Органик биш хими : Сэдэв 1. Удиртгал. Атом, молекулын сургааль, химийн үндсэн ба гол хуулиуд Lecture 1. Удиртгал. Химийн шинжлэх ухааны судалгааны биет, судлагдахуун, химийн үндсэн ба гол хуулиуд

·      Шинжлэх ухаан-химийн шинжлэх ухаан

 

Химийн шинжлэх ухааны судалгааны биет, судлагдахуун

 

Аливаа шинжлэх ухаанаар ертөнц, түүний хувьсал, өөрчлөлт, тэдгээрийн холбоог судлан түүний мөн чанарыг танин мэднэ. Цаг хугацаа, орон орон зайн тодорхой нөхцөлд бидэнд мэдрэгдэж байдаг юмс, үзэгдлийг тэмдэглэсэн хийсвэр ухагдахууныг ертөнц буюу матери гэдэг. Ертөнц нь юмс үзэгдлийн хэлбэрээр илэрч, орон болон бодисын байдлаар оршин байж, хувьсал, өөрчлөлтөөрөө дамжин танигдаж байдаг.

 

Орчин үед шинжлэх ухаан нь ертөнцийн хувьсал өөрчлөлтийн

 


·           механикийн,

 

·           химийн,

 

·           физикийн,

 

·           биологийн,

 

·           сэтгэц эмгэгийн,

 

·           түүхийн,

 

·           философийн,

 

·           сэтгэл зүйн,

 

·           нийгмийн,

 

·           харилцааны,

 

·           ёс зүйн,

 

·           улс төр, эдийн засгийн                                   гэх мэт хэлбэрүүдийг дангаар болон хослуулан авч судалдаг.

 

Юмс, үзэгдлээс тодорхой зарчим, шалгуураар ялган авсан танин мэдэхүйн хийсвэр агуулгын тогтолцоо нь шинжлэх ухааны судлагдахуун болдог. Шинжлэх ухааны судалгааны биет нь юмс, үзэгдэл, тэдгээрийн тодорхой дүрс, хувирлууд юм.

 

Химийн шинжлэх ухаан нь ертөнцийн хувьсал өөрчлөлтийн химийн хэлбэрийн зөрчил, тэрхүү зөрчлийн нэгдлийг судалдаг бөгөөд материйн хөдөлгөөний “тусгай” цэвэр хэлбэр гэж байгальд байдаггүй тул хими нь химийн хэлбэр болон бусад хэлбэрүүдийн харилцан холбооог судалдаг. Тухайлбал физик үзэгдэл, биологийн процесс,

 

Иймээс өргөн утгаараа ертөнцийн юмс, үзэгдлээс хөгжлийн химийн хэлбэрийг шалгуур болгон ялгасан танин мэдэхүйн хийсвэр агуулгын тогтолцоо нь химийн шинжлэх ухааны судлагдахуун болох бөгөөд химийн бодис, тэдгээрийн хооронд явагдах химийн урвал нь судалгааны биет юм.

 

Аливаа шинжлэх ухаан бүр судлагдахууныхаа тогтолцоог илэрхийлэх, тухайн шинжлэх ухааныг судлах хэрэгсэл болсон ухагдахуун, хэлтэй байдаг.

 

Бодис: Харьцангуй тайван үеийн масстай матери-ертөнцийн илэрхүй хэлбэр.

 

Байгалийн биетийг бүрдүүлж бүтээсэн материйн дүрсийг бодис (материйн илрэл) гэнэ. Бодис нь атомыг бүрдүүлэгч эгэл бөөмсөөс эхлээд, атом, молекул, химийн нэгдэл, холимог, уул, ус, ургамал, амьтан, дэлхий, гараг ертөнц хүртэл хязгааргүй микро ертөнцөөс хязгааргүй макро ертөнцийн хооронд бие биедээ эрэмбэлэгдсэн зохион байгууллын түвшинтэй байдаг. Тодорхой зохион байгууллын түвшин болгонд харгалзах тогтолцоог үүсгэгч холбооны мөн чанар нь шинжлэх ухааны судлагдахууны үндсэн шалгуур болж байдаг. Иймээс аливаа бодисын тогтолцоог үүсгэгч холбоо нь химийн холбоо байвал түүнийг химийн бодис гэнэ. Химийн бодисын төрөл, шинж чанар нь хичнээн ч олон янз байж болно. Атом, молекулын гадаад электрон давхраа, электронуудын харилцан үйлчлэлээр үүсдэг өвөрмөц чанарын ертөнц бүхий холбоог химийн холбоо гэнэ. Энэ нь бодисын зохион байгууллын молекулын түвшингээс эхлэн илэрдэг. Молекул нь энэ утгаараа химийн бодисын хамгийн жижиг хэсэг боловч бүтэц байгуулал, шинж чанар нь түүнийг үүсгэгч бүтцийн элемент болох атомын бүтэц, шинж чанараас шууд хамаардаг. Иймд атомын бүтэц, шинж чанарыг судлахгүйгээр молекулыг судлах боломжгүй юм.

