3* 12 Күшті және әлсіз электролиттер ерекшеліктері

 Электролит молекуласындағы атомдар арасындағы байланыстың беріктігіне карай диссоциацияланған молекулалар саны диссоциацияланбаған молекулалар санынан не көп, не аз болуы мүмкін. Электролит молекуласындағы байланыс әлсіз болса, диссоциацияланған молекулалар саны көп болады. Керісінше байланыс берік болғанда, иондарға айналатын молекулалар саны аз болады. Электролиттің қандай мөлшерде диссоциацияланғанын көрсететін шама -иссоциациялану дәрежесі деп аталады және α (альфа) әрпімен белгіленеді. Диссоциациялану дәрежесі дегеніміз — диссоциацияланган молекулалар санының ерітіндідегі жалпы молекулалар санына қатынасы. Диссоциациялану дәрежесін процентпен көрсету үшін оның шамасын 100-ге көбейтеді. Мысалы, электролиттің диссоциациялану дәрежесі 60% болса, бұл оның 100 молекуласының 60-ы иондарға ыдырағанын білдіреді. Диссоциациялану дәрежесіне байланысты электролиттер 3 топқа жіктеледі.

Күшті электролиттер, олардың диссоциациялану дөрежелері 30%-тен жоғары болады. Мысалы: HN0₃ 91%, NaCl 84%, HC1 92%, КОН жәнө NaOH 84% болады. Күшті электролиттердің молекулалары сүйылтылған ерітіндіде иондарға толығымен ыдырайды.

Орташа электролиттер. Олардың диссоциациялану дәрежелері 3% пен 30% аралығында болады. Мысалы: Н₃Р0₄ 26%, HN02 6,5%, т.с.с.

Әлсіз электролиттер. Олардың диссоциациялану дәрежелері 3%-тен төмен болады. Мысалы, СН₃СООН (сірке кышкылы) 1,3%, NH₄OH (аммоний гидроксиді) 1,3%, Н₂С0₃ (көмір қышқылы) 0,171'/о, H₂S (күкіртті сутек қышқылы) 0,07%, т.с.с.

Айта кететін жағдай, тамаққа қосылатын қышқылдар — сірке қышқылы, лимон қышқылы, алма қышқылы, сол сияқты дәрі ретінде қолданылатын бор қышқылы, ацетилсалицил қышқылы (аспирин) әлсіз электролиттерге жатады. Судың диссоциациялану дөрежесі (бөлме температурасында) =10~9, яғни бір миллиард молекуладан біреуі ғана диссоциацияланады. Сондықтан оның диссоциациялану теңдеуін жазбай молекула түрінде бейнелейді.

Электролиттердің диссоциациялану дәрежесіндегі айырмашылықты, олардың электрөткізгіштігі арқылы анықтауға болады. Ол үшін концентрациялы сірке кышқылының ерітіндісіне электр өткізгіштікті тексеретін аспаптың электродтарын батырып, ток көзіне қосамыз. Электр шамы әлсіз жанады. Енді электродтарды дистилденген сумен жуып, концентрациясы сірке қышқылының концентрациясындай тұз қышқылының ерітіндісіне салып ток көзіне косамыз, аспаптың шамы жарқырап жанады. Сірке кышқылында диссоциацияланған молекулалар саны аз, сондықтан электр шамы әлсіз жанады, яғни электрөткізгіштік ерітіндідегі иондар санына байланысты болады. Ал тұз қышқылының ерітіндісінде диссоцияланған молекулалар саны өте көп болғандықтан электр шамы жарық жанады.

Электролиттердің иондарға ыдырауының сандық мәні диссоциациялану дәрежесі арқылы өрнектеледі. Диссоциациялану дәрежесі дегеніміз — иондарға ыдыраған молекула санының жалпы молекула санына қатынасы. Электролиттерді диссоциациялану дәрежесінің мәніне қарай 3-ке бөледі: күшті, орташа, әлсіз электролиттер

Су әлсіз электролит болғандықтан өте аз мөлшерде сутек және гидроксид иондарына ыдырайды:Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^- Сутек иондарының концентрациясы ерітіндінің қышқылдығын, ал гидроксид иондарының концентрациясы сілтілігін көрсетеді. Сутек және гидроксид иондарының концентрацияларының көбейтіндісі таза су үшін де тұрақты болады. Оны судың иондық көбейтіндісі дейді және сан жағынан 22⁰С-та 10^-14 тең болады.[ Н⁺][ОН^-] ═ 10¹⁴ Бұл теңдеуді пайдаланып сутек иондарының концентрациясы белгілі болса, гидроксидтің концентрациясын, ал гидроксидтің концентрациясы белгілі болса сутек иондарның былай табады: Бірақ теріс дәрежелі сандарды пайдалану қолайсыз. Сондықтан ерітіндінің қышқылдығын немесе сілтілігін анықтау үшін сутек иондарының концентрациясын сутектік көрсеткіш арқылы белгілейді.

