Химияның негізгі стехиометриялық заңдары. Химия, 10 сынып, қосымша материал 2.

Стехиометрия - заттардың арасындағы массалық және көлемдік қатынастарды қарастыратын химияның бөлімі.«Стехиометриялық мөлшер» деген ұғым химиялық реакцияның теңдеуіндегі немесе формуладағы заттың мөлшеріне сәйкес келеді. «Стехиометриялық есептеулерге» заттардың түрлері мен олардың арасында жүретін теңдеулері бойынша әр түрлі есептеулер және оған заттардың түрлері мен химиялық реакциялардың теңдеулерін құрастыру да жатады. Стехиометрияның негізін стехиометриялық заңдар құрайды. Бұларға заттар массасының сақталу заңы, құрам тұрақтылық заңы, эквиваленттер заңы,еселік қатынас заңы, кәлемдік қатынас заңы, Авогадро заңы жатады. Бұл заңдар заттардың атомдар мен молекулалардан тұратынын және атом – молекулалық ілімнің дұрыс екенін дәлелдесе, ал атом молекулалық ілім стехиометриялық заңдардың мәндерін толық түсіндіріп береді.

Авогадро заңы — идеал газға қатысты негізгі заңдардың бірі; температурасы (Т) мен қысымы (p) бірдей әр түрлі газдың бірдей көлеміндегі (V) молекулалар саны да бірдей болады. Оны 1811 жылы Италян ғалымы А. Авогадро (1776 — 1856) ашқан. АВОГАДРО ЗАҢЫ бойынша 1 кмоль-ге тең кез келген идеал газ қалыпты жағдайда (р=101325 Па=760 мм сынап бағанасы және Т=0 C) 22,4136 м³ көлемді алады. Ал 1 мольдегі молекула саны Авогадро тұрақтысы деп аталады.

§ 2 Зат массасының (заряды мен энергиясының) сақталу заңы

 1760 жылы М.В.Ломоносов зат массасының (энергиясының) сақталу заңын ұсынып, бұл екі заңды табиғаттың жалпы заңдылығы ретінде біртұтас қарастырды. Бұл заң материя мен қозғалыстың мәңгілігі, олардың жойылмайтындығы, бір түрінен екінші түріне ауысуы мүмкін деп түсіндіреді.

Реакцияға қатысқан зат массасы реакция нәтижесінде түзілген зат массасына тең болады.

 Сондықтан реакция теңдеулерін коэффициенттер көмегімен теңестіреміз. Қазіргі заман ғылымы М.В.Ломоносов ұсынған заңның дұрыстығын, энергия мен масса материяны сипаттайтын екі шама екендігін және олардың байланыс формуласын 1905 жылы қазіргі заман физикасының негізін салушы А.Эйнштейн ұсынған формуладан көрінеді:

 E = mc² (1.11)

Мұнда, E – энергия, m – масса, c – жарықтың вакуумдегі жылдамдығы.

 Бұл теңдеу бойынша химиялық реакциялар жылу бөле, не сіңіре жүретін болса, масса өзгерісі болуы тиіс, бұл өзгеріс өте аз шама.Ал ядролық реакциялар кезінде бұл шама елеулі, сондықтан энергетикалық эффект миллион, миллиардтаған килоджоульмен есептеледі. Сондықтан химиялық реакциялар үшін зат массасының сақталу заңы орындалады.

 Зат массасының сақталу заңын төмендегі мысал негізінде қарастырамыз:

m (CuSO₄) + m (NaOH) ═ m( Cu(OH)₂) + m (Na₂SO₄) = 240 г

 Заряд және энергия сақталу заңдарын келесі тарауларда қарастырамыз.

