Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Химия дегеніміз заттардың бір-біріне айналып, өзгеруін зерттейтін ғылым. Химия заттардың құрамын, құрылысын, қасиеттерін, химиялық өзгерістерін, өзгеріс жағдайын әрі өзгерістермен қатар болатын құбылыстарды зерттейтін ғылым. Химия ғылымының негізін қалайтын ілім: “Атом-молекулалық ілім” немесе “Атом-молекулалық теория”. Бұл теорияның негізін қалаған М.В. Ломоносов, ал оны толықтырып, тұжырымдаған Дальтон.
Атом-молекулалық теорияның негізгі қағидалары:
1. Заттар молекулалардан тұрады. Әр түрлі заттардың молекулаларының химиялық құрамы, физикалық және химиялық қасиеттері әр түрлі болады.
2. Молекулалар әрқашан да қозғалыста болады. Олар бір-біріне тартылады және бір-бірінен тебіледі. Молекулалардың қозғалыс жылдамдығы заттардың агрегаттық күйіне тәуелді.
3. Физикалық құбылыс болғанда, молекулалардың құрамы өзгермейді, ал химиялық құбылыстарда молекулалар сапалық жағынан да өзгереді, олардан басқа молекулалар түзіледі.
4. Молекулалар атомдардан тұрады. Атомдардың өзіндік өлшемі, массасы болады. Бір элементтің атомдарының қасиеттері бірдей, ал басқа элементтің атомдарының қасиеттері өзгеше болады. Химиялық реакция жүрген кезде, молекулалар өзгереді, ал атомдар өзгермейді.
Атом дегеніміз жай және күрделі заттардың молекулаларының құрамына кіретін химиялық элементтердің ең кіші бөлшегі.
Атомдар бір-бірімен әрекеттескенде молекулалар түзіледі.
Молекула дегеніміз заттың химиялық қасиетін сақтайтын ең кішкене бөлшегі. Молекулалар әр түрлі атомдардан және тек бірдей атомдардан тұра алады. Егер зат бір түрлі атомдардан тұрса, оны жай зат дейді. Ал егер зат әртүрлі атомдардан тұрса, оны күрделі зат дейді. Мысалы, Сl2 жай зат, H2SO4 күрделі зат.
Химиялық элемент дегеніміз ядроларының заряды бірдей болатын атомдардың жинағы. Мысалы, оттегі элемент. О атом, оны заряды 8.
Әрбір элементтің символы болады (Cu мыс, Н сутегі, О оттегі). Бұл элементтердің символдары.
Заттардың құрамын химиялық формуламен белгілейді. Химиялық формула жазу үшін заттың құрамына кіретін элементтердің символдарын жазып, элемент атомдарыны сандарын кҰрсетедҢ: Na2O, CaO, H2SO4, NaOH. Атом санын элементтің оң жағының төменгі тұсына жазады, оны индекс дейді. Атом біреу болса, индекс жазылмайды. Атом сандарын көрсетіп жазған формуланы заттың шынайы немесе молекулалық формуласы дейді, ал атом санын көрсетпесе, эмпирикалық немесе қарапайым формуласы дейді.
Ал егер элементтер арасындағы байланыстарды сызықтармен көрсетсе, графикалық немесе структуралық формула түзіледі
Н - O - H Ca = O
H _ O O
S Na _ O _ H
H _ O O
Кейбір элементтерден әр түрлі жай заттар түзіледі. Олардың осындай қабілетін аллотропия дейді. Мысалы, О3 озон, О2 оттегі, демек озон оттегінің аллотропиялық тр өзгерісі.
Валенттілік. Заттардың молекулалары оларды құрастыратын элементтердің валенттілігіне сәйкес құрылады. Валенттілік дегеніміз элемент атомының химиялық байланыс түзу қабілеті. Екі элементтің арасында түзілетін химиялық байланыстың саны осы элементтің валенттілігі болып табылады. Мысалы, сутек атомы әрқашан да бір байланыс түзе алады. Ол бір валентті. Сондықтан мынадай қосылыстарда: NH3 азот 3 валентті, H2S күкірт 2 валентті. Кейбір элементтер сутекпен қосылыс түзе алмайды, сондықтан оның валенттілігін оттекпен түзген қосылысы бойынша анықтайды. Оттек атомы әрқашан да екі байланыс түзеді. Ол әрқашан да 2 валентті. Сонда: Na2О, CaO, SіO2, В2О3 деген қосылыстарда натрий 1 валентті, кальций 2 валентті, бор 3 валенттҢ, кремний 4 валентті.
Химиялық формулалар күрделі заттардың құрамын көрсетеді. Химиялық формуладан заттың аталуын, оның бір молекуласын, молекуланы қандай атомдар құрайтынын, әр элементтің қанша атомдары құрайтынын, молекуланың молярлық массасын және әрбір элементтің қандай масса мөлшерінде қосылатынын білуге болады. Мысалы, Н3РО4 формуласы бұл зат фосфор қышқылы екенін, оны бір молекуласын, құрамы сутек, фосфор, оттектен және осы элементтердің атомдарының санын, M(Н3РО4) = 98 г/моль екенін көрсетеді.
Химиялық теңдеулер. Химиялық реакцияларды химиялық теңдеулер арқылы көрсетеді. Теңдеудің сол жағына реакцияға кірісетін заттардың таңбалары мен формулалары, ал оң жағына реакция нәтижесінде түзілетін заттардың таңбалары мен формулалары жазылады. Теңдеудің сол жағы мен оң жағындағы әр элементтің атом сандары тиісті коэффициенттер қойылу арқылы теңестірілуі керек.
Салыстырмалы атомдық масса. “Табиғи изотоптық құрамы бар элемент атомының орташа массасының 12С көміртегі атомының 1/12 массасына қатынасын химиялық элементтің салыстырмалы атомдық массасы (Аr) деп атайды”. Мысалы, Аr(H), Ar(O), (r-relatіve - салыстырмалы).
Cалыстырмалы молекулалық масса. “Табиғи изотоптық құрамы бар элемент молекуласының орташа массасының 12С көміртегі атомының 1/12 массасына қатынасын заттың салыстырмалы молекулалық массасы (Mr) деп атайды. Cалыстырмалы атомдық массаның және салыстырмалы молекулалық массаның өлшем бірлігі жоқ.
Моль - бұл 0,012 кг көміртегі 12С изотопында болатын атомдар санына тең құрылымдық бірліктер (молекулалар, атомдар, иондар, электрондар немесе басқалары) болатын заттың мөлшері.
Зат массасының зат мөлшеріне қатынасындай шаманы молярлық масса дейді.
, сонда , г/моль
- зат массасы, г, кг
- зат мөлшері, моль
Химиялық эквивалент. Элементтің химиялық эквиваленті (Э) дегеніміз сутегі атомдарының 1 молімен қосылатын немесе осы мөлшерін қосылыстан ығыстыратын мөлшері, өлшем бірлігі моль.
Эквиваленттің молярлық массасы дегеніміз заттың 1 эквивалентінің г/мольмен алынған массасы М(Э), өлшем бірлігі г/моль.
Қосылыстың эквиваленті дегеніміз оның сутектің 1 эквивалентімен немесе басқа заттың 1 эквивалентімен әрекеттесетін мөлшері. Қалыпты жағдайда газдың 1 эквивалентінің алатын көлемін эквиваленттік көлем дейді.
Эквиваленттік фактор (fэкв) қышқылдық-негіздік реакцияларда сутегінің 1 ионымен қрекеттесетҢн, ал тотығу-тотықсыздану реакцияларында 1 электронды беретҢн немесе осып алатын заттың бөлігін көрсететін сан: fэкв (X) = 1/n
n - сутегі атомдарыны немесе электрондарды саны.
2.Экв масса анықтау жолдары
Зат массасының және энергияның сақталу заңы. Энергия мен массаның байланысы. 1758 жылы М.В. Ломоносов табиғаттың негізгі заңын шығарды. Бұл зат массасының сақталу заңы: “Химиялық реакцияға қатысатын заттардың массасы реакция нәтижесінде түзілетін заттардың массасына тең болады”.
Эйнштейн теңдеуі. Масса мен энергия былайша байланысады: Е=mс2, бұл формулада: Е энергия, m масса, с - жарық жылдамдығы
Заттың құрам тұрақтылық заңы. Бұл заңды ашқан Пруст (1808 жыл). Заны оылуы: “Кез келген таза заттың құрамы және қасиеттері әрқашанда тұрақты болады. Олар алыну әдісіне тәуелсіз.”
Еселі қатынас заңы. БҒл зады ашан Дальтон (1803 ж.). Заны оылуы: “Егер екі элемент өзара бірнеше химиялық қосылыстар түзе алатын болса, әр түрлі қосылыстағы элементтердің массаларының ара қатынасы бүтін сандарға тең болады”.
Эквиваленттер заңы. “Бір-бірімен әрекеттесетін заттардың массалары (көлемдері) олардың эквиваленттік массаларына, (көлемдеріне) тура пропорционал”.
Эквиваленттер заңының математикалық өрнегі:
немесе
Эквиваленттің өлшемі моль, эквиваленттік массаның өлшем бірлігі г/моль.
Күрделі заттардың эквиваленттік массасын есептеу жолдары:
Оксид үшін:
Қышқыл үшін:
М(Эышыл),
Гидроксид үшін:
,
Түздар үшін:
М(ЭтҒз)
Авогадро заңы. “Бірдей жағдайда (температурада және қысымда) әртүрлі газдардың тең көлемдеріндегі молекулалар сандары бірдей болады”. Бұл сан NA= 6,021023 Авогадро саны деп аталады.
Авогадро заңынан шығатын салдар:
“Кез келген газдың 1 молі қалыпты жағдайда 22,4 л -ге тең көлем алады (қ.ж. 00 С, 101,325 кПа)”. Бұл көлем газдың молярлық көлемі деп аталады.
Көлем қатынас заңы (Гей-Люссак). “Бірдей жағдайда (t және p) реакцияға қатысатын газдардың көлемдерінің бір-біріне қатынасы жай бүтін сандардың қатынасындай болады”
VA : VB = a : b
Бойль-Мариотт заңы.
“Тұрақты температурада берілген газдың көлемі оның қысымына
кері пропорционал: РV = const”,
, T = const
Гей-Люссак заңы.
“Тұрақты қысымда газдың көлемінің өзгеруі температураға тура пропорционал: Р = const; V/T = const” немесе:
Бойль-Мариотт пен Гей-Люссактың біріккен заңы:
Клайперон-Менделеев теңдеуі. Егер Бойль-Мариотт пен Гей-Люссактың заңын газдың 1 моліне қолданса, ол қалыпты жағдайда 22,4 л көлем алады, сонда теңдеу былай өзгереді: PV = RT, ал егер n моль болса:
, сонда PV = nRT немесе -
бұл Клайперон-Менделеев теңдеуі.
Парциалдық қысымдардың заңы. Егер газдар қоспасының алып тұрған көлемін, сол газдардың біреуі ғана алса, осы газдың қысымы оның парциалдық қысымы деп аталады.
“Бір-бірімен әрекеттеспейтін газдардың қоспасының қысымы осы газдардың парциалдық қысымдарының қосындысына тең”. Бүл Дальтон заңы су буының қысымын ескеру үшін қолданылады.
Эквиваленттік массаны тура жолмен анықтау
Таза магнийді күйдіргенде, оксид түзіледі. Мысал үшін 0,253 г Мg күйдірсе, 0,420 г оксид түзіледі
0,253 г Мg 0,420 г MgO
2Мg + О2 = 2MgO
Оксид түзілу үшін жұмсалған оттектің массасын табамыз:
(0,420 - 0,253) = 0,167 г
Отектің эквиваленттік массасы 8 г/моль. Эквиваленттер заңы бойынша:
Cонда:
Формула бойынша:
Аналитикалық әдіс:
Эквиваленті белгісіз заттың эквиваленті белгілі затпен түзілген қосылысына анализ жасаймыз, содан кейін эквиваленттер заңы бойынша есептейміз.
Мысал: күміс хлоридін алып, хлор мен күміске анализ жасаймыз. Сонда осылыста 75,26 % күміс, 24,74% хлор бар екенҢн кҰремҢз. Күмістің эквиваленттік массасы 107,88 г/моль-ге тең екендігі белгілі. Сонда:
Сутегін ығыстыру әдісі:
Сутекті судан, қышқылдан ығыстыра алатын металдардың эквивалентінің массасын эксперимент арқылы табады.
Мысал: Темір мен күкірт қышқылы әрекеттескенде бөлінетін сутегінің көлемін өлшейді.
0,0936 г Ғе - 37,3 мл сутегі
х г Ғе - 11200 мл сутегҢ
х = 0,0936 . 11200 / 37,3 = 27,9 г/моль - темірдің эквиваленттік массасы.
Ескерту: Сутегінің көлемі V(Н2) = 37,3 мл қалыпты жағдайда алынған.
Электр химиялық әдіс.
Тұз ерітіндісінің электролизін жүргізеді. Электродта түзілген заттың массасын өлшейді. Фарадей заңы бойынша:
- ток күші, А
( - уақыт, с
96500 кулон - 96 500 Кл Фарадей саны 1Ф электрондарды 1 молҢнҢ заряды.
Д.И.Менделеев ашқан периодтық заң және периодтық жйе атом құрылысының күрделі екенін болжады. Осыдан кейін атом ұрылысының күрделі екенін дәлелдейтін көп жаңалықтар ашылды.
Катод сәулелерінің ашылуы
1879 жылы ағылшын ғалымы Крукс мынадай тәжірибе жасады. Шыны баллонның ішіндегі ауаны азайтып, оның екі жақ шетіне электрод орнатты. Содан кейін электродтар арқылы ток өткізді. Сол кезде катод пластинкасынан көзге көрінбейтін сәулелер шыға бастады. Олар көзге көрінбегенімен, жолда тұрған қағаз қиқымдарын өзімен ілестіре әкеткен және шыныны қыздырып сәулелендірген. Осы сәулелер “катод сәулелері” деп аталған. Шыныны қыздырғаны бұл сәулелердің энергиясы бар екенін, ал қағазды ілестіргені олардың массасы бар екендігін көрсетеді. Ал енді осы сәулелерді магнит өрісіне қойса, олар оң зарядты полюске ұмтылады, сондықтан бұлардың теріс зарядты екені көрініп тұр.
1897 жылы ағылшын ғалымы Дж. Томсон катод сәулелерін атомның ең кіші теріс зарядты бөлшегі деп тұжырымдады. Басқа ағылшын ғалымы Стонэй бұл бөлшекті электрон (e) деп атады.
1917 жылы американ ғалымы Милликен электрон зарядын өлшеді. Ол 4,8 . 10-10 электростатикалық бірлікке тең, осыдан кейін электрон массасы анықталды: m=9,106.10-28г. Осылай электрон ашылды - бұл жаңалықтар атомның күрделілігін дәлелдеді.
Элементтердің сызықты спектрі. Сутегі атомының спектрі
Егер бір заттың буын өте атты қыздырса және шыққан жарықты призмадан өткізсе, экранға түсті сызықтар түседі. Әр түрлі сызықтар әр түрлі сәулелерге сәйкес келеді, әр түрлі сәулелердің толқын ұзындығы ( және жиілігі ( әр түрлі болады.
Швейцария мұғалімі Бальмер 1885 жылы сутек атомының спектрін зерттеп, олардың сызықтарының толқын ұзындығының мқндерҢ бір заңдылыққа бағынатынын тапты.
Толқын ұзындығымен тербеліс жиілігінің арасында байланыс болады
(=с/(, с - жарық жылдамдығы; с = 3.1018м/с екенін пайдаланып, толқын ұзындығы есептелінді және әрбір сызықтар тобы үшін тербеліс жиілігі табылды:
(= 1,0974 . 107 (1/22 -1/m2 )
Бұл теңдеу электронның бір орбитадан екінші орбитаға ауысқандағы тербеліс жиілігін көрсетеді.