3* 13. Cудың иондық көбейтіндісі. Сутектік көрсеткіш. Су әлсіз электролит болғандықтан өте аз мөлшерде сутек және гидроксид иондарына ыдырайды:Н2О ↔ Н+ + ОН- Сутек иондарының концентрациясы ерітіндінің қышқылдығын, ал гидроксид иондарының концентрациясы сілтілігін көрсетеді. Сутек және гидроксид иондарының концентрацияларының көбейтіндісі таза су үшін де тұрақты болады. Оны судың иондық көбейтіндісі дейді және сан жағынан 220С-та 10-14 тең болады. [ Н+][ОН-] ═ 1014 Бұл теңдеуді пайдаланып сутек иондарының концентрациясы белгілі болса, гидроксидтің концентрациясын, ал гидроксидтің концентрациясы белгілі болса сутек иондарның былай табады: Бірақ теріс дәрежелі сандарды пайдалану қолайсыз. Сондықтан ерітіндінің қышқылдығын немесе сілтілігін анықтау үшін сутек иондарының концентрациясын сутектік көрсеткіш арқылы белгілейді. Сутек иондары концентрациясының теріс таңбамен алынған ондық логарифмін сутекті көрсеткіш дейді және оны рН әріптерімен белгілейді: рН ═ - Ig [Н+] Егер ерітіндідегі сутек иондарының концентрациясы 10-4 болса, сутек көрсеткіш 4-ке тең: рН ═ - Ig [Н+]═ - 10-4 ═ 4 Сонымен қатар осылайша гидроксил көрсеткішін табуға болады. Теріс таңбамен алынған гидроксил ионы концентрациясының ондық логарифмі гидроксил көрсеткіші деп аталады. рОН ═ - Ig [ОН-] Сутектік көрсеткіш рН-пен гидроксил көрсеткішінің рОН қосындысы 14 болады. рН + рОН ═ 14, бұдан рОН ═ 14- рН Бұл формула көмегімен ерітіндінің сутектік көрсеткіші арқылы гидроксил көрсеткішінің және керісінше табуға болады. Сутектік көрсеткіш арқылы ерітіндінің ортасын былай белгілейді. Бейтарап ортада рН ═ 7 Қышқылдық ортада рН <7 Сілтілік (негіздік) ортада рН>7 Әр түрлі ерітінділердің рН-ның мәндері төменде келтірілген  Ерітінділердің сутекті көрсеткішін әр түрлі индикаторлардың көмегімен анықтайды. Индикаторлар дегеніміз сутек немесе гидроксид иондарының әсерінен түсін өзгертетін органикалық заттар. Бұған фенолфталеин, метилоранж және лакмус жатады. Химиялық практикада, әсіресе, лакмус көп қолданылады. Лакмустың ерітіндісі қышқылдық ортада қызыл түске, сілтілік ортада көк түске боялады. Қазір ерітіндінің ортасын анықтау үшін әмбебап индикатор қағаз қолданылады. Оның түсі рН-1-ден 14-ке дейін әр түрлі боялған. Қағазды ерітіндіге батырып түсін салыстырады. Ғылыми зерттеуде, өндірісте арнайы рН метр деп аталатын аспаптар қолданылады. Олармен ерітіндінің нақты рН мөлшерін анықтайды.

3* 14. Ерігіштік көбейтіндісіне сүйеніп, аз еритін қосылыстарды тұнбаға түсіруді және ерітуді көрсетіңіз

Ерігіштік көбейтіндісі. Электролит беретін қатты заттардың, әсіресе, тұздардың кристалдары ионнан тұрады, сондықтан олар ерігенде ерітіндіге көшетін молекула емес, жеке иондар. Кристалл ерумен қабат ардайым кері процес – еріген зат кристалға қайта қонып, кристалдану болып жатады кристалеріген зат. Сондықтан ерітінді қанық күйге келгенде, ондагы туатын тепе – теңдік еріп болмаған қатты заттың тұмбасы мен ерітіндіге кошкен иондар арасында болады.

Мысалға нашар еритін барий сульфатының қанық аерітіндісін алсақ, онда ыдыстың түбінде, ерімей жатқан тұнбасы мен ерітіндіге көшкен бари жане сульфат иондарының арасында жылжымалы тепе-теңдік болады.

(2)

Осы тепе теңдікке әрекеттесуші массалар заңын қолдансақ, әрі ол заңның ережеесі бойынша қатты заттың концентрациясының , демек барий сулфаты концентрациясының, тепе теңдік константасын былай жазамыз.

(3)

Бұл теңдіктен нашар еритін электролиттің қанық ерітіндісіндегі иондары концентрациясының кобейтіндісі, сол температурада тұрақты шама. Осы шама элоктролиттың ерігіштігін көрсететін болғандықтан оны ЕРІГІШТІК КӨБЕЙТІНДІСІ деп аталады. К_s деп белгіленеді. Сонда соңғы теңдік орынына

(4)

деп жазамыз.

Электролиттің молекуласында бір ионның бірнешеуі болса, мысалы: (5)

Ол ионның концентрациясының дәрежесі ретінде корсетіледі.(6)

Жалпы түрде: (7) (8)

К_s сандық мәнін табу үшін ол электролиттің ерігіштігін білу керек.

Мысалы, 20⁰C ,барий сулфатының ерігіштігі 1,0*10^-5 моль/л, барий сулфатының диссоциациаланғанда әр молекуласы бір барий ионын, бір сульфат ионын түзеді, сондықтан олардың әрқайсысының концентрайиясы 1,0*10^-5 г-ион/л болады. Сонда (8)

Барий сульфатының қанық ерітіндісінне, құрамында жақсы еритін сульфат не барий ионы бар электролит, мысалы натрий сульфаты ерітіндісін қоссақ не болар еді? Сульфат иондарының концентрациясы көбейтілгендіктен барий және сульфат иондары концентрациясының көбейтіндісі К_s асып кетеді, ерітінді аса қанық түрге айналып, ондағы тепе теңдік бұзылып, тұмбадағы барий сульфаты көбею жағына қарай ауады. Демек, нашар еритін электролиттің ерітіндісіне аттас ион қосса, электролиттің ерігіштігі кемиді.

