MÖvzu giriş. Materiya. Kimya, yaranması, inkişaf tarixi, əsas kimya qanunları



Yüklə 5.01 Kb.
PDF просмотр
səhifə9/14
tarix04.12.2016
ölçüsü5.01 Kb.
1   ...   6   7   8   9   10   11   12   13   14

 +    Cu
0
  
 
Elektron  mübadiləsi  nəticəsində  reaksiyada  iştirak  edən  atom  və  ya  ionların 
oksidləşmə  dərəcəsinin  dəyişməsi  ilə  gedən  reaksiyalara    oksidləşmə-reduksiya 
reaksiyaları  deyilir. 
Atom özündən elektron verdikdə  müsbət, elektron qəbul etdikdə isə mənfi yüklü 
iona çevrilir. Bu halda verilən və ya qəbul edilən elektronların sayı atomun oksidləşmə 
dərəcəsini  göstərir.  Elektronun  verilməsi  oksidləşmə,  qəbul  edilməsi  isə  reduksiya 
adlanır. 
 
Oksidləşmə-reduksiya reaksiyası nəzəriyyəsinin 3 müddəası var: 
 
1.  Atom,  molekul,  ionun  özündən  elektron  verməsi  –  oksidləşmə,  əksinə  özünə 
elektron birləşdirməsi – reduksiya adlanır. 
         
 
AI                                             
0
 – 3
e
 → Al
+3
 
 
H
0
2
–  2
e
  2H
+
   
oksıdləşmə 
 
Fe
+2
– 
e
→ Fe
+3
 
 
      
S
0
 + 2
e
→ S
-2
 
 
Cl
0
2
+ 2
e
→ 2Cl
-
     
reduksıya 
 
N
+5
 + 2
e
→ N
+3
 
 
2. Özündən elektron verən atom və ya ionlar reduksiyaedici adlanır və reduksiya 
zamanı  oksidləşir.  Elektron  qəbul  edən  atom  və  ya  ionlar  oksidləşdirici  adlanır  və 
reaksiya nəticəsində reduksiya olunur. 
3.  Oksidləşmə    reduksiya  ilə,  reduksiya  isə  oksidləşmə  prosesi  ilə  müşayiət 
olunur.  
Qeyd etmək  lazımdır ki,  maddənin tərkibinə daxil olan element  özünün ən aşağı 
oksidləşmə dərəcəsinə malik olduğu halda elektron qəbul edə bilməz. Deməli, bu halda 

 
63
o, yalnız elektron verməli və buna görə də reduksiyaedici  xassə göstərməlidir(HJ, H
2
S, 
NH
3
 və s.). Bəzi birləşmələrdə ion özünün orta oksidləşmə dərəcəsi vəziyyətində iştirak 
edir.  Belə  halda  o,  şəraitdən  asılı  olaraq  ya  oksidləşdirici,  ya  da  reduksiyaedici  xassə 
daşıya bilər. Məsələn, azot amonyakda -3, nitrit turşusunda +3, nitrat turşusunda isə +5 
oksidləşmə  dərəcəsinə  malikdir.  Deyilənlərə  əsasən  kimyəvi  reaksiyalarda  amonyak 
yalnız  reduksiyaedici,  nitrat  turşusu  isə  yalnız  oksidləşdirici  xassə  göstərməlidir.  Nitrit 
turşusu isə həm oksidləşdirici, həm də reduksiyaedici xassə daşıya bilər. Hər iki xassəyə 
malik  olan  birləşmələrə    misal  olaraq  H
2
SO
4
,  K
2
MnO
4
,  H
3
PO
3
,  MnO
2
  və  s.  göstərmək 
olar. 
D.İ.  Mendeleyevin  elementlərin  dövri  sistemində  soldan  sağa  getdikcə 
elementlərin  reduksiyaedici  xassəsi  zəifləyir,  oksidləşdirici  xassəsi  isə  güclənir  və 
halogenlərdə maksimuma çatır. 
Metallarda I A, II A, eləcə də bütün B qrup elementləri kimyəvi reaksiyalarda bir 
və  ya  iki  elektron  verərək  yalnız  reduksiyaedici  xassə  göstərir.  Eyni  qrup  elementlərin 
sıra  nömrəsi  artdıqca,  onların  reduksiyaedici  xassələri  də  qüvvətlənir.  Məsələn,  VI  A 
qrup elementi olan kükürdün oksidləşdirici xassəsi  oksigenə nisbətən zəifdir. Tellur isə 
bəzi  reaksiyalarda  özünü  reduksiyaedici  kimi  aparır.  Bu  da  onunla  izah  edilir  ki,  eyni 
qrup  daxilində  atomların  radiusları  artdıqca,  xarici  elektron  təbəqəsində  yerləşən 
elektronların  nüvə  ilə  əlaqəsi  zəifləyir  və  onlar  atom  tərəfindən  daha  asan  verilir. 
Halogenlərdən  ən  yüksək  elektromənfiliyə  malik  olan  flüordur,  buna  görə  də  o,  bütün 
reaksiyalarda  oksidləşdirici  xassə  daşıyır.  Elektromənfiliyi  nisbətən  kiçik  olan  oksigen 
yalnız  flüora  elektron  verərək  reduksiyaedici  xassə  göstərir.  Digər  qeyri-  metallar  isə 
reduksiyaedici  xassə  daşıyır.  Məsələn,  kükürd  metallarla  reaksiyada  oksidləşdirici, 
oksigenlə birləşdikdə isə reduksiyaedici xassə göstərir. 
 
