MÖvzu giriş. Materiya. Kimya, yaranması, inkişaf tarixi, əsas kimya qanunları
Yüklə 5,01 Kb. Pdf görüntüsü
|
|
+ / / Б - / К = ------------------ / АБ / Таразлыг сабити олан К – бу щалда диссосиасийа сабити адланыр. Диссосиасийа сабити електролитлярин ионлара длиссосиасийа етмясини характеризя едир. Онун гиймяти бюйцк олдугъа, електролит бир о гядяр йахшы диссосиасийа едир. Диссосиасийа сабити гатылыгдан асылы олмайыб, електролитин, щялледиъинин тябиятиндян вя температурдан асылыдыр. Електролитлярин диссосиасийасы . Айры – айры електролитлярин диссосиасийа дяряъясини юлчмякля мцяййян едилмишдир ки, онларын ионлара айрылма габилиййяти, щятта мящлулун гатылыьы ейни олдугда беля, мцхтялифдир. Мяс. гатылыьы 0,1 н олан мящлулда ЩЪл вя ЩН0 3 56 туршулары тамамиля ионлара парчландыьы щалда , Щ 2 Ъ0 3 вя ЩЪН туршулары зяиф диссосиасийа едирляр. Гялявилярин вя дузларын яксярййяти йахшы диссосиасийа едир. Електролитик диссоси асийа нязяриййясиня эюря туршулар – мящлулда Щ + вя туршу галыьы ионлары ямяля эятирян електролитляря дейилир. ЩЪл Щ + + Ъл - Чохясаслы туршулар пилляли диссосиасийа едирляр Щ 2 Ъ0 3 Щ + + ЩЪ0 3 - ЩЪ0 3 - Щ + + Ъ0 3 2- Електролитик диссосиасийа нязяриййясиня эюря ясаслар - мящлулда метал вя щидрокисид ионларына диссосиасийа едян електролитляря дейилир. Чохтуршулу ясаслар пилляли диссосиасийа едирляр На 0Щ На + + 0Щ - Ъу ( 0Щ ) 2 Ъу 0Щ + + 0Щ - Ъу 0Щ + Ъу 2+ + 0Щ - Електролитик диссосиасийа нязяриййясиня эюря дузлар метал вя туршу галыьы ионларына диссосиасийа едян електролитлярдир. Дузлар бир мярщялядя диссосиасийа едирляр . К Ъл К + + Ъл – НЩ 4 Ъл НЩ 4 + + Ъл - Ал 2 ( С0 4 ) 3 2Ал 3+ + 3С0 4 2- Ион - молекулйар тянликляр . Електролитик диссосиасийа нязяриййясиня эюря електрoлитляр суда щялл олдугда, онларын молекуллары дейил, щидратлашмыш ионлары иштирак едир. Одур ки, мящлулда апарылан реаkсийалар айры- айры ионлар арасында эедир вя маддялярин тябиятиндян асылы олараг реаксийалар дюнян вя дюнмяйян олурлар. Реаксийа цчцн эютцрцлян маддяляр гцввятли електролитляр олдугда, мящлулда онлар йалныз ион шяклиндя мювъуд олур. Бу сябябдян дя мящлулда щеч бир дяйишиклик олмур. 57 На Ъл + Щ 2 0 На 0Щ + ЩЪл На + + Ъл - + Щ 2 0 На + + 0Щ - + Щ + + Ъл - Реаксийа нятиъясиндя ямяля эялян маддялярдян бири чюкцнтц, газ, зяиф диссосиасийа едян маддя, йахуд комплекс бирляшмя олдугда , реaксийа ахыра гядяр эедяр ( Бертолле гайдасы ). ДУЗЛАРЫН ЩИДРОЛИЗИ Щидролиз - Маддялярин су иля мцбадиля реаксийасыдыр. Бу заман зяиф електролитляр ямяля эялир. Дузларын щидролизи заманы туршу вя ясас алыныр. Буна эюря дузлара туршу вя ясасларын гаршылыглы тясир мящсулу кими бахылыр. Туршу вя ясасларын тябиятиндян асылы олараг дузлары 4 типя бюлмяк олар: 1. Гцввятли ясас вя гцввятли туршудан ямяля эялян дузлар. Беля дузлар щидролизя уьрамыр. Буна сябяб реаксийа заманы зяиф електролитлярин алынмамасыдыр. Мис. КЪл, На 2 С0 4 , Ъа ( Н0 3 ) 2 вя с. Мящлул нейтрал реаксийа