3。15 Еріткіштің жалпылаушы және саралаушы әсерін мысалдар келтіре отырып қолдану

Еріткіштер — әр түрлі заттарды ерітіп ерітінділер түзуге қабілетті химиялық қосылыстар, жеке органикалық қосылыстар немесе олардың қоспалары.

Еріткіштер деп, әдетте, сұйық күйдегі құрамдас бөлікті, ал құрамдас бөліктердің барлығы сұйық болса, онда концентHYPERLINK "http://kk.wikipedia.org/wiki/Концентрация"рациясы жоғары бөлікті айтады. Еріткіштерді бейорганикалық еріткіштер және органикалық еріткіштер деп екі топқа бөледі. Маңызды бейорганикалық еріткіштерге су, ал органикалық еріткіштерге спирт, эфир, кетондар және олардың қосылыстары жатады. Органикалық еріткіштердің көбісі өте ұшқыш, улы болады. Сонымен қатар еріткіштерді полюсті және полюссіз, төмен және жоғары температурада қайнайтын, т.б. деп ажыратады. Техникалық мақсат үшін пайдаланылатын еріткіштердің тығыздығы, тұтқырлығы, улылығы, т.б. сипаттамалары маңызды. Еріткіштердің аталған сипаттамаларын арттыру үшін, көбінесе, басқа еріткіштермен қоспа түрінде пайдаланады. Еріткіштерді химиялық реакция жүргізетін орта ретінде пайдаланудың маңызы зор. Еріткіштер әрекеттесетін молекулалар арасында (көп реакциялар тек еріткіштерде жүреді) байланыс тудырып, гомогенді орта түзіп қана қоймай, хим. реакциялардың тепе-теңдік константасы мен жылдамдығына әсер етеді. Органикалық еріткіштер бояу, жасанды талшық, желім, т.б. заттар өндіруде қолданылады

Протонтартқыштық - еріткіштердің өзінде еритін протолиттерге әсерін дұрыс түсінуге көмектесетін шама.Егер берілген еріткіштерге протон қосылғанда бөлінетін энергия мөлшерімен өлшенетін +бұл шама сол еріткіштің қышқылдық – негіздік қасиеттерін сипаттайды. Протонтартқыш шамасы молайған сайын еріткіштің негіздік қасиеті арта түседі. Су мен аммиак үшін протонның қосылу энергиясы мынадай:

Н2О (г) +Н+ (г)  Н3О+ (г) G= -680.7 кДж

NH3 (г)+Н+ (г)  NН4+ (г) G =-791,2кДж

Бұдан аммиактың суға қарағанда күшті негіз екенін көрсетеді.

Еріткіштердің протонтартқышының кемуіне сай орналасқан қатар:

NH3,N2H4,H2O,C2H5OH,HCN,H2S,CH3COOH,HCOOH,HF,H2SO4,HNO3,HCIO4.

Протонды өзіне тартып оңай тартып алатын заттар протофильді , ал оңай бөлінетіндер протогенді , осы екі қасиетті көрсететіндер амфипротонды деп аталады.

Протонтартқыштардың жоғары қатары әрбір еріткіште еритін заттардың қышқылдық – негіздік қаиеттернің өзгеру ерекшелңктерін болжап айтуға болады. Мысалы, аммиакты алайық . Ода еритін , құрамында Н+ бөлетін заттардың бәрі қышқыл болу тиіс ,өйткені протон тек аммиакқа қарай ауысады . егер суды ерітсек : NH3+H2O NH4++OH-

Ол аммиакта еріп күшті қышқыл қасиетін көрсетеді.Сондықтан аммиакты басқа күшті негізбен титрлеп мөлшерін алуға болады.

Суда ерігенде әлсіз қышқылдардың қатарына жататын HCN , H2S ,HF бәрі бірдей қышқылдық қасиетке ие болады , себебі құрамындағы протондық аммиак түгелдей өзіне тартып отырады. Мысалы : HCN +NH3 NH4++CN-

Осылайша сұйық аммиакта бұрыннан аквохимиядан әйгілі күшті қышқылдардың қатарына орташа және әлсіз қышқылдарда жатады.

Суда қышқылдық қасиет көрсетпейтін этил спирті аммиакта көрсетеді, себебі:

C2H5OH+NH3 NH4++C2H5O-

Мұндағы спиртті де қышқыл ретінде негізбен титрлеуге болады.

Судағы күшті қышқылдар аммиакта да күшті бола береді. Ал суда әлсіз электролиттерге жататын HCN, H2S ,CH3COOH т.б. қышқылдар аммиакта күшті қышқылдардың қатарына қосылады. Протолиттердің күшін өзара жуықтатып бірдей ететін еріткіштерді жалпылаушы деп айтады. Қышқылдық табиғатты заттар үшін жалпылаушы еріткіштер протон тартқыштығы мол негіздік табиғатты аммиак пен оның туындылары болып табылады. Судың өзіде сұйытылған еріткіштерге көптеген қышқылдардың күшін бірдей ете алады , оларға су жалпылама әсер етеді.