 Периодтық заң. Бейорганикалық химияның негізгі мақсаты элемент қасиеттерін, олардың бір-бірімен әрекеттесуін зерттеу арқылы жалпы заңдылығын анықтау. Бұл мәселені шешуде Д.И.Менделеев ашқан элементтердің периодтық жүйесі негізіндегі периодтық заң өте маңызды ғылыми қорытындылау болып есептеледі. Осы заңның негізінде ғана біздерге беймәлім элементтер қасиеттерін болжау, кейіннен ашу мүмкіндігі туды, сондықтан Д.И.Менделеев қазіргі заман химиясының негізін салушылардың бірі болып есептеледі.

 Периодтық жүйе – элементтердің атом құрылысының айнасы. Атом құрылысының теориясы негізінде периодтық заңның физикалық мағынасы түсіндіріледі. Периодтық заңның табиғи және жасанды радиоактивтілік, ядро ішілік энергияның бөлінуін, уран және плутонийден кейінгі элементтер синтезінде, геохимия мен космохимияда атқарар орны ерекше. Периодтық заңға келесі тарауларда толығырақ тоқталамыз.

 Химиялық құрылыс теориясы (1861ж.) Бұл теорияның негізгі мақсаты заттың қасиеттері мен құрылысының арасындағы байланысты зерттеу. А.М.Бутлеровқа дейінгі ғалымдар зат қасиеттерін тек оның сапалық және сандық құрамы арқылы түсіндіріп келсе, құрылыс теориясы бойынша зат қасиеті оның химиялық құрылысына тәуелді екендігін қарастырады(XII –тарау §2). Бұл теория арқылы алдымен молекулалық құрылысты органикалық заттар қасиеттерін зерттеуге пайдаланғанымен, бұл теория жалпы химиялық – ол молекулалық құрылысты емес бейорганикалық заттар, координациялық қосылыстар (кешенді), бейорганикалық полимерлер қасиеттерін де түсіндіреді. Заттардың химиялық құрылысы химиялық байланыс теориясы арқылы түсіндіріледі. Сондықтан бұл теория атом-молекулалық ілімге сүйенген жалпы химиялық қазіргі заманғы фундаментальді заңдардың бірі болып табылады.

 Газ заңдары. Гей-Люссактің көлемдік қатынас заңы(1808ж.):

Температура мен қысым тұрақты болғанда, реакцияға қатысқан және

түзілген газдар көлемдерінің қатынасы кішкене бүтін сандар қатынасындай

болады.

 Оны мына мысал негізінде қарастырайық:

V(CH₄):V(O₂) :V(CO₂):V(H₂O)=22,4 : 44,8 : 22,4 :44,8 =1: 2:1:2

 Көлемдік қатынас заңы Авогадро заңы негізінде түсіндіріледі.

Авогадро заңы. Бірдей жағдайда тең көлемде алынған газдарда молекулалар сандары бірдей болады.

 Осыны мына мысалдан көруге болады.

1) Берілгені: 2) Шешуі:

V(CO₂, H₂, O₂) =

N(CO₂, H₂, O₂) - ?

молекула

Жауабы:2,69∙ 10²³ молекула

 Олай болса, барлық газдың 10 литрінде (қ.ж) 2,69·10²³ молекула болғаны.

 Газдың күйі үш шамаға P, T, V байланысты, ол Клапейрон-Менделеев формуласымен өрнектеледі:

PV = νRT (1.12)

PV= mRT/M, (1.13)

R=P₀V₀/Т₀ (1.14)

мұндағы R – универсал газ тұрақтысы, 8,314Дж/моль·К мәнін қабылдайды.

 Егер газ көлемі қалыпты жағдайдан өзге жағдайда берілсе, оны қалыпты жағдайға келтіру үшін мына формуланы пайдалануға болады:

PV/T= P₀V₀/Т₀ , V₀= PV Т₀/ P₀Т (1.15)

Газ күйіндегі затты сипаттайтын үш шаманың бірін тұрақты етіп алғанда, қалған екі шама арасындағы байланысты көрсететін физика курсынан өздеріңізге белгілі үш заң (Бойль-Мариотт, Гей-Люссак, Шарль) келіп шығады.

Парциалды қысымға қатысты (Дальтон) заңы.

