Ximi9_wpor

Реакцияға қатысқан заттардың массасы реакция нәтижесінде түзілген заттардың массасына тең болады. Бұл тұжырым зат массасының сақталу заңы деп аталады

Салыстырмалы атомдық масса –

белгiлi бiр элемент атомының массасы көмiртектiк бiрлiк массасынан неше есе артыо екенiн көрсетедi. Элементтер изотоптардың қоспасын құрайды, сондықтан Д.И.Менделевтiң кестесiнде көрсетiлген элемент атомының массасы элементтiң табиғаттағы изотоптарының атомдық массаларының орташа мәнi.

Салыстырмалы молекулалық масса

– молекула массасы көмiртектiк бiрлiктен неше есе үлкен екендiгiн көрсететiн сан. Молекулалық масса сол молекуланың құрамына кiретiн барлық элемент атомдарының массаларының қосындысына тең.

Моль – 12 г. көмiртегi – 12 изотопында қанша құрылымдық бiрлiктер болса, сонша бiрлiктi құрайтын зат мөлшерi.

Зат құрамының тұрақтылық заңы –

(Ж.Л.Пруст,1799): алыну әдiсiне қарамастан әрбiр заттың құрамы ( қасиетi) тұрақты болады.

Авогадро заңы - (А.Авогадро,1811,

С.Канницаро,1858): бiрдей жағдайдағы (температура және қысымда) әртүрлi газдардың тең көлемдерiндегi молекула сандары бiрдей болады.

Химиялық формула — химиялық жеке заттар молекуласының құрамын химиялық таңба және сан арқылы белгілеу. Химиялық формула молекуланың сапалық және салмақ құрамын көрсетеді.

Салыстырмалы молекулалық масса

деп зат молекуласы массасының атомдық масса бірлігінен неше есе ауыр екенін көрсететін шаманы айтады, ол МRдеп белгіленеді.Бұл шама молекуланың абсолюттік массасы деп аталады. Зат молекуласы атомдардан тұратындықтан, оның салыстырмалы молекулалық массасын табу үшін зат құрамына кіретін элементтердің салыстырмалы атомдық массаларын (АR) индекстеріне көбейтіп қосамыз.

Химиялық теңдеулер — химиялық реакцияларды химиялық формулалар, химиялық таңба, сан мен математикалық белгілер арқылы өрнектеу. Ал реакция теңдеулерінде бастапқы қосылыстардағы әрбір элементтің атом сандары реакция өнімдеріндегі сол атомдардың сандарына тең болады. Сондықтан реакцияның сұлбасындағы қосылыстардың формулаларының алдына коэффициенттер қоямыз.

Физикалық құбылыс кезінде заттардың табиғаты өзгермейді, тек олардың агрегаттык күйі мен пішіні өзгереді, жаңа зат пайда болмайды.

Химиялық құбылыс кезінде бір зат басқа жаңа бір затқа айналады.Заттардың өзара ұқсастығы мен айырмашылықтарын көрсететін белгілері олардың қасиеттері деп аталады Заттардың химиялық қасиеттерін химия ғылымы зерттейді. Моль - зат мөлшерінің өлшемі, ол v ("ню") әрпімен белгіленеді. Кез келген заттың 1 молінде Авогадро санындай құрылымдық бірліктер (атом, молекула) болады. Олай болса «моль» дегеніміз

Авогадро санындай құрылымдык бірлігі бар зат мөлшері. Заттың 1 молінің массасын молярлық масса деп атайды, ол М әрпімен белгіленеді, әлшемі г/моль. Оның сандық мәні салыстырмалы молекулалық массага тең.