Протолиттердің күшін бір –бірінен алшақтатып жіберетін еріткіштерді саралаушы деп атайды.

Саралаушы әсердің практикалық маңызы бар. Мысалы, сулы ерітіндіде өзара ажыратылмайтын заттарды қажетті бейсулы еріткіштерді ерітіп, оларды өзара бөлуге әрі талдауға болады. Енді сусыз сірке қышқылында күшті негіздерді ерітіп көрейік. Олардың протон тартқыштығы еріткішпен салыстырғанда әлдеқайда күшті болған соң бәріде протонды қосып алып бірдей күшті негіздер қатарын құрайды. Басқаша айтқанда сірке қышқылында еріген аммиак та , Cu(OH)2-де ,Pb(OH)2-де бірдей күшке ие болады, себебі еріткіш оларға жалпылап әсер етеді.

Судың өзі сірке қышқылында ерігенде әжептәуір күшті негіздердің қатарына жатады :

Н2О+СН3СООН  Н3О++СН3СОО- оны хлор қышқылымен титрлеуге болады :

(Н3О+)+СН3СОО- + Н+ + СIO4- CH3COOH + (H3O+)+CIO4-

Әрі эквиваленттік нүктені физика – химиялық әдістің кез-келгенімен ,мысалы , электрөткізгіштігінің өзгеруі бойынша тауып алады.

Еріткішпен еріген заттың табиғаты жақын болғанда саралаушы әсер байқалса , олардың табиғаты алшақ жатқанда жалпылаушы әсер көрсетеді.

3* 16. Қарапайым қышқылдар және негіздердің күштерінің өзгеруін сай қолданылуын көрсетіңіз

Қышқылдар мен негіздердің алғашқы өкілдері адамзат қоғамына ерте заманнан белгілі . алғаш танымал болған қышқыл- сірке суы екені даусыз. Шараптың ашуынан шығатын сірке суының латынша аты (acetum) бүкіл қышқылдарға тағылды. Қышқылдарға қарама –қарсы қосылыстар – негіздердің алғашқылары да ертеден-ақ белгілі болған.оларды әуелі өсімдіктерді жаққанда қалатын күлден алған. Күшті негіздердің қатарына жататын сілтінің аты өсімдіктің күлінің латынша атына – (alkali) сай шыққан. Араб алхимиктері күлден алынатын сахардың сол сияқты соданың негіздерге тән күшін күйдіргіш ізбес ертіндісін қосып барып күшейтуге болатын әдісін пайдаланған. Қышқылдардың күшінің өзгеруіне байланысты қолданылуына мысал ретінде бірнеше қарапайым қышқылдарға тоқталайық.1.Азот қышқылы күшті қышқылдар қатарына жатады. 0.1М ерітіндінің диссоциациялану дәрежесі 82%-ке тең, сулы ерітінділерде иондарға толық ыдырайды.Азот қышқылы- химиялық өнеркәсіптің негізгі өнімдерінің бірі. Оның көп мөлшері азот тыңайтқыштарын, қопарылғыш және дәрілік заттарды, бояуларды ,пластикалық мәселелерді жасанды талшықтарымен басқа материялдар дайындауға жұмсалады. Түтіндейтін азот қышқылы, ракета техникасында ракета отындарының тотықтырғышы ретінде қолданылады.2.фосфор қышқылы.кәдімгі жағдайда фосфор бес оксиді сумен әрекеттесіп, орто фосфор қышқылы түзіледі.азот қышқылынан ерекшелігі фосфор қышқылы ұшпайды жане өте тұрақты, ол тотықтырғыштық қасиеттер көрсетпейді. Сондықтан ол кернеу қатарында сутектің сол жағында орналасқан металдармен ғана әрекеттеседі. Фосфор қышқылы улы емес сондықтан оны кейбір салқындатқыш сусындарға қосады. 3.16)қарапайым қышқылдар және негіздердің күштерінің өзгеруіне сай қолданылуын көрсетіңіз.

Күрделі қышқылдар мен негіздердің күшін анықтау қиынға түседі, ал қарапайым қышқылдармен негіздердің күшін анықтау қиынға түспейді. Металдар өздерінен электрон бөлетін негіздер болғандықтан олардың күшін иондану энергиясымен өлшенеді. Қышқылдарға жататын бейметаллдар электрон қосып алатындықтан олардың күші электронтартқыш күшімен өлшенеді. Металл атомы өзінен электрон беріп катионға, бейметалл атомы өзінен қосып анионға айналатынын ескерсе , катион- қышқылдардың , анион –негіздердіңде күштерін жобалауға түспейді. Ол үшін Бренстед теориясындағыдай металл – катион , беймателл – анион іліктеп жұптарын бірге қарау қажет. Егер металл өзінен электронды оңай бөліп күшті негіздік қасиет көрсетсе, одан шығатын іліктес катионның электрон қосып алу қасиеті төмен болғандықтан әлсіз қышқылдық қасиетке ие болады. Дәл осылай күшті қышқыл – бейметаллдарға әлсіз негіз аниондарға сай келеді.

