Поэк 042-18-10 08/01-2014 2014 №2 басылым
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды
жүктеу/скачать 1,94 Mb.
|
Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды : 1.Атомдағы электронның энергетикалық жағдайын сипаттайтын төрт квант сандарын; 2. олардың өзара байланысын; 3.атомдағы электрондардың энергетикалық орбитальдардың толтырылуы Паули принципі, Гунд және Клечковский ережелеріне сай жүретіндігін білу керек. Өзін -өзі тексеру сұрақтары: Атом ядросы 12 протон және 12 нейтроннан тұрады, элементтің атомдық массасын, реттік номерін, валенттік электрондар санын анықтаңдар. Реттік номері 23 және 35 атомдардың электрондық деңгейлерінің санын анықта. Бас квант саны 3-ке тең электрондық қабатындағы электрондар саны нешеге тең? Қосымша квант саны 2,3-ке тең болғандағы деңгейлердегі магнит квант санының неше мәні болады? 3 бірдей квант саны атомдағы екі электронның спин квант санының мәні қандай? Қосымша квант санының мәні l=0,1,2,3 тең электрондар қалай аталады? Мыс атомының қозбаған жағдайдағы d-электрондарының қосынды санын көрсету керек. Азот атомының электрондарының қосынды спині нешеге тең? Неліктен көптеген элементтер атомдық массалары бөлшек мәндерге ие болады? Жаңа көзқарас бойынша периодтық жүйедегі аргон және кобальт элементтерінің орналасуын қалай түсіндіруге болады? Қандай элементтер ауыспалы деп аталады? Гелий, неон, аргон, ксенон сияқты газдардың химиялық инерттілігі қалай түсіндіріледі? Периодтық жүйедегі орнына байланысты калий, мыс, марганец, бромның қасиеттерін салыстыр. Хлорлысутек, бромдысутек, иодтысутек қышқылдарының қайсысы күштірек, неліктен? Төмендегі қосылыстардағы химиялық байланыстың полюстілігін көрсет: а)су немесе селенді сутек; б)хлорлысутек немесе иодты сутек; в)метан немесе аммиак? Төменде берілген элементтердің ішінен донорлар және акцепторларды көрсетіңдер: В, Сl, S, N (бор, хлор, күкірт, азот). Мына сұйықтардың қайсысы сутектік байланыс нәтижесінде ассоциацияланған: күкірттісутек қышқылы, су, балқытқыш қышқыл, төртхлорлы көміртек? Бұл құбылыс осы сұйықтардың қасиеттеріне қалай әсер етеді? Төртхлорлы көміртек, бор хлориді, бериллий хлориді молекулаларында гибридтенудің қандай түрі болады, осы молекулалардың пішіні қандай? Сутектен 0,8 г атомдық сутекті алу үшін 174,4 кДж энергия жұмсау керек, сутек молекуласындағы байланыс энергиясын есепте. Сілтілік металдардың жұмсақтығының және балқу температурасының төмен болу себебі неде? Неліктен магнийдің қаттылығы мен балқу температурасы натрийге қарағанда жоғары? Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек: 1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК «Дәуір», 2008. 54--96 беттер. 2.Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 33-51 стр. 3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. – Семей, 2012 – 9-15 беттер. Модуль 3. Химиялық процестердің жүру заңдылықтары. 3.1 Химиялық процестер энергетикасы; 3.2 Химиялық кинетика; 3.3 Химиялық тепе-теңдік Дәрістер № 6-8 Химиялық процестердің жүру заңдылықтары 3.1 Химиялық реакциялардың энергетикалық эффекттері. Термохимиялық заңдар. Энтальпия. Энтропия. Гиббс энергиясы. Реакцияның бағыты; 3.2 Химиялық кинетика; 3.3 Химиялық тепе-теңдік 3.1. Химиялық реакциялардың энергетикалық эффекттері. Термохимиялық заңдар. Энтальпия. Энтропия. Гиббс энергиясы. Реакцияның бағыты Химиялық процестер жүрген кезде - бір зат екінші затқа айналғанда - энергетикалық өзгерістер болады, яғни энергия ( жылу) не сіңіріледі , не бөлінеді, себебі реакцияға түскен заттардағы байланыстар үзіліп , реакция нәтижесінде түзілген заттарда жаңа байланыстар түзіледі. Химиялық процестердің жылу эффектілерін термохимия оқиды. Термохимиялық теңдеулерде жылу эффектісі көрсетіледі. Реакция кезінде жылу бөлінсе , экзотермиялық (+) , жылу ( энергия) сіңірілсе – эндотермиялық (-) реакциялар деп аталады. Химиялық реакциялардың жылу эффектілерін калориметрде өлшейді. Термохимияның заңын 1840 жылы Г.И.