Химиялық эквивалент — химиялық элементтің 1 (дәлірек 1,008) салмақ бөлік сутекпен (немесе 8 салмақ бөлік оттекпен) қосылыса алатын немесе қосылыстарда 1 салмақ бөлік сутек (8 салмақ бөлік оттек) орнын баса алатын салмақ мөлшері Химиялық эквивалент сан жөнінде элементтің атомдық салмағының белгілі қосылыстағы валенттілігі қатынасына тең Элементтің эквивалентіне сәйкес масса эквиваленттік масса деп аталады Егер элемент сутегімен немесе оттегімен қосылыс түзетін болса, онда оның эквиваленті қосылыс құрамынан

тікелей анықталуы мүмкін (тура аныктау тәсілі).

Егер элемент сутегін оның косылысынан ығыстырып шығаратын болса, мұндай элементтің эквивалентін бөлініп шыққан сутегінің мөлшері бойынша анықтауға болады

(ығыстыру тәсілі).Көп жағдайларда эквивалент (сутегі немесе оттегі арқылы емес) эквиваленті белгілі басқа элементпен қосылысы бойынша анықталады (жанама анықтау тәсілі).

Күрделі заттардын эквиваленті дегеніміз - екінші заттың бір эквивалентіне сай келетін мөлшері.

Қышқыл эквиваленті - 1/негізділігі,

мольге тең. Қышқылдың эквиваленттік массасын табу үшін, оның мольдік массасын негізділігіне бөлеміз немесе мольдік массасьш эквивалентіне көбейтеміз

Негіздің эквиваленті -

1/қышқылдылығы, мольге тең (қышқылдылығы ОН- - иондарының санына тең). Негіздің эквиваленттік массасын табу үшін негіз молінің массасын қышқылдығына (ОН- - тобының санына) бөлу керек немесе мольдік массасын эквивалентіне көбейту керек

Тұздың эквивалентті - 1 мсль/металл атомдарының жалпы валенттігі. Тұздың эквиваленттік массасын табу үшін оның мольдік массасын металл атомдарының жалпы валенттігіне (демек валентгігі мен индекісінің көбейтіндісіне) бөледі немесе мольдік массасын эквивалентіне көбейтеді. Элементтің эквиваленті сияқты күрделі заттың эквиваленті де, эквиваленттік массасы да ауыспалы болуы мүмкін, ол химиялық реакциялардағы өзгерістерге тәуелді болады.

Эквивалент заңы: Заттар бір-бірімен эквиваленттеріне пропорционал масса

мөлшерінде реакцияласады:

Химиялық элементтер — ядродағы зарядтары бірдей болып келетін атомдар тобы. Табиғатта кездесетін барлық жай және күрделі заттар химиялық элементтерден түзіледі.Химиялық элементтер аты латынша атауының бір немесе екі алғашқы әріптерімен белгіленеді, мысалы, азот N (лат. Nіtrogenіum),

алюминий Al (лат. Alumіnіum), т.б. молекуласы бір ғана элемент атомдарынан құралған зат — жай зат, молекуласы әр түрлі химиялық элементтер атомдарынан түзілген зат

— күрделі зат деп аталады.

Электрондарды беру металдың, ал қосу бейметалдық қасиеттерді сипаттайды. Сонымен, период бойынша

солдан оңға қарай металдық қасиет кеміп, бейметалдық біртіндеп артады;

ал топ бойынша жоғарыдан төмен қарай металдық қасиет артады. Электртерістілік дегеніміз элемент атомдарының байланыс түзу кезінде өзінің сыртқы қабатына электрондарды тарту арқылы аяқталған электрондық қабат түзу мүмкіндігі.Элементтердің электртерістіліктерінің мәндеріне қарай элемент валенттілік электрондарын

беріп жібереді немесе қосып алады

деп есептегендегі түзілуге тиісті шартты зарядтың шамасын тотығу дәрежесі деп атайды.