                Zn
0
   +    S
0   
 =    Zn
+2
S
-2
;        S
0
   +   O
0
2
  =   S
+2
O
2
2

 
 
Mürəkkəb  ionların    (MnO
1
4

,  Cr
2
O
2
7

,ClO
1
4

,NO
1
3

  və  s.)  tərkibində  metal  və  ya 
qeyri-  metal  atomları  yüksək  oksidləşmə  dərəcəsinə  malik  olduqda  onlar  yalnız 
oksidləşdirici  xassə  göstərir.  Həm  də  bu  xassəni  daşıyan  yüksək  valentli  atom  deyil, 
bütünlüklə  aniondur.  Başqa  sözlə  desək,  məhlulda  Mn
+7
,  Cl
+6
,  Cl
+5
,  N
+5
,  və  s.  kimi 
ionlar  olmur.  Bu  yazılışda  həmin  element  atomlarının  göstərdiyi  oksidləşmə  dərəcəsi 
nəzərdə tutulur. 
Ən çox tətbiq edilən oksidləşdirici və reduksiyaedicilər cədvəldə verilmişdir. 
 
Bəzi oksidləşdirici  reduksiyaedicilər
 
Oksidləşdiricilər 
Reduksiyaedicilər 
O
2
,  O
3
,  H
2
O
2
  və  duzları,  qatı    H
2
SO
4

HNO
3
 +  HCl,  HNO
3
 +HF. Halogenlər, 
Mn
2
O
7
,  MnO
2
,  K
2
MnO
4
,  KMnO
4
  , 
CrO
3

xromat 
və 
bixromatlar, 
hipoxloritlər,  xlorat  və  perxloratlar, 
elektrik cərəyanı (anodla)  
Metal  atomları,  hidrogen,  halogenid 
ionları,  karbon,  CO,  H
2
S,  və  duzları, 
SO
2
,  H
2
SO
3
  və  duzları,  SnCl
2
,  FeSO
4

FeCl
2
, MnSO
4
, Cr
2
(SO
4
)
3
, HNO
2
, NH
3

N
2
H
4
,    NH
2
OH,  NO,  H
3
PO
4
,  H
3
AsO
3

aldehidlər,  spirtlər,  qarışqa  və  oksalat 

 
64
turşuları,  qlükoza  və  s.  elektrik 
cərəyanı  (katodda) 
 
Oksidləşmə  -  reduksiya  reaksiyalarının  tənliklərini  düzəltmək  üçün  iki  üsuldan 
istifadə olunur: 
 
1. Elektron balansı üsulu 
2. İon – elektron üsulu. 
 
Hər iki üsulda reduksiyaedicinin verdiyi elektronların sayı oksidləşdiricinin qəbul 
etdiyi  elektronların  sayına  bərabər  olmalıdır.  Elektron  balansı  üsulu  ilə  oksidləşmə  - 
reduksiya reaksiyalarının tənliklərinin düzəldilməsi aşağıdakı mərhələlər üzrə aparılır. 
1.  Reaksiyaya  daxil  olan  və  reaksiyadan  alınan  maddələrin  formulları  yazılır  və 
reaksiyanın istiqaməti oxla göstərilir. 
 