Гесс ашқан: Химиялық процесс тікелей жүрсе де, бірнеше сатымен өтсе де оған керекті жылу (тұрақты қысымда не тұрақты көлемде жүрген реакциялар үшін) әрқашан бір мөлшерде болады. Бұл заң энергия сақталу заңының салдары: жүйенің жұтқан энергиясы ( Q) оның ішкі энергиясының өзгеруіне ( DU) және жасауға жұмсалады: Q = DU + A. Ішкі энергияның (U) абсолют мәні белгісіз, себебі жүйені энергиясы жоқ күйге әкелуге болмайды. Ішкі энергия да басқа энергиялар сияқты күй функциясы, яғни оның өзгерісі жүйенің алғашқы ( U1) және соңғы ( U2) күйлерінің анықталады, процестің жүру жолына байланысты емес: DU = U2 - U1 . Жылу мен жұмыс жүйе күйінің функциясы болмайды, олар тек процеспен байланысты, яғни энергия беру түрі болып табылады. Химиялық процесс кезінде А – сыртқы қысымға қарсы жұмыс , А = pDV , V2 – V1 = DV – жүйе көлемінің өзгерісі. Көбінесе химиялық процестер тұрақты қысымда өтетіндіктен , изобара- изотермиялық процесте ( p = const, T = const) Qp = DU + pDV ; егер мына қосындыны U + pV = H деп белгіленсе, Qp = H2 - H1 = DH. Н – энтальпия деп аталып, изобара- изотермиялық процестегі жылу, процестің жүру жолына байланысты емес, яғни жүйенің алғашқы және соңғы күйімен анықталады, күй функциясы болады: Qp = DH. Изохора- изотермиялық процесте (V = const , T = const) DV = 0 болғандықтан, реакция жылуы DU болады, яғни жүйенің ішкі энергиясының өзгеруіне тең: Qv = DU . Qp және Qv жылу эффектілер. Термодинамика – энергияның бір түрінің екінші түріне ауысуын зерттейді , сонымен бірге осы ауысулардың заңдылықтарын және сол жағдайлардағы әр түрлі процестердің өздігінен жүретін бағытын көрсетеді. Термодинамикада керісінше, химиялық реакция кезінде жылу бөліну (-) , жылу сіңірілу (+) белгіленеді. Түзілу жылуы – берілген жағдайларда жай заттардан 1 моль химиялық қосылыс түзілгендегі бөлінген не сіңірілген жылу; айрылу жылуы – 1 моль химиялық қосылыс жай заттарға айрылғанда бөлінген не сіңірілген жылу; жану жылуы – 1 моль зат жанғанда бөлінетін жылу. Стандартты жағдайда ( 25°С не 298Кжәне 1,013×105 Па) осы көрсетілген мәндерді былай белгілейді: DU° , DH° 1 моль заттар үшін оларды « Анықтамалардан » алады. Термохимиялық есептеулерде көбінесе Гесс заңынан шығатын қорытынды қолданылады: химиялық реакцияның жылу эффектісі реакция нәтижесінде шыққан заттардың жылу эффектілерінің қосындысынан реакцияға түскен заттардың жылу эффектілерінің қосындысын алып тастағанға тең және сол заттар формулалары алдындағы коэффициенттер ескерілуі қажет: DНх.р = å DН° түз. - å DН° түс. , түз. және түс. – түзілген , түскен заттар.
Химиялық процестердің өздігінен жүру мүмкіндігі екі фактормен анықталады: экзотермиялық реакция әсерінен жүйенің ішкі энергияны азайтуға ұмтылуымен (-DН) және жылу қозғалысы әсерінен (энтропия – күй функциясының бірлігі) бөлшектер орналасуының ретсіздігінің өсуіне жүйенің ұмтылуымен. Егер DН температураға аз ғана тәуелді болса, ал энтропия температура өссе, қатты өседі, сондықтан ретсіздіктің өлшемі деп »ТDS алуға болады. Сонда процестің қозғаушы күші екі күштен тұрады: реттілікке ұмтылу (Н) және ретсіздікке ұмтылу (ТS). p = const , T = const болғанда процестің жалпы қозғаушы күші DG = DH - TDS ; G – Гиббс энергиясы не изобара-изотермиялық потенциал, энтальпиялық және энтропиялық факторлар әсерін біріктіреді. Жүйе күйін көлем тұрақты болғанда Гельмгольц энергиясы деп аталатын функция анықтайды: DF = DU – T DS. Гиббс энергиясының өзгерісі процестің өздігінен жүру- жүрмеу мүмкіндігін анықтайды: DG < 0 , процесс термодинамикалық мүмкін; DG > 0 , процесс термодинамикалық мүмкін емес; DG = 0 , реакциялық жүйе тепе- теңдік күйде. Гиббс энергиясы да, энтропия да жүйе күйінің функциясы: DS х.р = å S°түз. - å S° түс. ; DGх.р = å DG°түз. - å DG° түс. Сонымен, DG мәні аз болған сайын осы процестің өздігінен жүруге ұмтылуы көбірек болады, тепе-теңдік күйден алысырақ болады. Мына қатынастан DG = DH – TDS: a. эндотермиялық реакция (DН > 0) өздігінен жүреді, егер DS> 0 және абсолюттік мәндері |ТDS| > | DH | , DG < 0; б. экзотермиялық реакциялар (DН < 0) өздігінен жүреді, егер DS > 0 , ал егер DS < 0 болса – жүрмейді , себебі DG > 0 болады. Химиялық тепе - теңдік кезінде жүйеде Гиббс энергиясының өзгерісі болмайды, яғни DG = 0 , оның мәнімен химиялық реакция тепе - теңдігінің константасы мына теңдеумен байланысады: DG°T = - 2,3 RT lg KT , 298 К (25°С) бұл теңдеу DG°298 = - 5,69 lg K298 . DG° < 0 болу үшін lg K > 0, яғни К > 1, ал Гиббс энергиясы оң болса, lg K < 0 , яғни К < 1 . Бұл жағдай Гиббс энергиясы теріс болса , тепе – теңдік тура реакция жағына ығысқан, яғни реакция өнімі жоғары; оң болса, тепе – теңдік кері реакция жағына ығысқан, яғни тура реакция өнімі аз болатынын көрсетеді. 