Химиялық таңбалар — химиялық элементтердің латын әріптерімен қысқаша белгіленуі. Ол үшін элементтердің латын тіліндегі атауының алғашқы әрпін немесе оған алғашқы әрпінен кейінгі бір әрпін қосып алады

Валенттілік, іліктілік (лат. valentіa — күш) — атомның басқа атомдарды немесе атомдар тобын қосып алып химиялық байланыс құру қасиеті. Валенттіліктің мәні берілген элементтің атомы ала алатын немесе орнын баса алатын сутек атомдарының санымен өлшенеді. Химияға валенттілік ұғымын 1853 ж. ағылшын химигі Э.Франкленд (1825 — 1899) енгізген Менделеев элементтің валенттілікінің оның периодтық жүйедегі орнымен байланыстылығын тапты, айнымалы валенттілік туралы ұғымды енгізді, элементтің сутекпен және оттекпен қосылыстарындағы валенттіліктерінің өзара байланысын көрсетті Валенттілік рим цифрларымен белгіленеді, формулаларда элмент таңбасының үстіне жазылады, мәні I-VIII-гe дейін өзгереді. Валенттілік бойынша формула құру үшін элементтердің валенттіліктерінің ең кіші ортак еселігін тауып, әр элементтін валенттілігіне бөліп, индекс етіп жазамыз. Егер элемент қосылыстарында айнымалы валенттілік көрсетсе, онын, атауында элементтің валенттілігі рим цифрымен жақшаның ішінде көрсетіледі.

Тотығу дәрежесінің оң мәні (+) берген электрон санын, ал теріс мәні ( ) қосып алған электрон санын көрсетеді.

Элементтердің Т. д-н белгілегенде алдымен таңбасы, содан соң сандық мәні жазылады. Мысалы, Mn+7, S+6,

S 2, Cl+5, O 2, H+1, т.с.с.

Химиялық реакциялар — заттардың өзара әрекеттесуі нәтижесінде олардың химиялық құрамы мен құрылысы өзгеріп, басқа заттарға айналуы. Химиялық реакциялар масса сақталу заңы мен эквивалент заңына

негізделген. Химиялық реакциялардың ядролық реакциялардан айырмашылығы — реакция кезінде әрекеттесетін заттар құрамындағы химиялық элементтер мен олардың

кездеседі. Оны этил спиртінің өзінен немесе оны суға араластырғанда жылу бөле жүретін процестен байқауға болады.Кіші молекулалы су, спирт, альдегид тәрізді заттардың қалыпты жағдайда сұйық күйде болуы еутектік байланыстың әсерінен. Сонымен қатар аммиак, фторсутек сияқты газ күйіндегі заттардың оңай сұйылуы олардың молекуласының арасында түзілетін сутектік байланыстар арқылы іске асырылады.Сутектік байланыспен байланысқан заттар молекулалық кристалдық торға ие болады.

Иондық байланыс катиондар мен аниондардың арасында электростатикалық тартылу күшінің нәтижесінде пайда болады. Химиялық әрекеттескен атомдар 8 электронды тұрақты октет қабатқа ие болып, катион мен анионға айналу үшін олар күшті металдар мен бейметалдарға жатуы тиіс.Иондық байланысқан қатты заттар иондық кристалдық торға ие болады. Сондықтан олар қатты, берік, қиын балқитын заттарға жатады. Иондық байланыс көбіне нағыз типтік металдардың оксидтері мен гидроксидтеріне және барлық тұздарға тән.