Сызықтардың басқа топтары үшін Лайман, Пашен, Брэкетт формулалары шығарылған.
Рентген сәулелері (1895 жылы ашылды) толқын ұзындығы өте қысқа, электр және магнит өрісінде бағытын өзгертпейді, қағаз, картоннан өтіп кетеді.
РадиоактивтілҢк. 1896 жылы Беккерель ашты, 1898 жылдан бастап, Мария Склодовская-Кюри және Пьер Кюри зерттеді. Уран тұздарынан шығатын ерекше сәуле магнит өрісінде үш түрлі сәулеге бөлінетінін байқап, көп зерттеулер жүргізді. Сәулелердің түрлері;
( - бета-электрондар ағыны, ( - альфа-оң зарядты (гелийдің екі электроннан айрылған ядроларының ағыны), ( - гамма сәулелері (рентген сәулелеріне ұқсас).
Электролиз. ХҚХ асырды 30-шы жылдары М.Фарадей электролиз задарын Ғсынды.
1-шҢ за: Электролиз кезҢнде тзҢлген затты массасы ерҢтҢндҢ арылы Ұткен электрлҢктҢ мҰлшерҢне тура пропорционал.
БҒл за электролиздҢ мқнҢн ашады. Металды ерҢтҢндҢге салан кезде электр химиялы процесс жредҢ электролиттҢ иондары немесе молекулалары металды электрондарымен қрекеттеседҢ, демек затты электр химиялы жолмен тзҢлуҢ осы процестҢ нқтижесҢ болып табылады. Осы тҒжырымнан электродта тзҢлген затты мҰлшерҢ тҢзбек бойынша Ұткен электрондар санына, демек, электрлҢк мҰлшерҢне тура пропорционал болатыны тсҢнҢктҢ болып тҒр. Электролиз Ғбылысынан да металдарды атомдарыны Ғрамында электрондар бар екенҢ, оларды атысуымен электр химиялы реакциялар жретҢнҢ белгҢлҢ болды.
Сәуле шығарудың квантты теориясы.
1900-1905 жылдары Макс Планк және Альберт Эйнштейн квантты теорияны ұсынды: Квантты теория бойынша жарық сәулесіндегі энергияның шығуы үздіксіз ағын түрінде емес, кесімді порция (бөлшек) квант түрінде болады. Бұл бөлшек “фотон” деп аталады. Әр түрлі сәуленің энергиясы әр түрлі. Энергия Планк теңдеуімен өрнектеледі:
Е = һ(,
бұл теңдеуде: Һ - Планк тұрақтысы - пропорционалдық коэффициент, мәні 6,625.10-27эргсек,
Е - квант энергиясы,
( - тербеліс жиілігі.
Кванттық механика
Атом құрылысының азіргі замандағы теориясы кванттық механика. Кванттық механика атомдардың, молекулалардың, кристалдардың ішіндегі микробөлшектердің қозғалысын зерттейді. ХҚХ ғасырдың алғашқы жартысында материалды бөлшектің әрі бөлшек, әрі толқын екені дәлелденген. Жарықтың интерференциясы және дифракциясы зерттеліп, олардың электр магниттік толқындар екені дәлелденді және жарықтың фотон деп аталатын бөлшектердің ағыны екені анықталды. Столетов ашқан фотоэффект құбылысы жарықтың және рентген сәулесінің бөлшектік қасиетін дәлелдеді.
Де Бройль толқыны
1924 жылы француз ғалымы Луи де Бройль микробөлшектің әрі толқын, әрі бөлшек екенін дәлелдеп, формула шығарды:
- толқын ұзындығы, - Планк тұрақтысы, бөлшектің массасы, - жылдамдығы.
Гейзенбергтің анықталмағыштық принципі
Гейзенберг микробөлшектің әрі координатасын, әрі импульсін бір уақытта анықтауға болмайтынын көрсетті. Анықталмағыштықтың математикалық формуласы:
- импульстің шамасының анықталмағыштығы;
- бөлшек координатасының анықталмағыштығы.
Сонымен Бор теориясы бойынша электронның стационар орбитада айналуы бекерге шықты, тек қана электронның ықтималды орнын білуге болады.
Шредингер теңдеуі
Электронның ықтималды орнын Шредингер теңдеуі арқылы табуға болады. 1926 жылы австриялы ғалым Шредингер ұсынған математикалық теңдеу электронның толқындық қасиетін сипаттады. Шредингердің пікірі бойынша, атом жйесҢ жабық жйе, сондықтан электрон қозғалысы тұйық толқынның қозғалысымен бірдей.
|
Егер тұйық толқынның математикалық теңдеуін қарастырсақ, ол жылдамдық пен уақытты қолданбайды. Ал егер тұйық толқынның теңдеуін атом системасына қолданса, ол теңдеу үш өлшемде болады, сондықтан Шредингер. |
бір ғана х-пен шектелмей, теңдеуіне х, у, z-ті қолданды.
сонда
- толқындық функция
- Планк тұрақтысы
- электрон массасы.
Шредингер теңдеуінің шешімі болып табылатын толқындық функция - орбиталь деп аталады.
Орбитальды квант сандары арқылы сипаттауға болады.
n - бас квант саны, орбитальдағы электронның энергиясын және орбитальдың көлемін көрсетеді, күрделі атомдарда электрон орналасқан қабаттың реттік нөмірін көрсетеді. n=1; 2; 3; 4; - бүтін сандар. Квант қабаты K, L, M, N, O, P, Q деп белгіленеді.
l - орбиталь квант саны, электрон бұлтының пішінін сипаттайды l=0, 1, 2, 3... n-1. l- дің бұл мәндеріне s, p, d, f деп белгіленетін орбиталь-дар сәйкес. s - шар тәріздес, p - гантель; d - күрделі гантель;
m - магнит квант саны - бұл сан орбиталды квант санына тәуелді, бір пішіндес орбитальдардың жалпы санын және олардың кеңістікте орналасуын көрсетеді.
m - атом орбитальдарының қай жаққа бейімделіп созылуының бағытын білдіреді, сондықтан (+) немесе (-) белгісі болады. Бұл үш квант саны Шредингер теңдеуінен шықты. Ал кейін спектрдегі сызық өте күшті магнит өрісінде екіге жіктелетіні анықталды. БҒл құбылыс электронның төртінші квант саны s- пен сипатталатын жағдайын көрсетті. ms - спин квант саны. Мәні + 1/2 және -1/2; Электронның осінің айналасындағы қозғалысын сипаттайды. Квант сандары квант қабаттарындағы электрондардың санын және ықтималды орындарын сипаттайды.
Кесте құрайық:
2.1-кесте
|
n |
1(K) |
2 (L) |
|||||||
|
l |
0 |
0 |
1 |
||||||
|
m |
0 |
0 |
0 |
+1 |
-1 |
||||
|
S |
+1/2; -1/2 |
+1/2; -/2 |
+1/2; -1/2 |
+1/2; -/2 |
+1/2; -1/2 |
||||
|
Орбиталь символдары |
1s |
2s |
2pz |
2px |
2py |
||||
|
l-дің мәніне сәйкес элек-трондардың max. саны |
2 |
2 |
6
|
||||||
|
n-нің мәніне сәйкес элек-трондар саны |
2 |
8 |
|||||||
|
n |
3 (M) |
||||||||
|
l |
0 |
1 |
2 |
||||||
|
m |
0 |
0 |
+1 |
-1 |
0 |
+1 |
-1 |
+2 |
-2 |
|
ms |
+1/2 -1/2 |
+1/2 -1/2 |
+1/2 -1/2 |
+1/2 -1/2 |
+1/2 -1/2 |
+1/2 -1/2 |
+1/2 -1/2 |
+1/2 -1/2 |
+1/2 -1/2 |
|
Орбиталь символ-дары |
3s
|
3px |
3py |
3pz |
3dz2 |
3dxz |
3dyz |
3dxу |
3dx2-y2 |
|
l-дің мәніне сәйкес элек-трондар-дың max. саны |
2 |
6 |
10 |
||||||
|
n-нің мәніне сәйкес элек-трондар-дың max. саны |
18 |
Төртінші квант қабатында n=4; l=0,1,2,3. Ал магнит квант санының мәндері: 0; (1; ( 2; (3, демек орбитальдар 4f деп аталады. 4S, 4P, 4d орбитальдарында сәйкесінше 2, 6, 10 электрон, ал 4f орбитальда 14 электрон болады. Сонымен, 4-ші кванттық қабаттағы электрондардың максимал саны 2n2 формуласы бойынша 32-ге тең.
Дәл осылай бесінші, алтыншы, жетінші квант қабаттарындағы электрондардың max саны анықталады. Бірақ жалпы химия деңгейінде 4f деген орбитальдан әрі қарай қарастырылмайды.
Сонымен квант қабаттарындағы электрондар саны 2n2 деген формуламен анықталады.
S- орбитальда электрондардың мүмкін болатын максимал саны 2-ге тең.
Үш Р-орбитальда - 6-ға тең
Бес d - орбитальда - 10-ға тең
4.5.6. Квант қабаттарының электрондармен толтырылуы
Паули принципі
Швейцария физигі Паули 1925 жылы электрондарды орбитальдарға орналастыру жөнінде тиым салу принципін ұсынды
«Атомдағы 2 электронның 4 квант санының төртеуі де бірдей болмайды. Атомдағы әрбір электронның ең кемінде бір квант саны өзгеше болу керекң. Мысал үшін n=1; К- квант қабатын алайық, сонда n=1; l=0 (себебі l=n-1); m=0; ms =+1/2 - бұл 1-ші электронның квант сандары. Ал келесі электрон үшін n=1; l=0; m=0; ms =-1/2.
Паули принципінен шығатын салдар: “Бір орбитальда болатын 2 электронның спиндері қарама қарсы болады”
Бұл электрондарды былай белгілейді - электрон қосағы (орнын -ұяшық) деп атайды.
Хунд ережесі. “Орбитальдар электрондармен толтырылғанда, ең бірінші электрондар жеке-жеке орналасады, содан кейін қосақтармен. Екінші электронның спині бірінші электронның спиніне қарама-қарсы болу керек”.
Мысалы, азот атомы үшін Z = 7; 1s2 2s 2 2p3
2s
-2p орбиталь жеке
1s электрондармен толтырылады.
Орбитальдарды әріптермен белгілеп, электрондар санын көрсетіп жазғанда, элементтің электрондық формуласы шығады. Ұяшықтарын сызып белгілесек, электрондық формуланың графикалық түрі шығады.
Клечковский заңы
Көп электронды атомдардың орбитальдарын электрондармен толтырғанда, ең бірінші энергиясы аз орбитальдар толтырылады. Энергияның өсуіне байланысты, орбитальдар мынадай қатарға орналасады.
1 s <2 s <2 p <3 s <3 p <4 s (3d<4 p <5 s (4d<5 p <6 s (5d(4(<6 p <7 s (6d(5(<7 p
Осы заңдылықты 1926 жылы совет ғалымы В.М.Клечковский тұжырымдады.
Электронның берілген екі жағдайының қайсысында бас және орбиталь квант сандарының қосындысы (n+l) кіші болса, соның энергиясы кіші болады.
Мысалы: 3d және 4s орбиталін қарастырайық:
3d үшін n=3; l=2; n+l = 5
4s үшін n=4; l =0 ; n +l =4
4s орбиталінің энергиясы кіші, сондықтан ол бұрын толтырылады.
2) Егер n мен l-дің қосындысы бірдей болса, энергия бас квант санына тәуелді. Қай орбитальдің n мәні кіші болса, соның энергиясы кіші.
Мысалы: 4s үшін n=4; l=0; n+l=4
3p үшін n=3; l=1; n+l= 4
Қосындысы бірдей, сондықтан 3p - үшін n кіші, 3p бұрын толтырылады.
Периодтық жүйенің құрылымы. 1869 жылы Д.И. Менделеев ашқан периодтық заңның қәзіргі оқылуы: “Жай заттардың қасиеттері және элементтердің қосылыстарының қасиеттері мен түрлері элементтердің атомдарының ядросының зарядына периодты тәуелділікте болады”.
Периодты заңның графиктік кесте түріндегі бейнесі периодтық жйе болып табылады. Периодтық жйе периодтардан және топтардан тұрады. Период дегеніміз “ядро зарядының біртіндеп өсуі және қасиеттерінің белгілі тәртіп бойынша өзгеру ретімен орналасқан элементтер жиынтығы”.
Период нөмірі бас квант санына сәйкес. Периодтар кіші, үлкен деп бөлінеді. І, ІІ, ІІІ периодтар кҢшҢ, ал ІV, V, VІ VІІ периодтар - үлкен.
Топтар. Негізгі және қосымша топтар.
Топ дегеніміз - жоғары оң валенттілігі бірдей элементтердің жиынтығы. Негізгі топша элементтерінің атомдарының соңғы электрондары ең сыртқы қабаттың s немесе p - орбитальінде орналасады. БҒл элементтер s- және p-элементтер деп аталады.
Негізгі топшалар ұзын, оларға барлық периодтың элементтері кіреді. Қосымша топшалар ІV - периодтан басталады. БҒлар d-орбиталі толтырылатын элементтерден тұрады. Ал элементтер d-элементтер деп аталады.
І,ІІ топтардың негізгі топшалары s элементтер. ІІІ, ІV, V, VІ, VІІ, VІІІ топтардың негізгі топшалары p-элементтер. Қосымша топшалар d-элементтер. Ал VІ және VІІ периодтарда 14 элементте f-орбиталь толтырылады, бұлар f-элементтер.
Элементтердің атомдарының әр түрлі қасиеттері олардың электрондық құрылымымен байланысты. Бұл қасиеттер периодтар бойынша белгілі бір заңдылықтарға сәйкес өзгереді. Мысалы, иондану энергиясы. Иондану энергиясы (І) дегеніміз атомнан электронды алу үшін жұмсалатын энергия: Э0 +І = Э++ e-
Өлшем бірлігі кДж/моль немесе эВ/атом. Иондану энергиясы иондану потенциалына тең, тек қана иондану потенциалы вольтпен өлшенеді (B). Көп электронды атомдар үшін иондану энергиясы І1, І2, І3 деп белгіленеді. І1- бірінші электронды алғандағы жұмсалатын энергия, І2-2-ші электронды, І3- 3-ші электронды, ал осы энергияны ҰзгеруҢ мынадай задылыа баынады: І1 < І2 < І3 . Иондану энергиясы неғұрлым үлкен болса, электрон соғұрлым қиын алынады.
І топтың s - элементтерінде І1- мәні аз болады (Lі, Na, K)-электрондарын тез береді, бҒлар өте активті металдар. І2 -бұл элементтер үшін жоғары. Реттік нөмір өскен сайын І1 периодты түрде өзгереді. Мысалы: І1 І топта өте аз болса, VІІІ топта өте үлкен (ядро зарядының өсуіне байланысты).
І топтан VІІІ топқа дейін І1 барлық топтарда ішкі периодтылықпен өседі. Топтан топқа жылжыған сайын І1 бір өсіп, бір азайып отырады, осы құбылысты ішкі периодтылық дейді.
Электрон тартқыштық (E)- атом электрон қосып алғанда бөлінетін энергия. Бүл кезде атом теріс зарядты ионға айналады. Период бойынша солдан оңға қарай электрон тартқыштық кемиді. Топта жоғарыдан төмен қарай электрон тартқыштық азаяды.