1. Химиялық өзгерістер нәтижесінде атомдардың, иондардың, молекулалардың құрылысы өзгертіліп, құрылуымен қатар жылу, жарық, электр энергиясы бөлінеді, яғни химиялық энергия басқа энергия түріне айналады. Реакцияның энергетикалық эффектісін термохимия зерттейді. Белгілі бір тұрақты қысымда жүретін процесстерді- изобаралы, ал тұрақты көлемді жүретін процесстерді- изохоралы процесстер деп айтады. Жүйенің ішкі энегиясы (U) - молекуланың, атом ядросының, электрондарының қозғалысының толық энергиясынан, молекулалық әрекеттесу энергиясынан және т.б. энергиялардан тұрады. Термодинамиканың бірінші заңы- энергия сақталу заңының жеке көрінісі болып есептеледі және оған мынадай анықтама беруге болады. ӘР ТҮРЛІ ЭНЕРГИЯ БІР-БІРІНЕ ТЕК ҚАНА ЭКВИВАЛЕНТТІ МӨЛШЕРДЕ ЖӘНЕ ӘРҚАШАН БІРДЕЙ ҚАТЫНАСТА АУЫСАДЫ. Мысалы: берілген жүйе жылу сіңіру нәтижесінде І жағдайдан 2 жағдайға ауысады делік. Сіңірілген жылу жүйенің ішкі энергиясының өзгеруіне және сыртқы күштерге қарсы жұмыс (А) атқару үшін жұмсалады. Q= ΔU + A. Келтірілген теңдеу термодинамиканың бірінші заңының математикалық өрнегі немесе термодинамикаға қолданылған энергия сақтау заңының көрінісі. Изобаралы-изотермиялық процесс үшін жұмсалатын жылу мөлшері жүйенің энтальпиясын өзгертуге, ал изохоралы-изотермиялық реакциялар жүрген кезде-жүйенің ішкі энергиясының өзгеруіне ΔU жұмсалады: Qp= ΔH, Qv= ΔU. Химиялық реакциялар жылу шығару не жылу сіңіру арқылы жүреді. Жылу шығара жүретін реакцияларды,экзотермиялық жылу сіңіре жүретін реакцияларды эндотнрмиялықдеп атайды. Химиялық реакцияларға қатысатын және түзілетін заттармен бірге реакцияның жылу эффектісі көрсетілген теңдеулерді термохимиялық теңдеулер дейді. Реакциялардың жылу эффектілерін сан жағынан зерттейтін химияның бір бөлімін термохимия деп атайды. 2. Термохимияның негізгі заңын 1840 жылы орыс ғалымы Г.И.Гесс ашты, Гесс заңы былай айтылады: РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІ - РЕАКЦИЯНЫҢ ҚАНДАЙ ЖОЛМЕН ЖҮРУІНЕ БАЙЛАНЫСТЫ ЕМЕС, ТЕК РЕАКЦИЯҒА ҚАТЫСАТЫН БАСТАПҚЫ ЗАТТАРДЫҢ ЖӘНЕ РЕАКЦИЯ НӘТИЖЕСІНДЕ ТҮЗІЛЕТІН ЗАТТАРДЫҢ ТҮРІНЕ ЖӘНЕ КҮЙІНЕ ҒАНА БАЙЛАНЫСТЫ. Мысалы: Сграфит + О2 (г) = СО2(г) ΔН1 1-әдіс Сграфит +1/2 О2(г) = СО(г) +1/2 О2(г) = СО2(г) 2-әдіс ΔН2 ΔН3 Екі әдісте де графит және газ күйіндегі оттегі қосылады, нәтижесінде көміртегі (СО2) оксиді түзіледі, сондықтан: ΔН1 = ΔН2 + ΔН3
3. Жай заттардан химиялық қосылыстың 1 моль түзілгенде бөлінетін немесе сіңіретін жылудың мөлшерін сол заттың түзілу энтальпиясы дейді. Термохимиялық есептеулерге қолайлы болу үшін, барлық химиялық қосылыстардың түзілу энтальпияларын бірдей жағдайға келтіреді. Температура 2980К, қысым 1 атм жағдайда тұрақты болатын химиялық қосылыстардың түзілу энтальпияларын олардың стандартты түзілу энтальпиясы деп аталады және оларды ΔН0298 таңбасымен белгілейді. Стандартты жағдайда тұрақты болатын жай заттардың түзілу энтальпиялары (мысалы: О2 (газ), N2 (газ), Br2(сұйық) т.б.) нольге тең деп қабылданған. 4. Реакция бағытын болжау үшін энтальпиямен қатар энтропия (S) деген ұғым енгізілген. Молекулалар, атомдар мен иондар әдетте тәртіпсіз қозғалыста болғандықтан жүйе реттік жағдайдан ретсіз жағдайға көшуге бейім болады. Ретсіздіктің сандық мөлшері энтропиямен өлшенеді. Энтальпия мен ішкі энергия сияқты энтропияның да абсолют мәнін өлшемейді, тек өзгерісін анықтайды (ΔS). Жүйе ретсіз жағдайдан реттік жағдайға өткенде энтропиясы кішірейді (ΔS<0), ал керісінше, ретсіздік жағдайда өткенде энтропия өседі (ΔS>0). Зат сұйық күйден бу күйге өткенде, кристалды зат ерігенде энтропия өседі. Керісінше, конденсациялану және кристалдану процестерінің нәтижесінде энтропия кемиді. Заттың энтропиясының сандық шамасын 250С (2980К) және қысым 1 атм есептейді. Бұл жағдайларда энтропия Дж/моль немесе кал/моль*град өлшенеді де ол энтропияның бірлігі (э.б.) деп аталады да S0298 деп белгіленеді стандартты энтропия. Кез келген химиялық процестің энтропиясының өзгеруін Гесс заңы бойынша мына теңдеумен есептейді: ΔSх.р. = ΣS0түз. + ΣS0түск.
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. Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды : Термодинамиканың 1-ші заңын, термохимия түсінігін, Гесс заңын, термодинамиканың 2-ші заңын, энтальпия, энтропия, Гиббс энергиясын білу керек. Өзін- өзі тексеру сұрақтары: 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?
