациясы үлеспен немесе процентпен көрсетіледі.

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

m_ер-ш- еріткіш массасы, г

m_е.з- еріген заттың массасы, г

М_е.з.- еріген заттың молярлық массасы.

V- ерітінді көлемі, л

М_э- эквиваленттің молярлық массасы;

V- ерітінді көлемі, л.

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

Т = m_е.з/V

m_е.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 (N_g) жалпы ерітілген молекулалар санына (N_ε) қатынасы α=N_g/N_ε немесе α=N_g/N_ε∙100%. Диссоциациялану дәрежесінің сан мәніне қарай электролиттер шартты түрде күшті (α>30%) әлсіз (α<3%) және орташа (α>3-30%) болып үш топқа бөлінеді.

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. [К⁺]=[ А^-]=С_М∙α

С_М- ерітіндісінің молярлық концентрациясы;

α - диссоциациялану дәрежесі;

Иондарға ыдырамаған молекулардың концентрациясын [КА] былай көрсетеді

[КА] = С_м – С_м∙α = С_м(1-α)

К= (С_м∙α∙С_м∙α)/С_м(1-α)= (С_м∙α²)/(1-α)

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

К= С_м∙α² немесе α= √К/С_М

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:[Н₂О]= 1000:18 = 55,56 моль

Енді жоғарыдағы теңдеуді (1) былай да жазуға болады:

[Н⁺]∙[ОН^-]= К[Н₂О]= К_с= 1,8∙10^-16∙55,56= 1∙10^-14 (22⁰С)

К_с- судың иондық көбейтіндісі деп аталатын тұрақты шама.

К_с= [Н⁺]∙[ОН^-]=10^-14

К_с 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^-]= √К_с = √10^-14 = 10^-7,

бұдан 22⁰С да 1 л 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.

1. Ерітінділер дегеніміз не?

2. Концентрацияның өлшем бірліктері қандай?

3. Электролиттік диссоциация дегеніміз не?

4. Көмір қышқылының диссоциациялану сатылап теңдеулерін жазындар.

Ұсынылған әдебиеттер:

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

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


Дәрістер 6. Тұзда гидролизі
Мазмұны:

1. 
   Гидролиз,өндірістік маңызы.
   
2. 
   Гидролиз түрлері.
   
3. 
   Гидролиз дәрежесі және константасы.
   

СН₃СООNa →СН₃СОО^-+Na⁺ Аздап су диссоциацияға түседі: Н₂О↔ Н⁺ + ОН^-

Сонымен СН₃СООNa ерітіндісінде су молекуласы Н₂О және Н⁺, ОН^-, Na⁺, СН₃СОО^- иондары болады. Na⁺ және СН₃СОО^- иондары Н⁺ және ОН^-, иондарымен әрекеттеседі. Бірақ Na⁺ ионы өзіне ОН^- ионын қосып ала алмайды, себебі NaОН күшті электролит, сондықтан ерітіндіде тек иондар түрінде болады. СН₃СОО^- ионы Н⁺ ионын қосып алып сірке қышқылын- әлсіз электролит түзеді, сондықтан судың жаңа молекулалары диссоцоацияға түседі. Сонымен мына екі процесс тепе-теңдік болғанға дейін жүреді:

СН₃СОО^- + Н⁺ ↔ СН₃СООН Н₂О↔ Н⁺ + ОН^-

Осы екі процестің қосынды теңдеуі былай болады:

СН₃СОО^- + Н₂О↔СН₃СООН + ОН^-

Бұл теңдеуден әлсіз электролит СН₃СООН түзілгендіктен, судың диссоциациялануының иондық тепе-теңдігі ығысып, ОН^- ионының артық иондары пайда болады, сондықтан ерітінді сілтілік реакция көрсетеді. Сонымен тұздар гидролизі деп («гидро»-су, «лизис»- айрылу, грек тілінен) тұз иондарымен су иондары әрекеттескенде әлсіз электролит түзіле жүретін реакцияны айтады. Гидролиз жүру үшін нәтижесінде нашар диссоциацияланатын зат, ұшатын зат, не тұнба түзілуі керек. Тұз гидролизі нейтралдау реакциясына кері процесс.