Электртерістілік (ЭТ) - электрон тартқыштық пен иондану энергиясының қосындысының жартысына тең: ЭТ = (І + E) / 2 эВ/атом
Химиялық процесс жүрген кезде электрон электртерістігі үлкен элементке қарай ауысады. Химияда салыстырмалы электртерістілік қолданылады. Малликен литийдің электртерістігін 1-ге тең етіп есептеуді ұсынды.
Литий үшін ЭТ = 5,93 осы 1-ге тең. Сонда фтор үшін 21/5,93 = 3,6 ЭТ=3,6
ЭТ солдан оңға қарай өседі F жоғарыдан төмен қарай кемиді
Атомдық және иондық радиустар
Атомдық радиустың абсолюттік шамасы өлшенбейді. Себебі электрон қозғалысы толқын қозғалысы сияқты. Атом радиусы деп теория бойынша есептелінген электрон бұлттарының максималды сыртқы шеңберін алады. Бүл орбиталдық радиус деп те аталады. практика жүзінде бір-бірімен байланысқан атомдардың радиусы қолданылады - бұл эффективті радиус деп аталады. Ал осы атомдар электроннан айырылғанда, иондық радиус болып есептелінеді, периодта атомды және иондық радиустар жалпы солдан оңға қарай кішірейеді. Кіші периодтарда әжептеуір кішірейеді. Ал үлкен периодтарда ішкі орбитальдар толтырылғанда (d - сығылу, f - сығылу құбылысы) аз кішірейеді.
Химиялық байланыс теориясы - химиядағы ең маңызды теориялардың бірі, оның себебі қосылыстардың әр түрлі қасиеттерін түсіндіреді.
Екі бөлшектің электрон бұлттары бүркеліп, системаның толық энергиясы азайғанда болатын екі атомның әрекеттесуін химиялық байланыс дейміз.
1927 жылы Гейтлер және Лондон Н2 молекуласы үшін Шредингер теңдеуін жуық шамамен шешті. Олар сутек атомының электронының 1S түріндегі толқындық функциясын алды. Егер екі атом (а және в) бір-біріне әсер етпейтін қашықтықта болса, екі атомның толқындық функциясы әрбір атомның толқындық функцияларының көбейтіндісі арқылы жазылады.
( = (a(1) (в(2)
( = (и(1) (а(2)
а және в атомдары жақындаған сайын, олар бір-біріне әсер ете бастайды, сонда олардың біреуінің электроны екіншісінің ядросына, ал екіншісінің электроны біріншісінің ядросына тартылады. Ал екі ядро және екі электрон өзара тебістіріледі.
Егер тартылысқан электрондардың спиндері әр түрлі болса атомдар жақындағанда, энергия азаяды (1-қисық) молекуланың энергиясы (mіn) минимумына сәйкес. Ал егер спиндер бір түрлі болса (2-қисық) химиялық байланыс түзілмейді. Сонымен, химиялық байланыс түзілу үшін жйенҢ энергиясы азаю керек.
Химиялық байланыстың негізгі түрлері: иондық, коваленттік, металдық, сутектік.
“Химиялық қасиеттері әр түрлі екі элементтің арасында электр статикалық тартылу арқылы болатын байланысты иондық байланыс дейді”.
Коссель теориясы 1916 ж.
Негізгі қағидалары
1. Сыртқы қабатында 2 немесе 8 электроны бар инертті газдар химиялық жағынан өте инертті, олардың сыртқы электрон қабаты өте тұрақты.
2. Атомдар молекулаға біріккенде, электрон беру немесе қосып алу арқылы сыртқы қабаттарын инертті газдардың сыртқы қабаттарына ұқсатқысы келеді.
3. Әрекеттесуші атомдардың электронын беріп жібергені оң зарядты ион- катионға айналады, ал электрон қосып алғаны - теріс зарядты ион - анионға айналады.
4. Иондық байланыс түзілгенде, бір атомның электрон бұлты екінші атомға толық ауысады. Иондық байланыс негізінде І және VІІ топтың элементтері арасында түзіледі.
-e
Na (Cl
Na (1s22s22р63s1)
Cl (1s22s22р63s23р5
Na+ (2s22 р6) - инертті газдың қабатына ұқсас
Cl- (3s23р6) - бұл да инертті газдың қабатына ұқсас
5. Иондық байланыс түзілу үшін 1-ші атомның иондану энергиясы 2-ші атомның электрон тартқыштығынан аз болу керек.
Иондық байланыстың қасиеттері
1. Бұл қанықпаған байланыс және бағытталмаған байланыс.
Иондық байланыстың қанықпағанын және бағытталмағанын былай түсіндіруге болады. Оң зарядты иондар мен теріс зарядты иондар бір біріне тартылғанда, олардың электр өрісі сфера сияқты болып келеді, олардың зарядтары жан-жақты симметриялы трде орналасқан, сондықтан осындай өріске басқа зарядты иондар жан-жақтан келіп тартыла береді. Бір өріске бірнеше ион сияды (қанықпағандық). Тартылыс күшінен басқа тебіліс күші болады, сондықтан бөлшектер рет-ретімен орналасады, сол себептен иондық байланысты қосылыстар кристалдар болып табылады.
Әрбір оң зарядты ионды бірнеше теріс зарядты иондар қоршай алады, олардың саны координациялық сан деп аталады. Координациялық сан (N) катиондар мен аниондарды радиустарыны араатынасы арқылы анықталады,
Иондық қосылыстарда молекула деген ұғым жоқ, валенттілік деген ұғым жоқ, ионды осылыстарды былай жазуа болады (NaCl)n.
Америкалы ғалым Льюис - 1916 ж. коваленттік байланыс жөнінде теория ұсынды. Льюис теориясының қағидалары Коссель теориясына ұқсас, тек бұл теорияда екі атом әрекеттескенде, электрон қосағы екі атомға ортақ болады.
1-ші әдіс: Ковалентті байланыс алмасу арқылы түзіледі. Әрбір атом бір-бір электроннан береді. 2-ші әдіс - донорлы-акцепторлы - мұндайда 1-шҢ атом 2 электронмен, ал 2-ші атом орбитальмен амтамасыз етедҢ.
“Бір немесе бірнеше электрон қосақтары арқылы түзілетін химиялық байланыс коваленттҢк байланыс деп аталады”.
Н. +. Н ( Н :Н
Льюистің көзқарасы бойынша элементтің валенттілігі электрон жұптарының санына сәйкес. Мысалы: H _ F - 1 коваленттік байланыс, бҒл молекулада фтор 1 валентті, Н _ О _ Н - 2 коваленттік байланыс, бҒл молекулада оттегҢ 2 валентті, NH3 - 3 коваленттік байланыс, бҒл молекулада азот 3- валентті.
Ковалентті байланыстың қасиеттері
1. Коваленттік байланыс қаныққан байланыс, оның себебі электрон жұбы түзілгенде, ол жерде үшінші электрон болмайды.
2. Ковалентті байланыстың полярленуі: әр түрлі химиялық қосылыстар атомның бір түрінен тұрмайды, егер химиялық коваленттік байланысты екі түрлі атом түзсе, электрон қосағының бұлты пішінін өзгертіп, электр терістігі үлкендеу атомға қарай ығысады. Осы Ғбылысты полярлену Ғбылысы дейдҢ.
3. Ковалентті байланыстың бағытталуы.
Ковалентті байланыстың екі атомның электрон бұлттары бүркескенде түзілетінін білеміз. Егер орбитальдардың бүркесу бөлігі байланысушы атомдардың ядроларын жалғастыратын түзу сызықтың бойына орналасса, (-байланыс түзіледі. s _ s, р _ р, s _ d, р _ d _ d. ( - байланыс берік байланыс. Ал егер орбитальдардың бүркесу бөлігі ядроларды жалғастыратын түзудің бойында емес, сол түзудің екі жағына орналасса (-байланыс орын алады.
Валенттік байланыс әдісінің негізгі қағидалары:
1. Коваленттік байланысты спиндері қарама-қарсы болып келетін екі электрон түзеді.
2. Коваленттік байланыс түзілгенде, электрондардың толқындық функциялары бір-бірімен бүркеседі, сондықтан екі атомның арасындағы электрон бұлтының тығыздығы арта түседі. ЖйенҢ энергиясы азаяды.
3. Коваленттік байланыс әрекеттесетін атомдардың электрон бұлттарының көбірек бүркескен жағына қарай бағытталады.
Ван-дер-Ваальс күштері
Молекулалардың бір-біріне тартылысу күштері валенттік күштерден әлсіз. Заттардың қатты және сұйық күйде болатыны осы Ван-дер-Ваальс күштеріне байланысты.
Молекулалардың полярленуі
Егер екі, үш полюсті молекулалар Ван-дер-Ваальс күштері арқылы тартылса, бұл молекулалардың полюстілігі арта түседі; диполь моменті өседі, деформация болады, осы құбылыс молекуланың полярленуі деп аталады.
Лездік және индукцияланған диполь
Егер бір полюссіз молекула мен бір полюсті молекула кездессе, полюсті молекуланың оң полюсі полюссіз молекуланың электрон бұлтын тартады, сөйтіп полюссіз молекула полюстенеді, диполь пайда болады. Осы диполь - индукцияланған диполь.
Ал егер екі полюссіз молекула кездессе, олардың электрон бұлттары мен ядро өрісі бір-біріне әсер етіп лездік диполь пайда болады. Лездік диполь үздіксіз пайда болып, үздіксіз жойылып тұрады.
Су молекулаларында сутектік байланыс болады. Су молекулаларында Н _ О _ Н - электрон бұлты электртерістілҢгҢ үлкен оттекке қарай ығысқан, сондықтан Н+ - ионында оң заряд пайда болады. Ол оң зарядты болғандықтан, басқа су молекуласының теріс зарядын өзіне тартады да, сутектік байланыс түзіледі , ол химиялық байланыстан әлсіз, ал Ван-дер-Ваальс күштерінен күштілеу. Сутегі бар молекулаларда орын алған.
H(+
Н _ О _ Н ... О
H(+
Катионның поляризациялағыштығы, анионның деформациялануы неғұрлым күшті болса, соғұрлым термиялық диссоциация тез өтеді.
Металдардың қасиеттері басқа заттарға қарағанда басқаша, электр тогын өткізгіштігі күшті, жылу өткізгіштігі күшті, әдетте металдар кристалдар болып келеді. Осындай қасиеттердің болатыны металдық байланыс болу себебҢнен. Металды байланысты табиатын арастырайы. Металдарды кристалды торларыны атомдарыны координациялы сандары Ұте жоары болады. Металдарды басым кҰпшҢлҢгҢ тыыз трде гексагоналды (Mg,Be,Cd,Zn жқне т.б.), немесе гранцентрленген кубты (Сu, Ag, Au, AІ, Nі жқне т.б.) Ғрылымдарда кристалданады. МҒндай Ғрылымдар ҰлшемдерҢ бҢрдей болып келетҢн сфера тқрҢздес бҰлшектерден тзҢлген кристалдара тқн, оларды координациялы сандары 12-ге те, кеҢстҢктҢ толтырылуы жуы шамамен 74%-ды Ғрайды. СҢлтҢлҢк металдар жқне V,Cr,W, сонымен атар таы баса металдарды торлары кубты кҰлемдҢк центрленген, оларды координациялы сандары 8-ге те. Металл атомдарыны иондану энергияларыны мқндерҢ кҢшҢ, сҢлтҢлҢк металдар шҢн Ұте кҢшҢ, ал тотыу дқрежелерҢнҢ табалары о болып келедҢ.
Кристалды торлардаы атомдарды координациялы сандары жоары, ал сырты валенттҢ электрондарды сандары аз боландытан, сҢлтҢлҢ металдарды атомдарындаы орбитальдарда бҢр электрон болады.
металл атомдарыны арасындаы байланысты тсҢндҢруде валенттҢк байланыс қдҢсҢн олдану Ұте иын. БҢр металды атомдарыны арасында ионды байланысты тзҢлуҢнҢ де ммкҢндҢгҢ аз. Осыны барлыын тҒжырымдаан кезде металл атомдарыны арасында химиялы байланысты ерекше бҢр трҢ металды байланысты орын алатынын айтуа болады.
Металдарды электр ҰткҢзгҢштҢгҢнҢ Ұте жоары болатыны металды Ғрылымдаы кеҢстҢкте электрондарды озалыштыы Ұте жоары болуымен тсҢндҢрҢледҢ («бос электрондар моделҢң). Металдардаы бос валенттҢ электрондар энергетикалы тҒрыдан рҒсат етҢлген орбитальдар бойынша озалыста болады жқне атомдар арасында баытталмаан орныпаан химиялы байланыс тзедҢ, соны нқтижесҢнде металды электр ҰткҢзгҢштҢгҢ амтамасыз етҢледҢ.
Металды байланыс бҒл орныпаан химиялы байланыс. «Бос электрондарң деген Ғым бҒл электрондарды металл Ғрылымында озалыста болу ммкҢндҢгҢн арастырады, бҢра олар реакцияа тсуге абылеттҢ жқне олар кристалды тор тзетҢн о зарядты иондарды ҰрҢсҢнде болады. немҢ озалыста жретҢн электрондарды осындай кйҢ кристалды тҒратылыын амтамасыз етедҢ жқне металды механикалы асиеттерҢн айындайды. Сонымен металл дегенҢмҢз «электрон газының (Ферми газы) ҢшҢне салынан тыыз орналасан катиондардан тҒратын Ғрылым деп арастырылады.
атты денеде бҢр-бҢрҢмен қрекеттесетҢн бҰлшектердҢ бҢртҒтас жиынтыы ретҢнде арастырылатын металды байланысты тсҢндҢру шҢн кристалдарды зоналы теориясын олданады. Металдарды ҰткҢзгҢштҢгҢнҢ зоналы теориясыны негҢзҢ болып келесҢ квантты-механикалы кҰзарастар арастырылады: металдаы (атты заттаы) электрондарды энергиясыны мқндерҢ тек дискреттҢк болады; электрондарды энергетикалы дегейлерге таратылуы Паули принципҢн анааттандыратын Ферми Диракты квантты статистикасына баынуы шарт. ªрине, «электрон газынң қдеттегҢ газ ретҢнде арастыруа болмайды.
Кристалл тзҢлген кезде белгҢлҢ бҢр атома баса атомдар бҢрҢнен со бҢрҢ келҢп осыла бередҢ. Молекулалы орбитальдар теориясы бойынша екҢ атомны қрекеттесуҢнҢ нқтижесҢнде оларды орбитальдары бркеседҢ де, байланыстыратын жқне боса орбитальдар тзҢледҢ, демек қрбҢр атомны энергетикалы кйҢ екҢге бҰлҢнедҢ. КелесҢ бҢрнеше атомдарды қрекеттесунҢ нқтижесҢнде кристалдану орталыы кҰп атомды жйе дегейҢне дейҢн Ұсе тседҢ. БҒл жйеде N атом болады (массасы 1 грама те макроденеде N = 1022 1023 атом болады). Сонымен, атомны алашы энергетикалы кйҢнҢ орнында лкен энергетикалы зона пайда болады. БҒл зонада бҢр-бҢрҢне жаын орналасан N дискреттҢ энергетикалы дегейлер бар (энергияларыны мқндерҢ бҢр-бҢрҢне Ұте жаын, жуы шамамен 10-22 эв).
Энергетикалы зонаны молекулалы орбитальдары Паули принципҢне сқйкес екҢ электронмен толтырылады. ВаленттҢк электрондар ораналасан зонаны валенттҢк зона деп атайды. ВаленттҢк зонадан жоары орналасан бос зона ҰткҢзгҢш зона деп аталады.