 

Дан бодис:  Нэгэн төрлийн атомаас тогтсон бодисыг дан бодис гэнэ. H2, O2, S, Me-ууд,

 

Нийлмэл бодис:   2 буюу түүнээс дээш төрлийн атомаас тогтсон бодисыг нийлмэл бодис гэнэ. (оксид, хүчил, суурь, давс, уураг)

 

Атом: Атом бол химийн элементийн шинж чанарыг илэрхийлсэн, дан ба нийлмэл бодисын молекулыг бүрдүүлэгч химийн элементийн хамгийн жижиг хэсэг бөгөөд протон, нейтрон бүхий цөм, түүнийг тойрон эргэх электроноос бүрддэг.

 

Элемент: Атомын тодорхой дүрсийг химийн элемент гэнэ. 105-108

 

Молекул: Энэ нь химийн бодис, түүний шинж чанарыг тодорхойлогч бөгөөд бие даан орших чадвартай дан ба нийлмэл бодисын хамгийн жижиг хэсэг бөгөөд нэг буюу хэд хэдэн төрлийн атомуудаас тогтдог юм.

 

Химийн урвал: химийн холбооны эсрэг тэсрэгийн нэгдлийг илэрхийлдэг бодисын харилцан үйлчлэл.

 

Химийн шинжлэх ухаанд танин мэдэхүйн таамаглал, сорил, онол практикийн аргуудыг өргөн хэрглэдэг.

 

·      Химийн бодистой ажиллаж туршсаны дүнд гарсан баримт сэлтийг үндэслэн түүний шинж чанарын талаар эрдэмтэд шинэ санал гаргадаг. Ингэж баримт сэлтийг цэгцлэн ерөнхий системд оруулж тайлбарласан тодорхой нэгэн шинэ санааг таамаглал гэнэ.

 

·      Судалгаа шинжилгээний явцад гарсан таамаглалыг шалган батлах зорилгоор химийн сорил туршилтыг хийдэг.

 

·      Судалгааны явцад дэвшигдэн гарсан таамаглал, туршлага сорилоор шалгагдан нотлогдсон нэгэн зүй тогтлыг үнэн зөв илэрхийлсэн томъёоллыг онол буюу хууль гэдэг.

 

·      Практик нь танин мэдэхүйн үнэний шалгуур болдог.

 

Химийн шинжлэх ухааны хөгжлийг ерөнхийд нь 4 үе болгон үздэг.

 

1.  Химийн шинжлэх ухааны хөгжлийн анхдугаар үе (иргэншлийн эхнээс XV зууны II хагас хүртлэх үе) буюу химийн шинжлэх ухааны үр хөврөл үүссэн ба химийн урлалын хөгжил - Хүн байгалийн бэлэн зүйлсийг ашиглаж байх үед химийн мэдлэг уялдаа  холбоогүй, мэдлэгийн систем болж чадаагүй байсан. Идеалист онол илүү давамгалж байсан бөгөөд IV зуунаас арвис хими хөгжиж, хэдийгээр “философийн чулууг” олоогүй боловч олон шинэ бодисыг нээсэн байна. Тухайлбал сахар, спирт, цуу, дарсны чулуу, будаг гэх мэтийн бодисыг гарган авч улмаар шил боловсруулах, будгийн үйлдвэрийн түвшинд хөгжүүлж ирсэн. Энэ үеийг химийн үр хөврөл бүрэлдэн тогтсон үе гэдэг.