Жалпы қышқылдармен негіздердің күштерін сипаттау үшін ғылымға бұрыннан белгілі иондық әлеует I шамасын пайдаланады. Бұл қарапайым шама зарядты бөлшектердің зарядының мәнінің Z оның радиусына r қатынасымен өрнектеледі: I = Z/r . Қарапайым қышқылдармен негіздердің күштерін өзгеруін олардың иондану әлеуетінің мәндеріне сай шығаруға болады. Мысалы , катион- қышқылдардың күші ион заряды артқан сайын күшейе түседі : Na +, Mg+ , AI+. Сол сияқты анион –негіздерінің күштері де заряд шамасы ұлғайған сайын артады: F-,S2-,N3-. Күрделі аниондар үшінде осы ұстаным сақталады , айталық NO3- ,CO3 2- ,PO4 3- бағытында негіздердің күші молая түседі. Егер катион мен аниондардың зарияттары бірдей болыр келсе , онда олардың радиустарының өзгеру бағытына сай күштерінің артып не кемитіні сөзсіз.Жоғарыдағы формулаға сәйкес иондардың радиусы кішірейген сайын қышқылдардың да негіздердің де күші арта бастайды: K+,Na+,Li+ және I-,Br-,CI-,F-.

3* 17. Лигандтар өрісінде d-деңгейшесінің жіктелуін қолданылуын көрсетіңіз

Кешенді қосылыстардың түзілуі мен қасиеттерін түсіндіретін үш теория бар: олар валенттік байланыс теориясы,кристалдық өріс теориясы, молекулалық орбиталдар теориясы.

Алғашқы квантмеханикалық тұрғыдан зерттейтін валенттік байланыс теориясы бойынша кешентүзуші орталық атом мен лиганд өзаара донорлы-акцепторлы жолмен байланысады. Көбіне кешентүзуші байланыс түзуге өзінің бос орбитальдарын пайдаланалады, ал лиганд болса жұмсалмаған электрон жұбын, яғни қос электрон жұбын, яғни қос электронды дайын орбиталын қолданады. Бұл жағдайда кешкнтүзуші атом не ион – акцептор, ал лигандтар - донор функциясын атқарады.

Сутек катионы мен аммиак молекулаларының арасындағы түзілетін гибридті байланысты ұшықтар арқылы бейнелесе:

NH₃ + H⁺ NH₄⁺

Химиялық байланыстың гибридті орбитальдары 1

Енді d-орбитальдары қатынасатын гибртдті байланыс түзетін Co³⁺ ионы мен аммиактың кешенді қосылыс түзіуін қарастырайық:

Co³⁺ + 6NH₃ [Co(NH₃)₆]³⁺

Кобальт катионының валентік электрондарының конфигурациясы мен квант ұяшықтарда орналасуы мынадай:

Co³⁺ 3d⁶ 4S² 4P⁰ 2

Кобальт ионының 4 бос орбитальды 6 лиганд молекуласымен байланысу үшін гибриттеуге мәжбүр, яғни үшін гибриттеуге мәжбүр, яғни 3d орбитальдағы жалқы электрондар өзараа жұптасып, тағы 2 донорлы-акцепторлы байланыс түзіуге мүмкіндік береді: 3 ( - белгісі ионның қозған күйде екенін білдіреді)

Кобальт ионның d² sp³ бос гибритдті орбитальдарымен 6 аммиак молекуласының құрамындағы азот атомдарының екі электронды орбитальдары жұбтасқанда кешенді катион түзіледі. Оның кеңістіктегі пішіні октаэдрге айналады.

Валенттік байланыс теориясының тараптарына сай түзілетін кешенді иондардың координациялық құрлысымен кеңістіктегі пішінін орталық атом мен лиганттар өзара донорлы акцепторлы байланысқанда пайданылатын орбитальдардың типтеріне сәйкес анықтауға болады. Егер кешентүзуші кординациялық байланыс түзуге Sp гибритті 2 орбиталін қолданса сызықтық, Sр² гибридті 3 орбиталін қолданса жазық үшбұрышты, Sp³ гибридті 4 орбиталі жұмсалса тетраэдрлік, ал dsp² гибридті 4 орбиталь болса шаршы, dsp³ гибридті 5 орбиталінен үшбүрышты бипирамида, d²sp³ гибридті 6 орбитальдан октаэдр пішінді кешендер түзіледі.

Валенттік байланыс теориясы кеншенді қосылыстардың түзілу механизімі мен кеңістіктік пішінін анықтауымен шектелмейді, ол магриттік қасиеттерін де анықтап бере алады. Мысалы, қарастырылған кобальттың аммин кешенді катионның байланысқа түскен орбитальдары түгелдей қос электронды конфигурацияға ие болатындықтан оның жалқы электрондары жоқ, демек ол диамагнитті. Егер осыған сырттай ұқсас фторкешенді алсақ ол парамагнитті болып шығады. Мұндай ерекшелікті түсіну үшін [CoF₆]^3- анионының түзілуін қарастырсақ. Тәжирбелік деректерден фотокешендегі Co³⁺ ионының 3d орбитальдары қалыпты күйін сақтап өзгеріссіз қалады. Тағыда 2 донорлы акцепторлы байланыс түзу үшін кобальт ионы сыртқы қабаттағы бос тұрған 4d деңгейшесіндегі 2 орбитальды пайдаланады. Сөйтіп кешенді анионның кеңістіктегі пішіні Sp³ d² гибридке сәйкес октаэдрлік типке жатады.

