Атом-молекулалық ілім негіздері. Х имияның негізгі заңдары

Негізгі әдебиет: [1] 19-54 бет. [2] 39-56 бет.

Қосымша әдебиет: [11] 45-55 бет. 94-109бет.

1.4 Дәріс

Тақырып: “Химиялық байланыс. Химиялық байланыстың  негізгі типтері. Молекулалық орбитальдар әдісі. Валенттік байланыс әдісі.”

 Мақсаты: Химиялық байланыс оның негізгі типтері, химиялық байланысты сипаттайтын теориялар жайлы білім негізін қалау. ВБ, МО әдістерімен химиялық қосылыстарды сипаттау икемділігін қалыптастыру.

Негізгі сұрақтар:

1 Химиялық байланыстың даму тарихы

2 Химиялық  байланыстың негізгі типтері

3 Валенттік  байланыс әдісі

4 Молекулалық  орбитальдар әдісі

Химиялық байланыс молекуладағы атомдардың әрекеттесу түрі, оның белгілі энергиясы бар. Химиялық байланыс коваленттік, иондық, металдық, сутектік деп жіктеледі. Химиялық байланыстарды ВБ және МО әдісімен сипаттаймыз. Коваленттік байланыс полюсті және полюссіз болып жіктеледі.

Коваленттік байланыс – дегеніміз екі атомның арасындағы, екі электронды, екі центрлі байланыс. Коваленттік байланыстың өзіне тән қасиеттері. Полярлығы, қаныққандығы, бағытталғандығы және еселілігі.

Иондық байланыс қанықпаған, бағытталмаған оның координациялық саны әрекеттесуші иондардың радиусының қатынасымен анықталады.

Сутектік байланыс. Сутектік байланыс оң полярланған сутегі атомымен, теріс полярланған электротеріс атомдардың арасында іске асады.

Молекула аралық әсерлесуші күштер, ван-дер-вальс күштері деп аталады. Олар үш әректтесу түрімен анықталады: бағдарлаушы, индукциялық және дисперстік. Салыстармалы молекулалық массаның өсуіне орай молекула аралық әрекеттесу күштері артады да, нәтижесәнде заттардың балқу қайнау температуралары артады.         

Негізгі әдебиет: [1] 55-109 бет. [2] 56-103 бет.

Қосымша әдебиет: [11] 109-149 бет.

 

 

 

Модуль №2: Химиялық реакциялар өтуінің негізгі заңдылықтары. Ерітінділердің жалпы қасиеттері. Электролиттердің сулы ерітінділері.

2.1 Дәріс

Тақырып: «Термодинамаика  негізі. І, ІІ, ІІІ термодинамика  бастамасы. Тремодинамикалық есептеулер негізі»

Мақсаты: Химиялық  термодинамика негізі жайлы түсініктерін дамытып, термодинамика заңдылықтарымен таныстыру. Химиялық кинетика, химиялық тепе-теңдік түсініктерн меңгерту.

1. Термодинамика нені зерттейді
2. Термодинамиканың бірінші заңы
3. Термодинамиканың екінші заңы
4. Термодинамиканың үшінші заңы
5. Химиялық кинетика
6. Химиялық тепе-теңдік

Термодинамика - әр түрлі энергиялардың өзара  алмасуымен ілесетін процестерді зерттеуші ілім.

Термодинамиканың  І заңы

Ешқандай энергияны  шығындамай жұмысты іске асыратын бірінші  қатарлы мәңгілік двигатель жасау мүмкін емес. Осы заңның мәнін ашуда Гесс, Майер, Джоуль, Гельмгольц еңбектері маңызды рөл атқарды.

Гесс заңы. Химиялық реакциялардың жылу эффектісі.

Жылу эффектісі деп  келесідей жағдайлардағы сіңірілген немесе бөлінген жылу есептеледі: егер жүйе тек кеңею жұмысын атқарса, ал  қысым мен көлем тұрақты болып бастапқы және соңғы заттардың температурасы бірдей болса, реакция  аяғына дейін жүреді.

Термодинамикада әр түрлі процестердің жылу эффектісін есептеу үшін Гесс заңы қолданылады. Химиялық реакциялардың жылу эффектісі реакцияның жүру жолына тәуелсіз, тек оған қатысушы бастапқы және соңғы

 заттардың күйімен  анықталады. Химиялық реакцияның  жылу эффектісі соңғы заттар  мен бастапқы заттардың түзілу энтальпияларының коэффициенттерді ескере отырып алынған қосындыларының айырмасына тең.