 

2.  Хөгжлийн дэд үе (XVII зууны II хагасаас XVIII зууны  II хагас) Хими шинжлэх ухааны болон төлөвшсөн үе - Энэ үед арвис хими байраа алдаж химийн мэдлэг уялдаа холбоотой болж ирсэн. Р.Бойль анализ, синтез, тоо хэмжээний аргыг химид оруулсан. Хими бусад шинжлэх ухаанаас ялгарч бие даасан шинжлэх ухаан болж хөгжсөн. Мөн XYII зууны сүүлчээр химийн шинжлэх ухаан нь органик ба органик биш хими гэсэн хоёр том салбарт хуваагдаж хөгжсөн

 

3.  Хөгжлийн гуравдугаар үе. (XVIII зууны II хагасаас XIX зууны 60-аад он) - Химийн элементүүдийн үелэх хууль, үелэх систем нээгдсэн. Химийн үндсэн ба гол хуулиуд нээгдсэн. Энэ нь химийн шинжлэх ухааны үндэс суурь нь болж өгсөн.

 

4.  Хөгжлийн дөрөвдүгээр үе. (XIX зууны сүүлчээс одоог хүртэл) химийн шинжлэх ухааны орчин үе - Химийн шинжлэх ухааны салбарлалтын үе гэдэг. Энэ үед химийн шинжлэх ухааны үндсэн салбар шинжлэх ухаанууд бий болж хөгжиж ирсний дээр түүний нэг салбар нь хүртэл дотроо олон салбар болон хөгжиж ирсэн. Өөрөөр хэлбэл химийн шинжлэх ухааны хөгжлийн явцад судалгааны биет, судлагдахууны цар хүрээ өргөжин тэлж, шинэ шинэ онол, арга зүй хөгжсөөр химийн салбар шинжлэх  ухаан болох аналитик хими, коллоид хими, физик хими, полимер хими, биохими, физик органик хими, элемент органик нэгдлийн хими, кванторганик хими, нефтийн хими, нүүрсний хими, хими технологи (органик ба органик биш хими технологи, биотехнологи, хорт бодис, пестицидийн технологи, хүнсний биотехнологи), материал судлал, органик хагас дамжуулагчийн технологи, нанотехнологи, наноматериал гэх мэт олон салбар шинжлэх ухаан болон хөгжиж шинэ шинэ салбарууд төрөн гарсаар байна. XX зууны сүүлчээр биомолекулыг судалдаг “суперхими” гэсэн шинэ залуу салбар үүсэн амжилттай хөгжиж байгаагийн зэрэгцээ “нанотехнологи” нь шинэ материалын үйлдвэрлэлийн технологид илүүцээр судалгаа шинжилгээгээ явуулж байна. Тухайлбал: нүүрстөрөгчийн зохиомол аллотропи дүрс хувирал болох (1986 оны Нобелийн шагналт эрдэмтдийн 1985 нээж илрүүлсэн хөлбөмбөгийн бүтэцтэй) buckyball  буюу fullerene – CNT (Single Wall CNT, Multi Wall CNT) нь хагас дамжуулагчийн чиглэлээр хэрэглэгдэж байна.

 

Бүх ертөнц цаашид үл хуваагдах анхны биетээс тогтсон байх ёстой гэдэг гүн ухааны санаа нь эртний дорно дахины гүн ухааны урсгалууд, мөн эртний Грек, Римийн гүн ухааны үзлээс эхлээд дахин сэргэлтийн үеийн эрдэмтдийн үзэл онолд байсаар иржээ. Английн эрдэмтэн Р.Бойль, Оросын эрдэмтэн Ломоносовын үзэл бодолд ч байв.

 

Харин XIX зууны эхний жилүүдэд хийгдсэн Авогадро нарын туршлага, дүгнэлтийн үндсэн дээр гарга ирсэн нээлтүүд нь атом, молекул байгааг бодитойгоор баталж өгсөн. Энэ үеэс атом-молекулын сургаалын эх сурвалж тавигдсан.          А=Z+N

 

 

Атомын масс, атомын ба молекулын харьцангуй масс

 

Атом нь атом нь ойролцоогоор 10-10 м диаметр бүхий жижиг хэмжээтэй учир түүний масс нь өчүүхэн бага хэмжигдэхүүн байдаг. Тухайлбал: устөрөгчийнх , нүүрстөрөгчийнх , хүчилтөрөгчийнх , төмрийнх , ураных  гэх мэт масстай байдаг.