 
 
 
2 KJ   +   Cl
2    
→   2 KCl   +    J
2
 
 
2.  Oksidləşmə  dərəcəsini  dəyişən  atom  və  ya  ionların  oksidləşmə  dərəcəsi  təyin 
edilir və tapılan rəqəmlər onların kimyəvi işarəsi üstündə yazılır. 
 
 
 
 
K

J
-  
 +     Cl
0
2
   →     KCl
+1
    +    J
0
2
 
 
3.  Elektron  tənliyi  tərtib  edilir,  verilən  və  qəbul  edilən  elektronların  sayını 
bərabərləşdirmək  üçün  tapılan  əmsalların  yeri  dəyişdirilir  və  mümkün  olan  hallarda 
onların arasında ixtisar aparılır. 
 
Reduksiyaedici       J
-1 
- 1ē = J
0
             2     oksidləşmə 
Oksidləşdirici     Cl
0
2
+ 2ē = 2Cl
-1
         1        reduksiya 
 
4. Tapılan əmsallar oksidləşdirici və reduksiyaedicinin qarışısında yazılır, tənliyin 
hər iki tərəfi bərabərləşdirilir və ox işarəsi bərabərlik işarəsi ilə əvəz olunur. 
 
 
 
 
2KJ   +    Cl
2
    =   2KCl   +   J
2
 
 
Oksidləşmə-reduksiya  reaksiyalarının  tənliklərini  tərtib  etdikdə  yadda  saxlamaq 
lazımdır ki, reaksiya neytral mühitdə  gedirsə - suyun, turşu mühitdə gedirsə -  turşunun, 
əsasi mühitdə gedirsə,  əsasın miqdarı tənliyə sonradan əlavə edilə bilər. 
 
 
 
Cu
0
  +    HN
+5
O
3
                Cu
+2
(NO
3
)
2
   +  NO
+2  
 +   H
2

 
 
 
 
Cu
0
 - 2ē → Cu
+2 

 
 
 
 
 
N
+5
 +3ē → N
+2 
       2 
 

 
65
 
3Cu  +   2HNO
3
                    3Cu(NO
3
)
2
 +  2NO   +   H
2

 
Tənlikdən aydın olur ki, misin üç atomunun oksidləşməsinə iki mol nitrat turşusu 
sərf  olunur.  Reaksiya  nəticəsində  üç  mol  mis  2-nitratın  alınması  göstərir  ki,  nitrat 
turşusunun  altı  molu  duzun  əmələ  gəlməsinə  sərf  olunmuşdur.  Deməli,  reaksiyada 
səkkiz mol turşu iştirak edir. 
 
 
3Cu   +   2HNO
3
   +    6HNO
3
                  3Cu(NO
3
)
2
 +  2NO   +  4H
2

 
Bəzi  hallarda  reaksiyada  oksidləşmə  dərəcəsi  dəyişən  elementlər  çox  olur. 
Məsələn,  reaksiyada  iki  reduksiyaedici  iştirak  edərsə,  reduksiyaedicilərin  verdiyi 
elektronların hamısı bir oksidləşdirici tərəfindən qəbul edilir. 
 
 
Fe
+2
(Cr
+3
O
2
)
2
   +   Na
2
CO

 +   O
0
2
  →   Fe
3
2

O

 +   Na
2
Cr
+6
O
4
   +  CO
2
2

 
 
 
 
 
 
 
 
     Fe
+2
-1ē = Fe
+3
 
reduksiyaedicilər:   
 
 
        7        4 
  
 
 
 
2Cr
+3
 -6ē = 2Cr
+6
 
 
 
oksudləşdirici:          O
0
2
+ 4ē = 2Cr
+6
          4        7 
 
Elektron  tənliyindən  göründüyü  kimi  reduksiyaedicilərin  verdiyi  yeddi  elektron 
oksigen atomları tərəfindən qəbul edilmişdir. 
  
