Атом-молекулалық ілім

Тоқ өткізбейді                                                   Тоқ өткізеді

Молекулалар.     Молекулалар + иондар.

Ковалентті және иондық                           Ковалентті полюсті және иондық                           

байланыс           

     Рауль заңдары                              байланыстар

1. Рауль   Р^′=іР₀ N                                              Р=iР¹₀ N
2. Рауль   t′_қайнау =іЕс_m                                          t_қайнау = iЕс_m 
3. Рауль   ′_{қату ер.} =іК_кр С_m                                    t_{қату .} = іК_кр С_m  

                                         Вант Гофф заңы.

 

Р_осмос= С_mRT                                                              Р¹_осм   =iС_mRT            

Электролит емеспен электролиттердің қассиетін салыстырсақ және мәнін  түсінік жазуға болады.

 

i= = = = =

i-ді табу үшін  изотондық коэфициентін ,электролиттерге тән мағыналарды электролит еместер көрсететін мәндерге бөлу керек.

 

Дәріс 10. Электролиттік диссоциация теориясы.

Дәрістің жоспары:

1. Судың электролиттік диссоциациясы. Судың иондық көбейтіндісі., сутектік көрсеткіш.
2. Электролиттердің сулы ерітінділері. Освальдтың сұйылту заңы.
3. Ерітінділердің активтілігі және иондық күші туралы ұғым.
4. Ерігіштік. Еру процесінің термодинамикасы. Ерігіштік көбейтіндісі.
5. Тұнбасы бар ерітіндідегі иондар тепе-теңдігі.
6. Тұздардың гидролизі. Гидролиздену тұрақтысы мен дәрежесі. Гидролиздің сатылану сипаты.

 

                 Электролиттік диссоциация теориясы

Электролиттер дегеніміз  электр тоғын өткізгенде ерітінділер мен балқымалардағы заттардың иондарға   ыдырауы.   Электролиттер тұз, негіз, қышқыл болуы мүмкін.Әлсіз электролит молекулаларының иондарға  ыдырауы қайтымды процесс болып келеді.

е Свант Аррениустың ұсынысы  бойынша , электролит ерітінділеріндегі  жоғарғы осмостық қысымның болуына  байланысты электролиттердің иондарға диссоциациялануы  электролиттік  диссоциациялану теориясына негізделген. Сол теорияға сәйкес  суда еріріп иондарға ыдырауы суда    оң   «+»-және теріс  «-»- зарядталған иондар (катиондар мен  аниондар ) түзіледі.Мысалы : катион – ионы сутек және металл; анион – ионықышқыл қалдығы және гидроксоион. Электролиттік диссоциациялануды  мына теңдеу арқылы көрсетуге болады:  НCl=H⁺+Cl^-. Вант-Гоффа және Рауль заңдарынан ауытқуы электролиттің иондарға ыдырауымен түсіндіріледі. 

 Әрине Аррениус теориясы  ерітіндінің барлық қиын құбылыстарын ескермейді.  Ей противостояла химическая, или гидратная теория растворов Д.И. Менделеев осыған сүйе отырып  ерітінді мен еріткіштің еруіне сүйенеді.

 Егер электролит концентрациясы, 2 ионға ыдыраса,  онда С, ерітіндінің  диссоциациялану дәрежесі  a, теңдеудің диссоциацялану константасы былай түрленеді

 

К_дис= ,онда  сa – жеке иондардың концентрациясы, а с(1-a) – диссоциацияланбаған молекулалардың концентрациясы.

Бұл теңдеу Оствальдтың сұйылту заңы болады. Әртүрлі электроит ерітінділерінің диссоциациялану дәрежесін;электролиттің диссоциациялану константасын анықтауға болады

 Егерде электролит  ерітіндісіндегі диссоциациялану  аз болса, онда в которых диссоциация электролита очень мала, Оствальд теңдеуін ықшамдауға болады. a<<1, және ол шаманы ескермеугеде болады. Онда теңдеу мынадай түрге келеді :

К_дис@a²·с или a=

.

 Сонымен сұйытылған  ерітінділердің диссоциациялану  дәрежесі артады .

 К_дис шамасы электролиттің табиғатына, еріткішке, температураға тәуелді,ал ерітіндінің концентрациясына тәелсіз. Электролиттер иондарға ыдырайды.  К_дис аз болса,онда ол әлсіз электролит. К_дис электролитің шамасы анықтамада беріледі  Т=298К.