Енді осы мысалға алынған 2 кешен түзетін иондардың бірінен бірінің айырмашылығының мәнін түсіндірсек. Аммин кешенде кобальт катионы байланыс түзуге ішкі d-орбитальды, ал фторкешенде сырытқы d-орбитальды қолданылады. Мұндай кешентүзушінің сырытқы d-орбитальдарының қатысуымен түзілетіндері деп жіктеледі. Ішкі орбитальды кешендер түзілгенінде жалқы электондардың саны аз болғандықтан оларды деп атайды. Сыртқы орбитальды кешендердегі жалқы электрондар саны көп болса, оларды деп саралайды. Ішкі және сырытқы орбитальді кешендердің бұлайша екіге бөлінуі олардың құрамына кіретін лигандтар табиғатына тәуелді

3* 18. Тотығу-тотықсыздану реакциялары, оларды теңестіру тәсілдерін нақты мысалдарға қолданыңыз

Химиялық реакцияға қатысқан заттардың атомдарының тотығу дәрежесі өзгерсе, оны тотығу – тотықсыздану үдерісі деп қарау керек. Мысалы,

0 0 II+ I-

Mg+ Cl =MgCl₂

Тотығу дәрежесін көбіне рим цифрларымен көрсетеді. Бірақ, онымен қоса араб сандары да кеңінен қолданылады.

Әрбір тотығу – тотықсыздану реакциясында екі бірдей үдеріс қатар жүреді: бірі – тотығу, екіншісі – тотықсыздану. Тотығу – электрон беру үдерісі, яғни реакция нәтижесінде атом не ионның электрон бұлтының тығыздығы кеміп, тотығу дәрежесі жоғарылайды. Жоғарыдағы мысалда магний атомы тотығып тұр, өйткені

Mg - 2e = Mg²⁺

Тотықсыздану – электрон қосып алу үдерісі, яғни химиялық әрекеттесу кезінде атом не ионның электрон бұлтының тығыздығы артып, оң тотығу дәрежесінің төмендеуі ( теріс тотығу дәрежесінің жоғарылуы). Магний атомынан бөлінген қос электронды хлордың екі атомы қосып алуы- оның тотықсыздануы:

2Cl + 2e = 2Cl^-

Тотығу үдерісін жүргізіп, одан бөлінген электронды қабылдаушы хлор атомы Cl тотықтырғыш деп аталады, өйткені ол магний атомын тотықтырады. Керісінше, тотықсыздану үдерісін жүргізіп, өзінен электрон беріп тұрған магний Mg тотықсыздандырғыш, өйткені ол Cl атомын тотықсыздандырып тұр.

Көп жағдайда тотығу – тотықсыздану реакцияларын қарапайым электрон ауысу үдерісі ретінде қарау шындыққа сай келмейді, ол тек реакция теңдеуін жазуды жеңілдетеді. Айталық, оттектің мырышты тотықтыруы:

.0 II+ II-

Zn + 1/20₂ = ZnO

Реакция теңдеуіне қарап мырыш атомы оттекке 2 еˉ берді деп ойлауға болмайды, өйткені олардың эксперимент жүзінде анықталған эффективті зарядтарының шамасы Zn⁺¹, ¹⁶, O^-1,16 тотығу дәрежелерінен екі еседей төмен екендігін көрсетеді.

Тотығу – тотықсыздану теориясының осы күнгі ұстанымен орыс ғалымдары Л. О. Писаржевский, Я. И. Михайленко т.б. қалыптастырады. Тотығу мен тотықсыздану – бір үдерістің екі жағы, бірінсіз – бірі жүре алмайды. Бір атомның электрон бұлтының тығыздығы кеміп оң тотығу дәрежесі жоғарыласа, екіншісінің электрон бұлтының тығыздығы соншама артып оң тотығу дәрежесінің төмендеуі ( не теріс тотығу дәрежесінің жоғарылауы) шарт.

Тотығу – тотықсыздану реакцияларын дұрыс жазып, дәл теңестіре білу үшін үдеріске қатысқан атом, ион не молекулалардағы ауысқан электрон санын анықтап алу қажет. Анығырақ айтқанда реакцияға қатысқан заттардағы атомдардың тотығу дәрежесінің өзгеруіне сай тотықтырғыш пен тотықсыздандырғышпен тауып, олардың біріне – бірінің қанша электрон беріп не алғанын ажыратып алу шарт. Оны табу үшін Д. И. Менделеевтің периодтық заңын басшылыққа ала отырып, атомдар мен молекулалардың құрылысына орай, әр атомның иондану әлеуетін, электрон тартқыштығын немесе электртерістігінің өзгеру заңдылығын дәл білу қажет.

Тотығу – тотықсыздану реакцияларын теңестірудің екі тәсілі бар электрондық баланс және ионды – электрондық баланс тәсілдер. Екі тәсілдің де негізі бірдей: ол – тотығу – тотықсыздану үдерісінде тотықсыздандырғыш берген электрондардың тотықтырғыш қосып алған электрондар санына тең болу шарты. Ең әуелі электрондық баланс тәсілі бойынша мынадай қарапайым реакцияны теңестіріп көрейік:

0 0 +III -II

А + О₂ → А₂ О₃

Әр атомның үстіне жазылған тотығу дәрежесі бойынша тотықтырғыш пен тотықсыздандырғышты тауып, тотығу және тотықсыздану үдерістерін жеке – жеке жазады: тотықсыздандырғыш А1 – 3е = А1³⁺ тотығу үдерісі тотықтырғыш О₂ + 4е = 20^2- тотықсыздану үдерісі.