 
4Fe(CrO
2
)
2
 +  8 Na
2
CO

 +  7O
2
 =  2Fe
2
O

 +  8Na
2
CrO
4  
 +   8CO

 
Üzvi  birləşmələrin  iştirakı  ilə  gedən  oksidləşmə-reduksiya  reaksiyalarının  
tənlikləri  də  qeyri-üzvi  birləşmələrin  iştirakı  ilə  gedən  reaksiyaların  tənlikləri  kimi  
tərtib edilir. 
 
     C
6
H
12
O
6
   +   KMn
+7
O
4
   +  H
2
SO
4
 →  C
+4
O
2
  +   Mn
+2
SO
4
  +  K
2
SO
4
 +  H
2

 
 
 
 
6C
0
 -24ē = 6C
+4
  2 

 
 
 
Mn
+7
 +5ē =Mn
+2
  5 

 
5C
6
H
12
O
6
 + 24KMnO
4
 +36H
2
SO
4
 → 30CO
2
 +24MnSO
4
 + 12K
2
SO
4
 +66H
2

  
İon-elektron  üsulu  (yarımreaksiya)  elektrolitlərin  sulu  məhlullarında    gedən 
oksidləşmə-reduksiya  reaksiyalarına  tətbiq  edilir.  Bu  üsul  reduksiyaedicinin 
oksidləşməsi  və  oksidləşdiricinin  reduksiya  olunması  proseslərinin    ion  tənliklərinin 
tərtib edilməsinə əsaslanır ki, bunlar da sonradan vahid tənlik şəklində ümumiləşdirilir. 
Tənliklərdə  qüvvətli  elektrolitlər  ion  şəklində,  zəif  və  qeyri-elektrolitlər,  eləcə  də 
çöküntü və qaz  halında ayrılan maddələr molekul şəklində yazılır. 
          Oksidləşmə-reduksiya reaksiyalarının aşağıdakı növləri məlumdur. 

 
66
1. Atomlararası və ya molekullararası oksidləşmə-reduksiya reaksiyaları. Bu 
reaksiyalarda  oksidləşdirici  və  reduksiyaedici  müxtəlif  maddələr  olur.  Yuxarıda 
göstərilən  oksidləşmə-reduksiya  reaksiyaları  da  bu  qrupa  aiddir.  Xüsusi  hal  kommu-
tasiya adlanır. 
2. Molekuldaxili oksidləşmə-reduksiya reaksiyaları. Bu halda oksidləşdirici və 
reduksiyaedici eyni birləşmənin tərkibinə  daxil olur. Onlar  müxtəlif  və eyni elementlər 
olaq bilər. 
 
 
 
2NaN
+5
O
2
3

 = 2NaN
+3
O
2
 +  O
0
2
 
 
 
N
+5
 + 2ē = N
+3
  
 
 


 
 
O
-2
 - 2ē = O
0
 
 
 
 

1    

 
 
 
 
2KCl
+5
O
2
3

 = 2KCl
-1
 +  3O
0
2
  
 
 
Cl
+5
 + 6ē = Cl
-1
 
 
 


 
 
3O
-2
 - 6ē = 3O
0
 
 
 

1     

 
3.  Öz-özünə  oksidləşmə-reduksiya  reaksiyaları.  Bu  halda  oksidləşdirici,  həm 
də reduksiyaedici eyni  oksidləşmə dərəcəsinə malik olan eyni elementin atomları və ya 
ionlarıdır. 
 
 
HN
+3
O
2
 = HN
+5
O
3
  +  2N
+2
O  +  H
2
O  
 
 N
+3
 -2ē = N
+2
 
 
 
 


 
N
+3
 + 1ē = N
+2
 
 
 
 

2    

 
Belə reaksiyalara disproporsiya (dismutasiya) reaksiyaları da deyilir. 
 
 
                                         ƏDƏBİYYAT 
 
1.  Ş. Musayev və b. Ümumi kimya I hissə. “Maarif” nəşr, Bakı. 1989. 
2.  Ə. Əliyev və b. Ümumi və qeyri-üzvi kimya. “Maarif” nəşr, Bakı, 1987. 
3.  Z. Qarayev. Qeyri-üzvi kimya. “Maarif”, Bakı, 1983. 
4.  R.  Mustafayev,  L.  Quliyeva.  Qeyri-üzvi  birləşmələrin  kimyəvi  xassələri. 
Bakı, 2005. 
 