 

Ийм бага бутархай тоогоор химийн тооцоог хийхэд масс хүндрэлтэй байдаг тул атомын массын оронд атомын харьцангуй масс гэдэг ойлголт хэрэглэдэг. 1962 оноос атомын массын олон улсын нэгжээр нүүрстөрөгчийн нэгжийг сонгон авсан. Энэ нь нүүрстөрөгчийн  тогтвортой изотопын массын -тэй тэнцүү хэмжээ юм. Нүүрстөрөгчийн атомын массын  нь  байдаг.

 

Өөрөр хэлбэл “Тухайн элементийн атомын масс нь нүүрстөрөгчийн атомын массын -ээс хэд дахин хүнд болохыг харуулсан тоон утгыг уг элементийн атомын харьцангуй масс гэнэ”. Атомын харьцангуй массыг -ээр тэмдэглэдэг бөгөөд дээрх элементүүдийн атомын харьцангуй массыг олвол:

 

 

Иймд элементүүдийн атомын массыг үелэх систем дэх атомын харьцагуй массыг нүүрстөрөгчийн атомын массын -ээр үржүүлэн баталж харж болно.

 

Харин молекул нь атомуудаас тогтдог учир молекулын харьцангуй масс нь атомуудын харьцангуй массын нийлбэрээр тодорхойлогдоно. Жишээ нь усны молекулын харьцангуй масс нь:

 

Молекулын харьцангуй массыг -ээр тэмдэглэдэг бөгөөд тухайн бодисын молекул масс нь нүүрстөрөгчийн атомын массын -ээс хэд дахин хүнд болохыг харуулсан хэмжигдэхүүнийг МОЛЕКУЛЫН ХАРЬЦАНГУЙ МАСС  гэнэ. Иймд

 

СИ сестемд бодисын тоо хэмжээг моль гэдэг нэгжээр илэрхийлдэг.

 

 нүүрстөрөгчийн хамгийн бага тогтвортой изотоп дотор агуулагдаж байгаа атомын тоотой тэнцүү тооны атом, молекул, ион гэх мэт жижиг хэсгийг агуулсан бодисын тоо хэмжээг  моль  гэнэ”.

 

Энэ нь:  Yүнийг Авогадрогийн тоо гэнэ. Ингээд 1 моль хэмжээтэй бодисын массыг молийн масс гэнэ.

 

Өөрөөр хэлбэл:

 

Атом, молекул, бодисын нэр

 

атомын харьцангуй масс, Ar

 

молекулын харьцангуй масс, Mr

 

1 моль бодисын молийн масс, M

 

Устөрөгчийн атом – H

 

1нн

 

 

 

Хүчилтөрөгчийн атом – O

 

16нн

 

 

 

Нүүсртөгчийн атом – C    (металл биш)

 

12нн

 

 

12г/моль

 

Хүхэр – S        (металл биш)

 

32нн

 

 

32г/моль

 

Төмөр – Fe     (металл)

 

56нн

 

 

56г/моль

 

Устөрөгч хий – H2

 

 

2нн

 

2г/моль

 

Хүчилтөрөгч хий – O2

 

 

32нн

 

32г/моль

 

Ус – H2O

 

 

18нн

 

18г/моль

 

Чихэр буюу сахар – C12H22O11

 

 

342нн

 

342г/моль

 

Хүхрийн хүчил – H2SO4

 

 

98нн

 

98г/моль

 

Төмрийн оксид – Fe2O3

 

 

160нн

 

160г/моль

 

 

Л.Прустийн Бодисын найрлага тогтмолын хууль, М.В.Ломоносовын Бодисын масс хадгалагдах хууль, И.Рихтерийн Эквивалентийн хууль, Ж.Дальтоны Энгийн бүхэл тооны харьцааны хууль, Хийн эзэлхүүний харьцааны тухай Гей-Люссакийн хууль, Авогадрогийн хийн хууль, Ж.Дальтоны хийн холимогийн Парциаль даралтын тухай хууль, Лавузье-Лапласын хууль буюу Термохимийн 1-р хууль, Гессийн хууль буюу термохимийн 2-р хууль зэргийн Химийн үндсэн болон гол хуулиуд Химийн шинжлэх ухааны хөгжлийн 3-р үеийн эхнээс нээгдсэн. Эдгээр хуулиуд нь атом молекулын сургаалийг өгсөн нь бүх байгалийн шинжлэх ухааны онол арга зүйн үндэс болсон байна.

