Материалдар / Химиядан толык лекциялар
2023-2024 оқу жылына арналған

қысқа мерзімді сабақ жоспарларын

жүктеп алғыңыз келеді ма?
ҚР Білім және Ғылым министірлігінің стандартымен 2022-2023 оқу жылына арналған 472-бұйрыққа сай жасалған

Химиядан толык лекциялар

Материал туралы қысқаша түсінік
Химядан толык нуска
Авторы:
Автор материалды ақылы түрде жариялады.
Сатылымнан түскен қаражат авторға автоматты түрде аударылады. Толығырақ
24 Желтоқсан 2019
343
0 рет жүктелген
Бүгін алсаңыз 25% жеңілдік
беріледі
770 тг 578 тг
Тегін турнир Мұғалімдер мен Тәрбиешілерге
Дипломдар мен сертификаттарды алып үлгеріңіз!
Бұл бетте материалдың қысқаша нұсқасы ұсынылған. Материалдың толық нұсқасын жүктеп алып, көруге болады
logo

Материалдың толық нұсқасын
жүктеп алып көруге болады

1.Атом құрылысының заманауи теориясы атомдағы электрондар күйі, квант
саны
1.Атом құрылысының заманауи теориясы.
2.Атомдағы электрондар күйі, квант саны.
3.Атом құрылысы тұрғысынан периодтық заң және химиялық элементтер.
1. Атом (көне грекше: ἄτομος - Химиялық элементтерді құрайтын, олардың өзіне тән
ерекшеліктерін сақтайтын ең кішкене бөлшек.
Атомның құрамына оң зарядты ядро мен теріс зарядты электрондар кіреді. Д. И.
Менделеев ұсынған химиялық элементтердің периодтық жүйесіндегі рет нөмірі сол
элементтің атом ядросы зарядының мәнімен сәйкес келеді. Aтом ядросы оң зарядты
протондар мен заряды жоқ нейтрондардан тұрады. Әр элемент атомының ядро зарядына
тең протондар саны тұрақты, ал нейтрондар саны өзгермелі болуына орай изотоптар
шығады. Мысалы, табиғатта кездесетін көміртек екі изотоптан тұрады, олар: 126С, 136С.
Сонымен қатар атмосферадан радиоактивті изотоптың 146С сілемі табылған. Бұл
изотоптардағы нейтрондар саны 6,7,8-ге тең.
Атомдағы электрондар энергия мөлшеріне қарай белгілі бір квант қабаттарына
(деңгейлерге) бөлінеді. Ондай энергетикалық деңгейлердің саны — 7, олар кестедегі
периодтар санына тең. Жалпы деңгейлер мен периодтар санының бірдей болуын атом
құрылысы теориясы бас квант санының мәнімен түсіндіреді.
Әр деңгейде бірнеше деңгейше бар. Деңгейшелер өз кезегінде орбитальдардан тұрады.
Мысалы, бірінші квант қабатындағы (n= 1) бір деңгейшеде 1s орбиталь, ал екінші
қабаттағы екі деңгейшеде екі түрлі орбиталь 2s, 2р, үшіншідегі үш деңгейшеде үш түрлі
орбиталь 3s, 3р, 3d бар.
s-орбитальдардың пішіні сфера тәрізді, ал p-орбитальдардың пішіні гантель немесе
көлемді сегіздік, d-орбитальдардікі одан да күрделі болып келеді. Әр деңгейшеде бір
ғана s-орбиталь, х, у, z осьтері бойынша бағытталған пішіні бірдей үш p-орбиталь бола
алады. Олардағы электрондарды да s-электрон, р-электрон деп бөледі.
Атомдардағы электрондарды Паули принципі, Гунд ережесіне сай энергетикалық
деңгейлерге, олардың деңгейшелеріндегі s-, р-, d- орбитальдарға таратып, электрондық
формулалармен белгілеп немесе квант ұяшықтарына орналастырып көрсетеді. Мысалы,
реттік нөмірлері 3 литий және 6 көміртек атомдарының электрондық конфигурациясын
формула түрінде бейнелейік:
3Li