Термодинамиканың  ІІ заңы

Термодинамиканың  екінші заңы міндеті өз бетімен өтетін процестердің жүру жағдайын анықтап, тепе-теңдік туу шартын белгілеу. 

Жылу машинасының пайдалы  әсер коэфиценті квазистатикалық Карно  циклімен жұмыс істейтін жұмыс денесінің  табиғатына байланысты емес, тек температура  интервалымен анықталады. Термодинамикада  бұл сілтеменің дұрыстығын Карно-Клаузиус теоремасы дәлеледейді. Ол термодинамиканың екінші заңының анықтамасының бірі.

Термодинамиканың  ІІІ заңы

Процестің іске асу термодинамикалық ықтималдылығын анықтау. Термодинамикалық ықтималдылықты анықтау үшін изобарлық-изотермиялық потенциал түсінігі немесе Гиббс энергиясы қолданылады. . Гиббс энергиясы жүйе күйінің функциясы болып есептеледі де энергия айырымына тең болады (кДж). Тұрақты қысымда және тұрақты темепературада Гиббс энергиясы процестің өздігінен жүру белгісін немесе тепе-теңдікті орнауын білідіреді.  Процестің өздігінен жүруі оның азаюы кезінде іске асады, ал тепе-теңдік кезінде ол тұрақты әрі мардымсыз болады.

Негізгі әдебиет: [1] 194-210 бет. [2] 121-129 бет.

Қосымша әдебиет: [11] 158-163 бет.

Тақырып: “Химиялық кинетика және химиялық тепе-теңдік”

Химиялық кинетика химиялық рекция жылдамдығын зерттейтін химияның бөлімі. Гомогенді реакция жылдамдығы дегеніміз белгілі бір уақыт бірлігі ішінде жүйе көлемінде реакцияға түсетін немесе түзілетін заттың мөлшері. Гетрогенді реакция жылдамдығы белгілі бір уақыт бірлігі ішінде фаза бетіндегі бірлікте түзілетін немесе реакцияға түсетін заттың мөлшері  (қатты заттың бетінің көлемін анықтау қиын болған жағдайда қатты фазаның көлемі, не массасы).

  , яғни гомогенді реакцияның жылдамдығын белгілі бір уақыт ішінде реакцияға түсетін немесе реакция нәтижесінде түзілетін заттардың концентрациясының өзгеруі ретінде анықтауға болады. Көптеген химиялық реакциялар қайтымды. аА+bB=cC+dD реакция теңдеуін қарастырацық. Тура және кері реакцияның жылдамдығын келесі теңдеулермен белгілейік: және 

Мұндағы К дегеніміз  химиялық тепе-теңдік константасы ол температураға реагенттердің табиғатына тәуелді, бірақ концентрацияға тәуелді емес. Бұл әрекеттесуші массалар заңының математикалық көрінісі, ол тепе-теңдеіктегі реакциялық қоспаның құрамын анықтауға мүмкіндік береді. Реакция жылдамдығына әсер ететін факторлар:

1. Реакцияласушы  заттардың табиғаты;

2. Реакцияласушы  заттардың концентрациясы;

3. Температура;

4. Катализатор.

Химиялық  тепе-теңдік. Ле Шателье принципі

Тепе-теңдікте тұрған жүйеде қандай да бір фактор әсер ететін болса, тепе-теңдіктің ығысуы сол фактордың  әдсіреуі жағына қарай жүреді.

Негізгі әдебиет: [1] 210-227 бет. [2] 129-144 бет.

Қосымша әдебиет: [11] 163-196 бет.

2.2 Дәріс Тақырып: «Ерітінді»

Мақсаты: Ерітінділер мен дисперсті  жүйе туралы білім негізін қалыптастыру. Ерітінділер концентрациясын белгілеу әдістерімен таныстыру.

Сұрақтар:

1. Дисперсті жүйелер
2. Ерітінділер дегеніміз не?
3. Еру процесі, еру кезіндегі жылу құбылыстары
4. Ерітінді концентрациясы, оны белгілеу әдістері.

Ерітінділер дегеніміз – екі немсе одан да көп компоненттерден тұратын, олардың әрекеттесу өнімдерінен құралған бір текті жүйе.

Ерітінді – еріген заттан және еріткіштен тұрады. Еріткіш деп жеке күйінде де, ерітіндіде де бірдей агрегаттық күйд е болатын және еріген затқа қарағанда көп мөлшерде болатын ерітіндінің құрам бөлігін айтады.

Заттар еріткіште ерігенде жылу құбылыстары байқалады. Зат  ерігенде не жылу бөлінеді, не жылу сіңіріледі. Бөлінетін немесе сіңірілетін жылуды заттық еру жылуы деп атайды.