 

Бодисын найрлага тогтмолын хууль:

 

XVIII зууны сүүлч, XIX зууны эхээр Францын эрдэмтэн К.Л.Бертолле аммиак, метан, хүхэртустөрөгч, цианы хүчил зэрэг бодисуудын найрлагыг тогтоон, гипохлорит ба хлоратуудыг гарган авах зэргээр олон тооны химийн урвал, процессуудыг судалсны үндсэн дээр бодисын найрлага нь түүнийг гарган авах арга урвалын нөхцөл, урвалд орж байгаа бодисын хэмжээнээс хамаарч тогтмол биш байна гэсэн дүгнэлт хийжээ. Харин Францын эрдэмтэн Ж.Л.Пруст металлын оксид, хлорид, сульфид зэрэг олон тооны бодисыг залан шинжилсэн үр дүндээ тулгуурлан бодисын найрлага нь гаргах авсан арга, цаг хугацаа, орон зай, урвал явагдсан нөхцөлөөс үл хамааран ямагт тогтмол байна гэж үзсэн. 1801-1807 онуудад К.Л.Бертолле, Л.Пруст нарын хооронд явагдсан бөгөөд маргаан ерөнхийдөө Прустийнхаар шийдвэрлэгдсэн. Учир нь Ж.Дальтон энэхүү маргааны үндсэн судалгаа хийсний дүнд химийн цэвэр холбоогоор холбогдсон бодисуудын хувьд Л.Прустийн зөв, харин байгалийн эрдэс хүдэр, давхар давс, хайлш, комплекс нэгдлүүд, коллоидуудын хувьд К.Л.Бертоллегийнх зөв байна гэсэн баталснаар Бодисын найрлага тогтмолын хууль “Химийн цэвэр нэгдэл бүхэн гарган авах арга, оршин байгаа нөхцөлөөс үл хамааран хатуу тогтмол тооны ба чанарын найрлагатай байна” гэж томъёологдсон.

 

Жишээ нь: CO2-ыг дараах аргуудаар гарган авч болдог бөгөөд энэ бүх аргын эцэст нүүрсхүчлийн хийн молекулын томъёо нэг л ижил байдаг..

 

 

Аль ч газар, ямар ч аргаар -ийг гаргаж авахад тэр нь нүүрстөрөгч ба хүчилтөрөгчөөс тогтох бөгөөд түүний найрлаганд 27.29%-ийн , 72.71%-ийн  агуулдаг. Yүнтэй адилаар усны молекул нь 1 ширхэг хүчилтөрөгч, 2 ширхэг устөрөгчийн атом агуулдаг бөгөөд 11.11%-ийн , 88.89%-ийн  агуулдаг. Өөрөөр хэлбэл  гэсэн найрлагатай байдаг.

 

Нүүрсхүчлийн хий нь нүүрстөрөгч, хүчилтөрөгч гэсэн 2 элементээс, харин ус нь устөрөгч, хүчилтөрөгч гэсэн 2 элементээс тогтож байгаа нь түүний чанарын найрлага, харин хичнээн ширхэг ямар атом агуулж байгаа нь тооны найрлага юм.

 

Стехиометрийн хууль – тогтмол тоо хэмжээний хууль

 

Бодисын масс хадгалагдах хууль:

 

М.В.Ломоносов энэ хуулийн санааг 1747 онд математикч Эелерт бичсэн захиадалдаа гаргаж, 1756 онд туршлагаар баталж нээсэн байна. “Химийн урвалд орсон бодисуудын масс урвалаас үүссэн бүрдүүгдэхүүн бодисуудын тасстай тэнцүү байна”.                     

 

Энэ хуулийн үнэн эсэхийг батлан шалгах ажил үндсэндээ XIX зууны туршид үргэлжилсэн. XIX сүүлчээр Германы эрдэмтэн Ландольт 0,000003 граммын нарийвчлалтай дэнсээр урвалд орсон бодисын жинг урвалаас үүссэн бодисын жинтэй тэнцүү гэдгийг шалгаад, энэхүү нарийвчлалын хязгаарт бодисын масс хадгалагдах хууль үнэн гэдгийг баталжээ. Энэ үеэс эхлэн бодисын масс хадгалагдах хууль нь туйлын үнэн хууль мэтээр ойлгогдож ирсэн.