1s2 2s1
1s2 2s2 2p2

Екеуі де екінші периодтың элементі, өйткені соңғы электроны екінші деңгейде түр.
Алғашқы литий s-элементке, келесі көміртек р-элементке жататыны ең соңғы
электроны орын алған орбитальдардан көрінеді. Егер соңғы электрон d- немесе fорбитальдарына орналасса, ол элемент соған сәйкес d- (мысалы, темір, күміс, алтын,
т.б.) немесе f- элементтер (лантаноидтар, актиноидтар) деп аталады.
Д. И. Менделеев ұсынған элементтердің периодтық жүйесі атомдардың құрылысымен
тікелей байланысты. Атомдардың құрылысы элементтер қасиеттерінің периодты
өзгеруінің мәнін ашып береді. Ең кіші периодтағы s-орбитальға 2 электрон сыяды, оған
екі элемент Н пен He сәйкес келеді. Ал кіші периодтарда (II, III) сыртқы энергетикалық
s және p-орбитальдардағы электрондар саны 1-ден 8-ге дейін өсіп, осыған сәйкес
элементтердің (Li—Ne, Na—Аr) металдық қасиеті кеміп, бейметалдығы артып, ең
соңында инертті элементтермен аяқталады. Үлкен периодтарға (IV,V) ауысқанда,
олардың жұп қатарындағы (4, 6, 8) элементтердің валенттік электрондары сыртқы
энергетикалық деңгейдегі s-орбитальдан ішкері жатқан (n-1) d-орбитальдарға
орналасатындықтан, металдық қасиет баяу кемиді. Периодтың соңына жақындағанда,
қайтадан сыртқы p-орбитальдар толтырылып, бейметалдық қасиет күшейіп, сосын
инертті элементтермен аяқталады.
Периодтық кестедегі элементтердің топтарын негізгі және қосымша деп бөлу
энергетикалық деңгейшелерге байланысты. Негізгі топша элементтері сыртқы s және рдеңгейшелеріне орналасса, қосымша топша элементтерін d-және f-металдар құрайды.
Әрбір топшадағы элементтердің валенттік электрондық конфигурациясы бірдей
болады. Негізгі топша элементінің сыртқы деңгейшесіндегі электрондар саны топша
нөмірімен сәйкес келеді. Қосымша тогапа элементтерінің сыртқы энергетикалық
деңгейшесінде 1 (Ag) не 2 (көптеген d-элементтер) электрон ғана болатындықтан, олар
айқын металдарға жатады. Мысалы, VII негізгі топшада галогендердің сыртқы
деңгейшесінде 7 электрон — ns2np5 бар. Сондықтан олар — нағыз бейметалдар, ал
қосымша марганец топшасын алсақ, сыртқы s-орбиталінде 2 ғана электрон
болатындықтан, олар нағыз металдарға жатады. Марганец топшасы нөміріне сай
валенттікке ие болу үшін ішкергі (n-1) d-деңгейшедегі 5 электронды пайдаланады:
4s23d5. Жалпы алғанда, топ нөмірі химиялық байланыс түзуге қатыса алатын максимал
электрондар санын көрсетеді.
Aтом құрылысы теориясы тұрғысынан әр топтағы элементтердің ядро зарядының өсуі
олардың металдық қасиеттерінің күшейіп, керісінше, бейметалдық қасиеттерінің
төмендеуіне әкелетіні атомдар радиустарының өзгеру заңдылығына сүйеніп
түсіндіріледі. Неғұрлым атом радиусы ұлғайған сайын, соғұрлым оның валенттік
электрондарының ядромен байланысы кеми бастайды да, үзіліп кетуі жеңілдейді, яғни
металдық қасиеті — тотықсыздандырғыштығы күшейеді. Бейметалдық қасиет р-

элементтерге тән. Олар октетті 8 электронды қабат түзу үшін өздеріне жетпейтін 1—3
электронды қосып алады. Әрі радиусы кішірейген сайын бейметалдығы күшейіп,
тотықтырғыштық қасиеті арта бастайды. Мысалы, галогендердің бейметалдығы топша
бойынша йодтан фторға қарай күшейе береді. Атомдардың электрондық
конфигурациясына байланысты периодты өзгеретін қасиеттерінің қатарына олардың
валенттігі, радиусымен қатар электртерістігі де, тотығу дәрежелері де жатады.
Элементтердің реттік нөмірінің (ядро зарядының) артуына қарай атомдардың басқа да
көптеген қасиеттерінің периодты өзгеруі айқын байқалады. Элементтердің
салыстырмалы электртерістігін дәлірек сипаттайтын 1-кестеден олардың периодты
өзгеру заңдылығымен қоса негізгі топша бойынша мәндерінің кемитіні, период
бойынша сілтілік металдан галогендерге дейін біртіндеп артатыны байқалады. Жалпы
алғанда, металдардың электртерістігі аздау, ал бейметалдардікі көптеу болып келеді.
Инертті газдардың электртерістігі жоқ, өйткені атомдарының сыртқы электрондық
деңгейшесі толық толған, сондықтан әрекеттесуге бейімділігі өте төмен болады.
Химиялық әрекеттесу кезінде элементтердің электрондық бұлттары салыстырмалы
түрде электртерістігі аздау атомнан көптеу атомға қарай ығысады. Осыған орай,
алғашқысы электрон, кейінгісі электртеріс мәнге ие болып, оң және теріс тотығу
дәрежелерін көрсетеді. Мысалы, метан СН4 молекуласын алайық, электртерістігі көптеу
көміртек (2,5) сутектен (2,1) электрон бұлтын өзіне тартады, сондықтан тотығу
дәрежелері СН4 болып шығады. Керісінше, көмірқышқыл газындағы С02 оттек
атомының электртерістігі (3,5) көміртектен әлдеқайда көп, демек, ондағы тотығу
дәрежесінің мәндері соған сай С02 болып өзгереді.
Атомдағы электрондардың күйі.
Атом өте ұсақ бөлшек болғандықтан, ондағы электронның қозғалысы микродүниенің
қозғалу заңдылықтарына бағынады. Электрондар ядро сыртындағы кеңістікті біртіндеп
толтырады, электрондардың орналасу заңдылықтарын білу элементтің физикалық және
химиялық қасиеттерін анықтау үшін қажет. Электрон ядроны одан белгілі бір
қашықтықта (энергия қорының шамасына қарай) айналып жүру мүмкіндігі ең жоғары
кеңістіктің бөлігі орбиталь - электрондық бұлт деп аталады. Қозғалыстағы электрон
бұлтының пішіні әр түрлі болады: шар тәрізді, олар s әрпімен белгіленеді. р-электрондар
гантель тәрізді, олардан басқа d - деңгейшелері де болады.
Химиялық әдебиеттерде s-орбитальді s-деңгейше, р-орбитальді р-деңгейше деп те
атайды. s-орбиталь кеңістікте бір түрде ғана орналасады, оны бір кванттық ұяшықпен,
ал р-орбиталь кеңістікте үш түрлі (х, у, z бағыттарында) орналаса алатындықтан оны үш
кванттық ұяшықпен белгілейді.
Енді элементтердің электрондарының орналасуын көрсететін формулаларына көшейік.
Сутек атомында бір ғана электрон бар, ол бірінші энергетикалық деңгейде s-деңгейшеде