Менделеевтің периодтық заңы ,

периодтық заң – атом ядросы зарядтарының артуына байланысты химиялық элементтер қасиеттерінің периодты өзгеретінін тұжырымдайтын табиғаттың негізгі заңы. Бұл заңды 1869 жылы Д.И. Менделеев ашты. Ол оның толық тұжырымдамасын 1871 жылы жариялады. Менделеевтің 1869 жылы жасаған еңбегі элементтердің периодтық жүйесі – Менделеевтің периодтық заңының графиктік бейнесі. Бұл заң элементтердің периодтық жүйесімен тығыз байланысты және бірін-бірі толықтырып, түсіндіреді. Ядроның заряды (Z) жүйедегі элементтердің атом нөміріне тең. Z өсуі бойынша орналасқан элементтер Z (Н, Нe, Lі, Be…) 7 период түзеді. 1-ші периодта – 2 элемент,2 мен 3-те – 8- ден,4 пен 5-те – 18-ден,6-да – 32 элемент,7-де – 23 элемент белгілі. Химиялық термодинамика — физикалық химияның химиядағы термодинамикалық құбылыстарды (химиялық реакция, фазалық ауысулар (еру, булану, кристалдану, т.б.), сонымен қатар заттардың термодинамикалық қасиеттерінің олардың құрамы мен агрегаттық күйіне тәуелділігін қарастыратын саласы. Химиялық термодинамика термохимия, химиялық тепе-теңдік және ерітінділер (олардың ішінде электролиттер) туралы ілімдермен және электродты потенциалдар, беттік құбылыстар термодинамикаларымен тығыз байланысты. Химиялық термодинамика термодинамиканың жалпы заңдары (нөлінші, бірінші, екінші, үшінші) мен ережелерін пайдаланады.

Термодинамиканың бірінші заңы,

термохимияның негізін құрайтын, оның маңызды салдары — Гесс заңы. Термохимия әр түрлі заттардың жылу сыйымдылығын, жану жылуын, реакцияның жылу эффектісін, түзілу жылуын, еру жылуын, т.б. зерттейді.

Олардың температураға тәуелділігін Кирхгоф теңдеуі анықтайды. термодинамиканың бірінші заңы былай аталады:кез келген процесте жүйенің сіңірген жылуы жүйенің іішкі энергиясының өзгеруіне және белгілі жұмыс жасауға жұмсалады. .Гесс заңы: реакцияның жылу эффектісі заттың тек бастапқы және соңғы күйінің түріне(ТАБИҒАТЫНА) ТӘУЕЛДІ БОЛАДЫ,БІРАҚ РЕАКЦИЯ ЖҮРУ БАҒЫТЫНА ,яғни аралық сатылардың сипатына және санына тәуелді емес.∆Нхим.реак=Qp=∑∆Hреак.өнімдер і-∑∆Нбастапқы реагенттер. Салдары:1Реакция жылу эффектісі ,өнімнің түзілу жылуларының қосындысынан бастапқы заттардың түзілу жылуларының қосындысын алып тастағандағы айырымына тең.2. Реакцияның жылу эффектісі бастапқы заттардың жанужылуларының қосындысынан реакция өнімдерінің жану жылуларының қосындысын алып тастағандағы айырымына тең.

Термодинамиканың екінші заңы тепе-

теңдіктерді, оның ішінде химиялық тепе-теңдік жөніндегі ілімнің негізін қалады. Оны химиялық реакцияларды зерттеуге қолдану алғаш Я.Х. ВантГофф, А.Л. Ле Шателье, т.б. еңбектерінде айтылған. Екінші заң Химиялық термодинамикада белгілі жағдайда қарастырылып отырған жүйедегі әрекеттесудің өз бетінше жүре алатын бағытын, әрі осы тепе-теңдік күйге сыртқы жағдайдың (температура, қысым, т.б.) қалай әсер ететінін анықтайды. Практикалық тұрғыдан алғанда, аса маңызды тепе-теңдіктің өз бетінше ығысуын тиісті бағытта, тиімді жүргізу үшін сыртқы жағдайды қалай өзгерту жолын көрсетеді. Осы айтылғандардың бәріне термодинамикалық функциялар — энтальпия Н мен энтропия S пайдаланылады. Егер процесс тұрақты температура Т және тұрақты қысымда V жүрсе, тепе-теңдікті изобараизотермиялық потенциалдың (Гиббс энергиясы) G өзгеруі G= H–T S, егер процесс тұрақты температурада және тұрақты көлемде жүрсе, тепе-теңдікті изохора-изотермяиылқ потенциалдың (Гельмгольц энергиясы) А өзгеруі:

A= U–T S арқылы анықтайды. Екі жағдайда да процестің өз бетінше жүруі G және A мәндерінің азаю бағытына