Тотықсыздандырғыш берген және тотықтырғыш алған электрондарды балансқа келтіру үшін олардың теңестіру коэффициентін табады.теңестіру коэффициентін табу екі санның, мысалы, 3 пен 4 – тің ең кіші ортақ еселігін анықтаудан басталады. Әдетте, оны табу үшін екі санды өзара көбейтіп алады 3х4 = 12,содан соң көбейтіндіні анықтайды. Іс жүзінде тотықсыздандырғыш берген электрон санын тотықтырғыштың коэффициенті, тотықтырғыш алған электрон санын тотықсыздандырғыштың коэффициенті етіп, айқастырып қоя салады. Егер олар өзара еселеніп келсе, бірдей санға бөліп қысқартып немесе қажет болса еселеп қөбейтіп жаза береді. Тотығу – тотықсыздану реакцияларын дұрыс жазып , дәл теңестіре білу үшін үдеріске қатысқан атом , ион не молекуладағы ауысқан электрон санын анықтап алу қажет. Анығырақ айтқанда реакцияға қатысқан заттардың атомдардың тотығу дәрежесінің өзгеруіне сай тотықтырғышпен тотықсыздандырғыш тауып, олардың біріне - бірінің қанша электрон беріп не алғанын ажыратып алу шарт. Оны табу үшін Д.И.Менделеевтің периодтық заңын басшылыққа ала отырып , атомдар мен молекулалардың құрылысына орай , әр атомның иондану әлеуетін ,электрон тартқыштығын немесе электртерістігінің өзгеру заңдылығын дәл білу қажет.

Ең әуелі электрондық баланс бойынша мынадай қарапайым реакция теңестіреміз: ○ ○ +III +II

А+О2 A2O3

Әр атомның үстіне жазылған тотығу дәрежесі бойынша тотықтырғыш пен тотықсыздандырғышты тауып, тотығу және тотықсыздану үдерісін жеке жеке жазады

Тотықтырғыш А1- 3е=А 3+ тотығу үдерісі

Тотықтырғыш О2+4е=2О 2- тотықсыздану үдерісі

Тотықсыздандырғыш берген және тотықтырғыш алған электрондарды балансқа келтіру үшін оларды теңестіру коэффициентін табады. Теңестіру коэффициентін табу екі санның ,мысалы, 3 пен 4-тің ең кіші ортақ еселігін анықтаудан басталады. Әдетті , оны табу үшін екі санды өзара көбейтіп алады 3*4=12 , содан соң көбейтіндіні әрбір атомның алған не берген электрон санына бөліп коэффициентті анықтайды. Іс жүзінде тотықсыздандырғыш берген электрон санын тотықтырғыштың коэффициенті , тотықтырғыш алған электрон санын тотықсыздандырғыштың коэффициенті етіп, айқастырып қоя

салады. Егер олар өзара еселеніп келсе, бірдей санға бөліп қысқартып немесе қажет болса еселеп көбейтіп жаза береді.

Енді реакцияға қатысқан заттардың тиісті коэффициенттерін алдына қойып жазып, шыққан заттардың атомдарының санын санап теңестіреді:

-12e +12e

4AI +3O2=2AI2O3

Бұдан 4 АI берген 12 электронды қосып 3О2 қосып алатындығы анық көрініп тұр.

Күрделі химиялық реакцияны мысалға алып теңестірейік : калий перманганаты қышқыл ортада күкіртсутекпен әрекеттескенде , бос күкірт бөлініп ақшыл тұнба түсіп, бастапқы КМnO4 –ке тән қызғылт – күлгін лезде жойылып түссізденеді, бұл Мn2+ қосылыстарының шығуына дәлел.

-II +VII 0 +II

H2S+KMnO4+H2SO4S+MnSO4+K2SO4+H2O

Реакцияға қатысқан және шыққан заттар ішіндегі тотығу дәрежесі өзгерген атомдар ғана белгілеп жазу орынды.Алдымен коэффициенттерді табады:

S2-2e=S 5

Mn7+ + 5e = Mn 2+ 2

Анықталған коэффициенті бойынша тотығу – тотықсыздану реакциясына қатысқан атомдардың санын теңестіріп алады:

5H2S+2KMnO4+H2SO45S+2MnSO4+K2SO4+H2O

Реакция қатысқан, алайда тотығу дәрежесі өзгермеген атомдары бар заттардың коэффициентін осы белгілі болған коэффициенттер арқылы шығарып алады. Реакция жүретін орта күкірт қышқылы,ол жеткілікті мөлшерде алынған , сондықтан қажетті жеріне барып қосыла алады. Мәселен , теңдіктің сол жағындағы H2SO4 алдындағы коэффициент 1 тең ,ал реакция өнімдерінен 3SO4 2- қажет екендігі көрініп тұр, оны бастапқы қышқыл молекулалары береді. Сондықтан 3 деген коэффициенті H2SO4 алдына қояды. Әлі есепке алынбаған сутек атомдары бар , реакцияға кіріскен 16 Н –қа сай 8 Н2О

шығады. Оған қажет 8 оттек атомдары 2 KMnO4 молекуласынан алынады:

5H2S+2KMnO4+3H2SO45S+2MnSO4+K2SO4+8H2O.