орналасқан, олай болса сутек атомының электрондық формуласы 1s1 болады, ал гелий
атомыныкі — ls2.
Атомда электрондар ядроны айнала қозғалуынан басқа өз білігінен де айнала алады,
Жердің Күнді айналуымен бірге өз білігінен де айналатыны сияқты.
Электронның өз білігінен айналуын спин деп атайды, электрон сағат тілінің қозғалыс
бағытымен немесе оған қарама-карсы бағытта қозғалады, ол формулада бір кванттық
ұяшыкта екі электронды орналастырғанда бағдаршаларды қарама-қарсы жазу арқылы
көрсетіледі. Мысалы: H 1s1 дара бір электрон болса, ал гелий атомында 1s2. Осындай
формулалар атомның электронды-құрылымдық формуласы деп аталады.
2. Химиялық элементтердің электртерістігі, радиоактивтілік, валенттілік және
тотығу дәрежесі
1. Химиялық

элементтердің электртерістігі.
2.Радиоактивтілік
3.Валенттілік
4.Элементтердің тотығу дәрежелері.
1.Валенттік мүмкіндіктері мен атом радиусы – химиялық элементтердің екі маңызды
сипаттамасы. Ол атомның құрылысын анықтап, ядро заряды ұлғайған сайын периодты
түрде өзгеріп отырады; жай заттардың құрамы мен қасиетіне әсер етеді.
2. Валенттіліктің екі анықтамасын қарастыру. Соңғы анықтамасының артықшылығын
көрсету.
3. 2 кіші периодтағы элементтің валентілігінің мәнін қарастыру.
а) 5 топ негізгі топша элементінің (азот және фосфор)
б) 6 топ негізгі топша элементтерінің (оттек және кұкәрт)
в) Қорытынды жасау керек: 2 период элементінің жоғарғы валенттілігі – 4 тең өйткені
аомның валенттік мүмкіндіктері шектейді.
4. «Атом радиусы» деген сөзге түсінік беру.
5. Топта және периодта атом радиусының өзгеруі.
а) Периодта →
Атом радиусы содан оңға қарай төмендейді (тартылаыд), өйткені ядра заряды мен
сыртқы қабатындағы электрон саны ұлғаяды, ал ол өз кезегінде химиялық элементтің
және оның қосылыстарының қасиетінің өзгеруіне алып келеді (металдар бейметалдарға
алмасады
Қосылыстардың негізгі сипаттамасына –амфотерлікке ауысу → және қышқылдыққа.
б) Топта ↓ (негізгі тапшада) реттік нөмірі ұлғайған сайын Rа ұлғаяды, ал ол металдық
қасиетінің күшейуіне алып келеді.
в) Топ пен период бойынша атом өлшемі мен Rа өзгеруі Д.И. Менделеевтің периодтық
жүйесіндегі зат пен күрделі заттардың физикалық және химиялық қасиеттерінің
өзгеруіне алып келеді.
3. Элементтердің оксидтері мен гидроксидтерінің сутекті қосылыстарының
қасиеттерінің өзгеру периодтылығы

1. Бейорганикалық қосылыстардың негізгі кластарын еске түсіріңдер: оксидтер,
қышқылдар, тұздар, негіздер.
Мысалы: Оксидтер → тұз түзбейтін
тұз түзетін
Негіздік
Амфотерлі
Қышқылдық
СаО, СиО
А12О3
ЅО2
2. Периодтық жүйеде орналасуына байланысты қосылыстардың негізгі кластарының
қасиетінің өзгеруі.
а) Топ пен период бойынша атом өлшемі мен Rа өзгеруі Д.И. Менделеевтің периодтық
жүйесіндегі зат пен күрделі заттардың физикалық және химиялық қасиеттерінің
өзгеруіне алып келеді.
ә) Оксидтер, гидроксидтердің периодта неге және қалай өзгереді?
Периодта
Nа →
А1 →
С1
металл
амфотерлі бейметалл
металл
б) Сутекті қосылыстардың қасиетінің өзгеруі.
3. Бейорганикалық қосылысардың негізгі класының қасиетері.
4. Гидроксидтер, сипаттамасы.
5. Сутекті қосылыстар, құрылысы, қасиеті.
4. Ковалентті химиялық байланыс қасиеттері, механизмі
Ковалентті байланыс
Ковалентті байланыс ортақ электрон жұбы түзілу арқылы іске асады.
Химиялық байланыстың түзілуін электртерістілік ұғымын қолданып түсіндіруге
болады.
Электртерістіліктері бірдей элемент атомдарының арасында (Н 2, О2, N2, С12)
байланыста болатын сутек молекуласының түзілу мысалында қарастырайык. Сутек
атомының электрондық формуласы 1s1. Сутектің электротерістілігі 2,1. Sэлектрондарының электрон бұлттары сфера (шар) тәрізді, олардың өзара әсерлесуін
былай көрсетуге болады:

Cонда s электрондарының бұлттары өзара қабысып, екі электрон екі ядроға да ортақ,
олардан бірдей қашықтықта орналасады. Бірдей атомдардың арасындағы байланыс
полюссіз ковалентті байланыс деп аталады. Электрон бұлттары қабысуы нәтижесінде

энергия бөлініп, молекула түзіледі. Бұл энергия шамасы молекуладағы байланыс
беріктілігін сипаттайды, олай болса молекула жеке атомдарға қарағанда тұрақты жүйе
болғаны.
Полюссіз ковалентті байланыста байланыстырушы электрон жұбының бұлты
ядролардан бірдей қашықтықта орналасады.
Молекулалардың құрылымдық формулаларында бір электрон жұбына бір сызықшаға (
- ) сейкес келеді. Сутек атомдарының валенттіліктері I, себебі валенттілік байланыс
түзуге жұмсалған электрондар санымен анықталады. Сутегі молекуласындағы
элементтердің тотығу дәрежелері нөлге тең, себебі атомдардың электртерістіліктері
бірдей, электрондар жұптары екі элемент ядросынан бірдей қашықтықта орналасады.
Енді оттегі молекуласындағы байланыстың түзілуін қарастырайық.
Оттек атомының электрондық формуласы 1s22s22p4, валенттілік электрондары 2s22p4,
электртерістілігі 3,5.