МА + Н₂О ↔ МОН + НА нейтралдау реакциясы

Тұздардың табиғатына байланысты гидролиздің үш жағдайы бар:

а)күшті негіздің катионымен әлсіз қышқылдың анионынан түзілген тұз.

А^- + Н⁺ОН^- ↔ НА + ОН^- рН>7 әлсіз қышқыл түзіледі

б)әлсіз негіз катионы мен күшті қышқыл анионынан түзілген тұз:

М⁺ + Н⁺ОН^- ↔ МОН + Н⁺ рН<7 әлсіз негіз түзіледі

в)әлсіз негіз және әлсіз қышқыл иондарынан түзілген тұз:

М⁺ + А^- + Н⁺ОН^- ↔ МОН+ НА әлсіз негіз, әлсіз қышқыл түзіледі

Реакция ортасы реакция нәтижесінде түзілген негіз бен қышқылдың күшіне байланысты, яғни қайсысы көбірек диссоциацияға түсуіне байланысты. Сонымен гидролизге тек құрамында әлсіз электролит қалдығы бар тұздар түседі. Сондықтан күшті негізбен күшті қышқыл қалдығынан түзілген тұздар гидролизге түспейді.Көп негізді қышқылдар мен көп қышқылды негіздерден түзілген тұздар гидролизге сатылап түседі. Бірінші сатысы көбірек, жүреді. Саты саны катион пен анионнның зарядына байланысты. Гидролизді жазғанда (сатылы гидролиз үшін де) үш теңдеу жазу керек:

гидролиздің қысқаша иондық теңдеуі;

1. 
   толық иондық теңдеуі;
   
2. 
   молекулалық теңдеуі.
   

2Cr³⁺ + 3S^2-+ 6 HOH ↔ 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Тұздар гидролизін гидролиз константасы (К_гидр) және гидролиз дәрежесі (һ) арқылы сипаттауға болады.Гидролиз константасы тұздың гидролиз түзу жағдайын сипаттайды. К_гидр көп болған сайын тұз гидролизі көп жүреді. К_гидр= К_с/К_қышқыл немесе К_гидр = К_с/К_негіз ;

К_гидр = К_с /( К_қышқыл∙ К_негіз)

К_с- судың иондық көбейтіндісі, К_қышқыл және К_негіз – қышқылдың және негіздің диссоциациялану дәрежесі.Бұл теңдеуден К_қышқыл/ К_негіз аз болған сайын, К_гидр көп болатыны көрініп тұр, яғни қышқыл не негіз неғұрлым әлсіз болса, соғұрлым тұз көбірек гидролизге түседі. Егер тұз сатылап гидролизге түссе, онда әр саты гидролиз константасымен сипатталады. Гидролиздің қаншалықты толық жүретіндігін гидролиз дәрежесі көрсетеді.

ГИДРОЛИЗ ДӘРЕЖЕСІ ДЕП ГИДРОЛИЗГЕ ТҮСКЕН МОЛЕКУЛА САНЫНЫҢ ЕРІГЕН МОЛЕКУЛАЛАРДЫҢ ЖАЛПЫ САНЫНА ҚАТЫНАСЫН АЙТАДЫ.

Һ=√К_С/К_қышқыл∙С_тұз Һ=√К_С/К_негіз∙С_тұз Һ= √К_С/К_негіз∙К_қышқыл

Бұл теңдеулерден:

1. 
   К_с көп болған сайын, яғни температура үлкен болған сайын (К_с температура өссе, өседі);
   
2. 
   К_қышқыл, К_негіз аз болған сайын (неғұрлым әлсіз қышқыл және әлсіз негіз болса);
   
3. 
   Тұз концентрациясы (С_тұз) аз болған сайын не ерітінді көбірек сұйылған сайын, гидролиз дәрежесі көп болады.
   

1. 
   Төмендегі тұздардың гидролиз реакциясының теңдеуін иондық және молекулалық түрде жазыңдар: K₂S, Na₃PO₄, Mg(NO₃)₂, ZnSO₄, AlCl₃, CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, Cu(CH₃COO)₂, Al₂S₃. Бұл тұздардың ерітіндісіндегі реакция ортасын көрсетіңдер.
   