Газ молекулалары ыдыс қабырғасына соқтығысып, қысым тудырады. Қысым мөлшері көлем бірлігіндегі газ молекулаларының санына байланысты.

Егер ыдыста бір-бірімен әрекеттеспейтін бірнеше газдың қоспасы болса, әр газ ыдысқа бүкіл ыдысты жеке өзі алып тұрғандай қысым түсіреді.

Жалпы қысымның әр газ үлесіне тиетін бөлімін парциалды қысым деп атайды.

Бір-бірімен әрекеттеспейтін газ қоспасының жалпы қысымы әр газдың парциалды қысымдарының қосындысына тең болады.

Р = р₁ + р₂ ……. р_n

 Қосылыстың құрам тұрақтылық заңы.

 Химияның зерттейтін басты объектісі зат – қосылыс. Химиялық қосылыс қоспадан және ерітіндіден өзгеше химиялық индивид.

 Химиялық қосылыс деп – құрамы бірдей немесе әртүрлі элемент атомдарынан тұратын, белгілі химиялық қасиетті, кристаллохимиялық құрылысты, құрамы тұрақты немесе айнымалы болатын біртекті зат.

 Стехиометриялық заңдар молекула құрылысты заттар үшін жазылған, сондықтан құрам тұрақтылық заңы (Пруст, 1808ж.) былай оқылады:

 Алыну әдістеріне қарамастан молекула құрылысты таза заттар құрамы тұрақты, ал өзге құрылысты заттар үшін зат құрамы оның түзілу жағдайына тәуелді болады.

 Академик Н.С.Курнаков нұсқауы бойынша құрамы тұрақты болатын заттарды дальтонидтер(H₂O, NH₃ …), ал айнымалы құрамды заттарды бертоллидтер (Ti O_0,7, TiO_1,3 - TiO; TiO _1,3- TiO₂) деп атайды.

 Мысал ретінде судың түзілу әдістерін қарастырайық:

•  2H₂ + O₂ = 2H₂O
•  Na₂O + 2HCl = 2NaCl + 2H₂O
•  NaOH + HCl = NaCl + 2H₂O
•  SO₂ + 2 NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

 Осы әдістер мен алынған және табиғи судың құрамы бірдей болады.

 Зат құрамын белгілеу тәсілдері:

 а) зат құрамына кіретін элементтердің моль-атомдар сандарының қатынасы арқылы:

H₂O, ν(H) : ν(О) = 2 : 1

 ә) зат құрамына кіретін элементтер массаларының қатынасы арқылы:

H₂O, m(H) : m(О) = 2 : 16 = 1 : 8

 б) зат құрамына кіретін элементтердің массалық үлестері(%) арқылы

 A_xB_yзаты үшін:

ω(A) = x∙Ar(A)∙100%/Mr(AxBy)

ω(B) = y∙Ar(B )∙100%/Mr(AxBy)

 Заттың молекулалық формуласы элемент немесе элементтер топтарының валенттіліктері бойынша құрылады.

 Валенттілік бір элемент атомының екінші бір элемент атомымен қосылыс түзген кезде өзіне қосатын элементтің моль-атом санын анықтайтын элементтің басты қасиеттерінің бірі болып саналады. Бұл шама рим цифрлері мен белгіленеді, сандық мәні I–VIII аралығында өзгереді. Валенттіліктің сан шамасы элемент атомының құрылымына тәуелді болады, сондықтан бұл тақырыпқа кейініректағы ораламыз.

 Валенттілікте салыстырмалы шама, сутек валенттілігін – I-ге тең, ал оттек валенттілігін – II-ге тең деп есептеп, қалғандарын осы элементтер мен салыстырады.

 Валенттілік бойынша формула құру үшін атомдар немесе атомдар топтарының валенттіліктерінің ең кіші ортақ еселігін анықтап, әр топ валенттіліктеріне бөліп, индекс етіп жазады.