Электронды-графикалық формуласын қарасақ, валенттілік электрондар саны 6, оның
екеуі дара күйінде, міне, осы электрондар екінші оттек атомындағы дәл осындай
электрондармен екі жұп түзеді, яғни байланыс саны екі. Енді әр атом ядросын 8
электроннан айналатын болады. Сөйтіп, бұл мысалдан да көретініміз молекула
түзілгенде аяқталған 8 электронды қабаттың пайда болуы.
Оттек атомдарының тотығу дәрежелері нөлге тең, валенттіліктері ІІ-ге тең болады. Еселі
байланыс дара байланысқа қарағанда беріктеу болады.
Электрондардың электрон бұлттарының формаларын қолданып байланыстың түзілуін
көрсетсек:

α - байланыс дегеніміз электрон бұлттарының қабысу ауданы ядролардың қосылу
сызығының бойында жатқанда түзілетін байланыс (а). Ал pi-байланыс — электрон
бұлттарының қабысу ауданы ядроларды қосатын сызықтың екі жағында орналасқанда
түзіледі (ә).
Оттегі молекуласында атомдар бір-бірімен екі байланыспен байланысқан, оның бірі - α
болса, екіншісінің - пи –байланыс екендігін байқайсыңдар.
Олай болса пи -байланыс, тек қайталанған байланыстарда болса, α -байланыс дара
байланыс кезінде түзіледі.

Полюсті коваленттік байланыс дегеніміз байланыстырушы электрон жұбының бұлты
электртерістігі басым элемент атомына қарай ығыса орналасқан байланыс. [3
Коваленттік байланысты екі түрге бөледі: полярлы және полярлы емес. Полярлы емес
коваленттік байланыстың электрон бұлттары ортақ электрон жұбымен құрылған, яғни
электрондық байланыс бұлттары екі атом ядроларына қатысты кеңістікте симметриялы
орналасқан. Полярлы емес коваленттік байланыс бейметалдарда пайда болады және
металл жұптарында, химиялық элементтің бір атомынан: Н2, О2, О3, N2, S2, Li2, Na2, C,
Si және басқалары құрылса, полярлы коваленттік байланыстың электрон бұлттары
электртерістілігі жоғары атомға қарай ығысқан (НСl, H2O, H2S, NH3 және т.б).
Атомның электртерістілігі – химиялық байланыстарда басқа атомдардың валенттілік
электрондарын өзіне тарту қабілеті. Электрондық бұлттардың формасы әртүрлі
болғандықтан, олардың тұйықталуы әртүрлі тәсілдермен жүзеге асуы мүмкін.
Тұйықталу әдісі мен симметриясына байланысты түзілген бұлттар σ − , π − және δбайланыстары болып ажыратылады. σ-байланыс (сигма-байланыс) – бұл байланыс
бұлттардың тұйықталуынан атомдардың байланыс сызықтарының маңайында іске
асады. Симметрия шарттары негізінде келесідей қорытынды жасуға болады: s-орбиталь
электрондары σ-байланыс түзілуінде, p-электрондар σ және π-байланыстар, ал dэлектрондар σ, π, δ-байланыстары түзілуіне қатысады. Бұлттар қабаттасуы σ-байланыс
кезінде максимал болады. Коваленттік байланыс тек қана қарама-қарсы спиндері бар
электрон бұлттарының қабаттасуы нәтижесінде түзілмейді. Коваленттік байланыс
сонымен қатар донорлы-акцепторлы механизммен түзілуі мүмкін. Бұл жағдайда
химиялық байланыс бір атомның екі электрон бұлттары мен басқа атомның бос орбиталі
нәтижесінде түзіледі (NH4+).

1.
2.
3.

5. Химиялық реакциялардың жіктелуі. Тұздар гидролизі. Химиялық
реакциялардың жылу эффектісі.
Химиялық реакциялардың жіктелуі.
Тұздар гидролизі.
Химиялық реакциялардың жылу эффектісі

Химиялық реакциялар әртүрлі сипаттарына сай жіктеледі:
1. Жылуды бөліп шығару немесе сіңіру сипатына қарай. Жылу бөле жүретін
реакцияларды экзотермиялық деп атайды. Мысалы, сутегі мен хлордан хлорсутектің
түзілу реакциясы:
Н2 + С12=2НС1, ΔН= –184,6 кДж.
Қоршаған ортадан жылу сіңіре жүретін реакцияларды эндотермиялық деп атайды.
Мысалы, жоғарғы температурада жүретін азот пен оттектен азот (II) оксидінің түзілу
реакциясы:
N2 + О2=2NО ΔН=180,8кДж.
Реакция нәтижесінде бөлініп шыққан немесе сіңіріп алынған жылу мөлшерін процестің
жылу эффектісі деп атайды. Әртүрлі процестердің жылу эффектісін зерттейтін химия
бөлімін термохимия деп атайды.