Химиялық реакциялар жылдамдығы және механизмі. Әрекеттесуші массалар заңы. Температура әсері Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік. Ле-Шателье принципі Химиялық реакциялар жылдамдығы және механизмі. Әрекеттесуші массалар заңы. Температура әсері Химияда жүйе деп ойша кеңістіктен бөлініп алынған, затпен не өзара бір-бірімен әрекеттесетін заттармен толтырылған , бөлігін айтады. Гомогенді не гетерогенді жүйе болады. Гетерогенді жүйе екі не бірнеше бөлімнен тұрады, ол бөлімдердің физикалық және химиялық қасиеттерінің айырмашылығы болады , беттері ғана жанасады, бір – бірімен араласпайды (мұз, су). Гетерогенді жүйенің басқа бөлімдерімен араласпай тұрған біртекті бөлімі фаза деп аталады. Сонда, гомогенді жүйе бір фазалы, гетерогенді жүйе екі не көп фазалы болады. Химиялық реакциялар жылдамдығына көптеген факторлар әсер етеді, негізгілері – реагенттердің концентрациясы және физикалық күйі, температура және катализаторлар қатысуы. Химиялық реакциялар жылдамдығы әр түрлі болады. Кейбіреулері өте тез өтеді, кей реакциялар айлар, жылдар, ғасырларды керек етеді (геохимиялық реакциялар). Химиялық реакциялардың жылдамдығы да уақытпен өлшенеді. Химиялық реакциялар кезінде реакцияға түсетін заттардың концентрациялары өзгереді. Гомогенді (гетерогенді) реакциялар жылдамдығы - процесс кезінде реакцияға түсетін не түзілетін заттардың белгілі (кесімді) уақыт ішінде (секунд, сағат, жыл) көлем бірлігіндегі (қатты заттың бет бірлігіндегі не масса не көлем бірлігіндегі ) мөлшері (концентрацияларының өзгерісі): u = Dn /VDt , u = Dn /SDt , n –зат мөлшері, u = с2 – с1/t2 - t1 = ±Dс/Dt. Жылдамдықты алғашқы заттардың концентрациясының азайуымен есептесе, онда минус мәні қойылады. Химиялық реакциялардың жылдамдығына температура, реакцияға түсетін заттардың концентрациясы және катализатор әсерін зеттейтін ғылым – деп аталады. Реакциялардың кинетикасын зерттеудің теориялық , практикалық маңызы зор. Теориялық мәні – заттың құрылысы мен химиялық байланысы энергетикалық сипаттамаларының сол заттың реакцияласу қабілетіне тигізетін әсерін ашады, сонымен бірге химиялық әрекеттесулердің механизмі мұқият зерттеліп , оған жоғарыда аталған жағдайлардың әсері анықталады. Практикалық мәні - адам қажеті үшін іске асырылатын химиялық реакциялардың жылдамдығы меңгеріліп отырады. Температура әсері. Заттар әрекеттесу үшін олардың молекулалары кездесіп, түйісуі керек. Температураны көтергенде молекулалардың қозғалыс жылдамдығы артады, олардың кездесуі де артады. Тәжірибе жүзінде температураны 10° өсіргенде реакцияның жылдамдығы 2 – 4 есе артатындығы анықталған (Вант-Гофф ережесінің дұрыстығы дәлелденген): uТ2 = uТ1 gТ2 – Т1 /10 , g - температуралық коэффициент, көптеген реакциялар үшін 2 – 4 арасында болады. Мысалы, g=2,8 болса, температураны 20 – дан 75°С көтерсе, реакция жылдамдығы неше есе артатынын есептеу керек. Шешуі: Т2 – Т1 = 55°С, сонда u2 /u1 = 2,855/10 = 2,85,5 , lgu2 /u1 = 5,5lg2,8 = 5,5×0.447 = 2,458, одан u2 /u1 = 287, яғни реакция жылдамдығы 287 есе артады. Реакция молекулалар түйіскен сайын жүрмейді , тек актив молекулалар ғана ,яғни энергия қоры көп болатын молекулалар , әрекеттеседі. Заттардағы актив молекулалар саны сол заттың қасиетіне байланысты, температураны көтергенде жалпы молекулалардың кинетикалық энергиясы өседі, сонда актив молекулалар саны да артады, молекулалардың түйісуі де көбейеді, сондықтан реакция жылдамдығы да артады. Реакцияға түсетін заттардың бір моліндегі молекулалардың барлығын актив молекулаға айналдыру үшін жұмсалатын энергияны активтендіру энергиясы деп атайды , оны кДж/моль бірлігімен көрсетеді. Бұл энергия көп болған сайын , ондай энергиясы бар актив молекулалар аз болады, сондықтан реакция баяу жүреді. Реакция жылдамдығы константасының активтендіру энергиясына ( Е а ) байланыстылығын Аррениус теңдеуі арқылы көрсетуге болады: k = Z P e-E a / RT , Z – көлем бірлігінде бір секундта соқтығысатын молекулалар саны . Активтену энергиясы теңдеуде дәреже көрсеткішінде тұрғандықтан, оның азғана ғана азаюы реакция жылдамдығын бірсыпыра жоғарылатады. Мысалы, катализатор қатысынсыз жүрген реакцияның активтену энергиясы 75,24 кДж / моль болса, катализатор қатысында – 50,14 кДж / моль болған. Реакция 25°С температурада ктатализатор қатысында жүргенде жылдамдығы неше есе артады? Шешуі: катализатор қатысынсыз активтену энергиясы Е а , катализатор қатысында - Е¢ а деп белгіленсе, сәйкесінше реакция жылдамдығының константалары k және k ¢ . Аррениус теңдеуін пайдаланып k ¢/k = e- E a¢ /RT / e- Ea / RT = e ( Ea - E¢ a) /RT жазсақ, одан lg k¢/ k = Ea - E¢ a /2.30 RT, бұл теңдеудегі энергияны джоульмен алып, Т = 298 К десе, lg k¢ / k = ( 75,24 – 50,14)×103 / 2,30 ×8,314 ×298 = 4,40 , сонда k ¢/k = 2.5 ×104 болады. Сонымен, активтену энергиясын 25,1 кДж азайтса, реакция жылдамдығы 25 мың есе көбейеді. Концентрацияның әсері. Химиялық реакциялар тез жүруі үшін түйісетін молекулалар саны көп болуы керек, яғни концентрацияны өсіру керек. Реакцияның жылдамдығына әрекеттесуші заттардың концентрацияларының әсерін зерттеген Норвегияның екі ғалымы Гульдберг және Вааге 1867 жылы мынадай қорытындыға келген: химиялық реакцияның жылдамдығы реакцияласушы заттардың концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал - әрекеттесуші массалар заңы. Егер химиялық реакциялар жалпы түрде былай жүрсе: а А + b В = сС + d D , молярлы концентрация С деп белгіленсе, u = k CAa ×CB b , мұндағы k – пропорционалдық коэффициент, реакция жылдамдығының константасы деп аталады. Егер реакцияға қатты зат қатысатын болса, олар бар массасымен емес, тек сыртқы бетімен ғана реакцияласады, сондықтан реакцияның жылдамдығын анықтағанда оның концентрациясы есепке алынбайды; газ және еріген заттардың концентрациясы ғана есептеледі. Мысалы, С + СО2 = 2СО , u = kCСО2 және Ғе2О3 + 3Н2 = 2Ғе + 3Н2 О , u = kC Н2 . Егер реакцияға түсетін