Мысалы, сҢлтҢлҢ металдарды кристалдары тзҢлгенде атомдарды валенттҢк зонасы N сырты s-электрондардан Ғрастырылады (бҒл электрондар екҢ-екҢден N/2 энергетикалы дегейде орналасан). СҢлтҢлҢ металдарда валенттҢк зона энергетикалы дегейлердҢ жартысында орналасан (сырты s-дегейде 1 валенттҢ электрон бар), баса дегейлер толтырылмаан, олар ҰткҢзгҢш зона болып табылады. БҒл металдара тқн асиет. Электр тогҢнҢ қсерҢнен электрондар ҰткҢзгҢш зонаа еркҢн трде жқне жылдам ауысады, сол себептен металдар электр тогҢн жасы ҰткҢзедҢ.
СҢлтҢлҢ жер металдарды кристалдарында (...s2р0) металл атомдарыны қрекеттесу нқтижесҢнде s- жқне р-орбитальдар бркеседҢ, нқтижесҢнде ҰткҢзгҢш зона валенттҢк зонаа жаындайды, сол себептен бҒл металдарды да ҰткҢзгҢштҢгҢ жоары болады.
Ауыспалы металдарда s-, d- жқне р-орбитальдар бркесуҢ ммкҢн. БҒл металдардаы химиялы байланыс тек металды байланыс болып сипатталмайды. Оларды ерекше асиеттерҢ (атомдар арасындаы байланыс энергияларыны, атомдану энергияларыны, жоары мқндерҢ, балу жқне айнау температураларыны жоары болуы) бркесуге d-орбитальдарды атысу ммкҢндҢгҢн жоа шыармайды.
Химиялық әрекеттесу болған кезде жылу бөлінеді немесе сіңіріледі, осы кезде дененің энергиясы өзгереді.
“Энергия дегеніміз - материалды объектердің жұмыс жасай алатын қабілетін көрсететін қозғалыс мөлшері”.
Заттардың бәрінде де энергия қоры болады, осы энергия қоры “ішкі энергия“ (U) деп аталады. Ішкі энергияны өлшеуге де, есептеуге де болмайды, сондықтан ішкі энергияны бір стандартты жағдайда ғана қарастырады.
Химиялық жйелер. Әр түрлі процестердің энергия өзгеруін және осы өзгерудің болуын немесе болмауын зерттейтін ғылымды термодинамика деп атайды.
Егер кез келген бір жйе Q-ға тең жылуды сіңіріп, өз жағдайын өзгертсе, жылу осы жйенҢ ішкі энергиясының өзгеруіне және жұмыс жасалуына жұмсалады.
Q = (U + A
- осы теңдеуді термодинамиканың бірінші бастамасы дейді.
“Химиялық процестердің энергетикасын зерттейтін бөлімді химиялық термодинамика дейді”.
Термодинамиканың бірінші бастамасы энергияның жоғалмайтынын көрсетеді. Жйеге жұмсалған жылу жұмысқа айналады, ал жұмыс жылуға айналады.
Изобаралық процесті қарастырайық.
Егер процесс бір қалыпты қысымда жүрсе, көлем өзгеріп тұрады. P=const - осындай процесс изобаралық деп аталады. Сонда термодинамиканың І бастамасы былай жазылады:
Qp = (U + P (V
P (V - көлем өзгерту жұмысы.
Ал изохоралық процесте көлем өзгермейді V = const, демек көлем өзгертетін жұмыс жоқ А = 0, сонда термодинамиканың І бастамасы былай жазылады: Q = (U
Термодинамикада U + PV деп алынған шаманы энтальпия деп атайды. Оны былай белгілейді:
Н = U + PV
Энтальпия жйенҢ энергетикалық жағдайын сипаттайды.
“Термохимия дегеніміз - жылу бөле немесе сіңіре жүретін процестерді зерттейтін химия ғылымының бір бөлігі”.
“Тұрақты қысымда немесе тұрақты көлемде жүріп жатқан химиялық реакцияның нәтижесінде бөлінген немесе сіңірілген жылу мөлшерін химиялық реакцияның жылу эффектісі дейді”.
Жылу эффектісін 1 мольге есептейді.
“Заттардың формуласымен қатар жылу эффектісін қосып жазатын теңдеулерді термохимиялық теңдеулер деп атайды”.
Әр түрлі химиялық реакциялардың жылу эффектілерін салыстыру үшін стандартты жағдай қабылданған. Стандартты жағдай дегеніміз -заттың 1 молінің 101,325 кПа-ға тең қысымдағы және 298 К (250 С) -а тең температурадағы жағдайы.
“Стандартты жылу эффектісі деп реакцияның стандартты жағдайдағы жылу эффектісін айтады”.
Көптеген реакциялар тұрақты қысымда жредҢ, сондықтан жылу эффектісі энтальпияға тең. Стандартты энтальпия (Н2980 деп белгіленеді, олар әрбір зат үшін анықтамалық кестелерден алынады.
Термодинамикада (Н = Q
Егер реакция жүргенде жылу бөлінсе Q > 0, ал (Н < 0 - реакция экзотермиялық. Ал егер жылу сіңірілсе (Q < 0, ал (Н>0 - реакция эндотермиялық болып табылады.
Мысал. Сгр + О2 = CO2 + 395,5 kДж
Q = +395,5 кДж
Q>0, сондықтан (Н =-395,5 кДж - реакция экзотермиялық.
Энтальпия заттың агрегаттық күйіне тәуелді. Жай заттардың энтальпиясы 0-ге тең.
Түзілу энтальпиясы. Түзілу энтальпиясы деп стандартты жағдайда алынған жай заттардан 1 моль зат түзілген кездегі энтальпияны айтады”
1840 ж. Гесс мынадай заң ұсынды:
“Химиялық реакцияның жылу эффектісі оның жүру жолына тәуелді емес, тек реагенттер мен өнімдердің күйіне тәуелді”.
Гесс заңынан шығатын салдарлар:
1. “Химиялық реакцияның жылу эффектісі ((Hp0) реакция өнімдерінің түзілу энтальпияларының қосындысынан әрекеттесуші заттардың түзілу энтальпияларын алып тастағанда шығады”.
(Hp0 = ( (Н2980 (өнім) - ( (Н2980 (әрекет. зат)
2. Жану реакциясының жылу эффектісі әрекеттесуші заттардың жану жылуларының қосындысынан өнімдердің жану жылуларын алып тастағанда шығады.
Лавуазье-Лаплас заңы.
“Тура реакцияның жылу эффектісі кері реакцияның жылу эффектісіне тең, тек таңбасы қарама-қарсы”.
Химиялық процестердің барысын уақытпен бағалап зерттейтін бөлімді химиялық кинетика деп атайды.
Химиялық кинетика гомогенді және гетерогенді жйелерде жүретін реакцияларды бөліп қарайды. Жйе деп сыртқы ортадан бөлініп алынған, реакцияға қатысты заттар орналасқан дүниенің бөлігін айтады. ЖйелердҢ үш түрі болады: ашық, жабық, жекеленген. Егер жйе сыртқы ортамен әрекеттеспесе, жылу да, зат та алмастырмаса, жйе жекеленген деп аталады. Ал егер жйе сыртқы ортамен энергиясын алмастырса, ол жабық болады. Ашық жйе затпен де энергиямен де алмасады. Реакцияның жүру заңдылықтарын қарастыру үшін жабық жйе қолданылады.
ЖйелердҢ гомогенді және гетерогенді болуы оның фазаларына тікелей байланысты.
Фаза деп химиялық құрамы және қасиеттері бірдей, жйенҢ қалған бөліктерінен бөліну беті арқылы шектелген бөлігін айтады. Гомогенді жйе бір фазадан, гетерогенді жйе әр түрлі фазалардан тұрады.
Гомогенді реакцияның жылдамдығы деп кесімді уақыт ішінде жйенҢ кесімді көлемінде реакцияға қатысатын не түзілетін заттың концентрациясының өзгеруін айтады:
Vгом = ( (С / (t
Vгом - гомогенді реакцияның жылдамдығы,
(С - концентрацияның өзгеруі,
(t - уақыттың өзгеруі.
Концентрация деп көлемнің бір бірлігінде болатын заттың мөлшерін айтады. Өлшем бірлігі моль/л; г/л;
Гетерогенді реакцияның жылдамдығы деп кесімді уақыт ішінде фазаның кесімді бетінде реакцияға қатысатын немесе түзілетін заттың мөлшерін айтады.
(n
Vгетер = ( ______
S (t
(n - заттың мөлшері (моль саны),
S - фаза бетінің ауданы; (t - уақыттың өзгеруі.
1867 жылы Норвегия ғалымдары Гульдберг және Вааге әсер етуші массалар заңын ұсынды.
“Тұрақты температурада химиялық реакцияның жылдамдығы реакцияласушы заттардың концентрациясының көбейтіндісіне тура пропорционал”. Осы заңды химиялық кинетиканың негізгі заңы дейді.
Мысалы мынадай реакция үшін:
Н2 + І2 ( 2HІ
V = k [Н2] [І2]
Егер реакцияның жалпы схемасын былай жазсақ:
mA + nB ( C
V = k [A]m [B]n - кинетикалық теңдеу
m, n - стехиометриялық коэффициенттер
k - пропорционалдық коэффициент - бұл жылдамдық константасы.
Егер реакцияға қатысушы заттардың концентрациясы 1 моль/л болса, реакция жылдамдыы константаға тең: V = k.
Температура жоғарылаған сайын реакция жылдамдығы өседі. Вант-Гофф ережесі: “Температура әрбір 100С-қа артқанда, реакция жылдамдығы 2-4 есе өседі.”
Вант-Гофф ережесінің математикалық теңдеуі:
kt+10 Vt2 t1 - t2
________ = ( = 2-4 немесе ______ = 10
kt Vt1
Активтендіру энергиясы
Химиялық реакция жүру үшін активті молекулалардың кездесуі керек. Қозғалыстағы бөлшектердің бәрінің жылдамдығы бірдей емес. Соқтығысулардың бәрі емес, тек активті соқтығысулар ғана реакцияның жүруіне себеп болады. Осындай “активті” деп аталған молекулалардың жылдамдығы орташа жылдамдықтан жоғары, соған сәйкес энергиясы да мол болып келуі тиіс. Активті молекулалардың энергия қоры олар кездескен кезде әрекеттесе алатындай дәрежеде болады. Кез келген активсіз молекуланы активті ету үшін оның кинетикалық энергиясын активтендіру энергиясы шамасына жеткізу керек.
Реакцияласушы заттардың бір моліндегі молекулалардың барлығын активті молекулаға айналдыру үшін жұмсалатын энергияның мөлшерін активтендіру энергиясы дейді.
Активтендірілген молекулалардың бәрі бірдей реакцияға түсе бермейді. Швед ғалымы Аррениус мынадай теңдеу ұсынды:
k = k0 e-Eакт/RT
k - жылдамдық константасы
(k0 = zp, z - бір секундта болатын соқтығысулар саны,
р - тиімді болатын ориентациялар санының дәрежесін көрсететін фактор)
е - натуралды логарифмнің негізі
Еакт - активтендіру энергиясы
R - газ тұрақтысы
Т - абсолюттік температура
Осы теңдеуге математикалық өңдеулер жасап, активтендіру энергиясын шығаруға болады:
Еакт
lnk = - _______ + ln k0
RT
Активті күйге жеткен молекулалар алғашқыда тұрақсыз, уақытша біріккен агрегат - активтелген комплекс түзеді. Бүл комплекс ауыспалы күйде болады - молекулалардың активті күйі:
Н2 + І2 ( [Н2 ... І2 ] ( 2HІ
Cодан кейін өнім түзіледі.
Катализатор дегеніміз - химиялық реакцияның жылдамдығын өзгертіп, бірақ өздері процестің нәтижесінде Ұзгермей қалатын заттар. Катализатордың әсерінен жылдамдығы өзгеретін процестерді каталитикалық процесс немесе катализ деп атайды.
Химиялық реакциялар қайтымды және қайтымсыз болып бөлінеді. Қайтымсыз реакциялар - бұлар тек қана бір бағытта жүретін реакциялар, мысалы
КСlO3 ( KCl + O2
“Қайтымды реакция” деп берілген жағдайда тура және кері бағытта жүре алатын процестерді айтады.
Мысалы, аммиакты алу:
кат
N2 + 3H2 ( 2NH3
Тура және кері бағытта жүретін реакциялардың жылдамдықтары тең болған кезде химиялық тепе-теңдік орнайды. Химиялық тепе-теңдік орнаған кезде реакция тоқтап қалмайды, тек екі процестің жылдамдығы теңеседі, сондықтан тепе-теңдік динамикалық болып саналады.
Мысалы: Н2 + І2 ( 2HІ
Тура реакцияның жылдамдығы V1 кері реакцияның жылдамдығы V2. Егер V1 = V2 болса динамикалық тепе-теңдік орнайды дейміз.
Әсер етуші массалар заңы
V1 = k1 [Н2 ] [ І2 ]
V2 = k2 [HІ]2
Тепе- теңдік кезінде V1 = V2 , сондықтан k1 [Н2 ] [ І2 ] = k2 [HІ]2
(Теңдеуден k1 табамыз, сосын k2 -ге бөлеміз).
Cонда k1 [HІ]2
____ = ___________
k2 [Н2 ] [ І2 ]
k1 және k2 тұрақты сандар, сондықтан олардың арақатынасы да тұрақты:
k1 [HІ]2
К = ____ немесе К = ________ -
k2 [Н2 ] [ І2 ]
бұл тепе-теңдік константасы.
Реакцияның жалпы схемасын қарастырайық:
mA + nB ( pC + dD , сонда
[C]p [D]d
К = _________ -
[A]m [B]n
- бұл формула әсер етуші массалар заңының қайтымды реакциялар үшін қалай қолданылатынын көрсетеді. К - тепе-теңдік константасы.
Әсер етуші массалар заңы тепе-теңдіктегі процестер үшін былай оқылады: “Тұрақты температурада жүретін қайтымды реакцияда тепе-теңдік орнау үшін түзілген заттардың концентрацияларының көбейтіндісінің бастапқы заттардың концентрацияларының көбейтіндісіне қатынасы тұрақты сан “K” болу керек”.
Концентрация өзгергенде К өзгермейді. Температура өзгергенде, К өзгереді. К-ның мәні үлкен болса, реакция тура бағытта жүреді.
Химиялық тепе-теңдік күйдегі жйеге сырттан әсер етсе (температура, концентрация, қысым өзгерсе) тепе-теңдік сол әсерге қарама-қарсы бағытта өзгереді. Мысал:
N2 + 3H2 ( 2NH3 + 46,2 кДж (Н = - 46,2кДж/моль
Бұл реакцияда жылу бөлінеді, сондықтан температураны жоғарылатсақ, реакция кері бағытта жүреді.
Ерітіндіде иондарға диссоциацияланып, ток өткізе алатын заттар электролиттер деп, ал ерітіндіде аз диссоциацияланып, ток өткізбейтін заттар электролит емес деп аталады.
Бірдей температурада ерітіндінің бетіндегі будың қысымы таза еріткіштің бетіндегі будың қысымынан аз болады. 1887 жылы француз ғалымы Рауль заң ұсынды.
“Ерітінді үстіндегі еріткіштің қаныққан буының қысымының салыстырмалы төмендеуі ерітіндідегі еріген заттың мольдік үлесіне тең.”
Po-P
= NB
Po
Po - таза еріткіштің буының қысымы
P - ерітіндінің бетіндегі қаныққан будың қысымы
NB - еріген заттың мольдік үлесі
nB
NB =
nB+nA
nB - еріген заттың молінің саны,
nA- еріткіштің молінің саны.
Po-P
- қаныққан будың қысымының салыстырмалы
Po төмендеуі немесе
(P nB
=
Po nB+nA
Әрбір сұйық заттың буының қысымы атмосфералық қысымға тең болған кезде, ол сұйық қайнай бастайды. Әрбір ерітіндінің буының қысымы қатты еріткіштің қаныққан буының қысымына тең болғанда, ерітінді кристалданады (қатады).