 

Электролит	Константа диссоциации Кдис (при 25°С)
HNO2	4·10-4
H2O2	К1=10-12 к2=10-25
H2SiO3	К1=10-10 к2=10-22
H2SO3	К1=2·10-2 к2=10-14
H2S	К1=6·10-8 к2=10-14
CH3COOH	1,74·10-5
HCOOH	1,8·10-4
H2CO3	К1=4,5·10-7 к2=4,7·10-11
NH4OH	1,8·10-5
HF	7·10-4

 

           H₂O₂ өте әлсіз электролит ,ал   НСООН өте күшті .

Вант-Гоффтың тұжырымдауы  бойынша, изотонический коэффициент  i бөлшек түрінде көрсетіліп,сұйытылған сайын өсіп бүтін санға жақындайды.Аррениус былай түсіндіреді,электролиттер диссоциацияланғанда барлығы емес,  аз шамасы ғана сол себептен  диссоциациялану  дәрежесі  a (барлық молекулалар санын n_дис,ыдыраған иондар саны ,жалпы ерітіндідегі молекулалар санына қатынасы n_S):

.

Кейін  күшті және әлсіз  электролиттер екі топқа бөлінеді.Күшті  электролитер су ерітінділерінде түгел  диссоциацияланады.Әлсіз электролиттер  су ерітінділерінде аз мөлшерде диссоциацияланады, ерітіндіде диссоциацияланбаған және иондар арасында динамикалық тепе-теңдікке ие болады.

Ерітіндідегі иондар жағдайын бағалау үшінактивті –тиімділік ұғымын, иондар концентрациясыныңхимиялық  реакцияға сәйкестігі.   Активті  ион оның концентрациясына  және коэффициент активтігінің көбейтіндісіне тең  коэффициент активтілігі  f:  a=f·с. Коэффициент активтілігі әртүрлі иондарға әртүрлі.Концентрацияның өзгеруіне байланысты былай өзгереді.   Мысалы: егер f<1, иондар арасындағы әрекеттесу оларды біріктіруге әкеледі

Егери f»1,  онда иондар арасындағы әрекеттесулері әлсіз болып келеді .

 Сұйытылған ерітінділер  табиғатына активтілік коэффициенті  аз әсер етеді.  Жуықтап алғанда,  коэффициент активтігі ионның  заряды  мен қатарерітіндінің  иондық күшіне тәуелді  I, жартылай барлық ерітіндінің концентрациясының квадратына тең: 

I=0,5·

.

Ерітінділердің  активтілігі және иондық күші туралы ұғым.

Ерітіндінің қышқылдығы мен  негіздігін анықтау үшін сутектік көрсеткішті  енгіземіз. (рН), ол тең ондық  логарифм  жәнесутек ионының концентрациясы [H⁺],

рН=-lg[H⁺], где [H⁺]=[моль/л].

 

 

Ортаның сипаты  (ерітінді )	РН шамасы	Концентрация [Н+], моль/л
Қышқылдық	<7	>10-7
Бейтарап	~7	~10-7
Негіздік	>7	<10-7

 

 Су және сұйытылған су ерітінділері үшін  Т=const:

[Н⁺]·[ОН^-]=const=K_H2O, где K_H2O – ионное произведение воды.

При Т=298К (25°С) таза су үшін [Н⁺]=[ОН^-]=10^-7 моль/л,сол себептен :

K_H2O=10^-7·10^-7=10^-14 или р[Н⁺]+р[ОН^-]=14, т.е. р[Н⁺]=14-р[ОН^-].

Сутегі мен гидроксид  ионының су ерітіндісіндегі көрсеткіші

25°С  14 тең.

Температура жоғарылатқан сайын иондық күші артады.   (100°С  5,5·10^-13).

 

Тұздардың гидролизі 

Тұздардың гиролизі дегеніміз- химиялық тұз бен судың әрекеттесуі  Мысалы

KCN+H₂O=HCN+KOH

AlCl₃+H₂O=Al(OH)Cl₂+HCl

Гидролизге келесі тұздар ұшырайд:

а)  әлсіз қышқыл күшті  негі ;

б) әлсіз қышқыл және күшті  негі ;

в)   күшті қышқыл және күшті негіз .

 Күшті негіз және  күшті қышқыл гидролизденбейді, нәтижесіндебейтараптану процесі  болады  :

Н⁺+ОН^- = Н₂О..

 Әлсіз қышқылдарға  : HNO₂, H₂SO₃, H₂O₂, CH₃COOH, H₂SiO₃, HF, H₂CO₃, HCN, H₂S, H₃PO₄, NH₄OH.  Күшті қышқылдарға: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HJ, НClO₄, НMnO₄.   Күшті негіздерге NH₄OH басқалары (мысалы КОН, NaOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂).