Реакциялардың жылу эффектісі келтірілген химиялық теңдеулерді термохимиялық
теңдеулер деп атайды. Мұндай тедеулерде формулалар алдындағы коэффициенттер
заттардың моль санын көрсетеді, сондықтан да бөлшек сандар болуы мүмкін.
Реакцияның жылу эффектісі температура мен қысымға тәуелді болғандықтан оны
қалыпты (стандарттық) жағдайға келтіру келісілген: температура 25°С (298 немесе
дәлірек, 298, 15 К), қысым р = 101325 Па≈10ІЗ кПа. Термохимиялық теңдеулерде
әрекеттесетін заттардың күйі көрсетіледі: кристалды (к), сұйық (с), газ (г), еріген (е)
және т. б.
Жылу эффектісін ΔН деп белгілеу (дельта аш деп оқылады) қабылданған,
килоджоулмен (кДж) өрнектеп реакция теңдеуімен анықталған заттың моль санына,
шағады. Жылу эффектілерінің таңбалары эндотермиялық процестер үшін оң (жылу
сіңіріледі ΔН>0) және экзотермиялық процестер үшін теріс (жылу бөлінеді ΔН<0) деп
алынған.
Реакцияның жылу эффектісінің ΔН мәнін түсіндіреміз. Әрбір заттың белгілі бір
энтальпиясы (жылу қоры) болады. Энталытия (оны латынша ДН әрпімен белгілейді) зат
түзілгенде жиналатын энергияның мөлшері. Тұрақты қысымда реакцияның жылу
эффектісі ΔН — реакцияның соңғы өнімдерінің энтальпиясы ( Н соңғы деп белгілейді)
мен алғашқы әрекеттесуші заттардың энтальпиясының (Н баст. деп белгіленеді)
айырымына тең, яғни
ΔН = Нсоңғы—Нбаст (1-4)
Бұл теңдеу ΔН шамасынық физикалық мағынасын( мұндағы грек әрпі Δ — дельта —
айырымы деген мағынаны білдіреді) көрсетеді. Изобаралық реакциялар үшін «жылу
эффектісі» деген терминнің орнына «процестің энтальпиясы» деген терминді
қолданады.
Алғашқы заттар мен реакцияның соңғы өнімдері стандартты күйде болатын болса (Т =
298 К, р≈101,3 кÏа), онда ΔН-ты процестің стандарттық энтальпиясы деп атайды, және
ΔН°298 немесе тек қана жоғарғы индекспен ΔН° өрнектейді.
Жоғарыда айтылған бойынша стандартты жағдайда жай заттардан хлорсутектің түзілу
экзотермиялық реакциясы мен азот (II) оксидінің түзілу эндотермиялық реакциясының
термохимиялық теңдеулері былай жазылады:
I. Н2(г)+С12(г)=2НС1, ΔН0298 = —184,6 кДж немесе
ІІ. І/2Н2(г) + 1/2С12(г) = НСІ(г), ΔН0298 = —92,3 кДж/моль
және
I. N2(г)+02(г)=2NO, ΔН0298 =180,8кДж
II. 1/2N2(г) + 1/202(г)=NO(г), ΔН0298 =90,4 кДж.
Бұл теңдеулер (II) 0,5 моль газ күйіндегі сутегі мен газ күйіндегі 0,5 моль хлор
(стандартты жағдайда) 1 моль газ күйіндегі хлорсутекке айналғанда 92,3 кДж жылу
бөліп шығаратындығын, ал газ күйіндегі 0,5 моль азот пен газ күйіндегі 0,5 моль оттегі
(стандартты жағдайда) газ күйіндегі азот (II) оксидіне айналғанда 90,4 кДж жылу
қабылдап алатындығын көрсетеді.
Бұл реакциялардың теңдеулерінде (1) «моль» деген сөз жазылмаған себебі ΔН бір
мольге емес екі мольге қатынасты. Экзотермиялық реакциялар үшін ΔН шамасының
алдындағы минус алғашқы заттарға қарағанда реакция өнімдерінде энергия корының аз
екендігін көрсетеді. Эндотермиялық реакциялар үшін ΔН шамасының алдындағы плюс

таңбасы алғашқы заттар-ға қарағанда реакция өнімдері сыртқы ортадан жылу тартып өз
энергиясын көбейтетінін көрсетеді.
Егер қосылу реакциясы — жылу шығара жүрсе, онда оған кері реакция — ыдырау
реакциясы жылу сіңіре жүреді. Егер қосылу реакциясы жылу сіңіре жүрсе, онда оған
кері — ыдырау реакциясы жылу бөле жүреді. Бірінші мысалда 1 моль хлорсутектің
түзілуі ΔН0298 = —92,3 кДж, ал хлорсутектің ыдырауы ΔН0298 + 92,3 кДж; Екінші мысалда
1 моль азот (П) оксидінің түзілуі ΔН° = 90,4 кДж, ал 1 моль азот (II) оксидінің ыдырауы
ΔН0298 = —90,4 кДж.
Мектепте оқылатын химия мен оқу кұралдарының көпшілігінде жылу эффектісін (3
арқылы белгілейді. Егер жылу бөлінетін болса, онда оның мәні оң, ал егер жылу
сіңірілетін болса, онда—теріс болады. Бұдан ΔН = –Q. Жылу эффектісінің біз енгізген
белгісін қолдану керек, себебі ол термодина-микамен бірдей болу үшін енгізілген.
Химиялық реакцияның жылу эффектісін арнайы құралдар — калориметрлер арқылы
өлшейді. Олардың құрылысы физика мен физикалық химия курстарында сипатталады.
2. Алғашқы және соқғы заттардың санынық өзгеру сипаты бойынша реакциялар
мынадай түрге бөлінеді: қосылу, айырылу, орын басу және алмасу.
Реакция нәтижесінде екі немесе бірнеше заттардан бір жаңа зат түзілетін болса, ондай
реакцияны қосылу реациясы деп атайды, Мәселен, хлорсутектің аммиакпен әрекеттесуі
НС1 + NН3=NН4С1
немесе жай заттардан магний оксидінің түзілуі
2Мg+О2 = 2МgО
Реакция нәтижесінде бір заттан бірнеше зат түзілетін болса ондай реакцияны айырылу
реациясы деп атайды. Мәселен сутек иодидінің айырылуы:
2HJ = Н2 + J2 немесе калий перманганатының айырылуы:
2КМnО4 = К2МnО4 + МnО2+О2
Жай және күрделі заттардың арасындағы реакция нәтижесінде жай заттың атомы
күрделі заттың бір элементінің атомының орнын басса, онда мұндай реакцияны орын
басу реациясы деп атайды. Мәселен, мырыштың қорғасын (II) нитратындағы
қорғасынның орнын басуы:
Рb(NО3)2 + Zn = Zn(NО3)2+Рb
немесе бромды хлормен ығыстыру:
2NaВг + С12=Вг2 + 2NаС1
Реакция нәтижесінде екі зат өзінің құрам бөліктерімен екі жаңа зат түзіп алмасатын
болса, онда ол реакцияны алмасу реакциясы деп атайды. Мәселен, алюминий оксидінің
күкірт қышқылымен әрекеттесуі:
А12О3 + ЗН2SО4=А12(SО4)3 + ЗН2О
немесе кальций хлоридінің күміс нитратымен әрекеттесуі:
СаСl2 + 2АgNО3 = 2АgС1 + Са (NО3)2
немесе негіздің қышқылмен әрекеттесуі:
Са(ОН)2 + 2НС1=СаС12 + 2Н2О
3. Қайтымдылық сипаты бойынша реакциялар қайтымды және қайтымсыз болып
бөлінеді
4. Әрекеттесуші заттардың құрамына кіретін атомдардың тотығу дәрежелерінің
өзгеру сипаты бойынша реакциялар атомдардың тотығу дәрежелері өзгермей