заттардың концентрациясы бірге тең болса, онда u = k, яғни жылдамдық константасының физикалық мәні – реакцияға түсетін заттардың концентрациясы бірге тең болғандағы реакция жылдамдығы. k - әрекеттесетін заттардың концентрациясына тәуелді емес, тек оның табиғатына және температураға тәуелді. Газ тәріздес заттар әрекеттескенде қысым қанша рет өссе не азайса, концентрация да сонша рет өседі не кемиді, олай болса, реакция жылдамдығы қысымға тәуелді. Катализатордың әсері. Катализатор деп – реакцияның жылдамдығын өзгертіп, бірақ реакция нәтижесінде өздері химиялық өзгермей қалатын заттар. Катализаторлар реакция жылдамдығын миллион есеге дейін өсіре алады. Әрбір реакцияға өзіне тән катализаторлары да болады, олар басқа реакцияларға әсер етпеулері де мүмкін. Мысалы, катализатор ретінде АІ2 О3 алынса, этил спиртінен этилен алынады, ал фосфор қышқылы катализатор болса – диэтил эфирі алынады. Катализатор ролі – актив молекулалар саны артады және активтендіру энергиясы кемиді, яғни реакцияға түсетін заттардың молекулаларының байланысын әлсіретеді. Катализаторлар қатты, сұйық, газ күйінде де болады. Реакция жылдамдығын баяулататын қасиеті бар заттар да болады, оларды кері катализатор-ингибитор деп атайды. Катализатор әсерінен жылдамдығы өзгеретін процестерді каталитикалық процесс – катализ деп атайды. Гомогенді және гетерогенді катализ болады. Катализатор да, реакцияласушы заттар да бір фазада болса, гомогенді катализ; катализатор мен реакцияласушы заттар әртүрлі фазада болса, гетерогенді катализ болады. Гомогенді катализдегі катализатордың әсері аралық қосылыстар түзілуі арқылы (активті комплекс, тұрақсыз қосылыс, ол реакцияласатын молекулалардың активтену энергиясын төмендетеді , яғни молекулалар байланысын әлсіретеді) түсіндіріледі. Гетерогенді катализде катализатордың әсері адсорбция арқылы, яғни реакцияласушы заттардың молекулаларын катализатор өз бетіне жинап сіңіруі арқылы түсіндіріледі. Адсорбция әсерінен катализатордың бетінде реакцияласушы заттар молекулаларының концентрациясы өседі, сондықтан молекулалардың өзара соқтығысуы артады, сонда реакция жылдамдығы жоғарылайды. Катализатор қатысымен жүретін процестер жаратылыста да, өнеркәсіпте де өте көп. Тірі организмде болатын көптеген процестер ферменттер (органикалық катализаторлар) қатысында жүреді. Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік. Ле Шателье принципі . Көптеген реакциялар бір бағытта жүреді. Мысалы, 2КСІО3 ® 2КСІ + 3О2 2Na + 2H2 O ® 2NaOH + H2 , оларды қайтымсыз реакциялар деп атайды. Бірдей жағдайда қарама – қарсы екі бағытта жүретін реакцияларды қайтымды деп атайды. N2 + 3H2 « 2NH3, Fe3O4 + 4H2 « 3Fe + 4H2O. Солдан оңға қарай жазылған реакцияны тура , оңнан солға жазылған реакцияны кері реакция деп атайды. Қайтымсыз реакция деп атау тек шартты түрде ғана. Химиялық реакция жүрген кезде алғашқы заттардың концентрациялары азаяды , олай болса, әрекеттесуші массалар заңы бойынша реакция жылдамдығы да азаяды. Егер реакция қайтымды болса, белгілі бір уақыт өткен соң кері реакцияның жылдамдығы арта бастайды , себебі реакция нәтижесінде пайда болған заттар концентрациялары артады. Тура және кері реакциялар жылдамдықтары теңескенде химиялық тепе- теңдік орнайды, енді реакцияға қатысатын заттардың концентрациялары ары қарай өзгермейді. Егер жалпы теңдеуді былай жазса а А + b В « с С + d D , онда тура реакция жылдамдығы u® = k® [A]a × [B]b ; u ¬ = k ¬ [C]c × [D]d тепе – теңдік кезінде u® = u ¬ , олай болса, k® [A]a × [B]b = k ¬ [C]c × [D]d сонда, k® / k ¬ = К т – реакцияның тепе-теңдік константасы болады. Тепе-теңдік константасына кіретін концентрацияларды тепе-теңдік концентрациялары деп атайды. Сонымен, тепе-теңдік константасы сол температурада тұрақты шама, реакция нәтижесінде түзілген заттардың тепе-теңдік концентрациялары көбейтіндісінің реакцияға түскен заттардың тепе-теңдік концентрациялары көбейтіндісіне қатынасын көрсетеді: К т = [C]c × [D]d / [A]a × [B]b Тепе-теңдік константасы - реакцияның маңызды сипаттамасы, оның мәні көп болған сайын , реакция «тереңірек» жүреді, яғни реакция нәтижесінде түзілген заттардың шығымы жоғары болады. Гетерогенді реакциялар үшін тепе-теңдік константасы мәніне де қатты заттардың концентрациясы кірмейді, реакциялар жылдамдығы мәніне кірмеген сияқты. Химиялық тепе-теңдік кезінде реакциялар тоқтамайды, тек қарама-қарсы реакциялардың жылдамдықтары теңеседі, уақыт бірлігінде түзілген заттар молекулаларының саны реакцияға түскен заттар молекулалары санына тең болады. Олай болса, химиялық тепе-теңдік динамикалық, жылжымалы болады. Химиялық тепе-теңдік кезінде жүйеде Гиббс энергиясы өзгермейді, DG = 0, DH = T DS , DG° = - RT ln K , DG°298 (кДж) = - 5,71lg K298 не DG°298 (кДж) = - 19,1 Тlg K - тепе-теңдік константасы мен Гиббс энергиясы арасындағы қатынас. Тепе-теңдік константасы реакцияласатын заттар табиғатына және температураға тәуелді , ал концентрацияларына тәуелді емес. Эндотермиялық реакциялар үшін температураны көтерсе, тепе-теңдік константасы жоғарылайды, ал экзотермиялық реакцияларда – азаяды. Тепе-теңдік константасы (егер қысым онша жоғары болмаса) қысымға тәуелді емес. Тепе-теңдік константасының энтальпиялық және энтропиялық факторларға тәуелділігі оған реагенттер табиғаты әсер ететіндігін көрсетеді. Сонымен бірге, тепе-теңдік костантасы мәніне катализатор қатысы да әсер етпейді, ол тура және кері реакциялардың активтену энергияларын бірдей өзгертетіндіктен олардың жылдамдықтарын да бірдей өзгертеді. Катализатор тек жүйенің тепе-теңдік жағдайына келуін тездетеді, бірақ реакция нәтижесінде түзілетін заттардың шығымына әсер етпейді. Әлсіз электролиттердің ( электролиттік диссоциация) диссоциация константасы, комплекс иондардың тұрақсыздық константасы, судың иондық көбейтіндісі, ерігіштік көбейтіндісі – бұл шамалар қайтымды процестерді сипаттайтындықтан тепе-теңдік константалары болады.