2. 
   Гидролиз деген не? Қандай тұздар гидролизге көбірек түседі? Қандай тұздар гидролизге түспейді?
   
3. 
   Гидролиз дәрежесі деген не және ол неге байланысты?
   
4. 
   Қайтымсыз гидролиз деген не? Мысал келтір.
   

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

3.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш.шк. 1982- 530с 4.Угай Я.А. Неорганическая химия. М.: «Высшая школа», 1989, -462 б
Дәріс 7. Тотығу-тотықсыздану реакциялары
Мазмұны:

1. Тотығу тотықсыздану реакциялар. Классификациясы.

2. Электронды баланс әдісімен химиялық реакциялар теңдеулерін құру.

3. ТТР жүруіне факторлар әсері

1. Тотығу-тотықсыздану реакцияларына (ТТР) заттардың құрамындағы элементтердің тотығу дәрежелері өзгеру арқылы жүретін химиялық процестер жатады.

Бұл қосылыстағы кальцийдің тотығу дәрежесі +2, оттегінікі -2. Осы мәліметтерді пайдаланып, теңдеу құрамыз да фосфордың тотығу дәрежесін табамыз.

(+2)∙3 + 2х + (-2)∙8=0 2х=+10 х=+5

Фосфордың кальций фосфатындағы тотығу дәрежесі +5.

Тотығу-тотықсыздану реакциялары жүруінің басты шарты оған міндетті түрде тотықзыздандырғыш пен тотықтырғыш қатысуы қажет.

Реакция кезінде электрондарын беретін бөлшектерді (атомдарды, ионды немесе молекуланы) тотықсыздандырғыш дейді, ал электронды қосып алатын бөлшекті тотықтырғыш деп атайды. ТТР кезінде тотықсыздандырғыш тотығады, ал тотықтырғыш тотықсызданады. ТТР молекулааралық, молекула ішінде жүретін, диспропорцияланатын болып үш топқа бөлінеді:

1. 
   Молекулааралық ТТР әр түрлі молекулалардағы элементтердің тотығу дәрежелері өзгеру арқылы жүреді. Мысалы:
   

2. 
   Молекула ішіндегі ТТР бір молекула ішіндегі әр түрлі элементтердің тотығу дәрежелері өзгеру арқылы жүреді. Мысалы:
   

3. 
   Диспропорциялану ТТР бір элементтің тотығу дәрежесі әрі жоғарылау, әрі төмендеу арқылы жүреді. Мысалы:
   

2.Электрондық баланс әдісі. Тотықсыздандырғыштың берген электрондарының жалпы саны тотықтырғыштың қосып алған электрондарының жалпы санына тең. Теңдеуді құру бірнеше сатыда жүреді:

1.Реакция теңдеуін коэффициентсіз жазады:

Br₂ + H₂S + H₂O → HBr + H₂SO₄

2.Тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыштың тотығу дәрежелерін көрсетеді:

Br₂⁰ + H₂S^2- + H₂O → HBr^- + H₂S⁶⁺O₄

3.Электрондық теңдеу құрады, яғни тотығу және тотықсыздану процестерін көрсетеді:

Br₂⁰ +2ē → 2Br^- - тотықсыздану процесі, Br₂- тотықтырғыш.

S^2- - 8 ē → S⁶⁺ - тотығу процесі, S^2- - тотықсыздандырғыш.

4.Тотықсыздандырғыш берген электрон саны тотықтырғыштың қосып алған электрон санына тең болу керек.

4 Br₂⁰ +2ē → 2Br^-

1 S^2- - 8 ē → S⁶⁺

Осылай тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыш үшін коэффициенттерді анықтайды.