эюстярир. пЩ = 7 олур. К Ъл + Щ0Щ К 0Щ + ЩЪл К + + Ъл - + Щ0Щ К + + 0Щ - + Щ + + Ъл - Щ 2 0 Щ + + 0Щ - 2. Гцввятли туршу вя зяиф ясасдан ямяля эялян дузлар. Беля дузлар катиона эюря щидролизя уьрайырлар . Мящлул турш мцщит эюстярир. пЩ 7 олур. а . НЩ 4 Ъл + Щ0Щ НЩ 4 0Щ + ЩЪл НЩ 4 + + Ъл - + Щ0Щ НЩ 4 0Щ + Щ + + Ъл - НЩ 4 + + Щ0Щ НЩ 4 0Щ + Щ + б . Ъу Ъл 2 + Щ0Щ Ъу 0Щ Ъл + ЩЪл 58 Ъу 2 + + 2Ъл - + Щ0Щ Ъу 0Щ + + Ъл - + Щ + + Ъл - Ъу 2+ + Щ0Щ Ъу 0Щ + + Щ + Ъу 0Щ Ъл + Щ0Щ Ъу ( 0Щ ) 2 + Щ Ъл Ъу 0Щ + + Ъл - + Щ0Щ Ъу ( 0Щ ) 2 + Щ + + Ъл - Ъу 0Щ + + Щ0Щ Ъу ( 0Щ ) 2 + Щ + 3. Зяиф туршу вя гцввятли ясасдан ямяля эялян дузлар. Беля дузлар аниона эюря щидролизя уьрайыр. Мящлул гяляви реаксийа эюстярир. пЩ 7 олур. а . К ЪН + Щ0Щ К 0Щ + ЩЪН К + + ЪН - + Щ0Щ К + + 0Щ - + ЩЪН ЪН - + Щ0Щ ЩЪН + 0Щ - б . На 2 Ъ0 3 + Щ0Щ На ЩЪ0 3 + На 0Щ 2На + + Ъ0 3 2- + Щ0Щ На + + ЩЪ0 3 - + На + + 0Щ - Ъ0 3 2- + Щ0Щ ЩЪ0 3 - + 0Щ - На ЩЪ0 3 + Щ0Щ На 0Щ + Щ 2 Ъ0 3 На + + ЩЪ0 3 - + Щ0Щ На + + 0Щ - + Щ 2 Ъ0 3 Щ Ъ0 3 - + Щ0Щ Щ 2 Ъ0 3 + 0Щ - 4. Зяиф ясас вя зяиф туршудан ямяля эялян дузлар. Беля дузлар катиона вя аниона эюря щидролизя уьрайырлар. пЩ = 7 олур. Щидролиз заманы зяиф туршу вя зяиф ясас алыныр. а . НЩ 4 ЪЩ 3 Ъ00 + Щ0Щ НЩ 4 0Щ + ЪЩ 3 Ъ00Щ 59 НЩ 4 + + ЪЩ 3 Ъ00 - + Щ0Щ НЩ 4 0Щ + ЪЩ 3 Ъ00Щ б . ( НЩ 4 ) 2 С + Щ0Щ НЩ 4 ЩС + НЩ 4 0Щ 2 НЩ 4 + + С 2- + Щ0Щ НЩ 4 + + ЩС - + НЩ 4 0Щ НЩ 4 ЩС + Щ0Щ НЩ 4 0Щ + Щ 2 С НЩ 4 + + ЩС - + Щ0Щ НЩ 4 0Щ + Щ 2 С Мярщяляли щидролиз заманы ахырынъы мярщяляляр зяиф эедир. Ал 3+ , Ър 3+ , Фе 3+ ионларынын сулфид вя карбонат дузларынын щидролизи дюнмяйян просесдир. Бу щалда сулфид вя карбонат дузларынын явязиня щямин металларын щидрокисид чюкцнтцляри алыныр. 2 Ал Ъл 3 + 3 На 2 С + 6 Щ 2 0 2 Ал ( 0Щ ) 3 + 3Щ 2 С + 6 НаЪл 2 Ал Ъл 3 + 3 На 2 Ъ0 3 + 3 Щ 2 0 2 Ал ( 0Щ ) 3 + 3Ъ0 2 + 6 НаЪл Дузларын щидролизинин мигдари характеризяси щидролиз дяряъяси ( щ ) вя щидролиз сабити - К щ иля мцяййян олунур. Ъ щ щ = ------- Ъ Бурада Ъ щ - щидролизя уьрайан молекулларын сайы, Ъ - щялл олан маддя молекулларынын цмуми сайы К А + Щ0Щ К 0Щ + Щ А тянлийи цчцн щидролиз сабитини йазаг : /К 0Щ/ / Щ А / К щ = ----------------------- / К А / Щидролиз ъанлы организмлярин щяйат фяалиййятиндя бюйцк рол ойнайыр, сянайедя ися гиймятли мящсулларын алынмасында истифадя едилир. 60 ЯДЯБИЙЙАТ 1. Ш. Я. Мусайев вя б. Цмуми кимйа, Ы щисся, « Маариф» няшр. Бакы, 1989 2. И.У. Лятифов вя б. «Кимйа», Бакы, 1993 3. В. М. Аббасов вя б. « Цмуми кимйанын ясаслары», Бакы, 2000 4. Я. Б. Ялийев вя б. «Цмуми вя гейри-цзви кимйа», Бакы, 1987 Mövzu 8 Oksidləşmə-reduksiya reaksiyaları Plan 1. Oksidləşmə dərəcəsi. 2. Oksidləşmə dərəcəsinə görə reaksiyaların tipləri 3. Oksidləşmə-reduksiya nəzəriyyəsi və onun müddəaları 4. Müxtəlif birləşmələrdə elementin oksidləşmə və reduksiya qabiliyyəti 5. Elementlərin dövrlər və qruplar üzrə oksidləşmə və reduksiya xassələrinin dəyişməsi. 6. Oksidləşmə-reduksiya reaksiyası tənliklərinin tərtibi ardıcıllığı. 