N2 O4 « 2NO2 , DH > 0 . Қысымның әсері. Тепе-теңдікте тұрған жүйенің сыртқы қысымын көбейткенде тепе-теңдік жүйедегі молекулалардың жалпы саны азаятын реакцияның бағытына қарай , яғни жүйенің ішкі қысымы кемитін жаққа қарай ығысады. Керісінше, сыртқы қысымды кеміткенде тепе-теңдік жүйедегі молекулалардың жалпы саны көбейетін бағытына қарай , яғни ішкі қысымның өсуі жағына қарай ығысады. Мысалы, N2 + 3H2 « 2NH3 тепе-теңдіктің сол жағында 4 молекула, оң жағында 2 молекула , сонда сыртқы қысым арттқанда тепе-теңдік оң жаққа , аммиак түзілетін жаққа ығысады. Тепе-теңдіктің екі жағындағы молекулалар саны бірдей болса, N2 + O2 « 2NO , онда қысымды өзгерту тепе-теңдікке әсер етпейді. Концентрацияның әсері. Реакцияға түсетін заттардың концентрацияларын арттырса, тепе-теңдік сол концентрациялардың азаятын жағына, яғни реакция өнімі түзілетін жаққа ығысады (тура реакция жүреді). Керісінше, азайтса, реакция нәтижесінде түзілген өнімнің айрылуы жүреді, кері реакция жүреді. Реакция нәтижесінде түзілген заттар айрылмас үшін оларды (не біреуін) реакциядан шығарса, тепе-теңдік сол шығарылған заттың орнын толтыратын жаққа қарай ығысады, яғни реакция аяғына дейін жүреді. Мысал 1: 2СО2 « 2СО + О2 реакциясы үшін 2000°С температурада тепе-теңдіктегі қоспадағы заттардың көлемдік үлестері, % : 85,2 СО2 ; 9,9 СО және 4,9 О2 болса, жүйенің жалпы қысымы 1,013×105 Па болса, а. реакцияласатын заттардың парциалды қысымдары арқылы көрсетілген (Кр ) ; б. молярлы концентрациялары арқылы көрсетілген ( Кс) тепе-теңдік константалары нешеге тең? Шешуі: газдың парциалды қысымы жалпы қысымды қоспадағы газдың көлемдік үлесіне көбейткенге тең: а) р( СО2) = 1,013×105 ×0,852 = 0,863×105 Па; б) р(СО) = 1,013×105 ×0,099 = 0,1×105 Па; в) р(О2) = 1,013×105 ×0,049 = 0,050×105 Па; Кр = р (СО)2 × р (О2) /р(СО2)2 = 67,1Па; Кс = Кр /RT = 67,1/ 8,31×2273 = 3,6×10-3 моль/л. Кр мен Кс арасындағы байланыс идеал газдар үшін Менделеев – Клапейрон теңдеуі арқылы көрсетіледі: Кр = Кс (RT)Dn мұндағы Dn – реакция нәтижесінде түзілген газ тәріздес заттардың моль саны мен реакцияға түскен газ тәріздес заттардың моль сандарының айырымы, осы реакция үшін ол Dn = 3 – 2 = 1 болады. Мысал 2: Газ тәріздес мына заттар А + 2В = C әрекеттескенде , тепе-теңдік ол заттардың концентрациялары сәйкесінше мына сандарға тең болғанда 0,06 моль/л, 0,12 моль/л, 0,216 моль/л орнаған болса, реакцияның тепе-теңдік константасын және А мен В заттарының алғашқы концентрацияларын табу керек. Шешуі: К = [ С] /[А]× [В]2 ; К = 0,216/0,06×(0,12)2 = 2,5. 1 моль А және 2 моль В заттарынан 1 моль С заты түзіледі. Есеп шарты бойынша жүйенің әр литрінде 0,216 моль С заты түзіледі, сонда 0,216 моль А және 0,216×2 = 0,432 моль В заты түзіледі. Олай болса, алғашқы концентрациялар [А]0 = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л; [В]0 = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л. Мысал 3: Егер НІ қышқылының белгілі бір температурада диссоциация константасы 6,25×10-2 болса, осы температурада қышқылдың қанша пайызы диссоциацияға түседі? Шешуі: 2НІ « Н2 + І2 қышқылдың диссоциациялану реакциясы. Егер қышқылдың алғашқы концентрациясын С,моль/л деп белгілеп тепе-теңдік орнаған кезде қышқылдың әр С мольдерінен х моль диссоциациаланса, онда теңдеуден көрініп тұрғандай 0,5 х моль Н2 және 0,5х моль І2 түзіледі. Олай болса, тепе-теңдік концентрациялар: [ НІ] = (С- х) моль/л ; [Н2] = [I2] = 0,5 x моль/л. Тепе-теңдік константасы К = [ Н2] × [ I2] / [ НІ]2 ; 6,25 = 0,5х ×0,5х /(С - х)2 , одан х = 0,333 С . Олай болса, тепе-теңдік орнағанда иодты сутектің алғашқы мөлшерінің 33,3% ыдыраған. Сонымен, 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. 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.