 

 

1. Әлсіз қышқыл және  күшті негіз арасындағы гидролиз (ацетат натрий ):

CH₃COONa+H₂O=CH₃COOH+NaOH

CH₃COO^- +H₂O=CH₃COOH+OH^-

 Бұл жағдайда анион  тұзы гидролизге ұшырайды,нәтижесінде   ОН^- ион түзіледі.Реакция ортасы –негіздік .

 

2. Әлсіз негіз және  күшті қышқыл арасындағы гидролиз  :

NH₄NO₃+H₂O=NH₄OH+HNO₃

NH₄⁺+H₂O=NH₄OH+H⁺

Бұл жағдайда  тұздың катионы  Н^{+  т}үзіледі  . Реакция ортасы –қышқылды

3.  Әлсіз негіз және  әлсіз қышқыл арасындағы гидролиз:

 

CH₃COONH₄+H₂O=CH₃COOH+NH₄OH

CH₃COO^- + NH₄⁺ +H₂O=CH₃COOH+NH₄OH

 

 Гидролиз  бұл жағдайда катионды және  анионды бірден екі әлсіз электролит  түзіледі.

4.  Күшті  негіз және күшті қышқыл арасындағы  гидролиз:

KNO₃+H₂O¹

KClO₄+H₂O¹

Гидролизге  ұшырамайды, ерітіндіде тепе-теңдік пайда  болады.

Тұздардың гидролиздену константасы К_г, (тұрақты температурада )

Тұздардың гидролиздену константасы  дегеніміз,

К_г= , где К_{кислоты} –қышқылдардың диссоциациялану константасы,

Константа гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, равна:

К_г= , где К_{основания} –негіздердің диссоциациялану константасы. Теңдеу анализінен  , негіз әлсіз болған жағдайда  гидролиздену дәрежесі артады,

Тұздың гидролиздену константасы,әлсіз  қышқыл және әлсіз негіз тұзындағы  гидролиз тең болады  :

К_г=

.

Тұздардың гидролизі кезінде  сұйытылған ерітінділердегі гидролиздену дәрежесі өте жоғары болады.Гидролизге температураның әсері Ле Шателье  принципіне байланысты жүреді..

Гидролизм процесі сатылай  жүреді

Na₂CO₃+H₂O=NaHCO₃+NaOH      I сатысы

CO₃^2- +H₂O=HCO₃^- +OH^-

NaHCO₃^- +H₂O=H₂CO₃+OH^-       II сатысы

HCO₃^- +H₂O=H₂CO₃+OН

 

К₁=

>К₂= .

 

NH₄⁺+H₂O= H₃О⁺+NH₃.

 

Дәріс 11. ТОТЫҒУ-ТОТЫҚСЫЗДАНУ РЕАКЦИЯЛАРЫ

 

Дәріс жоспары:

1.Тотығу дәрежесі.

2.Ең маңызды тотықтырғыштар  мен тотысыздандырғыштар.

3.Тотығу және тотықсыздану  процесстері.

4.Тотығу тотықсыздану  реакциаларына теңдеулер құру.

 

Қосылыстағы элементтің тотығу дәрежесі (тотығудың дәрежесінде) сол элементтің атомынан басқа атомға ығыстырылған электрондарсанымен,басқа  атомдардан берілген элементтің атомына (тотығудың теріс таңбалы дәрежесінде) ығысумен аныкталады. тотығу дәрежесін  аныктау үшін келесі ережелерді еске алу керек:

1) элементтің тотығу  дәрежесі жай заттарда 0-ге тең  деп алынады;

2) молекуланың құрамына  кіретін барлык атомдардың тотығу  дәрежелерінің алгебралық қосындысы  0-ге тең;

3) қосылыстардың тотығу  дәрежесі тұрақты болатын сілтілік  металдар (+1), жерсілтілік металдар (+2), сутегі (+1 металдардың гидридтерінен  басқа), оттегі (+2, пероксидтерден басқа).

Мысалы, NH₃, N₂N₄, NH₂, N₂O, NO, HNO₂, NO₂, HNO₃ қосылыстарында тотығу дәрежесі: -3, -2,-1, +1,+2, +3, +4, +5-ке тең болады.

Тотығу-тотықсыздану реакциялары – деп нәтижесінде әрекеттесуші заттар құрамына кіретін бір немесе бірнеше элементтердің тотығу дәрежесі өзгеретін реакциялар аталады.