жүретін реакциялар және тотығу-тотықсыздану реакциялары (тотығу дәрежелері
өзгере жүретін) болып бөлінеді.
Тұздар гидролизі
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.[1]
Тұздар ерте заманнан белгілі. 1812 жылы Я.Берцелиус тұздардың электрхимиялық
теориясын құрды. Электролиттік диссоциациялану теориясы шыққаннан кейін,
тұздардың суда ерігенде металл атомдары катиондарын және қышқыл қалдығы
аниондарын түзетін күрделі заттар екені анықталды. Мысалы, NaNO3Na+1+NO 
Тұздардың гидролизі - тұздың құрамындағы иондары мен су молекулаларының
арасында жүретін, нәтижесінде әлсіз электролит молекуласы не иондары түзілетін
реакциялар.
Тұздар түзілу табиғатына қарай мынадай топқа бөлінеді:
I. Күшті негіз бен күшті қышқылдан KCl, K2S04, NaN03, NaCl;
ІІ. Күшті негіз бен әлсіз қышқылдан Na2S, Na2C03, K2S03, Na3P04;
ІІІ. Әлсіз негіз бен күшті қышқылдан Al2(S04)3, FeS04, ZnCl2.
I.Натрий хлориді (NaCl) — NaOH күшті негіз (к.н.) және HCl күштіқышқыл (к.қ.)
әрекеттескенде түзілетін тұз.
NaCl --> Na+ + CIНОН --> Н+ + ОНДиссоциация нәтижесінде пайда болған әр аттас иондар электростатикалық күштердің
әсерінен тартылады. Сонда түзілген электролиттер күшті болғандықтан (NaOH, HCl)
құрамдас бөліктеріне толық диссоциацияланады, сондықтан су иондарының
концентрациялары өзгермейді .
Сондықтан күшті негіз бен күшті қышқылдан түзілген тұздар гидролизге ұшырамайды,
оның ортасы бейтарап болады.
IІ.Натрий карбонаты Na2CO3 - NaOH күшті негіз (к.н.) бен әлсіз көмір (Н2СО3)
қышқылы (ө. к.) әрекеттескенде түзілген тұз.
Na2CO3 --> 2Na+ + CO32НОН --> Н+ + OHНатрий карбонаты суда ерігенде түзілген С032- ионының сумен әрекеттесуі әлсіз
электролит ионы НСО3- және ОН ионын береді. Олай болса орта негіздік, себебі түзілген
натрий гидроксиді (NaOH) толық диссоциацияланады.
Күшті негіз бен әлсіз қышқылдың тұзы гидролизденгенде тұз құрамындағы қышқыл
қалдық анионы су құрамынан сутек катионын қосып алып, ерітіндіге гидроксид ионы
босап шығады, сондықтан орта негіздік (сілтілік) болады.
Гидролиздену реакциясының молекулалық теңдеуі: Na2C03 + НОН = NaHC03 + NaOH
IІI.Алюминий хлориді АlСl3 - Аl(ОН)3 әлсіз негіз (ө.н.) бен HCl күшті кышқыл (к.қ.)
әрекеттескенде түзілген тұз.
АlСl ->3 Аl3+ + 3ClНОН -> Н+ + ОНАlСl3 ерігенде түзілген Аl3+ иондары судың ОН- иондарымен бірігіп (Аl0Н)2+ ионын
түзеді, сутек ионы ерітіндіде қалады, ал түзілген қышқыл иондалады.

Тұздардың гидролизге ұшырауы және олардың судағы ерітіндісіндегі ортасы тұздың
құрамындағы иондардың қасиеттеріне тәуелді. Гидролизге тек ерімтал тұздар ғана
түседі, гидролиз қайтымды үдеріс.Бейтараптану реакциясы тек күшті қышқыл мен
күшті негіздің әрекеттесу реакциясы, яғни осы жағдайда ғана С(Н +) = С(ОН-)
орындалып, орта бейтарап болады.
Химиялық реакциялардың жылу эффектілері
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:
Стандартты жағдайда (t=25°С, 101,3 кПа) жылу мөлшерлері әр түрлі болады екен. Зат
массасының сақталу заңы сияқты энергия сақталу заңы да болады. Зат молекуласы
түзілгенде қанша энергия бөлінсе, оны айыру үшін сонша жылу сіңіріледі:
Отынның түріне қарай (газ, сұйық, қатты) олар жанғанда бөлінетін жылудың шамасы
да әр түрлі болады. Ол әрекеттесуші заттардың табиғатына, жанасу бетінің ауданына
және қысымның шамасына (газ күйіндегі отындар үшін) тәуелді. Химиялық реакциялар
тек жаңа заттар алу үшін ғана емес, энергия көзі ретінде де пайдаланылады.
сондықтан термохимиялық теңдеулерде заттардың күйлері көрсетіледі. Мысалы, 1 моль
су буы мен сұйық су түзілген кезде бөлінетін жылу шамасы әр түрлі:
Стандартты жағдайда (t=25°С, 101,3 кПа) жылу мөлшерлері әр түрлі болады екен. Зат
массасының сақталу заңы сияқты энергия сақталу заңы да болады. Зат молекуласы
түзілгенде қанша энергия бөлінсе, оны айыру үшін сонша жылу сіңіріледі:
Отынның түріне қарай (газ, сұйық, қатты) олар жанғанда бөлінетін жылудың шамасы
да әр түрлі болады. Ол әрекеттесуші заттардың табиғатына, жанасу бетінің ауданына
және қысымның шамасына (газ күйіндегі отындар үшін) тәуелді. Химиялық реакциялар
тек жаңа заттар алу үшін ғана емес, энергия көзі ретінде де пайдаланылады.
6. Химиялық реакциялардың жылдамдығы. Химиялық тепе - теңдік.
1.
2.

