Электролиттік диссоциация

 

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.

33. Диссоциациялану дәрежесі. Әлсіз және күшті электролиттер

 

Бір түрлі еріткіште әр түрлі электролиттер әр түрлі диссоциацияланады, сондықтан диссоциациялану дәрежесі қабылданған.

N_дис

( =

N_жалпы

 

N_дис- диссоциацияланған молекулалар саны,

N_жалпы- молекулалардың жалпы саны,

( – диссоциациялану дқрежесҢ, оныœ 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.

 

Әлсіз электролиттердің қасиеттері

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: K_g (CH₃ COOH)= 1,76^{­ .} 10^-5

K_g(NH₄OH) = 1,79 ^{­ .} 10^-5

K_g(HCN) = 4,79 ^{­ .} 10^-10, демек HCN – өте әлсіз электролит.

K_g аз болса, электролит әлсіздеу.

Қышқыл қалдығының заряды жоғары электролиттер сатылап диссоциацияланады.

Мысалы: H₃PO₄

[Н⁺][H₂PO₄^-]

І саты H₃PO₄ Н⁺+H₂PO₄ ^- K_g = = 7,1 ^.10^-3

^І H₃PO₄

 

 

[Н⁺][HPO₄^2-]

ІІ саты H₂PO₄ ^- Н⁺+HPO₄^2- K_g = = 6,2 ^.10^-8

^ІІ [H₂PO₄^-]

 

 

[Н⁺][PO₄^3-]

ІІІ саты HPO₄^2- Н⁺ + PO₄^3- K_g= = 4,4 ^.10^-13

^ІІІ [HPO₄^2-]

 

Толық диссоциациялану константасы: K_g = K_І^. K_ІІ ^. K_ІІІ

34. Тұздар гидролизі

Еріген заттың сумен алмасу реакциясына түсіп, ерітіндінің рН–ын 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, KNO_2.) 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.

ІV тип. 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⁺ +S^2- + 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

35. Кешенді қосылыстар.

Координациялық қосылыстар – жай химиялық қосылыстардың әрекеттесуі нәтижесінде түзілетін құрамы күрделі химиялық қосылыстар. Кешенді қосылыстарға кристаллогидраттар CuSO4×5H2O, аммиакаттар CaSO4×4NH3, ашудас KAl(SO4)2×12H2O, т.б. күрделі қосылыстар жатады. Кешенді қосылыстар теориясын алғаш (1893) Швейцария химигі А.Вернер ұсынды және оны координациялық теория деп атады. Бұл теорияға сәйкес Кешенді қосылыстарда орт. орын алып тұрған ион немесе атом кешен түзуші деп, ал оның айналасына жиналған, яғни координацияланған иондарды немесе молекулаларды лигандалар деп атайды. Кешен түзушінің айналасына координациаланған лигандалардың жалпы саны оның координациялық саны деп аталады. Кешенді ионның заряды сыртқы иондар зарядының қосындысына тең, бірақ мәні кері болады. Кешен түзушінің зарядын табу үшін Кешенді қосылыстардың құрамына кіретін басқа иондардың барлығының зарядының алгебр. қосындысын шығарып, оған теріс мән қояды. Негізгі кешен түзушілерге хим. элементтердің периодтық жүйесінің қосымша топшаларында орналасқан d-элементтері жатады. Маңызды лигандтарға жататын полюсті молекулалар: H2O, NH3, CO, NO, NH2OH, т.б., аниондар: F, Cl-, Br-, Қ-, O2-, OH-, CN-, т.б. Полюсті молекулалар Кешенді қосылыстардың сыртқы сферасында аниондар немесе катиондар болуы кешен ионының зарядына байланысты. Егер қосылыстағы кешен ионының заряды оң болса, сыртқы сферада аниондар орналасады, ал кешен ионының заряды теріс болса, сыртқы сферада катиондар орналасады. Кешенді қосылыстардың атауы кейбір электрбейтарап молекулалардың – лигандалардың қалыптасқан аты бойынша аталады, мыс.: H2O – аква, NH3 – амин, NO – нитрозил, т.б. Егер лигандалардың саны бірнешеу болса, олардың санын грекше көрсетеді: 2 – ди, 3 – три, т.б. Кешенді қосылыстар су ерітіндісінде диссоциацияланады. Кешенді қосылыстар хим. талдауда, сирек кездесетін маңызды металдарды бөліп алуда, тазартуда т.б. қолданылады. Кешенді қосылыстардың өсімдіктер мен жануарлар организміндегі биол. зат алмасу процестеріндегі маңызы зор. ^[1]

36. ТОТЫҒУ-ТОТЫҚСЫЗДАНУ РЕАКЦИЯЛАРЫ

ТУРАЛЫ ТҮСІНІК

 

“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 ж‰йесҢндегҢ 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, өздері тотықсызданады. 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.

 

_{-3 0}

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

2N^-3 - 6e = N₂⁰

2Cr⁺⁶ + 6e = 2Cr³⁺

 

2As₂S₃ + 28HNO₃ = 6H₃AsO₄ + 3H₂SO₄ + 28NO

2As⁺³ -4e = 2As⁵⁺

3S^-2 -24e = 3S⁶⁺ 3

N⁵⁺ +3e = N²⁺ 28

37. Гальвани элементінің электрқозғаушы күші

Егер гальвани элементінде тізбекке вольтметр қоссақ, екі электродтың арасындағы потенциалдар айырымын өлшеуге болады. Бұл потенциалдар айырымы мырыш пен Cu^2+-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