ХИМИЯ ПОЛНЫЙ Біріктірілген. Емтихан тест тапсырмалары пн бейорганикалы химия Оу курсы 1 курс фармация факультеті
 Скачать 0.65 Mb.
|
|
3. Химиялық байланыстардың типтері: иондық байланыс, металдық байланыс, молекулааралық байланыс, сутектік байланыс және биологиялық рөлі. •Химиялык байланыс(ХБ)- молекулалар тузгенде атомдар асарсындагы пайда болатын куштер. •Байланыс энергиясы-бул байланысты узуге жумсалатын энергиянын молшеры. Бул байланыс берыктылыгынын олшемы байланысты узу энергиясы шамасынын байланыс тузылу энергиясына тен бырак танбасы карама-карсы •Валенттылык байланыс теориясы 1928 жылы агылшын галымдары Гайтлер мен Лондон негызын калады .кагидалары: -2 атомнын сырткы электрон кабатындагы жалкы электрондары бырыгып олардын ядроларын айналып журетын электрон жубын тузу аркылы ХБ пайда болады - ХБ-ты ар турлы екы атомга жататын спиндеры карама карсы (антипараллель) екы электрон тузеды - ХБ тузылгенде атомдар арасында пайда болган электрон тыгыздыгы жуйедегы потенциал энергиясы азайтады - орбитальдагы ен жогаргы кабаттасу багытына карай ХБ ыгысады Кавалентты байланыс – атомдардын электрондарынын ортак электрон жуп куру аркылы байланысуы Валенттылык- атомдары байланстырып туратын электрон жубы Каваленттылык- атомдардын электрон жубын тузуге жумсайтын электрон саны. Коваленттык полюссыз байланыс- екы ядронын арасындагы атомдардын электр терыстыгы бырдей болгандыктан екы ядрога симметрия турде ортак болады:О2,СО,Н2,N2,Br2 Полюяты байланыс-екы ядронын арасындагы атомдардын электротерыстылыгы ар турлы болгандыктан быр ядрога ыгысып турады:HCl,HF,H2O,NH3 Иондык байланыс карама-карсы зарядталган иондардын электрлык статикалык тартылуынан болады. Донорлы-акцепторлы байланыс деп быр атомнын кос электронды орбиталы екыншы атомнын бос орбиталь мен буркескенде тузылетын ковалентты байланыс. Иондык байланыс электр терыстык мандеры бойынша кушты ерекшеленетын элементтердын атомдардын арекеттескенде тузыледы. Иондык байланыста иондар тузыледы. Иондык байланыста иондар электростатикалык куш аркылы тартылады. Сутектык байланыс курамында сутекпен байланыскан F,O,N сиякты электртерыстыгы жогары элементер бар молекулалар арасында журеды сутектык натижеснде интермолекулалык асерлесуден туратын косылыс. Жогары балку жане кайнау температурасына ие болуы. Молекулааралык байланыс газ тарызды доазада молекулалар тауелсыз козгалады жане молекулалар арасындагы асерлесулер кыска журеды. Суйык жане ерытынды куйге оту кезынде молекулалар байкалатындай турде асерлесе бастайды Металдык байланыс деп электротатикалык тартылу натижесынде металл иондарынын жане жалпыланган электрондар арасындагы тузлетын химиялык байланысты айтады 4. Орбиталдардың гибридтенуі: sp, 〖sp〗^2, 〖sp〗^3. Мысалдар. Орбиталдардың гибридтенуі:sp,sp2,sp3.Мысалдар Sp-гибридтену Быр s-орбиталь жане быр р-орбиталдар бырдей екы гибридты орбиталдарга ауысады остеры быр-бырыне 180* орналаскан.sp гибридтену BeH2,BeF2,CO2 молекулаларында сондай ак ацетилендык комырсутектерде орынга ие. Sp2 быр орбитал жане екы р- орбиталдар бырдей гибридты орбиталдарга ауысады остеры бфр-бырыне 120* бурышьа орналасады Sp2 BF3,AlCl3 молекулаларнда сондай ак барлык этилендык жане ароматты комырсутектерде орынга ие Sp3 быр орбиталь жане уш p- орбиталдар торт бырдей гибридты орбиталдарга айналадыбыр бырыне 109,5* бурышта таралган осьтер sp3-NH3,H2O молекулаларныда жане комырсутектерде орынга ие. 5. Термодинамиканың бірінші бастамасы. Ішкі энергия туралы түсінік. Энталпия. Термодинамиканың бірінші бастамасы,Ішкі туралы түсінік .