Химиялық реакциялардың жылдамдылығы.
Химиялық тепе - тендік.

Химиялық реакциялардың жылдамдығын оқытатын бөлім химиялық кинетика деп
аталады.
Химиялық реакцияның жылдамдығы дегеніміз уақыт бірлігінде әрекеттесетін
заттардың немесе реакция өнімдерінің біреуінің концентрацияларының өзгеруі
Қатты және сұйық заттардың арасындағы реакциялар қатты заттың бетінде
жүретіндіктен реакция жылдамдығы баяу жүреді . Сондықтан реакция жылдамдығын
арттыру үшін қатты заттарды ұсатып ұнтақ түрінде қолданылады.
Екі сұйық заттардың арасындағы реакциялардың жылдамдығы жоғары болады. Оларға
иондық реакциялар жатады.
Газдардың арасындағы реакциялар жылдамдығы баяу жүреді.
Реакция жылдамдығына әсер ететін факторлар
Әрекеттесуші заттардың табиғаты, әрекеттесуші заттардың концентрациясы, темпера
тура, қысым (газдар үшін) катализатор.
Мысал. 2NO(г) + O2 (г) = 2 NO2 (г) реакциясының жылдамдығы қалай өзгереді, егер
реакциялық ыдыстың көлемін 3 есеге азайтатын болса?
Шешуі: Көлемі өзгергенше реакция жылдамдығы келесі теңдеумен өрнектеледі:
 = K [NO]2[O2]
Көлем азайғандықтан,әрекеттесуші заттардың әрқайсысының концентрациясы үш есе
ұлғайады:
/ = K ( 3[NO])2 ( 3 [O2]) = 27 K [NO]2[O2]
Реакция жылдамдығына температураның әсері
Тәжірибе жүзінде температура әрбір 100С – қа артқанда реакция жылдамдығы 2 – 4 есе
өсетіндігі
анықталған.
Бұл
ереже
Вант-Гофф
ережесі
деп
аталады.
Реакция жылдамдығы 3 есе кемиді.
Қайтымды реакцияларда,тура және кері реакциялардың жылдамдықтары теңескен күй
ді химиялық тепе-теңдік деп атайды.
Химиялық тепе-теңдік кезінде реакциялар тоқтап қалмайды,тек қарама-қар
сы реакциялардың жылдамдықтары ғана теңесетін процесс.
Сондықтан оны жылжымалы немесе динамикалық тепе-теңдік деп атайды.
Химиялық тепе-теңдік
Бірдей жағдайда қарама-қарсы екі бағытта жүретін реакциялар қайтымды реакциялар
деп аталады.
Fe3O4 + 4H2 3Fe + 4H2O
Солдан оңға қарай жазылған реакция тура, ал оңнан солға қарай жазылған реакция кері
реакция деп аталады.
• Реакцияға қатысатын заттардың біреуінің концентрациясын аз ғана өзгертсе тепетеңдік бұзылып,реакцияға қатысатын басқа заттардың барлығының концентрациялары
өзгере бастайды.
Тепетеңдіктің бұзылуынан реакцияға қатысушы заттардың концентрацияларының өзге
руітепе-теңдіктің ығысуы деп атайды.
Химиялық тепетеңдік кезінде тура және кері реакциялардың жылдамдықтары теңесеті
ндіктен 1 = 2 болады, яғни
K1 [Б] = K[А] 2 [ Г ][В]

К1 және К2 – тұрақты шамалар, сондықтан олардың қатынасы да тұрақты шама болып
табылады. Оны К әрпімен белгілеп, тепе-теңдік константасы деп атайды.
Химиялық тепе-теңдік тұрақты жағдайда ғана қалпында болады.
Концентрация,температура және қысымды өзгертсе тепе-теңдік бұзылып,
тура немесе кері реакцияның бағытына қарай ығысады.
Концентрацияны өзгерткеннен химиялық тепе-теңдіктің ығысу тәртібі Ле-Шателье
принципіне бағынады.
Ле-Шателье принципі:
Химиялық тепе-теңдік күйіне келіп тұрған жүйе жағдайының (концентрация,
температура, қысым) біреуін өзгерту, тепе-теңдікті сол өзгертуге қарсы әрекет
туғызатын реакция бағытына қарай ығыстырады.
Температура көтерілгенде тепе-теңдік эндотермиялық (жылу сіңіре жүретін) реак ция бағытына қарай, ал температураны төмендеткенде экзотермиялық
(жылу шығара жүретін) реакция бағытына қарай ығысады.
Қысымның жоғарылауы газ күйіндегі заттар мольдерінің жалпы саны азаятын бағытқа,
яғни қысымды төмендететін бағытқа қарай ығысуына әкеледі.
Мысалы: Тепе-теңдік қай бағытқа қарай ығысады, егер тұрақты температурада газ
қоспасының көлемін кішірейту арқылы қысымды жоғарлатса?
a) CO(г) + Cl2(г) COCl2(г)
Реакцияның тура бағытта жүруі газдардың жалпы моль сандарын азайтуға әкеліп
соғады, яғни жүйедегі қысымның азайуына әкеледі.
б) Н2(г) + I2(г) 2HI(г)
Реакция жүргенде газдардың моль сандары өзгермейді, демек қысымның өзгеруіне
әкелмейді. Бұл жағдайда қысымның өзгеруі тепе-теңдіктің ығысуына әкелмейді.
Аррениус теңдеуі
Аррениус көптеген реакцияларда температура жоғарылаған кезде жылдамдықтың арт
ып сызықты болмайтынына назар аударады.
Реакция жылдамдығының константасы мына теңдеуге бағынады.
lgK=lgA-Eакт
Бұл теңдеу Аррениус теңдеуі деп аталады. Мұнда Еакт – активтену энергиясы, Rмолярлы газ тұрақтысы, Т-абсолют температура, А-молекулалар арасындағы бір секунд
ішіндегі жалпы соқтығысу саны. Соқтығысу молекулалардың рекацияға қолайлы
ориентациялары кезінде молекулалар арасында болады. реакция жылдамдығына
концентрацияның әсері. Химиялық реакцияның тез жүруі үшін әрекеттесуші заттардың
молекулалары жиі түйісулері қажет екендігі анықталды.
Активтену энергиясы
Активтенген комплекс. Молекулаларды активті күйіне айналдыру үшін жұмсалатын қ
осымша энергия активтену энергиясы деп аталады.
Активті молекулалардың соқтығысуы нәтижесінде химиялық реакция жүруі мүмкін.
Жүйенің энергетикалық өзгеруі нәтижесінде активті молекулалардың жалпы саны өсуі
мүмкін.
Электрон тығызыдығының қайта таралуы және жаңа химиялық байланыстардың тууы
мүмкін болатын ара қашықтыққа бөлшектер жақындайды.