7. Elektron balansı üsulu. 8. Oksidləşmə-reduksiya reaksiyalarının tipləri. Oksidləşmə dərəcəsi Molekulda atomun vəziyyətini xarakterizə etmək üçün “oksidləşmə dərəcəsi” anlayışından istifadə edilir. Bu anlayış kimyanın əsas anlayışlarından biridir. Oksidləşmə dərəcəsi dedikdə element atomunun birləşmədəki yükü nəzərdə tutulur. Bu zaman şərti olaraq molekulun yalnız ionlardan təşkil olunduğu qəbul edilir. 61 Deməli, oksidləşmə dərəcəsi anlayışı şərtidir. Çünki bildiyimiz kimi əksər birləşmələr ion xarakterli deyildir. Oksidləşmə dərəcəsinin sinonimi olaraq oksidləşmə ədədi, elektrokimyəvi valentlik, oksidləşmə halı və s. işlədilir. Birləşmədə elementin oksidləşmə dərəcəsi elektromüsbət atomlar üçün verdiyi elektronların sayı qədər müsbət, elektromənfi atomlar üçün isə aldığı elektronların sayı qədər mənfi olur. Neytral atom və qeyri-polyar bəsit molekullarda oksidləşmə dərəcəsi sıfır qəbul edilir. Beləliklə, oksidləşmə dərəcəsi müsbət, mənfi və sıfır qiymət ala bilər. Molekulda atomların oksidləşmə dərəcəsi aşağıdakı kimi göstərilir. Mg +2 O, Al +3 Cl 1 3 , H 0 2 Burada maqneziumun oksidləşmə dərəcəsi +2, oksigeninki -2, hidrogeninki 0- dır. Molekulda atomların oksidləşmə dərəcələrinin cəbri cəmi sıfra bərabərdir. Bunu nəzərə alaraq mürəkkəb birləşmədə atomlardan birinin oksidləşmə dərəcəsi məlum olmazsa, onu X ilə işarə edib aşağıdakı misallarda olduğu kimi tapmaq olar. H 1 3 P x O 2 4 (+1) 3+x+(-2)4=0 X=+5 Ca +2 (H 1 2 P O 2 4 ) 2 2+[ (+1)2+x+(-2) 4 ]2= 0 2+4 + 2X ─ 16 = 0 2x = 10 x=+5 Al 3 2 (SO 2 4 ) 3 (+3) 2 [x+(-2)4]3=0 6 +3x -24 = 0 x=+6 Bir çox halda eyni element atomunun oksidləşmə dərəcəsi həmin atomun valentliyindən fərqlənir. Bunu üzvi və bəzi qeyri-üzvi birləşmələrdə daha aydın görmək olur. Üzvi birləşmələrdə karbon həmişə dördvalentli olduğu halda onun oksidləşmə dərəcəsi müxtəlif olur. Məsələn; Oksidləşmə dərəcəsi valentlik C x O 2 2 x +2(-2) = 0 x =+4 4 C x H 1 4 x +4(+4) = 0 x =-4 4 C x 2 H 1 4 2x+4(+1) = 0 x =-2 4 C x 2 H 1 5 O -2 H +1 2x+6(+1)+(-2)=0 x=-2 4 H + C x H +1 O -2 (+1) 2+x+(-2)=0 x =0 4 Göründüyü kimi bu birləşmələrdə karbonun valenti oksidləşmə dərəcəsinə uyğun gəlmir. Atomların oksidləşmə dərəcəsi anlayışından oksidləşmə-reduksiya reaksiyalarının əmsallaşdırılmasında geniş istifadə edilir. Oksidləşmə- reduksiya reaksiyaları. 62 Kimyəvi reaksiyaları iki qrupa bölmək olar. Birinci qrup reaksiyalarda iştirak edən atom və ya ionların oksidləşmə dərəcəsi dəyişmir. Bu qrupa mübadilə, eləcə də bir sıra parçalanma və birləşmə reaksiyaları daxildir. Pb(NO 3 ) 2 + Na 2 SO 4 = PbSO 4 + 2NaNO 3 HCl + NaOH = NaCl + H 2 O MgCO 3 = MgO + CO 2 P 2 O 5 + H 2 O = H 3 PO 4 İkinci qrup reaksiyalarda atom və ya ionlar arasında elektron mübadiləsi gedir. Bu da onların oksidləşmə dərəcəsinin dəyişməsinə səbəb olur. 2Na 0 + S 0 = Na 2 S -2 Fe 0 + Cu +2 SO 4 = Fe +2 SO 4 Yüklə 5,01 Kb. Dostları ilə paylaş:
|