3* 19. Термодинамиканың бірінші бастамасын бейорганикалық химияда қолдану мүмкіндіктерін көрсетіңіз

Ішкі энергия- берілгенжүйенің толық энергисы,яғни энергия мөлшеріни заттың бір моліне жатқызады және олДж,кДж немесе кал,ккал бойынша анықталады.Снымен жүенің толық энергиясы үш санның қосындысына тең:

Жүйенің ішікі энергиясы өз кезегінде бірнеше құрамдарды біріктіреді.Ішкі энергия – бұл осы жүйеге кіретін барлық бөлшектердің өзара әрекетесуі және қозғалысы.Ішкі энергия молекулааралық энергия жүйесін құрайтын бөлшектердің алға жүрүші,айналмалы және тербелмелі қозғалысының кинетикалық энергиясының қосындысы. Ішкі энергия ядроның ядромен, электронның электронмен,ядроның электронмен әрекеттесуінің потенциалдық энергиясы,ядролық энергия,ядроның тебілуіне сай энергия.Сонымен бөлшектердің өзара тартылысу және тебілісу энергиясы,ішкі молекулярлық немесе атомдар арасындағы әрекеттесу энергиясы,сонымен қатар, ішкі ядролық процестер энергиясының барлықтары ішкі энергияға жатады.Жүйенің энергиясыз күйге әкелуге мүмкіншілік болмағандықтан,заттардың ішкі энергиясының абсолюттік мәні белгісіз. Ішкі энергия жүйе күйінің функциясы болып табылады,яғни оның өзгерісі жүенің бастапқы және соңғы күйімен анықталады және процестің жүру жолына тәуелді емес. Ішкі нергияның,жұлудың, жұмыстың өзара байланыстылығы термодинамиканың бірінші заңымен-энергияның сақталу және өзгеру заңымен анықталады:Клаузиус тұжырымы әлем энергиясы тұрақты, Энергия өзінен өзі пайда болмайды және жоғалмайды,ол тек бір түрден екінші бір түрге ауысады.термодинамиканың бірінші заңы былай аталады:кез келген процесте жүйенің сіңірген жылуы жүйенің іішкі энергиясының өзгеруіне және белгілі жұмыс жасауға жұмсалады.Термодинамикада реакцияның жылу эффектінің бұрынғы мектепте берілген таңбаға қарама-қарсы етіп алынады.Оның себебі термодинамикада жылу эффектілерінің бәрі бір жүйе тұрғысынан қаралады.Реакция нәтижесінде жылу жүеден сыртқа шығып жатқанда,жүйенің жылуы кері кемиді,сол себептен теріс таңбалы етіп алынады.Ал,керісінше жылу сырттан жүйеге сіңіріліп жатса,оның энергиясы артатындықтан жылу эффектісінің тваңбасы оң етіп алынады. Болғандықтан,энтальпияны жүйенің ұлғаю энергиясы немесе P,T=const жағдайдағы ішкі және сыртқы энергияларының қомындысы деп қарастыруға болады.Әдетте энтальпияның өзгеруін заттың моліне қатынасты қарастырады және Дж/моль немесе кал/мольөлшем бірліктерімен белгілейді, 1кал=4,187Дж.

3* 20 Электролиттер және бейэлектролиттерге арналған Рауль заңын бейорганикалық химияда қолданылуын көрсетіңіз

Еріген және балқыған күйінде электр өткізетін заттар электролиттер,ал еріген және балқыған күйінде электр өткізбейтін заттар бейэлектролиттер деп аталады. Электролиттерге тұздар, қышқылдар және негіздер,ал бейэлектролиттерге көптеген органикалық заттар мысалы, эфирлер, спирттер, қант, глюкоза және т.б жатады. Қышқылдар, негіздер, тұздар электролит ерітінділерін зерттеуде алынған тәжірибелер Ван-Гофф, Рауль заңдары бойынша теориялық есепке қарағанда біршама артық болады. Электролит ерітінділердің тағы бір ерекшелігі олар электр тоғын өтізуі. Құрғақ тұздар, қышқылдар, негіздер қатты күйінде және таза судың тоқ өткізбейтіні белгілі. Тоқ өткізу қасиеттеріне байланысты ерітінділер электролиттер , электролит еместердеп ажыратады. Электролит ерітінділерінің Ван-Гофф, Рауль заңдарына бағынбайтындығын мына мысалдан көруге болады: 1 г/моль NaCl-ді 1000г суда ерітсе теориялық есеппен қату температурасының төмендеуі 1,860 тең болуы қажет,бірақ тәжірибе бойынша 3,360 тең болады (2есе артық). Көп жағдайда Ван-Гофф, Рауль заңдарын қолдану үшін изотондық коэффицент і-коэффиценті қолданылады.Сонда электролит ерітінділеріне Ван-Гофф, Рауль заңдарын қолдану үшін мына математикалық теңдеулерді алды. Осмос қысымы: P=icRT бу қысымы: қайнау,қату температуралары ∆t_қайнау =іmЕ; ∆t_қату =іmК; Изотондық коэффициент электроит ерітінділердің тәжірибе арқылы табылған. Кез келген электролит ерітіндідегі тәжірибе жолымен бу қысымының төмендеуін,қайнау температурасының жоғарылауын не қату температурасының төмендеуін тауып,изотондық изотондық коэффициеттің мағынасын есептейді.Электролиттік диссоциация теориясы.Полярлы еріткішпен әрекеттесудің негізінде еріген заттың толық немесе жартылай иондарға ыдырауын электролиттік диссоциация деп атайды.