 

Мөн Францын эрдэмтэн А.Л.Лавуазье химид тооны шинжилгээний аргыг анх хэрэглэж шатах процесс болон олон тооны бодисын найрлагыг судалсан ажлынхаа үр дүнг үндэслэн 1774 онд бодисын масс хадгалагдах хуулийн дахин баталж элемент хадгалагдах хуулийг нээжээ. Энд: ”Химийн урвалын эцэст бодисуудын массын нийлбэр хадгалагдах төдийгүй урвалд оролцсон бодисуудын найрлага дахь элемент тус бүрийн масс тогтмол хэвээр үлддэг” гэж үзжээ. Энэ нь химийн урвалын явцад элемент өөрчлөгдөн хувирахгүй зөвхөн нэг бодисын найрлагаас нөгөө бодисыг үүсгэхэд оролцдогийг нотолж байна.

 

Дээрх хуулиуд нь матери мөнх болохыг баталж, улмаар устаж үгүй болохгүй, огт оргүй хоосноос шинээр бий болохгүй, зөвхөн нэг дүрсээс нөгөө дүрсэд шилжиж хувирдгийг нотолж байгаа юм. Материйн хөдөлгөөний тоон илэрхийлэл нь түүний энерги юм. 1760 онд М.В.Ломоносов энерги хадгалагдах хуулийг томъёолж, 1842 онд Германы эрдэмтэн Р.Майер түүнийг туршлагаар баталжээ. Энерги чанар, хэлбэрийн хувьд хувирдаг боловч тоо хэмжээний хувьд хадгалагддаг.

 

Иймд “Энерги устаж үгүй болохгүй, оргүй хоосон юмнаас үүсэхгүй, зөвхөн нэг хэлбэрээс нөгөө хэлбэрт зохих хэмжээгээр буюу тодорхой тоо хэмжээгээр шилжинэ” гэж энерги хадгалагдах хуулийг томъёолдог.

 

XX зууны эхэн үе хүртэл эрдэмтэд бодис ба энерги бие биетэйгээ холбоогүй ойлголтууд гэж үзэж байсан боловч биетээс энерги ялгарахад түүний масс хорогдож, энергийг шингээхэд масс нь ихэсдэг болохыг физикийн олон талын туршилт судалгаагаар нотлогдсон бөгөөд 1899 онд П.Н.Лебедев гэрэл даралт үүсгэдгийг баталж түүнийг хэмжсэнээр гэрэл масстай болохыг илрүүлж биет гэрэл цацруулбал түүний масс хорогддог болохыг нотолжээ. 1905 онд А.Эйнштейн биетийн масс, энергийн холбоог  томъёогоор илэрхийлжээ. Энд: энерги; масс; гэрлийн тархах хурд:

 

Улмаар 1930-аад оноос цөмийн урвалыг судалж, цөмийн урвалд орж буй цөмүүдийн массын нийлбэр уг урвалаар үүсэх цөмүүдийн масстай тэнцүү биш байдгийг илрүүлжээ. Ийнхүү цөмийн урвалын адилаар химийн урвалд ч массын зөрөө гардаг байна. Гэвч цөмийн урвалын энергитэй харьцуулахад маш бага энергитэй жирийн химийн урвалын үед массын зөрөө нь маш бага өчүүхэн юм. (1т а 10-9 гр) Иймд бодисын масс хадгалагдах хууль нь харьцангуй үнэн хууль юм.

 

Эквивалентийн хууль: Кеннилбрергийн их сургуулийн оюутан байх үедээ Германы эрдэмтэн И.Рихтер (1976-1807) химийн ухаанд математик тооцооны аргыг хэрэглэх санааг дэвшүүлж, улмаар өөрийн бүтээлүүдээрээ химийн урвалд хүчил, сууриуд тодорхой харьцаатай нэгдэх зүй тогтлыг илрүүлсэн бөгөөд 1793 онд эквивалентийн хуулиа томъёолсон бөгөөд эквивалент жингийн харьцааны анхны таблицыг зохиожээ.