5.Реакцияға қатысқан басқа қосылыстар үшін коэффициенттерін іздейді:

4Br₂ + H₂S + 4H₂O ↔ 8HBr + H₂SO₄

Тотықсыздандырғыш пен тотықтырғыш бір-бірімен өздерінің тотығу-тотықсыздану эквиваленттері қатысында әрекеттеседі. Тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыштың эквивалентінің молярлық массасы былай есептеледі: тотықтырғыштың не тотықсыздандырғыштың молярлық массасын (М(В) эквиваленттік факторға (f_экв(В)) көбейтеді:

М(f_эквВ)= f_экв(В)∙М (В)

f_экв(В) эквиваленттік фактор, ол тотықсыздандырғыштан тотықтырғышқа ауысқан электрон санының кері мәніне тең. Мысалы:

М(f_экв KMnO₄)= 1/5 ∙158 = 31,8

3. ТТР жүруіне көптеген факторлар әсер етеді:

Тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыштың химиялық табиғаты, олардың активтіктері, рН, температура т.б.

ТТР жүру-жүрмеуін изобаралық-изотермиялық потенциалды (ΔG) есептеу арқылы анықтайды. ΔG=ΔH- TΔS немесе ΔG= -RT lnK.

ΔH, ΔS- энтальпия мен энтропия өзгеруі,

К – қайтымды реакцияның тепе-теңдік константасы,

R – универсалды газ тұрақтысы, 8,31 л∙кПа (моль∙К)

T – абсолютті температура, К

1. 
   Тотығу дәрежесі деген не? Оны қалай анықтайды?
   
2. 
   Реакция кезінде тотықтырғыштың және тотықсыздандырғыштың тотығу дәрежесі қалай өзгереді?
   
3. 
   Периодтық жүйедегі қай топта және қай топшаларда тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыш орналасқан?
   
4. 
   Элементтердің тотығу-тотықсыздану қасиеттері:
   

б)негізгі топшаларда (жоғарыдан төмен қарай) қалай өзгереді?

5. Эквиваленттің молярлық массасын тотықтырғыш және тотықсыздандырғыш үшін қалай есептейді?
Ұсынылған әдебиеттер

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

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


Дәріс 8. Электрохимиялық процесстер

Мазмұны:

2. Электр қозғаушы күш және оның өлшем бірлігі.

1. Электрохимия – ТТР нәтижесінде электр тогы пайда болуын (гальвани элементтері) және электр тоғы әсерінен ТТР-ларының (электролиз) жүру заңдылығын зерттейтін химияның бір бөлімі.

Металдар тотықсыздандырғыштар, бірақ әр металдың электрон бергіштігі әр түрлі. Металдардың тотықсыздандырғыш қабілетін Н.Н.Бекетов зерттеп, олардың бұл қабілетінің азаюына байланысты орналастырып, металдардың кернеулік қатарын құрған.

Металды суға батырғанда полюсті су молекулалары әсерінен металдардың беті ептеп ериді. Осынын нәтижесінде электрондар металл пластинкасының бетінде қалып, ал катиондар ерітіндіге көшеді. Бірақ металдардың еру процесі көпке бармайды, аздан кейін тепе-теңдік күй орнайды, яғни белгілі бір уақыт ішінде қанша катион ерітіндіге көшсе, сонша катион қайтадан металл пластинкасына ауысады:

Ме + mH₂O ↔ Meⁿ⁺ ∙ nH₂O + nē

Металдардың бетінде қалған электрондардың есебінен металл пластинкасы теріс зарядталады, ал ерітіндіге көшкен металл катиондары оны оң зарядтайды. Судың орнына металдардың өз тұздарын да алуға болады. Бұл жағдайда активті металдар тұздар ерітінділеріне батырғанда еріп, теріс зарядталады, ал активтігі кем металдар тұздар ерітінділеріне батырғанда, металл ерімейді, керісінше, ерітінділердегі катиондар металдың бетіне көшеді де оны оң зарядтайды, ал қалған аниондар оң пластинкаға тартылып, ерітіндіні теріс зарядтайды. Сонымен, металл мен ерітіндінің жанасқан бетінде потенциалдар айырмасы пайда болады, оны металдардың электродтық потенциалы (Е⁰) деп атайды. Е⁰ мәні аз болған сайын, металдың тотықсыздандырғыш қабілеті көбірек болады. Е⁰ сандық мәні металдардың табиғатына (активтігіне), ерітіндідегі иондардың концентрациясына, температураға байланысты болады.

Е⁰ абсолюттік мәндерін тікелей өлшеу осы уақытқа дейін мүмкін болмай отыр, тек салыстырмалы потенциалдарын өлшейді. Салыстырмалы электрод ретінде стандартты сутектік электрод қолданылады да оның потенциалы нольге тең деп алынады.