(tқайнау - ерітіндінің және еріткіштің қайнау температурасының айырмасы немесе ерітіндінің қайнау температурасының жоғарылауы.
(tқату - ерітіндінің және еріткіштің кристалдану температурасының айырмасы немесе ерітіндінің қату температурасының төмендеуі.
Раульдің тұжырымы бойынша
(tқайнау = ECm
(tқату = KCm
Cm - заттың моляльдік концентрациясы
Е - эбуллиоскопиялық константа
К- криоскопиялық константа
Е және К еріткіштің табиғатына тәуелді, мысалы, су үшін
Е= 0,52, K= 1,86 бензол үшін E= 2,57, K = 5,12.
Сонымен, ерітінділердің қатуы және қайнауы үшін Рауль заңдары былай оқылады:
1. Ерітінділердің қайнау температурасының жоғарылауы және қату температурасының төмендеуі еріген заттың моляльдік концентрациясына тура пропорционал
2. Әр түрлі заттардың бірдей мөлшері еріткіштің бірдей мөлшерінде ерітілсе, ерітіндінің қату температурасы және қайнау температурасы бірдей градусқа өзгереді.
Рауль заңы бойынша электролит емес заттардың молярлық массасын табуға болады.
Тәжірибе жасап, (tату табады, содан кейін
(tқату =КСm
В .1000 B.1000 . K
Сm= ; М =
(.а Сm . а
в - еріген заттың массасы
а - ерітіндінің массасы
С m - моляльдік концентрация
К - криоскопиялық константа.
Еріткіш шала өткізгіш арқылы өздігінен ерітіндіге ауысса, осындай құбылысты осмос дейді. Шала өткізгіш дегеніміз су молекуласын өткізіп, еріген заттың молекуласын өткізбейтін заттар. Мысалы: тері, пергамент, жануарлар мен өсімдіктердің ткані. Осмос құбылысын байқау үшін осмометр деген қондырғы қолданылады.
С1 > C2 болғандықтан, судың молекулалары стаканнан шала өткізгіш 1 арқылы С1 ерітіндісіне ауыса бастайды. Біраз уақыттан кейін екі ерітіндідегі еріген заттың концетрациясы теңеседі. Ол кезде стакандағы және шала өткізгіштегі ерітінділердің деңгейлері әр түрлі болады. Осы деңгейлерді бірдей ету үшін артық қысым қажет. Осы қысымды осмос қысымы дейді.
Осмометрдің қарапайым схемасы
Осмос қысымы Вант-Гофф заңы арқылы анықталады: “Ерітіндінің осмос қысымы еріген зат сол температурада газ күйінде болып, ерітіндінің көлеміндей көлем алып тұрғанда туғызатын қысымына тең”.
Осмос қысымдары тең әр түрлі ерітінділер изотондық болып саналады. Ал бір ерітіндінің осмос қысымы екінші ерітіндінің осмос қысымынан үлкен болса ерітінді - гипертондық, ал кіші болса -гипотондық. Медициналық және фармацевтикалық практикада 0,85% NaCl, 4,5-5% глюкоза ерітінділері изотондық болып есептеледі, себебі олардың осмос қысымдары қан плазмасының осмос қысымына тең. Кейбір жағдайда, адам азасына ерітінділер құю қажет, осындайда құйылатын ерітінділердің осмос қысымы қанның, азадаы клеткааралық сұйықтықтардың осмос қысымына тең болуы шарт, керісінше болса, ”осмостық конфликт” пайда болады. Осындай осмостық конфликтердің нәтижесінде “гемолиз”, “цитолиз”, “плазмолиз” құбылыстары байқалады.
Егер ағзаларға гипертондық ерітінді құйылса, эритроциттердегі су молекулалары сыртқа шығады, эритроциттер құрғап, жиырылады. Ал егер құйылатын ерітінді гипотондық болса, плазмадағы су молекулалары эритроциттердің қабыршағынан өтеді, олардың көлемі өсіп, эритроциттер жарылады. Осындай құбылыстарды “гемолиз” немесе “эритроцитолиз” дейді.
Жалпы өсімдіктер мен жануарлардың азасында жүретін клеткалардың бұзылуы - цитолиз. Өсімдіктердің өсу процесінде осмос құбылысы кең орын алған, мұнда да өсімдік жапырақтары немесе тамырлары гипертондық ерітіндіге салынса, су молекулалары сол ерітіндіге өтеді де, жапырақтар солып қалады. Бүл құбылыстың аталуы - плазмолиз. Сонымен қорыта айтқанда, осмос құбылысы адамның, жануарлардың, өсімдіктердің тҢршҢлҢгҢнде Ұте маызды роль атқарады.
Электролиттердің ерітінділерін зерттегенде олардың қасиеттері электролит еместердің қасиеттерінен өзгеше болып шықты. Осындай өзгерістерді есепке алу үшін Вант-Гофф, Рауль заңдарына і деген коэффициент енгізілді. Сонда электролиттер үшін Рауль, Вант-Гофф заңдары былай жазылады:
Осмос қысымы P = іCRT
P0 - P
Бу қысымы = іNВ
P0
(tқайнау = іECm
(tқату = іKCm
і-изотондық коэффициент - электролиттер мен электролит еместердің қасиеттері неше есе көп немесе неше есе аз екенін көрсетеді.
P1(осм) P1 (t1(қайнау) (t1(ату)
і= = = =
P2(осм.) P2 (t2(айнау) (t2(қату)
электролиттер үшін і >1, электролит еместер шҢн: і=1
1887 жылы Аррениус электролиттік диссоциация теориясын ұсынды.
Аррениус теориясының негізгі қағидалары:
1. Электролиттердің ерітінділерінде олардың молекулалары зарядталған иондарға диссоциацияланады.
2. Түзілген иондар мен ыдырамаған молекулалардың арасында термодинамикалық тепе-теңдік түзіледі.
3. Ионның заряды элементтің немесе қышқылдық қалдықтың валенттілігіне тең, оң зарядты бөлшектердің саны теріс зарядты бөлшектердің санына тең, ал ерітінді электронейтрал.
4. Электролиттердің ерітінділері ток өткізеді.
5. Диссоциация процесін былай жазады:
СH3COOH H+ + CH3 OO-
NH4 OH NH4++ OH-
Аррениус теориясы еріген зат пен еріткіштің арасында әрекеттесу бар екенін ескермеді.
азіргі замандағы теория бойынша еріген зат ерітіндіге ауысқан кезде оның молекулалары еріткіштің молекулаларымен әрекеттеседі, химиялық байланыс түзіледі. Иондық және полюсті коваленттік байланысы бар молекулалар оңай диссоциацияланады. Полюстігі аз немесе полюссіз молекулалар аз диссоциацияланады немесе диссоциацияланбайды.
Коваленттік байланысы бар молекулалар полюсті молекулалы еріткіште диссоциацияланған кезде диполь, дипольды әрекеттесу, поляризация, деформация байқалады, донорлы-акцепторлы байланыс түзіледі. Мысалы НСl ерігенде, НСl-дағы байланыс бұзылып, гидратталған иондар түзіледі:
H:Cl ( H+ + Cl- содан кейін Н+ + mH2O = H+. mH2O
және Cl-+ nH2O = Cl-. nH2O
Cутек ионынан және бірнеше су молекуласынан сутекті байланысы бар күрделі бөлшек түзіледі. Ол кластер деп аталады.
Диэлектрлік тұрақты
Ерітіндідегі гидратталған иондардың өзара бір-біріне тартылу күші мынадай формуламен анықталады.
e1e2
F =
( r2
( - еріткіштің диэлектрлік тұрақтылығы,
e1, e2 - катион мен анион заряды,
r - катион мен анион арасындағы қашықтық.
Бір түрлі еріткіште әр түрлі электролиттер әр түрлі диссоциацияланады, сондықтан диссоциациялану дәрежесі қабылданған
Nдис
( =
Nжалпы
Nдис- диссоциацияланған молекулалар саны,
Nжалпы- молекулалардың жалпы саны,
( диссоциациялану дқрежесҢ, оны изотондық коэффициентпен байланысы:
і-1
( =
n-1
n- еріген иондар саны.
(-ға байланысты электролиттер әлсіз және күшті болып бөлінеді.
Күшті электролиттерге мына қосылыстар қарайды: ((=1 немесе (=100%).
Негіздер: LіOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2.
Қышқылдар: H2SO4, HNO3, HСl, HВr, HІ, HClO4, HMnO4 жқне барлық тұздар.
Әлсіз электролиттерге: ((<1): H2O, органикалық қышқылдардан: бензой және сірке қышқылдары, қышқылдардан: HCN, H2S, H2CO3, HNO2, H2SіO3, негіздерден: NH4OH, барлы нашар еритін негіздер, кейбір тұздар: Hg2Cl2, Fe(CNS)3, Pb(3CH3COO) 2 жатады.
1) Диссоциация константасы
Әлсіз электролиттің диссоциациясы: АВ А+ + В+ тепе-теңдік болғанда әсер етуші массалар заңына бағынады, сонда
[A+] [B-]
Кg =
[AB]
Осы тепе-теңдік константасы диссоциация константасы деп аталады. Кg концентрацияға тәуелсіз, ал температура өзгерсе, өзгереді. Әлсіз электролиттердің Кg өте аз шама.
Мысалы: Kg (CH3 COOH)= 1,76 . 10-5
Kg(NH4OH) = 1,79 . 10-5
Kg(HCN) = 4,79 . 10-10, демек HCN өте әлсіз электролит.
Kg аз болса, электролит әлсіздеу.
Қышқыл қалдығының заряды жоғары электролиттер сатылап диссоциацияланады.
Мысалы: H3PO4
[Н+][H2PO4-]
І саты H3PO4 Н++H2PO4 - Kg = = 7,1 .10-3
І H3PO4
[Н+][HPO42-]
ІІ саты H2PO4 - Н++HPO42- Kg = = 6,2 .10-8
ІІ [H2PO4-]
[Н+][PO43-]
ІІІ саты HPO42- Н+ + PO43- Kg= = 4,4 .10-13
ІІІ [HPO42-]
Толық диссоциациялану константасы: Kg = KІ. KІІ . KІІІ
Әлсіз электролитті қарастырайық:
CH3 COOH CH3 COO- + H+
Қышқылдың бастапқы концентрациясы с моль/л, ал диссо-циациялану дәрежесі ( болса, сутегі ионының концентрациясы: [H+]=с( (иондардың заряды бір) сондықтан [H+]=[CH3COO-]=с(
Диссоциацияланбаған молекулалар саны:
с - с( = с (1-(), сонда
[Н+][ CH3 COO-] с( . с`( с(2
Kg = = =
[CH3 COOH] с(1-() (1-()
Әлсіз электролиттер үшін ( << 1 сондықтан (1-() өрнегіндегі (-ны есепке алмаймыз: Kg = с(2, осыдан
Kg
( = , демек
с
концентрация азайса (- артады.
Оствальд заңының оқылуы:
“Әлсіз электролиттің диссоциациялану дәрежесі ерітіндінің молярлық концентрациясының квадраттық түбіріне кері пропорционал.
Күшті электролиттер ((=1 )
Күшті электролиттер толық диссоциацияланған болып есептеледі. Заряды қарама-қарсы иондар көп болғасын, олар бір-біріне тартылады. Әрбір гидраттанған ионның жанында заряды қарама-қарсы иондар орналасады. Иондық атмосфера түзіледі. Еріген заттың концентрациясы көбейген сайын иондық атмосфера ұлғайып, қозғалысқа кедергі жасайды. Сондықтан тәжірибе арқылы анықталған
а = ( . с
(-активтік коэффициенті,
с-концентрация.
Концентрация көбейген сайын иондардың арасындағы әрекеттесу баяулайды, активтҢлҢк азаяды, ( -кішірейеді. АктивтілҢк коэффициентҢ ерітіндідегі барлық иондар зарядына тәуелді. Сондықтан ерітіндінің иондық күші деген ұғым қабылданған:
1
( = ___ (cm. Z2
2
(- иондық күш,
(-қосынды,
cm - моляльдік концентрация,
Z - ионның заряды.
Мысалы: 0,2 М K2SO4 үшін;
K2SO4 2K+ + SO42-
( = 1/2(0,4 .12 + 0,2 .22 ) = 0,6
Күшті электролиттер теориясын 1923 жылы Дебай, Хюккель ұсынған.
Электролиттердің диссоциациялану теориясы тұрғысынан қарағанда қышқыл дегеніміз - сулы ерітінділерде гидроксоний (H3O)+ ионын түзетін электролит. Негіз дегеніміз сулы ерітіндіде диссоциацияланғанда ОН- ионын түзеді.
Электролиттік диссоциация жүруі молекуланың полюстігіне байланысты. Мысалы ROH осылысында OH байланыс R-дің қасиетіне тәуелді
Амфотерлі электролиттерде диссоциация екі түрлі жолмен жредҢ:
Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH-
Zn(OH)2 ZnO2-2 + 2H+
НегҢзгҢ амфотерлҢ элеткролиттер: Al(OH)3, Cr(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)2, Zn(OH)2
Электролиттік диссоциация теориясы құрғақ HCl, NH3 - тің негіздік, қышқылдық қасиеттерін түсіндіре алмады. Сондықтан басқа теориялар ұсынылды.
Бренстед (1923ж) протондық теория ұсынды. Бүл теория бойынша қышқыл дегеніміз өзінен протон бөлетін, ал негіз - өзіне протон қосып алатын зат. Процестің схемасы:
НА +В- НВ +А
Қышқылдық - негіздік реакция былай жазылады:
қышқыл1 + негіз2 қышқыл2 + негіз1
Мысалы:
НСl + NH3 NH4+ + Cl-
қышқыл негіз қышқыл негіз
Бренстед теориясы бойынша кез келген протоны бар қосылыс әрекеттесіп тұрған қосылыстың табиғатына байланысты амфотерлі бола алады.
Мысалы су мынадай тепе-теңдікте:
НСl + H2О H3О+ +Cl-
әлсіз негіз рҰлін атқарып тұр, ал келесі тепе-теңдікте:
NH3 + H2О NH4 + ОН-
қышқыл рҰлін атқарады, демек H2О - амфотерлі электролит.
Қышқылдық-негіздік теориялардың ішінде Льюис теориясына да көңіл бөлген жөн. Бұл теория бойынша - қышқыл дегеніміз өзіне электрондар қосағын қосып алатын зат, ал негіз - электрон қосағын бере алатын зат. Осындай жағдайда коваленттік байланыс түзіледі.
НСl + NH3 NH4+ + Cl-
қышқыл негіз қышқыл негіз
Бірақ бұл теория кәдімгі қышқылдардың диссоциациясын түсіндіре алмады. Қышқылдар мен негіздерге басқа да ғалымдар көп көңіл бөлген. Мысалы Р.Дж. Пирсон, Э.К. Франклин, Н.А. Измаилов және қазақстандық ғалым, академик М.И. Усанович. Усановичтің ілімі бойынша бір заттан катион бөлініп, ол катион анионмен қосылып тұз түзілсе, ол зат қышқыл деп аталады. Ал заттан анион бөлініп, ол анион электрондар арқылы катионмен әрекеттесіп тұз түзілсе, ол зат негіз деп аталады.
Су әлсіз электролит. Диссоциациялану схемасы:
Н2О Н+ + ОН- немесе 2Н2О (Н3O)+ + ОН-
Судың диссоциациялану константасы.