 Ең қарапайым күрделі зат формуласы:

 Н₂О - су, мұндағы Н – І-валентті, ал О – ІІ-валентті, ең кіші ортақ еселігі 2-ге тең болса, 2:1=2, 2:2=1. осы су формуласы бойынша гидроксо-топтың (ОН) валенттілігі І-ге тең екендігі, оның графикалық формуласынан көрінеді:

Н –– О –– Н

осыны білгеннен соң, металдар валенттілігі бойынша негіздер формуласын құруға болады:

 Ал, қышқылдар формуласын білсек:

қышқыл қалдықтарының валенттіліктерін анықтап, тұздар формулаларын жазамыз:

 Қышқыл формуласы белгісіз болса, қышқылдық оксид формуласына ойша бір немесе бірнеше моль су қосу арқылы формуласын шығарып алуға болады, реакция теңдеулері жүретін реакциялар үшін ғана жазылады.

 ––күкірт қышқылы

 ––көмір қышқылы

 ––метафосфор қышқылы

 ––ортофосфор қышқылы

 ––марганец (VII) қышқылы

 Қосылыс формуласы бойынша әр элементтің валенттілігін анықтау үшін элементтің тотығу дәрежесі деген түсінікті еске түсіру қажет.

 Тотығу дәрежесі деп электртерістілігі басым элементке байланысқа түскен электрондардың ығысуынан пайда болатын шартты заряд.

 Жалпы молекула электрбейтарап болғандықтан, көпшілік жағдайда элемент валенттілігі тотығу дәрежелерінің абсолюттік мәндеріне тең болуына байланысты, қосылыс құрамына кіретін элементтердің оң және теріс тотығу дәрежелерін теңестіру арқылы валенттілігі белгісіз элементтікін анықтайды, яғни мына ережеге сүйенуге болады:

Қосылыс құрамындағы элементтердің оң және теріс тотығу дәрежелерінің алгебралық қосындысы нольге тең.

 Мысалы:

+1∙2+x+4∙(-2)=0 x=+6 , S(VI)

 +1∙2+2∙x+7∙(-2)=0 x=+6 , Cr(VI)

Еселік қатынас заңы. (Дж.Дальтон, 1808ж.)

Егер екі элемент бірімен бірі бірнеше қосылыс түзетін болса,қосылыстардағы элементтердің біреуінің бірдей етіп алынған масса бөлігіне екіншісінен келетін масса бөліктерінің өзара қатынасы кішкене бүтін сандар қатынасындай болады.

 Этан, этилен, ацетилен мысалдарынан көміртек, сутек атомдарының массаларының қатынасын есептеуге болады.

 C₂H₆m(C) : m(H) = 24 : 6 = 4 : 1

 C₂H₄m(C) : m(H) = 24 : 4 = 6 : 1

 C₂H₂m(C) : m(H) = 24 : 2 = 12 : 1

 а) m(C)= соnst,m(C)=24г

 m₁(H):m₂(H) : m₃(H)=6:4:2=3:2:1

 ә) m(Н)=const,m(H)=1г

 m₁(C) : m₂(C) : m₃(C) = 4 : 6 : 12 = 2 : 3 : 6

 Айнымалы құрамды бертоллидтер үшін Ti O_0,58-1,33, Ti O_1,45-1,56, TiO_1,9-2,0 оттек массаларының титанның бір масса бірлігіне келетіні бөлшек сандар қатынасындай болады. Ал стехиометриялық құрамды титан оксидтері үшін TiO, Ti₂O_3, TiO₂ оттек массаларының қатынасы 2 : 3 : 4 қатынасындай болады.

 Еселік қатынас заңынан шығатын мынадай қорытындылар бар:

• қосылыс түзуші элементтің кіші бөлігі атом, олай болса, молекула құрамына кіретін атомдар саны бүтін болады,
• қосылушы элементтердің массаларының қатынасы өзгергенде жаңа қосылыс түзіледі, бұл диалектиканың санның сапаға өту заңына дәлел бола алады.