Электродтық потенциал мына Нернст теңдеуі арқылы табылады:

Е= Е⁰ + (0,059/n) lgCMeⁿ⁺

CMeⁿ⁺ - металл иондарының молярлы концентрациясы

n- металл иондарының заряды.

2. Элементтің электр қозғаушы күші (э.қ.к.)-де сол потенциалдар айырмасына байланысты болады. Анод ретінде электродтардың потенциал мәні төменірек металды алады: Е_а < Е_к.

Мысалы: мыс-мырыш элементінде немесе Даниель-Якоби элементтерінде

(-)Zn/Zn²⁺ ║Cu²⁺/Cu (+)

Cu- оң электрод, катод. Элементте мына процесс жүреді:

(A) Zn -2ē → Zn²⁺- тотығу процесі

(K) Cu +2ē → Cu⁰- тотықсыздану процесі

Zn- анод, электрондар көзі.

Э.Қ.К. = ΔЕ= Е_к - Е_а

ΔЕ=Е⁰_Cu2+/Cu – E⁰_Zn2+/Zn

Δ= 0,34 – (-0,76) =1,10 В

Сонымен мыс-мырыш гальвани элементі 1,10 В электр тогын береді. Екі бірдей электрод концентрациясы әр түрлі ерітінділерге салынған болса, концентрациялы гальвани элементін құрайды. Мысалы, мыс электродының концентрациясы әр түрлі (С¹_Cu2+< С^ІІ_Cu2+) мыс сульфаты ерітіндісіне батырса, схеманы былай жазуға болады:

(-)Cu/Cu²⁺_С1 ║ Cu²⁺_СІІ /Cu (+)

Осылай гальвани элементін алуға болады. Мұндай гальвани элементінде анод концентрациясы төмен ерітіндідегі электрод болады. Гальвани элементі жұмыс істегенде:

(А) Cu⁰ -2ē → Cu²⁺ (K) Cu²⁺ +2ē → Cu⁰

Концентрациялық гальвани элементінің электролит иондарының концентрациясының қатынасына байланысты:

ΔЕ= (0,059/n) lgC^ІІ/С^І

Химиялық тоқ көзі ретінде гальвани элементі техникада көп қолданылады. Бірақ гальвани элементтері өте аз уақыт жұмыс істейді, себебі электродтардың потенциалдары өзгереді, поляризациаланады. Мысалы, мырыш пен мыс пластиналары күкірт қышқылына батырылып жасалған Вольт элементтеріндегі мыс электроды потенциалының азаюы оның бетінде сутегінің адсорбцияланып, сутегі электроды сияқты жұмыс істеуіне байланысты, ал мырыш электроды потенциалының оңға қарай ауысуы, оның ерітіндідегі иондарының көбейіп, мырыштың еруінің азаюына байланысты. Электродтардың поляризациясын жою үшін оған әр түрлі заттар - деполяризаторлар қосады.

Өзін өзі бақылауға арналған сұрақтар:

1. 
   Гальвани элементі мен стандартты сутек электрод схемаларын көрсетіп, қалай жұмыс істейтінін түсіндіріңдер.
   
2. 
   Гальвани элементі жұмыс істеу үшін қандай реакциялар қолданылады?
   
3. 
   Металл электродтарының потенциалына қандай факторлар әсер етеді?
   
4. 
   Гальвани элементтерінің э.қ.к. қалай өлшенеді?
   
5. 
   Концентрациялық гальвани элементі қалай жасалады
   

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

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

Дәріс 9. Электролиз.Электролиз заңдары.
Мазмұны:

1.Электролиз.Катодтық және анодтық процестер.

2. Фарадей заңы.

3. Балқымалардың және ерітінділердің электролизі.