 
 
                                       М Ю В З У     9 
 
        ЕЛЕКТРОКИМЙЯВИ   ПРОСЕСЛЯР.  ЕЛЕКТРОЛИЗ.  
                        МЕТАЛЛАРЫН КОРРОЗИЙАСЫ. 

 
67
 
 
                                        ПЛАН 
 
1.  Електрокимйяви  просесляр. 
2.  Потенсиаллар  фярги  -   електрод  потенсиалы 
3.  Галваник  елементляр 
4.  Ъу – Зн  системи  цчцн  галваник  елемент 
5.  Нернст  тянлийи/ Elektrik hərəkət qüvvəsi 
6.  Металларын эярэинлик  сырасы 
7.  Електролиз,  електролиз  ганунлары 
8.  Металларын  коррозийасы 
9.  Коррозийадан  мцщафизя 
 
 
ЕЛЕКТРОКИМЙЯВИ  ПРОСЕСЛЯР 
 
         Кимйяви    енержинин    електрик    енержисиня  вя  йа  яксиня    чеврилмяси 
просесляри  електрокимйяви просесляр адланыр.  
         
Кимйяви енержинин електрик енержисиня
 чеврилмяси просеси практики олараг 
галваник елементлярдя баш верир. Галваник елементлярдя електрик ъяряйанынын 
ямяляэялмя  механизмини  изащ  етмяк  цчцн  мювъуд  олан  нязяриййялярдян  ян 
садяси алман алими  Нернст  тяряфиндян иряли сцрцлмцшдцр. 
         Мялумдур ки, металларын кристал гяфясляринин кцнъляриндя  мцсбят йцклц 
ионлар йерляшир, валент електронлары ися онларын араларында сярбяст шярякят едир. 
Метал  лювщя  суйа  салындыгда,  онун  сятщиндяки  ионлар  суйун  полйар 
молекулларынын  тясириндян  гопараг  щидратлашмыш  щалда  су  мцщцтиня  кечир. 
Нятиъядя лювщянин йахынлыьында мящлул -  мцсбят  йцклянир, металын   цзяриндя 
ися мянфи  йцк ямяля ъялир. 
 
 
 
                                                         + -   - + - - 
                                                  - -  -+-    -  +-- 
                                                  - - - + -   -  +- - 
                                                  - - - + -   -  +- -          
                                                  - - - + -   -  +- -  
 
 
                                                                                                                                  
Металын  сятщиндя  електронларын  сайы  артдыгъа,мящлула  кечян  ионлар  йенидян  
ъязб  
       
       олунур,  нятиъядя  металдан  мящлула  вя  мящлулдан  метала  кечян  ионлар 
арасында 
       таразлыг щалы йараныр. 

 
68
 
             Ме   +    н Щ
2
0                Ме
+н    
( Щ
2
0 )   +   е
-
 
                                                    
Щидратлашмыш метал      електронлар 
                                                            Иону ( мящлулда)          (металда)
 
 
        Ъязб  олунмуш  метал  ионлары  таразлыг  щалында  металын  сятщиндя  икигат 
електрик  тябягяси  ямяля  эятирир.    Нятиъядя    металла  мящлулуn  сятщиндя 
потенсиаллар                  фярги  йараныр.  Буна  електрод  потенсиалы  вя  йа  таразлыг 
потенсиалы да дейилир. 
         
        Метал  юз  дуз  мящлулуна  салынарса,  онунла  мящлул  арасында  да  щямчинин 
потенсиаллар  фярги  йаранар.  Фярз  едяк,    Зн  металы  юз  дуз  мящлулуна  дахил 
едилмишдир.  Мящлулда  метал  ионлары      мювъуд  олдуьундан  металдан  мящлула 
кечян  метал  ионларынын  сайы  нисбятян  аз  олаъагдыр.  Бяля  ися  мящлулда  метал 
ионларынын  гатылыьыны    еля  артырмаг  олар  ки,  нятиъядя  метал  ионлары  мящлула   
кечя    билмясин. 
 