Энтальпия Термодинамиканын бырыншы бастамасы: термодинамикалық жүйелер үшін керек энергияның сақталу заңы; бұл заң бойынша жүйеге берілетін жылу оның ішкі энергиясын өзгертуге және жүйенің сыртқы күштерге қарсы жұмысына жұмсалады.[1] Ышкы энергия-дененын барлык ммкроболшектердын атомдардын ,иондардын т.б ретсыз козгалыстарынын энергиясы атомдар мен молекулалардын ышкы энергиясы т.б жатады. Ышкы энергия угымын 1851ж У.Томсон енгызген. Энтальпия- туракты кысымдагы жуйенын энергиясы.Ол ышкы энергия мен потенциалды энергиянын косындысына тен. ДельтаН=U+PV Энтальпиянын олшем бырлыктеры-ккал,кал,кДЖ/моль,Дж/моль Экзотермиялык процестер ушын дельтаU<0, дельтаН<0 ал эндотермиялык процестер ушын дельтаU>0 дельтаН>0 6. Изобаралық-изотермиялық процесстер. Гиббс энергиясы, изохораралық- изотермиялық процесстер. Гельмгольц - энергиясы. Процестін жүру бағытын анықтайтын факторлар: энтальпиялық және энтропиялық факторлар. Кысым туракты болганда термодинамикалык жуйе куйынын озгеру процесы изобаралык процес.Р=const:Qp=дельта Н Газдын кез келген куйынде колемнын температурага катынасы туракты болады. Температура туракты болганда макроскопиялык денелердын термодинамикалык жуйесы куйынын озгеру процесын изотермиялык д.а Изохоралык процес- физикалык жуйеде туракты колемде журетын процесс.Термодинамикалык куй диаграммасында изохорамен кескынделеды.V=const Qv=дельтаU Гибс энергиясынын озгерысы процесстын оздыгынен журу журмеу мумкындыгын аныктайды.Гибя энергиясы изобаралык потенциал G=H-TS Гельмгольцтын энергиясы изохоралык потенциал.F=U-TS Реакциянын багытын жане журу мумкындыгын Гиббс энергиясынын озгерысы (дельтаG) немесе Гельмгольц энергиясынын озгерысы (дельтаF) аркылы аныктайды. ДельтаG=дельтаН-ТдельтаS; дельтаF=дельта U-TдельтаS Энтропия(S)-жуйенын ретсыздыгынын олшемы.Ол процесстын журу багытын сипаттайтын жуйе куйынын функциясы.Олшем бырлыгы Дж/моль•К. Егер ▲Н температураға аз ғана тәуелді болса, ал энтропия температура өссе, қатты өседі, сондықтан ретсіздіктің өлшемі деп ≈Т▲S алуға болады. Сонда процестің қозғаушы күші екі күштен тұрады: реттілікке ұмтылу (Н) және ретсіздікке ұмтылу (ТS). p = const, T = const болғанда процестің жалпы қозғаушы күші ▲G = ▲H - T▲S; G – Гиббс энергиясы не изобара-изотермиялық потенциал, энтальпиялық және энтропиялық факторлар әсерін біріктіреді. 7. Термохимия. Лавуазье-Лаплас заңы. Гесс заңы және оның салдары. Термохимия.Лавуазье-Лаплас заңы.Гесс заңы және оның салдары. Термохимия-химиялык реакциялардын жылу асерлерын зерттейтын термохимиянын быр болымы Термохимиялык тендеулер-жылу асерлеры корсетылып жазылатын тендеулер. Лавуазье-Лапласс заны- заттын тузылу жылуы онын терыс танбамен алынган ыдырау жылуына тен:дельтаНтузылу=-делтаНыдырау. Гесс заны-химиялык реакциянын жылу асерлеры тек жуйенын бастапкы жане сонгы куйыне гана тауелды ал журу жолына тауелсыз.