[Н+][ОН-]
Kg= = 1,86 .10-16
[H2O]
Су аз диссоциацияланады, сондықтан судың молекулаларының концентрациясын [H2O] тұрақты деп санауға болады. 1 литр суда (1000:18) = 55,55 моль болады. Сондықтан:
Kg= 1.86 .10-16 . 55,55 = 10-14
Kg=[Н+][ОН-]= 10-14
Осы көбейтінді тұрақты, ол судың иондық көбейтіндісі деп аталады. КW - деп белгіленеді, температура өзгерсе, ол да өзгереді.
[Н+][ОН-]= 10-14
Егер [Н+] > 10-7 - орта қышқыл
[Н+] = 10-7- орта нейтрал
[Н+] < 10-7- орта сілтілі
Ал егер сутегі иондарының орнына, олардың концентрацияларының логарифмін алсақ (ыңғайлы болады)
рН = lg [H+]- бұл сутектік көрсеткіш
рН < 7 - орта қышқыл
рН = 7 - орта нейтрал
рН > 7 - орта сілтілі
Сутек пен гидроксил-ионының концентрацияларын логарифмдесек, олардың қосындысы 14-ке тең
рН = -lg H+ ; рОН- = -lg [OH-]
сонда рН +рОН =14
Химиялық, физиологиялық процестерде рН-тың маңызы өте зор. рН-ты білу үшін индикаторлар қолданылады. Индикаторлар дегеніміз әр түрлі әлсіз органикалық қышқылдар, бұлар ортаның қышқылдығына (рН-ына) қарап түсін өзгерте алады (7.2-кесте).
Кейбір индикаторлар түсін жайлап (біртіндеп өзгертеді). Мысалы, лакмус рН = 5 - 8 арасында түсін жайлап өзгертеді (қызылдан көкке). Осы интервал индикатордың түсінің өзгеру интервалы деп аталады. 7.2-кесте
Көп қолданылатын индикаторлар
|
индикаторлар |
орта |
рН |
индикатордың түсі |
|
фенолфталеин |
негіздік қышқылдық |
рН>7 рН<7 |
қызыл түссіз |
|
Лакмус |
негіздік қышқылдық |
рН>8 рН<5 |
көк қызыл |
|
метилоранж |
негіздік қышқылдық |
рН>7 рН<3 |
сары қызыл |
Буферлі ерітінділер дегеніміз қышқыл немесе негіз қосылғанда өзінің сутегі Н+ және гидроксил ОН - ионының концентрациясын өзгертпейтін ерітінділер. Буферлі ерҢтінділердің маңызы өте зор. Олар жануарлар мен өсімдіктердің организміндегі рН - ты тұрақты күйінде ұстауға қызмет етеді. Буферлі ерітінділердің құрамында әлсіз қышқыл және оның тұзы немесе әлсіз негіз және оның тұзы болады, мысалы:
CH3 COOH + CH3 COONa
NH4OH + NH4Cl т.б.
Буферлі ерітіндіде рН-тың тұрақты болу себебін былай түсіндіруге болады: Мысалы әлсіз қышқыл CH3COOH және оның тұзынан құралған буферлі ерітінді үшін:
[Н+][ CH3 COO -]
Kg =
[CH3 COOH]
осыдан сутегі ионының концентрациясын табайық:
Kg [CH3 COOН]
[Н+] =
[CH3 COO -]
Бұл теңдеуде Kg - тұрақты шама. Ал егер осы буферлі ерітіндіге НСl қосылса, мынадай реакция жүреді:
CH3COONa + НCl = CH3COOH + NaCl
Н+ ионымен CH3 COO- ионы аз диссоциацияланған CH3COOH молекуласын түзеді, тепе-теңдік оңға қарай ығысады. Н+- ионының концентрациясы бұрынғыдай болып сақталады, рН өзгермейді. Сол сияқты NаОН қосылса
CH3 COOН +NaОН = CH3 COONa + Н2О
аз диссоциацияланған су молекуласы түзіледі, рН өзгермейді
Тірі организмдер үшін химиялық реакциялардың және тепе-теңдіктердің маңызы өте зор. Оларды жете түсіну үшін және организмдегі жүріп жатқан реакциялардың нәтижелерін, олардың салдарларын ойдағыдай талқылап, биологияда, экологияда, биотехнологияларда, емдеу ҢсҢнде қолдана білу үшін де, олардың негізін құрайтын химиялық реакциялардың заңдылықтарын терең білу қажет. Тірі организмдегі күрделі түрде жүретін химиялық процестер төрт түрлі тепе-теңдіктерге негізделген:
1. Қышқылдық-негіздік тепе-теңдік
2. Гетерогендік тепе-теңдік
3. Тотығу-тотықсыздану реакцияларына негізделген тепе-теңдіктер
4. Комплексті қосылыстардың реакцияларына негізделген тепе-теңдіктер.
Организмнің қалыпты түрде функцияларын атқару қабілеті осы аталған тепе-теңдіктердің сақталуымен немесе оңға, солға қарай ығысуымен тікелей байланысқан.
Ерітіндідегі химиялық реакциялар жүріп, тепе-теңдік оңға қарай ығысуы үшін төмендегідей шарттар сақталуы керек:
1. Реакция нәтижесінде аз еритін заттардың түзілуі
NaCl + AgNO3= AgCl + NaNO3
Ag+ + Cl- = AgCl
2. Реакция нәтижесінде аз диссоциацияланған заттың түзілуі
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H+ + OH- = H2O
NaCO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2(
Адам азасында міндетті түрде жүретін физиологиялық және биохимиялық процестерді үйлестіретін және ішкі ортадағы тұрақтылықты қамтамасыз ететін күштер бар. Осы үйлестіру процесі В.Кеннонның ұсынуы бойынша гомеостазис деп аталған, “гомео” деген сөз тұрақтылықты, тұрақты күйді білдіреді. Гомеостазис биологиялық тұрғыдан активті заттар арқылы (ферменттер, гормондар) және нервтік регуляция механизмдері арқылы іске асырылады. Организмдегі қанда, тканьдер сұйықтықтарында, лимфада жүретін процестер гуморальды деп аталады. Гуморальды және нерв компоненттері бір-бірімен тығыз байланысқан және нейро-гуморальды комплекс түзеді.
Гомеостазистің бір қыры тірі азадаы энергияның тепе-теңдігін ұстап тұру болса, екінші қыры азадаы Н+ - иондарының концентрациясын, демек рН мәнін қалыпты түрде ұстап тұру болып табылады.
Қанның рН-ы 7,36-ға тең. Егер рН осы мәннен 0,3-ке өзгерсе, азада коматоздық жағдай (кома), ал 0,4-ке өзгерсе өлім қаупі туады. Ал әлсіреген аза үшін тіпті 0,1-ге өзгергені де қауіпті.
Тірі азадаы, дәлірек айтқанда, адам азасындаы рН мәнін тұрақты түрде ұстап тұратын қандағы буферлі ерітінділерге буферлҢ жйелерге тоқтап өтейік.
СО2 +Н2О Н2СО3 Н+ + НСО3-
ал гидрокарбонат- ион гидролизге ұшырайды:
НСО3 - + НОH Н2СО3 + ОН-
Осы екі тепе-теңдік гидрокарбонатты буферлі жйенҢ құрайды және ОН- - иондарының түзілуінҢ нәтижесінде орта сілтілік болып тұр.
Диссоциация: Н2РО4- Н++НРО42-
Гидролиз: НРО42- + Н ОН Н2РО4- + ОН-
Мұнда да ОН- - ионының түзілуіне орай, орта сілтілік.
Оксигемоглобин - гемоглобиннің буферлі жйесҢ қанның буферлік сиымдылығының 75%-ын құрайды. Бұл буферлік жйе Нb - гемоглобин иондарымен ННb - гемоглобин арасындағы және НbО2- оксигемоглобин арасындағы тепе-теңдіктерге негізделген Бүл тепе-теңдіктер де диссоциация және гидролиз процестерінен құрастырылады:
Диссоциация: ННb Н++Нb-
Гидролиз: Нb- +НОН ННb + ОН- және
Диссоциация: ННbО2 Н++НbО2-
Гидролиз: НbО2- +НОН ННbО2 + ОН-
Бұл тепе-теңдіктердің де нәтижесінде ОН- - иондарының түзілуі ортаның сілтілік болуына себеп болып тұр.
Егер азада тепе-теңдік бұзылып, қышқылдық артып кетсе, бұл құбылыс ацидоз деп, сол сияқты сілтілік артса, алкалоз деп аталады. Ацидоз немесе алкалоздың пайда болуы азаа таам арқылы қышқылдылығы немесе сілтілігі жоғары қосылыстардың түсуімен тікелей байланысты. Кәзіргі замандағы клиникалық практикада қышқылдық-негіздік тепе-теңдікті (ҚНТТ) қанды Аструп микроәдісімен зерттеу арқылы анықтайды және ВЕ өлшем бірлігімен сипаттайды. (ВЕ- “би- эксцесс”- сілтіліктің артуы). Егер ҚНТТ қалыпты жағдайда болса (рН=7,40) ВЕ=0(3. Ал егер ВЕ=((3(5) болса, азаны жағдайы қалыпты стресте, ВЕ=((6(9) боланда, азаны жадайы нашар, ал ВЕ=((10(14) болса, өте нашар деп саналады, ал ВЕ > 14 болса, өлім қаупі туады.
Қышқылдық - негіздік тепе-теңдікті ретке келтіру үшін ацидоз кезінде 4%-ті натрий гидрокарбонатын қолданады. Оның көлемін мынадай формуламен есептейді: V= 0,5mBE, мұнда m - ауру адамның массасы. Егер ацидоз құбылысы жүрек тоқтау нәтижесінде пайда болса, натрий гидрокарбонатының көлемін мынадай формуламен есептейді: V= mZ, мұнда Z - жүректің тоқтап қалған уақыты (мин.).
Қышқылдық - негіздік тепе-теңдік алкалоз нәтижесінде бұзылса, уақытша 5% аскорбин қышқылының 5-15 мл-ін қолданады. Бірақ бұл өте күрделі процесс, демек көптеген жағдайларды ескере отырып, күрделі шаралар қолдана білу керек.
7.2 Гетерогендік тепе-теңдіктер. Ерігіштік көбейтіндісі
Егер аз еритін затты суға салса, қатты фаза мен заттың қанық ерітіндісінің арасында тепе-теңдік орнайды
AgCl ( Ag+ + Cl-
қатты иондар иондар
фаза
Осы тепе-теңдікке әсер етуші массалар заңын қолдансақ:
[Ag+][ Cl-]
K =
[AgCl]
Бұл теңдеуден:
K[AgCl] = [Ag+][ Cl-]
AgCl аз еритін болғандықтан, [AgCl] тұрақты шама деп алынады, сондықтан K[AgCl] тұрақты шама. Осы тұрақты шама ерігіштік көбейтіндісі (EК)деп аталады.
ЕК (AgCl) = K[AgCl] = [Ag+][ Cl-]
Ерігіштік көбейтіндісі деп тұрақты температурада алынған аз еритін заттың қанық ерітіндісіндегі иондарының концентрацияларының көбейтіндісін айтады.
Температура өскен сайын ЕК өседі. Ерігіштік көбейтіндісін заттың еру мөлшерін білу үшін қолданады. ЕК- ны білсе иондардың концентрациясын табуға болады.
Мысалы: ЕК (AgCl) = [Ag+][ Cl-] = 1,8 .10-10
cонда [Ag+] = (1,8 .10-10 = 1,33 .10-5 моль/л - бұл күміс иондарының ерігіштігі.
Ерігіштік көбейтіндісін есептеуде барлық нашар еритін тұздарды сипаттау үшін мынадай формуланы қолданамыз:
ЕK (КtaAnb) = [Kt ]a [An]b = const
Мысал үшін: Ca3(PO4)2
ЕKCa3(PO4)2 = [ Са2+]3 [PO43-]2
ЕК-ны білсе, заттың ерітіндісінен тұнба түзілу мүмкіндігін білуге болады. Егер ерітіндідегі иондардың концентрацияларының көбейтіндісі ЕК- дан кіші болса, тұнба түзілмейді. Ал ол көбейтінді ЕК-ға тең немесе үлкен болса, тұнба түзіледі.
Егер нашар еритін тұздың бір ионы комплекс түзуші болса, осы тұзға комплекс түзуге қабҢлеті бар қосылыстың ерітіндісін құйса, тұнба ериді.
Мысалы
AgCl + 2NH4OH ([Ag(NH3)2]Cl + H2O
тұнба ерітінді
ЕК белгілі болса, химиялық реакциялардағы тепе-теңдіктің қай жаққа ығысатынын алдын ала болжауға мүмкіндік туады. Мысалы,
CaCO3+ Na2SO4 CaSO4( + Na2CO3
EК(CaCO3) = 5 .10-9 ; EК(CaSO4) = 1,3 .10-4
EК(CaSO4) > EК(CaCO3)
сондықтан тепе-теңдік солға қарай ығысады.
Әр түрлі химиялық элементтердің аз еритін заттар түзу қабілеті, оларды еріту заңдылықтары тірі азалардаы гетерогендік тепе-теңдіктердің қалыптасуының негізін қалайды. Мысалы: Са, Sr, Be көптеген тұнбалар түзеді. Сүйектің құрамына кіретін негізгі аз еритін қосылыс - кальций тұзы - гидроксилапатит [3Ca3(PO4)2 . 2Ca(OH)2] . Оның беті өте майда кристалдардан құралған, сондықтан ол айналасын қоршаған ортамен ерітінділермен ион алмасып тұрады. Сүйек қату процесі сілтілік фосфатазаның әсерімен жүреді. Кальцийдің сүйек құрамында қалыптасуын немесе одан шығуын қамтамасыз ететін қосылыстар Д витамині және паратгормон. Скелет үшін және тістер үшін кальций теңдесі жоқ компонент және ол нерв тканьдерінің қалыпты қызмет жасауына, бұлшық еттердің қызметін, жүректегі және скелеттегі процестерді жақсарту үшін өте қажет. Кальций иондары ми қабыршағының тітіркенуін баяулатады. Ал егер адам азасына атомдық жарылыстардың нәтижесінде стронций - 90 өтіп кететін болса, ол сүйектегі кальцийдің 10%-ын ауыстырады және ауыр науқастарға (лейкомия - қандағы рак ауруларына, сүйектің рак ауруына) әкеледі. Бірақ азада кальций иондары жеткілікті болса, басқаша айтқанда, кальций - иондарының гетерогендік тепе-теңдігі сақталып тұрса, стронций-иондарының өтуі оңай болмайды. Демек, адам азасы ауруларға шалдықпау үшін кальцийге бай болуы қажет.
Сүйек қату процесіне бірден-бір зиян келтіретін элементтердің бірі - бериллий. Бериллийдің фосфаты жақсы ериді, сондықтан оның иондары азаа өтсе, гетерогенді тепе-теңдік бұзылады, кальций фосфаты ериді, демек сүйек жұмсаруы мүмкін:
Ca3(PO4)2 + Ве2+ ( Ве3(PO4)2 + Са2+
Бұл ауру “бериллий рахиті” деп аталады. Бериллийдің көптеген қосылыстары улы, олардың әсерінен терінің қабыну аурулары пайда болады (дем алу процесі қиындау, өпке ісіну). МҒндай жағдайда бериллийді тұнбаға түсіретін препараттар қолданылады.
Қорыта айтқанда, адам азасындаы гетерогендік тепе-теңдіктердің қалыптасуы өте күрделі процесс. Ол көптеген элементтердің концентрацияларымен тығыз байланысты, осы концентрациялардың өзгеруі көптеген ауруларға әкелуі мүмкін. Неғұрлым организмдегі тепе-теңдіктер, оның ішінде гетерогендік тепе-теңдіктер дұрыс қалыптасса және олардың негізін қалайтын химиялық элементтердің концентрациялары өзгермей тұрса, соұрлым бұл аза сыртқы әсерлерге, стресс факторларына қарсы тұра алады.