Еру дегеніміз  – физикалық және химиялық процесс. Еру кезінде еритін зат пен  еріткіштің молекулалары бір-біріне диффузияланып  қоймай, өзара әрекеттесіп молекулалық  қосылыстар түзелі. Сусыз ерітінділерде  бұл қосылыстарды сольваттар, ал судағы ерітінділерді – гидраттар дейді.

Құрамында суы  бар кристалдарды кристаллогидраттар деп атайды, құрамындағы суды кристалды  деп атайды.

Еру кезінде  байқалатын жалпы жылу эффектісі  қатты зат ерігенде болатын әр түрлі процесстердің жылу эффектілерінің алгебралық қосындысына тең.

Сусыз тұз бен  кристаллогидраттың еру жылуын біле отырып, гидраттану жылуын (энергиясын) анықтауға болады. Мысалы,  ВаСl₂ еружылуы 8,80 кДж/моль. Кристаллогидраттың  ВаСl₂*2Н₂О еру жылуы 20,53кДж/моль. Сусыз тұздың кристаллогидратқа өткендегі гидраттану жылуын анықта.

Шығарылуы:

ВаСl₂-ң еруін бірінен êåéií áiði æ¾ðåòií åêi ïðîöåññ ðåòiíäå ºàðàñòûðàìûç.

1. Қатты зат ВаCl₂ бөлшектерінің екі молекула сумен әрекеттесіп, гидратациялануы нәтижесінде жалу бөлінеді.
2. Түзілген кристалдардың жеке бөлшектерге ыдырау процесі, жылу сіңіре жүреді.

Сондақытан  жылу эффектісі:

Q=Q₁ + Q₂ тең болады, осыдан

Q₁=Q – Q₂ = 8,80-(-20,53)=29,33 кДж/моль

Q₁-гидраттану жылуы

Q₂-кристаллогидраттың   еру жылуы

Ерітінділер қаныққан, аса қанық, қанықпаған ерітінділер деп бөлінеді.

Қанық ерітінді дегеніміз – белгілі бір температурада  зат ары қарай ери алмайтын ерітінді.

Концентрациясы  қанық ерітіндінің концентрациясынан  аз ерітіндіні қанықпаған ерітінді дейді.

Белгілі бір  температурада заттың біраз мөлшері әлі де ери алатын ерітіндіні қанықпаған ерітінді дейді.

Негізгі әдебиет: [2] 144-152 бет.

Қосымша әдебиет: [11] 197-222 бет.

2.3 Дәріс.Тақырып: «Электролиттік  диссоциация теориясы»

Мақсаты: Электролиттік диссоциация, дис. дәрежесі қышқылдар -негіздер теориялары, тұздар гидролизі гидролиз константасы жайлы білімі негізін қалау.

Сұрақтар:

1. Электролиттер және бейэлектролиттер.
2. Электролиттік диссоциация теориясының негізгі қағидалары.
3. Қышқылдар-негіздер теориялары
4. Тұздар гидролизі

Электролиттер – қышқылдар, негіздер және тұздар суда ерігенде иондарға ыдырайтын заттар. Бұл құрылыс электролиттік диссоциация деп аталады. Диссоциацияланған молекулалар санының жалпы молекулалар санына қатынасын диссоциациялану дәрежесі деп атайды. Диссоциациялану дәрежесін бірілік үлеспен немесе процентпен сипаттайды.

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

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

Диссоциациялану процесін ерітіндінің концентрациясына тәуелсіз диссоциациялану константасы  арқылы сипаттаған ыңғайлы.

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

Н₂S Û H⁺ + HS^-

HS^- Û H⁺ + S^2-

Көпнегізді  қышқылдар, негіздер бірнеше сатыда диссоциациялынады. Мысалы:

H₃PO₄ Û H⁺ + (H₂PO₄)^-

(H₂PO₄)^- Û H⁺ + (HPO₄)^2-

(HPO₄)^2- Û H⁺ + PO₄^3-

Бұндай диссоциация  – сатылы диссоциация деп аталады.

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

AL(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆]

AL(OH)₃ + 3OH^- = [Al(OH)₆]^3-

AL(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

AL(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O

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

HF     +   H₂O    Û      H₃O⁺      +        F^-

      қшқыл    негіз            қышқыл           негіз

       донор        акцептор

NH₃  +  H₂O   Û  NH₄⁺  +  OH^-

Негіз           қышқыл   қышқыл  негіз

акцептор     донор

Қаныққан ерітінділердегі  тепе-теңдік жағдайын келесі схемамен көрсетуге болады:

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

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

а) диссоциацияның негіздік типі;