Химиялык реакциялардын жылу асерлерын есептеу ушын Гесс занынын салдарын колданады. Гесс занынн салдары:стандартты жагдайда реакциянын жылу асеры сайкес стехиометриялык коэффициенттерыне кобейтылген онымдердын тузылу жылуларынын косындысы мен бастапкы заттардын тузылу жылуларынын косындыларынын айырымына тен: ДелтаН*(реакция)=ЕnдельтаН*туз(оным)-ЕnдельтаН*туз(баст.зат) 8. Химиялық реакциялардың жылу эффектісі: түзілу, ыдырау, жану және бейтараптану жылжуы. Кейбір заттар оңай от алып жылу бөле әрекеттессе (бензин, керосин, газ, т.б.), кейбіреулері реакцияға түсу үшін үнемі қыздырып отыру керек болады. Жылу бөле жүретін реакция экзотермиялық, ал сіңіре жүретіні эндотермиялық деп аталады (экзо - сыртқы, эндо - ішкі). Мысалы, тамақ пісіру осы үдеріске жатады. Жоғарыда қарастырылған оттегін алу реакцияларында бастапқы заттар (КМnO4, КClO3) қыздыруды қажет етеді. Жылу эффектілері көрсетіліп жазылған реакция теңдеулері термохимиялық теңдеулер деп аталады. С + O2 = CO2 + 393 кДж (экзотермиялық қатты газ) С + Н2O = CO+ Н2 - 132 кДж (эндотермиялык қатты бу газ) Термохимиялық теңдеулер бойынша өндіріске қажетті жылу немесе бөлінетін жылудың шамасын анықтап, олардың мәндері бойынша реакциялардың жүрісін басқаруға болады. Жылу эффектісі әрекеттесуші заттар мен өнімдердің агрегаттық күйіне байланысты, сондықтан термохимиялық теңдеулерде заттардың күйлері көрсетіледі. Мысалы, 1 моль су буы мен сұйық су түзілген кезде бөлінетін жылу шамасы әр түрлі. Басқа тілде оқу Бақылау Өңдеу Бейтараптану реакциясы — негіздік және қышқылдық гидроксидтердің маңызды химиялық қасиеттері олардың өзара әрекеттесіп, тұздар түзуі. Бұны тұз түзілетін реакция деп те аталады. 9. Термодинамиканың екінші бастамасы. Энтропия. Гиббс энергиясы. Процестің жүру бағытын анықтайтын факторлар: энтальпиялық және энтропиялық факторлар. Термодинамиканың екінші бастамасы – жылу өздігінен суық денеден ыстық денеге ауыса алмайды. ▲S≥ỽQ\T-қайтымды процесстер үшін ▲S> ỽQ\T- қайтымсыз процесстер үшін ▲S>0 Тұйық жүйеде Энтропия(S)- жүйенің ретсіздігінің өлшемі. Ол процесстің жүру бағытын сипаттайтын жүйе күйінің функциясы. Өлшем бірлігі- Дж\моль*К. Зат сұйық күйден газға қатты күйден сұйыққа айналғанда және оның мөлшері өскен сайын энтропиясының шамасы да артады. Ол жүйенің бастапқы және соңғы күйіне тәуелді де жүру жолына тәуелсіз: ▲S=S2-S1=⅀nSөнім-⅀Sбаст.зат Байланысқан энергияT▲S-жұмысына айналмай, шашырап кететін энергияның бір бөлігі Гиббс энергиясы изобаралық потенциал – G=H-TS Гельмгольц энергиясы изохоралық потенциал: F=U-TS Реакцияның бағытын және жүру мүмкіндігін гиббс энергиясының өзгерісі (▲G) немесе гельм гольц энергиясының өзгерісі (▲F) арқылы анықтайды ▲G=▲H-T*▲S ▲F=▲U-T*▲S Жүйеде реакция жүруі 1 ) ▲F<0:▲G<0 жағдай реакция өздігінен жүреді 2) ▲F>0:▲G>0 жағдай реакция өздігінен жүрмейді 3) ▲F=0:▲G=0 жағдайда жүйе тепе-теңдік күйде болады Бұл шамалар процестің жүру жолына тәуелсіз тек жүйенің бастапқы және соңғы күйіне ғана тәуелді. Гиббс және Гельм—Гольц энергияларының өлшем бірлігі клДж\моль 10. Химиялық рекциялардың жылдамдығы және оған әсер ететін факторлар. Химиялык реакциялар жылдамдыгына коптеген факторлар асер етеды,негызгылеры-реагенттердын концентрациясы жане доазалык куйы,температура жане катализаторлар катысуы. Температурасы асеры:заттардын арекеттесуы ушын олардын молекулалары кездесып туйысуы керек. Температураны котергенде молекулаларлын козгалыс жылдамдыгы артады,олардын кездесуы де артады. Концентрациялык асеры:Химиялык реакциялар тез журуы ушын туйысетын молекулалар саны коп болуы керек,ягни концентрацияны откызу керек Катализатор асеры: реакциянын жылдамдыгы озгерып бырак реакция натижеснде оздеры химиялык озгермей калатын заттар. 