Еріген заттың сумен алмасу реакциясына түсіп, ерітіндінің рНын өзгерте ыдырауын гидролиз деп атайды. Гидролизге тұздар және әр түрлі органикалық қосылыстар белоктар, майлар, қанттар ұшырайды.
Біздің қарастыратынымыз тұздар гидролизі.
Гидролиз өте күрделі процесс. Түздағы электртерістігі үлкен элемент немесе топ сутегі ионымен, ал электртерістігі аз элемент немесе топ ОН- ионымен байланысады.
Тұздардың табиғатына және сыртқы жағдайға қарай, гидролиз сатылап, әр түрлі жылдамдықпен жүреді.
Тұздарды түзілу тегіне қарай, төрт топқа бөлуге болады.
1) күшті қышқыл мен күшті негіздің тұздары гидролизге ұшырамайды ( NaCl, KNO3, NaClO4, KBr, KF).
2) күшті қышқыл мен әлсіз негіздің тұздары (CuCl2, NH4Cl, Al2(SO)3, SnCl2, AlCl3, NH4NO3) гидролизге ұшырайды. Гидролиз катион арқылы жүреді, орта қышқылдық, рН<7. Гидролиздің молекулалық реакциясы:
Бір зарядты катион үшін:
NH4NO3 + H2O = NH4OH + HNO3
реакцияның иондық түрі:
NH4+ +NO3- + HOН = NH4ОH + H++NO3-
қысқартылған иондық реакция:
NH4+ + HOН = NH4ОH + H+ (pH<7)
Көп зарядты катион үшін:
AlCl3 + HOH = AlOHCl + HСl
І саты: Al3+ + HOH = AlOH2+ + H+
ІІ саты: AlOH2+ + HOH = Al(OH)2+ + H+
ІІІ саты: Al(OH)2+ + HOH = Al(OH)3 + H+
Түзілген Н+-иондар гидролиздің аяғына дейін жүруіне кедергі жасайды. Сондықтан бұл гидролиз ІІ-ші сатыда тоқтайды.
3) Әлсіз қышқыл мен күшті негіздің тұздары: (СН3СООNa, Na2CO3, KCN, Na2SO3, KNO2.) гидролизге ұшырайды.
Гидролиз анион арқылы жүреді. Бір зарядты анион үшін:
Молекулалық реакция:
KCN + HOH = HCN + KOH
иондық реакция:
K+ + CN- + HOH = HCN + K+ + OH-
қысқартылған иондық реакция:
CN- + HOH = HCN + OH- рН > 7, орта негіздік
Көп зарядты анион үшін:
Na2CO3 + HOH = NaHCO3 + NaOH
І саты: CO3 2-+ HOH= HCO3- + OH -
ІІ саты: HCO3 -+ HOH = H2CO3- + OH-
Түзілген ОН--иондар қайтадан көмір қышқылымен әрекеттеседі, сондықтан гидролиз І-ші сатыда тоқтайды.
4) Әлсіз қышқыл мен әлсіз негіздің тұздары толық гидролизденеді: (СН3СООNH4, Fe(CH3COO)3, (NH4)2S, Al2S3, PCl3, Cr2S3, SO2Cl2, BeSO4):
СН3СООNH4 + HOH = СН3СООH + NH4OH
иондық түрі
СН3СОО- + NH4++ HOH = СН3СООH + NH4OH
Егер КСН3СООH= KNH4OH болса, рН =7
Көп зарядты катион үшін
Fe(CH3COO)3 +HOH = Fe(OH)(CH3COO)2 + CH3COOH
негіздік тұз
иондық түрі:
Fe3++3(CH3COO) -+HOH= FeOH2++2 CH3COO -+ CH3COOH
Көп зарядты анион үшін
(NH4)2S + HOH = NH4OH + NH4HS
2NH4+ +S2- + HOH = NH4OH + NH4+ +HS-
Әлсіз негіз бен қышқылдық тұз түзіледі. Өте әлсіз қышқыл мен өте әлсіз негіздің тұздары аяғына дейін гидролизденеді:
Al2S3 + 6НОН = 2Al(OH)3 + +3H2S
Гидролиз дәрежесі ((г) деп гидролизденген молекулалардың саны мен ерітіндідегі молекулалардың санының арақатынасын айтады.
nгидр
(г =
nжалпы
(г - гидролиздену дәрежесі,
nгидр - гидролизденген молекулалар саны,
nжалпы -молекулалардың жалпы саны
Гидролиз дәрежесі ((г) еріген заттың табиғатына, концен-трациясына, температураға тәуелді.
Гидролиз константасы деп гидролиз процесінің қаншалықты терең жүретінін көрсететін шаманы айтады. Кг - неғұрлым үлкен болса, гидролиз соғұрлым терең жүреді.
Гидролиз константасын есептеу жолдары:
КГ = KW / KHA
KW - судың иондық көбейтіндісі
KHA - әлсіз қышқылдың диссоциациялану константасы
КГ = KW / KktOH
KKtOH -әлсіз негіздің диссоциациялану константасы.
Әлсіз қышқыл және қлсіз негізден құралған тұз болса
KW
KГ =
КHAn . КKtOH
Гидролиз константасы және гидролиз дәрежесін байланыстыратын формула:
KГ = С(2 , сонда ( =( KГ / С
Бұрынғы бізге белгілі қосылыстарда атомдар бір-бірімен иондық және коваленттік байланыстар арқылы қосылған. МҒндай қосылыстар бірінші ретті деп аталатын. Осы қосылыстардың молекулалары өзара әрекеттескенде, комплексті қосылыстар деп аталатын жоғары ретті қосылыстар түзіледі.
Мысалы: Cu(OH) 2 + 4NH4OH = [Cu(NH3) 4](OH) 2+ 4H2O
[Cu(NH3) 4](OH) 2 - комплексті қосылыс
Сулы ерітіндіде комплекстҢ қосылыстар диссоциацияланады.
[Cu(NH3) 4](OH) 2 [Сu(NH3 ) 4]2++ 2OН-
[Сu(NH3) 4]2+ - комплексті ион
Кристалда да, ерітіндіде де құрамында комплексті ионы болатын жоғары ретті қосылыстар комплексті қосылыстар деп аталады.
Химиялық байланыс теориясы тұрғысынан қарағанда, “КомплекстҢ
қосылыстар дегеніміз құрамында бір немесе бірнеше донорлы-акцепторлы байланыс болатын жоғары ретті қосылыстар”.
1893 жылы Швейцария ғалымы Вернер комплексті қосылыстардың құрылысы мен қасиетін түсіндіретін координациялық теория ұсынды.
Негізгі қағидалары
1. Комплексті қосылыстағы басты орын комплекс түзушінің үлесіне тиеді. Комплекс түзуші көбінесе оң зарядты металл иондары болады.
2. Комплекс түзушінің маңайына теріс зарядталған аниондар немесе электр нейтрал молекулалар - лигандалар жиналады.
3. Комплекс түзушінің маңайына орналасқан лигандалардың жалпы саны комплекс түзушінің координациялық саны (к.с.) болып табылады.
4. Комплекс түзушімен лигандалар - комплекс қосылысының ішкі сферасы.
5. Ішкі сфераға симай қалған иондар - комплекс қосылыстың сыртқы сферасы.
Мысалы:[Cu(NH3) 4]SO4
Cu2+-комплекс түзуші, NH3- лиганда, к.с.=4.
[Cu(NH3)4]2+ - ішкі сфера , SO42- сыртқы сфера
Комплекс түзушінің координациялық саны
Негізгі комплекс түзушілерге Д.И.Менделеевтің периодтық жйесҢнҢ элементтері жатады. Комплекс түзушілердің координациялық саны тотығу дәрежесіне тәуелді (4.1кесте)
|
Комплекс түзушілер |
Тотығу дәрежесі |
Координациялық сан |
|
Cu+ , Ag+, Au+ |
1+ |
2 |
|
Cu2+, Ag2+, Au2+ Pd2+, Pt2+,Pb2+ Cd2+, Sn2+ , Zn2+ |
2+ |
4 |
|
Al3+,Cr3+,Co3+,Fe2+, Fe3+,Nі2+, Pt4+, Pb4+, Pd4+ |
2+ 3+ 4+ |
6 |
|
Cd2+,Sr2+, W6+, Mo6+ |
2+ 6+ |
8 (өте сирек) |
Маңызды лигандалар:
1) Полюсті молекулалар: H2O, NH3, CO, NO, NH2OH
2) Иондар: F-, Cl-, Br-, І-, O2-, OH-, CN-, CNS-, S2O32-, CO32-, C2O42-
Комплексті қосылыстың формуласын құрастыру
Комплексті қосылыстың формуласын құрастыру үшін комплекс түзушінің координациялық санын, оның зарядын, лигандалардың зарядтарын, сыртқы сфераның зарядын анықтау керек.
Мысалы: Fe2+ - комплекс түзуші, CN- - лиганда, К+ - сыртқы сфера. Fe2+-координациялық саны 6, сондықтан Fe(CN)6 деп жазамыз, (CN) заряды (-1), сондықтан комплекс ионының заряды [Fe(CN)6]4-. Молекула нейтрал болу керек. Cонда комплексті қосылыстың формуласы: К4[Fe(CN6)].
10. Тотығу-тотықсыздану
“Элементтердің атомдарының тотығу дәрежесі өзгере отырып жүретін реакциялар тотығу-тотықсыздану реакциялары деп аталады”.
Тотығу дәрежесі дегеніміз электр терістігі кіші атомнан электр терістігі үлкен атомға ауысатын электрондар саны.
Элементтердің периодтық жйесҢндегҢ топтың нөмірі элементтің жоғарғы тотығу дәрежесін көрсетеді.
Тотығу-тотықсыздану процестері өте кең тараған. Кеннен металл алу, жану, дем алу процестері, фотосинтез, электр химиялық процестер тотығу-тотықсыздану процестері болып табылады.
Қүрамында жоғарғы тотығу дәрежесінде тұрған элементі бар заттар - тотықтырғыштар. Олар электрон қосып алады, ҰздерҢ тотысызданады. Электрон қосып алу процесі тотықсыздану. Маңызды тотықтырғыштар: КMnO4, K2Cr2O7, CrO3, K2CrO4, MnO2 , Pb3O4, PbO2, Na2O2, H2O2 (сілтілік ортада), Na2S2O8, O2, O3, NaClO (сулы ерітіндіде), KClO3 (балқымада), концентрленген H2SO4, HNO3, (HNO3 + HСl), Au3+, Ag+, Hg2+, Co3+ электр тогы (анодтағы) т.б.
Қүрамында ең төмен тотығу дәрежесінде тұрған элементі бар заттар тотықсыздандырғыштар. Олар электрон беретін бөлшектер, ҰздерҢ тотыады. Электрон беру процесі тотыу.
Маңызды тотықсыздандырғыштар: металдар, сутегі, С (кокс), СО, NH3, N2H4, H2S, сульфидтер, КІ, Na2S2O3, SnCl2, Cr2+, Fe2+, Tі3+, альдегидтер, электр тогы (катодтағы). Кейбір заттарда тотығу дәрежесі орта аралық болады, олар әрі тотықтырғыштар, әрі тотықсыздандырғыштар: HNO2, H2SO3.
Молекулалар арасындағы реакциялар
Әр түрлі екі зат әрекеттескенде екеуінің де тотығу дәрежесі өзгереді. Мысалы:
-1 +7 0 +4
6KІ + 2KMnO4 + 4H2O = 3І2 + 2MnO2 + 8KOH
2. Молекулалардың ішіндегі тотығу-тотықсыздану процесі.
Бір заттың ішінде әрі тотықтырғыш, әрі тотықсыздандырғыш болады: +5 -1 0
2KClO3 = 2КСl + 3O2
-3 0
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2N-3 - 6e = N20
2Cr+6 + 6e = 2Cr3+
Диспропорциялану реакциясы
Заттағы бір элементтің атомдары әрі тотықтырғыш, әрі тотықсыздандырғыш болады:
0 -1 +1
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
Кейбір реакцияларда бір зат әрі тотықтырғыш (немесе тотықсыздандырғыш), әрі тұз түзілуге қатысады:
3Ғе(NO3)2 + 4HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 2 H2O
Кейбір реакцияларда тотығу дәрежесін өзгертетін элементтің саны екіден артық
2As2S3 + 28HNO3 = 6H3AsO4 + 3H2SO4 + 28NO
2As+3 -4e = 2As5+
3S-2 -24e = 3S6+ 3
N5+ +3e = N2+ 28
Электронды баланс әдісі
Реакцияға түсетін және реакция нәтижесінде бөлінетін заттардағы элементтердің тотығу дәрежесін анықтап, ауысқан электрондар санын табу керек.
Al + O2 ( Al2О3
Al0 -3e = Al3+ - тотығу
O20 + 4e = 2O2- - тотықсыздану
Алынған электрон мен берілген электрондар сандарын теңестіріп, тиісті элементтің алдына жазамыз.
4Al + 3O2 ( 2Al2О3
Электронды баланс әдісінің кемшілігі: сулы ерітіндіде болатын иондардың табиғаты мен ортаның әсерін ескермейді.
Ионды-электронды әдіс
Тотығу-тотықсыздану процесі үшін бөлек иондық реакциялар жазылады. Процеске ортаның әсері бар екені ескеріледі:
NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 = NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Реакцияның иондық күйін жазамыз:
Na++NO2- + K+ + MnO4- + 2H++SO42- =
Na+ + NO3- + Mn2++ SO42- +2K+ +SO42- + H2O
Егер екі жақта бірдей иондар болса, оларды жазбауа болады:
NO2- +MnO4- + 2H+ = NO3- + Mn2++ H2O
Тотығу процесі мен тотықсыздану процесін жеке-жеке бөліп жазамыз:
тотығу: NO2- + H2O = NO3- + 2H+
тотықсыздану: MnO4- + 8H+ = Mn2++ 4 H2O
Электрондар саны арқылы зарядтарын теңестіреміз:
NO2- + H2O -2е = NO3- + 2H+ 5
MnO4- + 8H+ +5е = Mn2++ 4 H2O 2
Тотығу-тотықсыздану процестерін қосып жазамыз:
5NO2- +5H2O+2MnO4- +16H+ =5NO3- +10H+ +2Mn2++ 8H2O
Ұқсас иондар мен молекулаларды тедеудҢ бҢр жаына шыарамыз:
5NO2- +2MnO4- +6H+ =5NO3- +2Mn2++ 3H2O
алынған коэффициенттерді молекулалық теңдеуге қоямыз:
5NaNO2 +2KMnO4 +3H2SO4 =5NaNO3 +2Mn SO4+ 3H2O
Тотығу-тотықсыздану реакцияларындағы эквиваленттік масса
Тотықтырғыш пен тотықсыздандырғыш өздерінің эквиваленттік массасына сәйкес әрекеттеседі. Тотықтырғыштың эквиваленттік массасы былай анықталады.
Мтотықтырғыш
М(Этотықтырғыш) =
n
n реакцияда берҢлетҢн немесе абылданатын электрондар саны.
158
Мысалы: М(ЭKMnO4) = = 31.6 г/моль
5
Мтотықсыздандырғыш
М(Этотықсыздандырғыш) =
n
69
Мысалы: М(ЭNaNO2) = = 34,5 г/моль
2
Тотығу-тотықсыздану процесіне ортаның әсері
1. Қышқылдық ортада марганецтің тотығу дәрежесі +7 -ден +2-ге дейін өзгереді
2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4=2Mn SO4+ 5Na2SO4 +K2SO4 +3H2O
(бұрын теңестірілген)
2. Сілтілі ортада марганецтің тотығу дәрежесі +7 -ден + 6- ге дейін өзгереді:
2KMnO4+Na2SO3+2КОН (2К2MnO4+ Na2SO4 +H2O
2 MnO4- + e = MnO42-
1 SO3 2- +2ОН- -2e ( SO42-+H2O
2MnO4-+SO32-+2ОН- =2MnO42-+ SO42- +H2O
дейін өзгереді
2KMnO4+3Na2SO3+ H2O = 2MnO2+3Na2SO4 +2KOH
SO3 2- +2ОН- -2e ( SO42-+H2O
MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4OH-
Химиялық реакциялардың нәтижесінде электр тогҢн процестерҢн және электр тоғының әсерінен химиялық реакциялар жүру процестерін зерттейтін химияның саласын электр химиясы дейдҢ.