1.Қандай реакцияларды гомогенді, гетерогенді деп атайды? 2.Химиялық реакциялардың жылдамдығы дегеніміз не? 3.Гомогенді, гетерогенді реакциялардың жылдамдығы қандай факторларға байланысты? 4.Массалар әсерлесу заңын оқыңдар. Жылдамдық қонстантасының мәнін анықтаңдар. 5.Химиялық реакциялардың жылдамдығы температураға байланысты неге және қалай өзгереді? 6.Активтену энергиясы деген не? 7.Химиялық тепе-теңдік дегеніміз не? Тепе-теңдіктің ығысуына қандай факторлар әсер етеді? Мысал келтіріңдер. 8.Ле-Шателье принципінің маңызы.
4.1 Ерітінділер, концентрациялары; 4.2 Электролиттер, диссоциация; 4.3 Тұздар гидролизі; 4.4 Бейэлектролиттердің сұйытылған ерітінділері
Ерітінді - екі не одан көп компонентерден (құрамына кіретін заттар) тұратын гомогенді жүйе. Ерітінділер сұйық , қатты, газ тәріздес болады. Ең маңызды ерітінділер –сұйық ерітінділер, олар газ, сұйық, қатты заттардың сұйықтағы ерітіндісі. Адам, жануарлар, өсімдіктер ерітіндісіз өмір сүре алмайды (ас қорыту – көректік заттар ерітіндіге айналады; қан, лимфа – ерітінді). Химиялық процестермен байланысты өндіріс салаларының барлығы ерітіндіні пайдаланады. Ерітінді еріген зат пен еріткіштен тұрады . Еріткіш еріген заттан көп болады. Көбінесе еріткіш ретінде су алынады. Ерітінділердегі бөлшектердің мөлшеріне қарай ерітінділер жүзгін (суспензия, эмульсия) , бөлшек мөлшері (радиустары) – 10-5 - 10-3 см; коллоидты ерітінділер –10-7 - 10-5 см; шын (нағыз), молекулалық ерітінділер –10-8 - 10-7 см аралығында болады. Нағыз ерітінділерде таралып жүрген зат жеке молекулаларға не жеке иондарға дейін ұсақталады. Олар өте тұрақты, ұзақ уақыт дисперстік фаза мен дисперсиялық ортаға ыдырамайды. Біз нағыз сулы ерітінделерді қарастырамыз. Ерітінділердің қасиеттері ерітіндіні құрайтын компоненттердің концентрациясына тәуелді болады. Концентрация – еріген заттың ерітіндідегі мөлшерін көрсетеді. Егер ерітіндінің концентрациясын сандық мөлшермен көрсетпесе, оларды қанықпаған , қаныққан, аса қанық , сұйық , қою, концентрленген деп бөледі. Қанықпаған ерітінді – еріген заттың жаңа мөлшерін әлі еріте алатын ерітінді. Қанық ерітінді – белгілі бір температурада затты одан әрі еріте алмайтын ерітінді. Аса қанық ерітінді – сол температурадағы ерігіштігіне сәйкес еруге тиісті мөлшерден артық затты еріген күйде ұстай алатын ерітінді. Аса қанық ерітінді тұрақсыз, еріген заттың аз мөлшерін ғана ерітіндіге салса, артық еріген зат тез кристалданады. Сұйық ерітінді – еріген зат аз ерітінді. Қою ерітінді – еріген зат көп ерітінді. Концентрленген ерітінді - өте қою ерітінділер.
50 г кристаллогидрат ---х% х = 16,7%. 50 г кристаллогидраттағы сусыз тұздың массасы 278г/моль ----- 152г /моль 50 г ------------- х х = 27,4 г сусыз тұз массасы. 300 г ерітіндідегі сусыз тұздың массалық үлесі сонда : С = 27,4 ×100/300 = 9,1%.
Молярлы және нормальды концентрациясын анықтау үшін 1000 мл (яғни 1000 × 1,1 = 1100г) ерітіндідегі қышқыл массасын табады: 1100 : 100 = у : 15; у = 165 г. Күкірт қышқылының эквивалент массасы 49 г /моль, олай болса,Сн = 165/49 = 3,37 моль/л, См = 165 / 98 = 1,68 моль /л, Мысал 4. 42 мл күкірт қышқылын бейтараптау үшін 14мл 0,3н. сілті қажет болса, қышқыл ерітіндісінің молярлылығын анықтау керек. Шешуі : заттар өзара эквивалентті мөлшерде әрекеттесетіндіктен , былай жазуға болады: Сн ,қ × Vқ = Сн ,с× Vс , мұндағы қышқыл мен сілті концентрациялары мен көлемдері. Олай болса, Сн ,қ × 42 = 14 × 0,3; Сн ,қ = 0,1н. Қышқылдың эквиваленті 0,5моль, сонда молярлылығы 0,1 × 0,5 = 0,05моль/л болады. Мысал 5. 100 мл 15% - ті (массасы бойынша) күкірт қышқылынын дайындау үшін 96 % - ті (массасы бойынша) (r = 1,84г/мл) қышқылдың қанша көлемін және қанша масса су алу керек? Шешуі: 15% - ті 100 мл қышқылды дайындау үшін қажет массасы 100 мл × 1,10г/мл = 110г. 16,5 г күкірт қышқылы бар 96 % -ті ерітінді көлемін табу керек, ол үшін 1мл ерітінді массаы 1,84г болғандықтан, онда 1,84 × 0,96 = 1,77г H2SO4 болады. Олай болса, H2SO4 ерітіндісінің табу керек көлемі 16,5/1,77 = 9,32мл. Сонымен, 100мл 15% -ті H2SO4 ерітіндісін дайындау 9,32мл 96% -ті ерітінді және 110 – 16,5 = 93,5г су алады. Мысал 6. 10% -ті сілті ерітіндісін дайындау үшін 200 мл 30% - ті (масса бойынша) NaOH ерітіндісіне (r = 1,33г/мл ) қанша су құю керек? Шешуі: 200 мл NaOH ерітіндісінің массасы 200 мл × 1,33 г/мл = 266 г, сонда бұл ерітіндіде 266 ×0,3 = 79,8 г 30% - ті NaOH болады. Есеп шарты бойынша бұл масса (79,8г) сұйытылған ерітіндінің жалпы массасының 10% - ін құрайды. Сонда алынған ерітінді массасы (79,8/10) ×100 = 798 г болады. Олай болса, алғашқы ерітіндіге 798 – 266 = 532 г су қосу керек. Мысал 7. 500 мл 3М тұз қышқылының ерітіндісін дайындау үшін 2М және 6М ерітінділерінің қандай көлемдерін араластыру керек. Араластырған кезде көлемдер өзгерісін есептемеу керек. Шешуі: 500 мл 3М тұз қышқылында 0,5×3 = 1,5 моль НСІ болады, 6М ерітінді көлемін х деп белгілесе, 2М ерітінді көлемі, (0,5 – х ) л, сонда х л 6М ерітіндіде 6х моль НСІ болады, ал (0,5 – х) л 2М ерітіндіде – 2(0,5 - х) моль НСІ болады. Ерітіндідегі НСІ – дың жалпы мөлшері 1,5 моль болатындықтан, былай жазамыз: 6х + 2(0,5 - х) = 1,5; х = 0,125 л . Олай болса, қажет ерітіндіні дайындау үшін 125 мл 6М және 375 мл 2М НСІ ерітінділерін алып, араластырады.