11. Химиялық реакция жылдамдығының концентрацияға тәуелділігі. Әсер етуші массалар заңы. Химиялык реакция жылдамдыгынын концентрацияга тауелдылыгн арекеттесушы массалар заны сипайттайды.Химиялык реакциянын жылдамдыгы арекеттесушы заттар концентрациясынын кобейтындысыне тура пропорционал ал олардын стехиометриялык коэффициенттеры дареже турынде алады. аА+вВ=сС+dD реакциясы ушын V=Kтык жакша(А)дареже турнде а (В)в тура реакция V=K( c) c (D) d керы реакция 12. Химиялық реакция жылдамдығының температурағы тәуелділігі. Вант-Гофф ережесі, Аррениус теңдеуі. Активтендіру энергиясы. Реакцияның жылдамдығы температура әсерін жуық мөлшермен Вант-Гофф ережесі анықтайды.Вант-Гофф ережесіне сай көптеген химиялық реакция жылдамдығы температурасы әрбір 10°с көтергенде гомогенді жүйеде 2-4 есе артады.Бұл санды температуралық y-коэффициенті деп атайды. VT1/VT2=Y T2-T1/10 Арренус теңдеуі:Ink=B=A/T; мұндағы k-реакция жылдамдығының константасы,Т- термодинамикалық температура,А мен В берілген реакция ғана үшін тән болатын тұрақтылар.Арренус теңдеуін 1889 жылы С.Арренус ашты. Температура артқан сайын химиялық белсенді молекулалар саны артады. Осындай молекулалар соқтығысы жалпы соқтығысатын молекулалар санына тәуелді. Жылдамдық константасы мен активтендіру энергиясының байланысын Аррениус формуласы береді: K = A• e–EA/RT (6.6) Мұнда, А – тұрақты шама, температураға байланыссыз. Активсіз молекуланы активтендіру үшін оған қажетті қосымша энергия берілуі керек-бұл процестіактивтендіру деп атайды.Активтендірудің бір жолытемпературасы жоғарылату.Әрекеттесуші заттардың молекуласын бөлшектерін,активтендіру энергиясы деп атайды.Оның мәнін тәжірибе жүзінде анықтайды.Е.дельта әріпімен белгілеп әдетте кдж/моль өрнектейді. 13. Катализ және катализаторлар. Гомогенді және гетерогенді катализ. Биологиялық жүйелердегі ферментативті катализ туралы түсінік. Михаэлис-Ментен теңдеуі. Катализ (грекше katalysіs – бұзылу) – катализатор әсерінен жылдамдығын өзгертетін процесс түрі. “Катализ” терминін алғаш рет 1835 жылы швед химигі И.Берцелиус (1779 – 1848) енгізген. Катализді оң Катализ және теріс Катализ деп екіге бөледі.Оң және теріс. Катализаторлар реакция жылдамдығын біршама есеге дейін өсіру алады.Катализаторлар Әсерінен жылдамдығы өзгеретін процестерді каталитикалық процесс катализ деп аталады.Гомогенді және гетерогенді катализ болады.Катализаторда реакцияласушы заттар да бір фазадан болса-гомогенді катализ,реакцияласушы заттары әр түрлі фазада болса-гетерогенді катализ болады. Катализдің катализаторлары – реагенттерге протон беретін немесе олардан протон алатын реагенттер мен гетеролиттік әрекеттесетін заттар. Мысалы, протондық (H2SO4, HCl, CH3COOH) және апротондық қышқылдар (BF3, AlCl3, тағы басқа), алюмосиликаттар Al2O3, фосфаттар, сульфаттар, тағы басқа Кейде негіздік сипаттағы катализаторлар да қолданылады (еріген негіздер, қатты CaO, MgO, тағы басқа). Михаэлис-Ментен,фермент көмегімен катализ жүрген реакцияның жылдамдығының субстра Концентрациясына тәуелділігімен сипатталатын ферментативті кинетиканың негізгі теңдеуі.