Электролиттің балқымасы немесе электролиттің ерітіндісі арқылы тұрақты электр тоғы өткенде жеке электродтарда жүретін тотығу-тотықсыздану реакцияларын ЭЛЕКТРОЛИЗ дейді. Катодта (теріс электрод) тотықсыздану процесі, анодта (оң электрод) тотығу процесі жүреді.Электролиз жүргізуге көбінесе металл электродтары және металл емес электродтар да (мысалы графит) қолданылады. Металдан жасалған анодтар еритін (мысалы, мыстан, никельден жасалған) және ерімейтін (платинадан жасалған) болып бөлінеді.Сұйытылған су ерітінділерінің электролизі кезінде КАТОДТЫҚ ПРОЦЕСС катионның электродтық потенциалымен анықталады.Оны судан тотықсызданатын сутегі ионының потенциалымен (-0,41 В) салыстырады:

1.Потенциалдары бұл саннан кем болса, металл ионы тотықсызданбайды. Катодта сутегі судан бөлінеді. 2 Н₂О + 2 ē = Н₂ + 2 ОН^-

2.Потенциалдары бұл саннан көп болса, катодта металдар ионы тотықсызданады: Меⁿ⁺ + nē → Me⁰

3.Металл потенциалы (-0,41 В) жақын болса, катодта сутегі де металл да тотықсызданады.

Егер анод еритін болса, онда анодтың өзі тотығады: Cu - 2ē= Cu²⁺. Электродта бөлініп шығатын заттардың массасын (m) Фарадей заңы бойынша, мына формуламен есептейді:

m= (I∙τ∙M (f_экв.B))/ F

I- тоқ күші, А; τ- электролит арқылы өткен тоқтың уақыты, с; M(f_экв.B)- затының эквивалентінің молярлық массасы, г/моль; F- Фарадей тұрақтысы, 96500 Кл/моль;

Электролиз кезінде электродта түзілген заттың мөлшері әр уақытта Фарадей заңдары бойынша алынуға тиісті теориялық мөлшерінен аз болады. Оның себебі электродтық ТТР қатар қосымша процестер де жүреді. Сондықтан электролиз кезінде негізгі өнімді алуға кеткен тоқ мөлшерін анықтау үшін тоқ бойынша шығым (Т_ш) деген түсінік қолданылады. Ол электролиз жағдайында алынған зат массасын (m₁) Фарадей заңы бойынша алынуға тиісті массаға (m) қатынасына тең:

Т_ш =m₁/m∙100

Осы формула бойынша тоқтың неше проценті негізгі затты алуға
Өзін өзі бақылауға арналған сұрақтар:

1.Электролиз деген не?

2.Анод және катодта жүретін процестерді түсіндіріңдер.

3.Металды рафинадтау деген не? Ол қалай жүреді?

4.Электролиз заңдары?


Ұсынылған әдебиеттер:

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

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

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

1. Коррозияның негізгі түрлері.

2. Коррозия активаторлары және ингибиторлары.

1. Коррозия деп металдардың және олардың құймаларының өзін қоршаған ортамен химиялық немесе электрохимиялық жолмен әрекеттесуі нәтижесінде бүлінуін айтады.

Коррозия процесінің механизмі химиялық және электрохимиялық болып екі топқа бөлінеді.

Жүйеде электр тоғы түзілмей металдардың бүлінуін химиялық коррозия дейді. Химиялық коррозия кезінде металдар өзін қоршаған әр түрлі газдармен, электролит емес заттармен әрекеттесіп, бүлінеді. Электрохимиялық коррозия металдар сумен, электролиттер ерітіндісімен не дымқыл ауамен жанасқанда жүреді. Техникада қолданылатын металдарда әр уақытта қоспалар болады. Сондықтан мұндай металдар электролитпен жанасқанда көптеген микрогальвани элементтер жұмыс істеп, активті металл электрондарын беріп, бүлінеді. Активті металл-анод, қоспа-катод болса, анодта тотығу процессі Ме- nē → Meⁿ⁺, катодта сутегінің не оттегінің тотықсыздануы жүреді: 2 Н⁺+ 2ē → 2 Н⁰ – Н₂, егер рН<7

О₂+ 4ē +2 Н₂О →4 ОН^-, егер рН>7

Металдың бұзылу жылдамдығы электродтық потенциалдар айырмасы неғұрлым көп болған сайын және ауа дымқылдығы көп болған сайын тез жүреді. Металдар өте таза болса (метеориттік темір) коррозияға ұшырамайды.