Газдардың ерігіштігін абсорбция коэффициентімен сипатталады, ол - еріткіштің бір көлемінде қанық ерітінді түзілгенге дейін еритін газдың көлемі көрсетеді. Генри заңы бойынша тұрақты температурада сұйықтың берілген көлемінде еріген газ массасы сол газдың парциал қысымына тура пропорционал. Оның математикалық өрнегі : с = k × P , мұндағы с – газдың ерігіштігі, моль/л; Р – газдың парциал қысымы, атм; k – пропорционалдық коэффициент, не Генри коэффициенті, моль/л×атм. Генри заңынан газдың еритін көлемі (яғни абсорбция коэффициенті) сол (берілген) температурада газдың парциал қысымына тәуелді емес екендігін көруге болады. Газдар қоспасының еруі Дальтон заңына бағынады: қоспадағы әр газдың ерігіштігі оның парциал қысымына тура пропорционал. Қатты заттардың суда еруі көбінесе эндотермиялық процесс, себебі көп жағдайда гидратация кезінде кристалдық торларды бұзуға жұмсалатын энергиядан аз энергия бөлінеді. Осы екі шаманың қатынасы ерудің жалпы жылу эффектісін ( ± Q) анықтайды. Егер Q мәні оң болса, қатты заттардың ерігіштігі температураны көтергенде , азаяды, теріс болғанда - артады. Ерігіштіктің температураға тәуелділігін график түрінде бейнелесе – ерігіштік қисығы тұрғызылады , одан заттарды қайта кристалдап тазалағанда алынған заттың шығымын не жоғалтылған мөлшерін анықтайды. Мысал 1. 500г калий селитрасын қайта кристалдап тазалау үшін 600г суда қыздырып еріткен. Алынған ерітіндіне 0°С температураға дейін суытқан. Сонда алынған таза тұздың және тұздың жоғалған мөлшерінің массалық үлестерін қанша болатынын есептеу керек. Шешуі: Ерігіштік қисығы графигінен бұл тұздың 100 г суда 0°С температурада 17 г еритіндігін табады. Олай болса, кристалданған соң ерітіндіде 17× 6 = 102 г тұз қалады. Тазаланған тұз массасы (шығымы) 500 – 102 = 398 г болады, ол тазалауға алынған селитра массасының 398 × 100/500 = 79,6% құрайды. 0°С температурада еру әсерінен тұздың жоғалған шамасы 102× 100/500= 20,4% . Мысал 2. 1 л суда 20°С температурада және 1,013×105 Па қысымда H2 S газының 2,91л көлемі ерісе, сонда оның қанық ерітіндідегі массалық үлесі нешеге тең? Шешуі: қ.ж. күкіртті сутектің көлнмі 2,91×273/293 = 2,71л, ал осы көлемдегі массасы 34×2,71/22,4 = 4,11г. Алынған ерітіндінің массасы: m (H2 O) + m (H2S) = 1000 + 4,11 = 1004,11г, сонда H2S осы ерітіндідегі массалық үлесі 4,11×100/1004,11 =0,4%.
47,6г суға ------- 52,4г KNO3 келеді 100г суда ------- х , сонда х = 110г . Сонымен тұздың 60°С температурада 100г судағы ерігіштігі 110г болады.
92 г еріткіште -------- 8 г еріген зат бар 255 г еріткіште -------- х г х = 22,2 г. Сонымен, ерітіндіні суытқанда 45 – 22,2 = 22,8 г еріген зат тұнбаға түскен. Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды : Ерітінділер туралы жалпы ұғымдарды, еріген зат, еріткіш, еру процесі, қаныққан, қанықпаған ерітінділер, ерітінділер концентрациясы(молярлы, процентті, нормальды, моляльды). Өзін - өзі тексеру сұрақтары: 1. Ерітінділер дегеніміз не? 2. Концентрацияның өлшем бірліктері қандай? 3. Заттардың ерігіштігінің температураға тәуелділігі; 4. Сұйытылған, концентрлі, қаныққан, қанықпаған ерітінділердің айырмашылықтары.
Диссоциациялану дәрежесі - иондарға ыдыраған молекулалар санының (Ng) жалпы ерітілген молекулалар санына (Nε) қатынасы α=Ng/Nε немесе α=Ng/Nε∙100%. Диссоциациялану дәрежесінің сан мәніне қарай электролиттер шартты түрде күшті (α>30%) әлсіз (α<3%) және орташа (α>3-30%) болып үш топқа бөлінеді. жүктеу/скачать 1,94 Mb. Достарыңызбен бөлісу:
|