сай болады. Химиялық термодинамикада кез келген фазалық өзгерулер (еру, булану, балқу, т.б.) заттың бір фазадан екінші фазаға өтуі белгілі заттың химиялық потенциалдары теңесетін бағытқа сай келеді, яғни потенциалы үлкен фазадан потенциалы кіші фазаға ауысып, олар өзара теңескенде тепе-теңдік туады. Фазалар ережесі жұйедегі барлық тәуелсіз құраушылардың саны фазалардың санымен варианттылық арасындағы қатынасты сипаттайды. Химиялық тепе-теңдіктерді есептеуде

термодинамиканың үшінші заңының

маңызы зор. Ол абсолют нөлге жуық температураларда жүргізілген тәжірибе нәтижесінде қажетті функциялар — энтропия мен энтальпияның шамасын табуды қалыптастырды. Осыдан G

және A мәндерін тауып, олардың тепе-теңдік константасы мен қатынасын өрнектейтін формулалармен K мәнін табуға болады: G =–RT1nK, мұнда

G —стандартты Гиббс энергиясы, R

— газ тұрақтысы, K — тепе-теңдік константасы. 20 ғасырдың ортасында тепе-тең емес процестер мен жоғары температурадағы химиялық реакциялар термодинамикасын зерттеу ісі дами бастады. Бүгінде химиялық термодинамиканың екі бағыты — термохимия мен химиялық реакциялардың термодинамикасы кеңінен дамып қолданылады. Мысалы, аммиак синтезі, метанол өндірісі, т.б. маңызды өндірістік процестерде химиялық термодинамиканың есептеулері пайдаланылады.Термодинамикалық немесе жай процесс деп қоршаған ортамен әсерлесу нәтижесінде болатын жүйенің бір күйден екінші күйге өтуін айтады Бір тепе-теңдік күйден екіншіге өткенде

болатын термодинамикалық жүйе күйінің өзгеру жиынтығын

термодинамикалық процесс деп атайды.

Гиббстың фазалар ережесі аталатын теңдеуінің қазіргі түрі мынау:P + f = C+2,мұндағы Р — тенгермелі қалыпта тұратын фазалардың ең көп саны,С — системадағы компоненттер саны,f — системаның еркін дәреже саны, яғни өзгермелі факторлар саны (температура, қысым, компоненттер қанықтығы Бірінші салдар. Кейбір химиялық

қосылыстың айырылуының (ыдырауының) жылу эффектісі оның түзілу жылу эффектісіне тең, тек таңбасы қарама – қарсы. (Мұны Лавуазье – Лаплас (1780 - 1784) заңы деп те атайды).

Екінші салдар. Егер әртүрлі бастапқы күйлерден бірдей соңғы (ақырғы) күйге келетін екі реакция жүретін болса, онда олардың жылу эффектілерінің айырмасы бастапқы күйлердің бір – біріне ауысқандағы жылу эффектісіне тең.

Үшінші салдар. Бірдей бастапқы күй – жағдайда әр түрлі соңғы күйлерге келетін екі реакция жүретін болса онда олардың жылу эффектілерінің айырмасы соңғы күй жағдайлардың бір

– біріне ауысқандағы жылу эффектісіне тең.

Сонымен Гесс заңын және оның салдарларын қарастыра отырып, бұл заңның энергия сақталу заңының бір дербес жағдай екенін көреміз. Жүйенің энергиясы оның күй жағдайының функциясы болып табылады. Егер процесс тұрақты көлемді жүрсе, онда жылу эффектісі – ішкі энергияның өзгеруінің өлшемі, ал егер процесс тұрақты қысымда жүрсе онда ол энтальпияның өзгеруінің өлшемі болады.

Тұздар – химиялық қосылыстар класы; қышқыл молекулаларындағы сутек атомдарының орны толықтай немесе жартылай металл атомдары не ОН топтарына ауысқан қосылыстар; қалыпты жағдайда иондық құрылымдағы кристалл заттар. Тұздар