2. Стимулятор мен активаторлар деп аталатын кей заттар (хлоридтер, фторидтер, сульфидтер, нитраттар, бромидтер, иодидтер) коррозияны тездетеді. Мысалы, теңіз суында хлорид болғандықтан өзен суы мен көл суынан көп есе коррозия тез жүреді.

Ингибиторлар керісінше коррозияны тежейді. Халық шаруашылығына металл коррозиясы өте көп зиян келтіреді. Коррозияны толық болдырмауға болмайды, бірақ оның жылдамдығын көпке азайтуға болады. Ол үшін мынандай әдістер қолданылады: ортаның құрамын өзгерту, түрлі затпен металдарды қаптау (металл мен металл емеспен), электрохимиялық қорғау, металдарға басқа металдар қосу.
Өзін өзі бақылауға арналған сұрақтар:

1. 
   Металдар коррозиясы деген не?
   
2. 
   Коррозияның қандай түрлерін білесіңдер?
   
3. 
   Электрохимиялық коррозияның химиялық коррозиядан айырмашылығы неде?
   
4. 
   Коррозиялық микрогальвани элементтері неге пайда болады?
   
5. 
   Қандай факторлар коррозия жылдамдығына әсер етеді?
   
6. 
   Металдарды коррозиядан қорғау әдістері.Қысқаша әр әдісті сипатта.
   
7. 
   Қандай заттарды ингибиторлар деп атайды?
   

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

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

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

Мазмұны:

2. Комплексті қосылыстардың жіктелуі және номенклатурасы

3. Комплексті қосылыстардың диссоциациясы

1. Коваленттік не иондық байланыс арқылы атомдардан молекулалық қосылыс түзілсе, олар бірінші ретті деп аталады. Бірінші ретті қосылыстардың электронейтрал молекулаларының өзара әрекеттесуінен түзілген көптеген қосылыстар болады. Оларды жоғары ретті молекулалар немесе комплексті қосылыстар деп атайды: NH₃ + HCl → NH₃•HCl → NH₄Cl

Комплекс қосылыстағы химиялық байланыстың түзілу механизмін қарастырып, комплекс қосылысқа анықтама беруге болады. Мысалы: NH₄Cl молекуласы қалай түзіледі

Барлық комплекс қосылыстарда донорлы-акцепторлы (д.-а.) байланыс болады. Комплексті қосылыстар дегеніміз донорлы-акцепторлы байланыс арқылы түзілетін жоғарғы ретті қосылыстар.

1. 
   Комплекс түзуші, олар көбінесе оң зарядталған металл иондары болады, көбінесе d-элементтері жатады.
   
2. 
   Комплекс түзушінің маңайында лигандтар орналасады, олар теріс зарядталған аниондар немесе электронейтрал молекулалар.
   
3. 
   Лигандтар саны координациялық сан деп аталады.
   
4. 
   Комплекс түзуші мен лигандтар комплексті қосылыстарының ішкі сферасын түзеді, ол квадрат жақшаға алынады.
   
5. 
   Ішкі сфераға кірмеген иондар сыртқы сфераны құрайды.
   

Осыдан кейін комплекс түзушінің атын ілік септігінде атап, оның атынан кейін рим сандарымен жақша ішінде комплекс түзушінің зарядын көрсетеді. Ең соңында сыртқы сфераның анионның атына «ы» деген жалғау қосып айтылады.

[Ag(NH₃)₂]Cl- диаммин күміс (І) хлориді;

[Cu(H₂O)₄]SO₄∙H₂O- тетрааква мыс (ІІ) сульфат гидраты;

[Pt(H₂O)(NH₃)₂OH]NO₃- гидроксодиамминаква платина (ІҮ) нитраты;

[Ru(SO₂)(NH₃)₄Cl]Cl- хлоротетраммин күкірт диоксид рутений (ІІ) хлориді.

K[Ag(CN)₂]- калий дицианоаргентаты (ІІ);

Na₃[Co(NO₂)₆]- натрий гексанитрокобальтаты (ІІ);

K₃[Ni(NO)₂(S₂O₃)₂]- калий дитиосульфатодинитрозилникеляты (ІІ).