Соған байланысты соқтығысатын бөлшектердің электрон бұлттарының арасында туат
ын тебісу кұштерін игеруге жеткілікті энергиясы болуы керек.
7.Металдар мен бейметалдардың салыстырмалы сипаттамасы, қосылыстары.
Металдардың электрохимиялық кернеу қатары
1. Металдар мен бейметалдарды салыстырмалы сипаттамасы, қосылыстары.
2. Металдардың электрохимиялық кернеу қатары.
Металдар мен бейметалдардың салыстырмалы сипаттамасы, қосылыстары
Барлығымызға белгілі жай заттар металдар және бейметалдарға бөлінеді.
Заттардың бұлай жіктелуі олардың физикалық
және химиялық қасиеттеріне
байланысты болады. Күрделі зат қасиеті оның химиялық құрамы мен олардағы
химиялық байланысқа тәуелді болса, ал жай заттар үшін – элементтердің атом
құрылысына тәуелді.
Бірдей атомды (гомоатомды) жай заттарда біз қарастырған екі байланыс: металдық
(металдарда) және ковалентті полюссіз (бейметалдарда) болады.
Металдарға s–элементтері, валенттілік электрондарының жалпы формуласы: ns1-2,
n>1; d – элементтері валентілік электрондарының жалпы формуласы
ns2(n-1)d1-10, n≥4, f–элементтері, валенттілік электрондарының жалпы формулалары
ns2(n-1)d1(n-2)f1-14, n≥6 және кейбір р-элементтері, валенттілік электрондарының жалпы
формулалары ns2np1-6 (IIIA тобында бордан басқасы, IVА-тобындағы қалайы мен
қорғасын, V–А висмут, VI–А-дан полоний, VIIА-дан астат жатады)
Сонда, Д.И.Менделеевтің периодтық жүйесінде екі s-элементі (Н, Не) және рэлементтерден тұратын төбелері бор, фтор, астат болып келетін үшбұрыш ішіндегі
элементтер және барлық инертті газдар бейметалдарды құрайды. Олардың жалпы саны
22.
Инертті (бекзат) газдар He, Ne, Ar типтік бейметалдар, қосылыстар түзбейді,
молекулалары бір атомды олардың ішінде тек ксенон XeO3, H2XeO4 қышқылдық
қасиетті оксид пен гидроксид түзеді.
Бейметалдардың металдарға қарағанда иондану энергиясы электронтартқыштығы
және олардың электртерістіліктері де жоғары болып келеді.
ә) Физикалық және химиялық қасиеттері
Металдардың физикалық қасиеттеріне тоқталсақ: олардың агрегаттық күйі қатты
(Hg - басқасы) негізінен жылуды, электр тогін жақсы өткізеді, электр өткізгіштігі
температура артқан сайын кемиді, металдық жылтыры бар, оларды июге, созуға келеді,
деформацияға көнімпаз.
Металдар тығыздығына байланысты екіге бөлінеді:
1) жеңіл (? < 5 г/см3 ): Zi (0.534 г/см3), Na, K, Mg, Ca, Cs, AI, Ba
2) ауыр (? > 5 г/см3 ): (22,5 г/см3) Zn Cu Fe Sn Pb Ag Au Os
Қаттылықтары бойынша:
1) жұмсақ (Na, K, Jn – оларды пышақпен кесуге болады)
2) қатты (Cr – қатты)
Балқу температураларына қарай:

1) оңай балқитындар: Cs (28,50C), Ga (29,70), K(63,60C), Na (97,80C), Sn(231,90C), Pb
(327,30C)
2) қиын балқитындар: Fe (15390C), Pt (17690), Cr(18750C), W (33800C.<
Материал жариялап тегін сертификат алыңыз!
Бұл сертификат «Ustaz tilegi» Республикалық ғылыми – әдістемелік журналының желілік басылымына өз авторлық жұмысын жарияланғанын растайды. Журнал Қазақстан Республикасы Ақпарат және Қоғамдық даму министрлігінің №KZ09VPY00029937 куәлігін алған. Сондықтан аттестацияға жарамды
Ресми байқаулар тізімі
Республикалық байқауларға қатысып жарамды дипломдар алып санатыңызды көтеріңіз!