Егер мырышты мыс сульфатының ерітіндісіне салсақ, мынадай реакция жүреді:
Zn0 + CuSO4 = ZnSO4 +Cu0
Бұл тотығу-тотықсыздану реакциясы
Zn0 - 2е = Zn2+ тотығу
Cu2++2e = Cu0 тотықсыздану
Осы процестер мырыштың ерітіндіге тиіп тұрған жерінде жүреді.
Егер осы реакцияларды бір ыдыста, бірақ бөлінген кеңістіктерде жүргізсе, Даниэль-Якоби элементі деген қондырма шығады. Бұл қондырма гальвани элементі деп аталады және электр тоғының химиялық көзі болып табылады. Гальвани элементінде мырыш мырыш сульфатының ерітіндісіне, ал мыс мыс сульфатының ерітіндісіне салынады.
8.1-суре. Гальвани элементі
Ерітіндіге салынған металдар “электродтар” деп аталады, олар сыммен жалғанады, екеуінің ортасына амперметр қойылады. Амперметрдің стрелкасы қозғалса тізбек арқылы электр тоғы жүргені, демек химиялық реакцияның энергиясы электрлік энергияға айналғаны.
Гальвани элементінің схемасы:
Zn/Zn2+ Cu2+/Cu0
Егер гальвани элементінде тізбекке вольтметр қоссақ, екі электродтың арасындағы потенциалдар айырымын өлшеуге болады. Бұл потенциалдар айырымы мырыш пен Cu2+-ионының арасында жүретін тотығу тотықсыздану реакциясының нәтижесінде пайда болады. Оны осы гальвани элементінің электр қозғаушы күші деп атайды.
Стандартты электродтық потенциал
Әрбір металды электродтың потенциалдарын өлшеу қиын, сондықтан олардың салыстырмалы потенциалдары өлшенеді. Ол үшін потенциалын өлшеу керек болған металдан және қалыпты сутекті электродтан Гальвани элементін құрады. Металл ионының концентрациясын 1 моль/л-ге тең етіп алады. Осылай анықталған электр қозғаушы күш осы металдың стандартты электродты потенциалы деп аталады. (Сутекті электродтың потенциалы 0-ге тең). Мысалы: E0 =(Zn/Zn2+) = -0,76В. Бірқатар элементтердің стандарттық электродтық потенциалдарын 8.1-кестеде келтірдік.
Стандартты электродты потенциалдың өзгеруі бойынша металдар кернеу қатарына орналасқан. Ол қатарды электр химиялық қатар дейді.
Электр қозғаушы күшті есептеу
Егер стандарттық электродтық потенциалдар белгілі болса, кез келген гальвани элементі үшін, басқаша айтқанда, кез келген тотығу-тотықсыздану реакциясы үшін электр қозғаушы күшті (Э.Қ.К.) есептеуге болады. Ол үшін тотықтырғыштың потенциалынан тотықсыздандырғыштың потенциалын алу керек (Э.Қ.К. немесе Е).
Мысалы: мыс-мырышты гальвани элементі үшін
Э.Қ.К. = E0 Cu/Cu2+- E0 Zn/Zn2+= 0,34-(-0,76) = +1.1В
Гальвани элементтері қайтымды жйе. Бұл жйеде жұмыс жасалады, сондықтан оны Гиббс энергиясымен сипаттауға болады:
(G = (H - T(S
Стандартты жағдайда энтропиялық фактор T(S - өте аз шама, сондықтан (G энтальпиялық фактормен анықталады, ал энтальпиялық фактор жйедегҢ жұмысты, демек ішкі энергияның өзгеруін көрсетеді. Ал гальвани элементі үшін мұндай жұмыс электр қозғаушы күштің пайда болуына жұмсалады, сондықтан:
(G = - nFE, бұл формулада (G - Гиббс энергиясы, n - тотығу -тотықсыздандыруға қатысқан электрондар саны, E- электр қозғаушы күш, F - Фарадей тұрақтысы.
Ал басқа жағынан қарастырғанда, ТТР қайтымды жйе, демек:
(G = - RT lnK, бұл формулада K- тепе-теңдік константасы,
Сонда: RT lnK = - nFE
RT lnK
Осы теңдеуден стандартты жағдай үшін. Е =
nF
Ал егер жйе стандартты жағдайдан өзгеше жағдайда болса, концентрация 1моль/л ден артық не кем болса, Э.Қ.К. былай есептеледі , яғни Нернст теңдеуі басқаша, толығырақ жазылады:
RT [тотыққан]
Е = Е0 + ln
nF [тотықсызданған]
Мысалы: Fe3+ + e =Fe2+
RT [Fe3+ ]
Е= Е0 + ln
nF [Fe2+]
осы теңдеуге тұрақтыларды қойсақ:
0,058 [Fe3+ ]
Е = Е0 + ln
nF [Fe2+]
Егер (G < 0 болса, ал Э.Қ.К. > 0 болса, ТТР стандартты жағдайда өз еркімен тура бағытта жүре алады. Ал егер Е < 0 болса, ТТР өз еркімен тура бағытта жүрмейді.
Мысал :
KІ + 2 FeCl3 ( І2 + 2FeCl2 + 2KCl
Fe3+ + e ( Fe2+
тотықсыздану тотығу
Тотықтырғыш үшін:
Е0(Fe+3/ Fe2+) = -0,77 B
Тотықсыздандырғыш үшін: 2І - 2e = І2 - тотығу процесі
Е0( І-/ І0 ) = -0,54 B
E = 0,77 0,54 = 0,23B
E > 0 реакция тура бағытта жүреді.
Ал егер
КBr + 2 FeCl3 = - бұл реакция жүрмейді, себебі
Е0( Br-/Br0 ) = 1,07 B
E = 0,77 1,07 = -0,30B E < 0
Егер тұрақты электр тоғын электролит ерітіндісінде немесе балқымада тұрған екі электрод арқылы өткізсе, электродтарда тотығу- тотықсыздану реакциясы жүреді. Процесс электролиз деп аталады. Бүл гальвани элементінде жүретін процеске кері процесс болып табылады. Оң зарядты электрод анод, теріс зарядты электрод - катод.
Анодта тотығу процесі жүреді: Сu- 2е-= Сu2+
Катодта тотықсыздану процесі жүреді: Сu2++ 2е-= Сu0
Электролиз процесі өндірісте кең қолданылады. Анод болып инертті заттар немесе өзі анод болып, өзі тотығатын элементтер қызмет етеді (платина, графит, мыс). Катод болып графит, кез келген металдар қызмет етеді.
Электролиз процесі Фарадей заңдарына бағынады:
Фарадей заңдарын мынадай формуламен өрнектеуге болады:
М(Э) І(
m = ___________
F
m -бөлінген заттың массасы, г
М(Э) - заттың эквивалентінің массасы
І- ток күші, А
( - уақыт, с
F - Фарадей саны
Фарадей саны ретҢнде кейбір жағдайда жуық шамамен (96500 Кл) қолданылады немесе 26,8 А . сағ . Формуладағы М(Э)/ F шамасы электродтардан 1 кулон электрлік мөлшері өткендегі зат массасы, оны “электр химиялық эквивалент” деп атайды. Бірқатар элементтердің электрохимиялық эквиваленттері 8.3-кестеде келтҢрҢлген.
8.3-кесте
Кейбір элементтердің электр химиялық эквиваленттерінің мәні
|
Элемент |
О зарядтаы тотыу дқрежесҢ |
Электр химиялық эквивалент |
|
|
мг/к |
г/а.сағ |
||
|
Күміс |
1 |
1,1180 |
4,0245 |
|
Алюминий |
3 |
0,0932 |
0,3354 |
|
Кадмий |
2 |
0,5824 |
2,0968 |
|
Хлор |
1 |
0,3674 |
1,3228 |
|
Мыс |
1 |
0,329 |
1,185 |
|
Темір |
2 |
0,2893 |
1,0416 |
|
Калий |
1 |
0,04051 |
1,4586 |
|
Хром |
3 |
0,1797 |
0,6468 |
|
Никель |
2 |
0,3041 |
1,0947 |
|
Қалайы |
2 |
0,6150 |
2,2141 |
|
Мырыш |
2 |
0,3388 |
1,2195 |
14.Конструциялық материалдар
Материалдардың құрамын, құрылымын және қасиеттерін байланыстыратын қолданбалы ғылымды материалтану дейді. Ал химия осы материалтану ғылымының теориялық негіздерінің бірі болып табылады. Материал дегеніміз – белгілі бір затты алу үшін немесе басқа заттарды қолданғанда пайдаланылатын заттар. Әдетте материалдарды қолдану саласына қарап жіктейді. Механикалық жүктелістерге ұшырайтын машиналар детальдарын, аппараттарды, қондырғыларды, техникалық конструкцияларды материалдарды конструкциялық материалдар деп атайды. Конструкциялық материалдар берік (прочные), тозуға төзімді (износостойкие), серпілмелі (упругие), жеңіл, коррозияға төзімді, ыстыққа төзімді болып бөлінеді. Материалдар магниттік, электрлік және тағы басқа қасиеттеріне қарай бөлінеді. Қазіргі заманда өнеркәсіптің әртүрлі салаларында қолданылатын қондырғыларда әртүрлі табиғи және жасанды материалдар пайдаланылады. Дегенмен, қазіргі замандық техниканың негізі болып табылатын машиналар мен механизмдердің басым көпшілігі металдық материалдардан – металдардан, металдардың бір-бірімен, немесе металл еместермен түзетін құймаларынан дайындалады. Бұның себебі: барлық материалдардың ішінде металдан жасалған материалдардың механикалық қасиеттерінің артықшылығы көп болады. Металдан жасалған материалдар өте көп және олардың қасиеттерінің әртүрлілігі де көп.
Құймалар Сұйық күйдегі металдар бір-бірінде ерігенде бір тектес сұйық құйма түзіледі. Балқыған күйден кристалдар түзілген кезде әртүрлі металдардың өз ерекшеліктері болады. Бұл кезде үш жағдай байқалған:
Қатты күйде металдар бір-бірімен химиялық жолмен әрекеттеспейді және бір-бірінде ерімейді. Бұл кездегі құйма металдардың механикалық қоспасы болып табылады.
Балқытылған металдар бір-бірімен әрекеттесіп химиялық қосылыс түзеді.
Балқымадан кристалдану жүрген кезде металдардың бір-бірінде еруі тоқтатылмайды. Бір текті кристалдар түзіледі. Бұл кезде түзілген қатты фаза қатты ерітінді деп аталады. Кейбір металдар қатты ерітінділер түзген кезде бір-бірінде шексіз түрде еруі мүмкін, ал кейбір металдардың еруі шектеулі болады. Темір құймалары.
Темір құймаларының құрамында темір және басқа металдар болады: мысалы: темір-көміртек (бұл құймалар болат және шойындар деп аталады). Сонымен қатар темір құймаларының құрамында хром, никель және тағы басқа элементтер болады. Қазіргі кезде темір құймалары көміртекті болаттарға, шойындарға, легирленген болаттарға және ерекше қасиетті болаттарға бөлінеді. Техникада темір құймалары қара металдар деп аталады, ал оларды өндіру қара металлургия деп аталады.
Қатты темірдің ерекше қасиеті – ол көп металдарды ерітеді. Мысалы темірде көміртек ериді. Көміртектің темірде ерігіштігі темірдің модификациясына тәуелді. Көміртек темірдің γ-модификациясында жақсы ериді. Бұл құйманың тұрақтылығы да темірге қарағанда жоғары болады. Көміртектің α-, β-, δ- темірдегі қатты ерітінділері феррит деп аталады, ал көміртектің γ-темірдегі қатты ерітіндісі – аустенит деп аталады. Олардың механикалық қасиеттері көміртектің мөлшеріне байланысты. Темір мен көміртектің Fe3C формуласына сәйкес қоспасы карбид немесе цементит деп аталады. Темір мен көміртектен құрастырылған құймалар болаттар және шойындар деп аталатыны белгілі. Болаттар өздерінің химиялық құрамына және қолданылу мақсатына қарай топтарға бөлінеді. Ал шойындар – құрамындағы көміртектің күйіне қарай бөлінеді. Химиялық құрамына қарай болаттар көміртекті және легирленген деп бөлінеді.
Көміртекті болаттар – бұлар темір мен көміртектен құрастырылған құймалар, бұлардың құрамындағы көміртектің мөлшері 2,14%-дан аспайды. Өнеркәсіпте шығарылатын болатта әрқашанда басқа элементтердің қоспалары болады (марганец, кремний, фосфор, күкірт).
Азоттау кезінде тетіктің беті цементтегенге қарағанда қаттылау болады. Азотты аммиактан немесе молекулалық азоттан алады. Азоттау кезінде нитридтер түзіледі: Fe4N, Fe2N, CrN, TiN. Азоттау 500-6000С-та жүргізіледі. Азоттау нәтижесінде тетіктердің тозуға төзімділігі 2-5 есе артады.Тозуға төзімді материалдардың басқа тобы баббиттер (құрамында қорғасын және қалайы бар құймалар), қалайылы және қалайы-мырыш-қорғасын құймалары, жездер, алюминий құймалары, сұр шойындар, полимерлер, пластиктер (капрон, текстолит), комбинирленген материалдар (темір-графит, қола-графит, металлфторопласт). Олардың тозуға төзімділігі үйкеліс коэффициентімен бағаланады. Мысалы баббиттердің үйкеліс коэффициенті 0,09.
Жеңіл конструкциялық материалдар
Қазіргі заманда энергияның шығынын азайту мәселесі өте өзекті болып тұр. Сол себептен пайдаланылатын энергияның бір бірлігіне есептелінген машиналардың, аппараттардың массаларын азайту қажет. Сондықтан қолданылатын материалдардың меншікті беріктігі өте жоғары болу керек. Меншікті беріктік дегеніміз – материалдың беріктігінің оның тығыздығына қатынасы. Қазіргі кезде материалдардың беріктігі жоғары, иілгіштігі қажетті деңгейде болуы қажет. Бірақ көптеген материалдар берік болса, иілгіш болса, берік болмайды.Жеңіл металдардың ішінде конструкциялық материалдар ретінде берилий, магний, алюминий, титан және олардың құймалары қолданылады. Бұл металдар компактты кезінде химиялық тұрғыдан тұрақты, берік болып келеді, себебі олардың беттері тығыз, берік оксидті қабаттармен қапталған. Бұл металдардың құймаларының түр-өзгерістерін көбейту мақсатында оларға литий, натрий, кальций, барий, скандий, иттрий қосады. Бериллий және магний қосылған құймалардың тығыздығы төмен, ал беріктігі және серпілгіштігі жоғары болады. Металл күйіндегі бериллийдің беріктігі легирленген болаттың беріктігіне тең, ал меншікті беріктігі өте жоғары. Берилий өте қатты және жеңіл конструкциялар жасауда қолданылады. Егер самолеттің 80%-ын бериллийден жасаса, ол алюминийден жасалған самолеттен 2 есе жеңіл болады. Бірақ бериллийдің кемшілігі де көп: ол улы, ол қымбат, ол сынғыш.
15.Композиялық материалдар