       Активлийи  аз  олан  Ъу  лювщяни юз дуз мящллулуна дахил етсяк, йухарыдакы 
просесин  якси  мцшащидя  едиляъякдир,  йяни  метал  ионлары  мящлулдан  метала 
кечяъякдир.  Бу  заман    метал-  мящлул  сярщяддиндя  потенсиаллар  фярги 
йаранаъагдыр. Метал лювщя мусбят, мящлул ися мянфи йцкляняъякдир. Беляликля                    
ашаьыдакы  нятиъяйя  эялмяк  олур:    Актив  металлар  юз  дуз  мящлулларында            -  
мянфи,   аз  актив металлар ися , яксиня  мцсбят йцклянир.  Беля шяраит галваинк 
елементлярдя      йараныр. 
 
       ГАЛВАНИК  ЕЛЕМЕНТЛЯР 
 
          Кимйяви    реаксийа  нятиъясиндя  електрик  ъяряйанынын      ямяля  эялмясини 
илк  дяфя  итал.  алими    Галвани    1789-ъу  илдя  мцшащидя  етмишдир.  О,  дямир 
шябякяйя  бяркидилмиш  мис    мяфтилдян  асылан  гурбаьанын  айаьында  ъярращиййя 
ямялиййаты  апарылан  заман  эюрмцшдцр  ки,  щяр  дяфя  гурбаьанын  айаьы  дямир 
шябякяйя  тохундугда,  язяляляри  йыьылыр.  Алм      бунун  сябябини  изащ    едя 
билмяди. 
       
          Тяърцбядян  дцзэцн нятиъя чыхаран  диэяр италй. алими Волта олмушдур. 
О,  буну  беля  изащ  етмишдир  ки,  метал  електролит  мящлулуна  тохундугда, 
електрик  ъяряйаны  йараныр,  бу  ися  гурбаьанын  язяляляринин  йыьылмасына  сябяб 
олур
. Електролит     вязифясини язяля тохумаларындакы майе эюрцр.
 Бунунла да 
електрик  ъяряйаны  мянбяйи  кими  истифадя  едилян  ементентляр  Галванинин 
шяряфиня  галваник елементляр адландырылды. 
        
           Илк  галваник  елемент      Волта  тяряфиндян  тяклиф  едилмишдир.  Бу  елемент   
10%-ли    Щ
2
С0
4
    туршусу  иля  щопдурулмуш,  мащуд  парчасы  васитясиля    бир-
бириндян  айрылан    Зн  вя  Ъу    лювщяляриндян  ибарятдир.  Зн  иля  туршу  арасында 
просес  эедир  вя    Зн  ионлары  мящлула  кечир    вя    металын  сятщи  мянфи  йцклянир. 
Диэяр  тяряфдян                                                      туршунун  диссосиасийасындан  айрылан    Щ
+
  

 
69
ионлары  
Ъу металына доьру щярякят  едяряк  онун мцсбят  йцклянмясиня 
сябяб  олур.  Дювря  гапандыгда  електронлар    Зн-дян    Ъу-я  кечяряк  
адсорбсийа  олунмуш  Щ  –  ионларыны  редуксийа  едир,  нятиъядя  електрод  
цзяриндя сярбяст     щидроэен топланыр. 
 
        Ъу-Зн галванк елементи иля таныш олаг. 
      
        Зн 
вя 
 
Ъу 
 
лювщяляри 
мцвафиг 
олараг                                                                                                                            
ЗнС0
4
  вя  ЪуС0
4
  мящлулларына салыныр. Металлар бир-бириндян аракясмя 
васитясиля айрылыр. Даща актив олан Зн металы мящлула Зн ионлары бурахыр. 
Мис  електроду  цзяриндя  ися      Ъу  ионлары  топланыр.  Беляликля  Зн  –  мянфи, 
Ъу                                                  лювщя ися    мцсбят йцклянир.  Дювря  гапандыгда, 
електронлар                                                                           синкдян мися 
кечяряк  мис  ионларыны  нейтраллашдырыр.  Нятиъядя  синк  щялл  олдугъа,  мис 
електроду  цзяриндя  сярбяст  мис    топланыр.  Електронларын    синкдян  мися 
кечмяси дюврядя  електрик ъяряйанынын  ямяля эялмясиня сябяб олур 
 
                               Зн
0
   -    2 е
-
                Зн
+2       
оксидляшмя 
 
                              Ъу
+2
  +  2 е
-
               Ъу
1   ...   6   7   8   9   10   11   12   13   14


Verilənlər bazası müəlliflik hüququ ilə müdafiə olunur ©azkurs.org 2016
rəhbərliyinə müraciət

    Ana səhifə