https://electroinfo.net

girniy.ru
↓ добавить свой файл
1 2 3 ... 13 14

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 0,8г 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?



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

5.Шоқыбаев Ж.Ә. Бейорганикалық және аналитикалық химия. Алматы, 2003 ж,-316

6.Шоқыбаев Ж.Ә.,Өнербаева З.О. Бейорганикалық химия практикумы. Алматы,2004-164


Дәріс 3. Химиялық процестердің энергетикасы.

Мазмұны:

1. Химиялық реакциялардың энергетикалық эффекттері.

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.

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

Г.И.Гесс заңынан біршене салдар шығады:

1.ТУРА РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІ КЕРІ ТАҢБАМЕН АЛЫНҒАН КЕРІ РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІНЕ ТЕҢ.


2.РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛУ ЭФФЕКТІСІ ОНЫҢ НӘТИЖЕСІНДЕ ТҮЗІЛГЕН ЗАТТАРДЫҢ ТҮЗІЛУ ЖЫЛУЛАРЫНЫҢ (энтальпияларының) ҚОСЫНДЫСЫНАН РЕАКЦИЯҒА ҚАТЫСАТЫН ЗАТТАРДЫҢ ТҮЗІЛУ ЖЫЛУЛАРЫНЫҢ ҚОСЫНДЫСЫН АЛЫП ТАСТАҒАНҒА ТЕҢ:

ΔНх.р. = ΣΔН0түз. + ΣΔН0түск.

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.


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.


Өзін өзі бақылауға арналған сұрақтар:

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


5.Шоқыбаев Ж.Ә. Бейорганикалық және аналитикалық химия. Алматы, 2003 ж,-316

6.Шоқыбаев Ж.Ә.,Өнербаева З.О. Бейорганикалық химия практикумы. Алматы,2004-164


Дәріс 4 . Химиялық кинетика. Химиялық тепе-теңдік

Мазмұны:

1. Химиялық реакциялар жылдамдығы.

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.

ТҰРАҚТЫ ТЕМПЕРАТУРАДАҒЫ ХИМИЯЛЫҚ РЕАКЦИЯНЫҢ ЖЫЛДАМДЫҒЫ СТЕХИОМЕТРИЯЛЫҚ КОЭФФИЦИЕНТТЕРІ ДӘРЕЖЕ КӨРСЕТКІШ ТҮРІНДЕ КӨРСЕТІЛГЕН ӘРЕКЕТТЕСУШІ ЗАТТАРДЫҢ КОНЦЕНТРАЦИЯЛАРЫНЫҢ КӨБЕЙТІНДІСІНЕ ТУРА ПРОПОРЦИОНАЛ БОЛАДЫ (массалар әрекеттесу заңы, оны 1867 жылы К.Гульдберг пен П.Вааге ашқан) Мынадай гомогенді реакция үшін:

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] ∙SCuO

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 = υТ1 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.

</0></0>

<< предыдущая страница   следующая страница >>