Михаэлис теңдеуін қанағаттандыратын қарапайым теңдік: E+S=ES-E+P V=VMS/S+Km; бұл жерде vm-реакцияның максимал жылдамдығы,Ал Km-Михаэлис тұрақты.Сипаттама бойынша:Km=K1+K2/K1. 14. Химиялық тепе-теңдік. Ле Шателье-Браун принципі. Химиялық тепе-теңдік константасы және өрнектеу тәсілдері. Химиялық тепе-теңдікке әсер ететін факторлар. Тура және кері реакциялар жылдамдықтар теңескенде химиялық тепе-Тецдік орнайды,енді редакцияға қатысатын заттардың концентрациялары ары қарай өзгермейді. Химиялық тепе теңдікке әсер ететін факторлар: 1847 жылы Француз ғалымы Ле-Шателье мыналарды тұжырымдады.Егер жүйе химиялық тепе-теңдік күйде тұрған жағдайда,оның сыртқы жағдайларының біреуін ,мысалы концентрацияны температураны немесе қысымды өхгертсе,онда тепе-теңдік осы өзгеріске қарсы тұратын реакцияның бағытына қарай ығысады. Мысалы:N2+3H2=2NH delta gradus=-92кдж 1)концентрация Егер бастапқы конрцентрацияны өсірсе,онда химиялық тепе-теңдік тура реакция жағына ығысады да,өнімнің шығымыартады 2)Температура Егер температура өссе,Химиялық тепе-теңдік эндотермиялық реакция жаққа ығысады.( H>0) Егер температура төмендеуі,химиялық тепе-теңдік экзотермиялық жаққа ығысады(H<0) 3) қысымның ХТТ әсері 4)Катализатор-химиялық тепе-теңдік өте тез берілуіне әсер етеді,тура реакцияның жылдамдығы (v тура)және кері реакциялар жылдамдығы бірдей жоғарылайды. 15. Химиялық тепе-теңдік константасы және оның мәні бойынша реакцияның жүру бағытын анықтау. Гиббстің стандартты энергиясының өзгеруі бойынша есептеулер. Рекакцияның жүру жағдайының өзгеруі бойынша химиялық тепе-теңдік ығысуы. Химиялық тепе-теңдік — бір немесе бірнеше қарама-қарсы жүретін қайтымды реакциялар жылдамдықтарының теңескен күйі. Қайтымды реакция аяғына дейін жүрмейді, ол басталғанда тура жүретін реакцияның жылдамдығы (v1) жоғары, кері реакция жылдамдығы (v2) баяу болады. Тура реакция жүрген сайын реакцияға алынған заттың концентрациясы азайып, v1 — жылдамдығы кемиді, керісінше, тіке реакциядан пайда болған өнімнің концентрациясы артып, v2 күшейеді. Біртіндеп екі реакция жылдамдығы теңеседі: v1=v2. Химиялық тепе-теңдік константасы реакцияласатын заттар температурағатәуелді,Ал концентрацияларына тәуелді емес,әлсіз электролиттердің дисоциация константасы комплекс иондарының тұрақсыздық константасы,судың иондық көбейтіндісі ерігіштік көбейтіндісі -бұл қайтымды процестерді сипаттайтындықтан тепе-теңдік константасы болады. Гиббс энергиясының өзгерісін процестің өздігінен жылу жүру-жүрмеу мүмкіндігін анықтайды.G-<0 процесс термодинамикалық мүмкін емес,G=0 реакциялық жүйе тепе-теңдік күйде Гиббс энергиясының өзгерісі болмайды.яғни B=0.оның мәнімен химиялық реакция тепе-теңдігінің константасы мына теңдеуге байланысты:,Формуласы:G=H-TS G°T=-2.3 RT;IgKT-298 k(25°c)бұл теңдеу G298=5,691g k298 GTO-болу үшін £Ig k>0,яғни k>1; ал Гиббс энергиясы оң болса,igk<0,яғни k<1,бұл жағдай Гиббс энергиясы теріс болса,тепе-теңдік тура реакция жағына ығысады,яғни өнім жоғары болады.Ал оң болса,Тепе-теңдік кері реакция жағына ығысады.Тура реакция өнімі аз болады. |