 

Тэрээр 1792-1794 онуудад хүчил суурийн хоорондох харилцан үйлчлэлийг судлаад, тодорхой мхэжмжээний нэгэн хүчлийг саармагжуулахад орж буй янз бүрийн суурийн хэмжээ тодорхой тогтмол байдгийг олж тогтоожээ. Тухайлбал: 35.5г давсны хүчлийг саармагжуулахад 40г идэвхий натри, 56г идэвхий кали, эсвэл 37г болсон шохой тус тус зарцуулагддаг болохыг олж илрүүлээд энэхүү тодорхой тогтмол жингийн хэмжээнүүдийг тэдгээр бодисын эквивалент масс (ханш жин) гэж нэрлэсэн байна.

 

Улмаар энэ ухагдахуунаа 1803 онд химийн элемент хэрэглэн, химийн элементүүд өөр хоорондоо мөн л нэгэн адил хатуу эквивалент жингийн хэмжээгээр нэгддэг болохыг олж илрүүлжээ. Тухайлбал: “1 жингийн хэсэг устөрөгч 8 жингийн хэс эг хүчитөрөгчтэй, 9 жингийн хэсэг хөнгөнцагаантай, 7 жингийн хэсэг төмөртэй, 4 жингийн хэсэг хүхэртэй нэгддэг“ болохыг олжээ.

 

Ингэж химийн бодис, химийн элементүүд өөр хоорондоо хатуу эквивалент жингийн харьцаагаар нэгдэх буюу бие биенээ нэгдлээс халж байгаа шинж чанарыг химид эквивалент чанарын зүй тогтол гэж нэрлэх болсон. Иймд энэ хуулийг томъёолохдоо.

 

Харилцан урвалд орж байгаа буюу нэгдлээс харилцан бие биеэ халж байгаа химийн бодис, элементүүдийн массууд (жин)-ын харьцаа нь ямагт өөрсдийн эквивалентуудынхаа харьцаатай шууд хамааралтай байдаг. Yүнийг ЭКВАВИАЛЕНТИЙН ХУУЛЬ гэдэг бөгөөд             гэж томъёолно.

 

Химийн элемент, нэгдлийн эквивалент жинг химийн томъёо, тэгшитгэлийг ашиглан тодорхойлдог бөгөөд устөрөгч, хүчилтөрөгчийнх  байдаг бөгөөд эдгээрийг ашиглан бусад бодис, элементүүдийнхийг тодорхойлдог. Жишээ нь:                   

 

Английн эрдэмтэн Жон Дальтон нь Германы эрдэмтэн Рихтерийн үзэл санааг туршлагаар нотолсон байна.

 

Бүхэл тооны харьцааны хууль:

 

Ж.Дальтон эквивалентийн хуулийг туршин нотолж байхдаа азотын хүчилтөрөгчтэй нэгдлүүд дэх (хүчилтөрөгчийн атом жинг азотын атом жинд хуваасан ноогдвор) хүчилтөрөгчийн жингийн хэсгүүд хоорондоо энгийн бүхэл тоон харьцаа үүсгэж байгаа сонин зүй тогтлыг ажиглажээ.

 

гэсэн энгийн бүхэл тооны харьцаатай байдаг.

 

Ж.Дальтон 1804 онд бүхэл тооны харьцааны хуулиа томъёолжээ.

 

“Хэрвээ хоёр химийн элемент (өөр хоорондоо нэгдэж) хэд хэдэн химийн нэгдэл үүсгэж байвал нэг элементийн нэгж жинд ноогдож буй нөгөө элементийн  жингүүд өөр хоорондоо энгийн бүхэл тоон харьцаатай байна”. Yүнийг Бүхэл тоон харьцааны хууль  гэнэ.

 

1810-1816 онуудад Швепийн химич Я.Берцеллиус тэр үед мэдэгдэж байсан ихэнх элментийн хүчилтөрөгчтэй үүсгэсэн нэгдлийн тооны найрлагыг судалж, бүхэл тоон харьцааны хууль үнэн болохыг баталжээ.

 

                               г.м

 

Хийн эзэлхүүний харьцааны хууль - Гей-Люссаки, Авогадро-Амперийн хууль:

 

Химийн урвалд орсон болон урвалын дүнд үүссэн хий байдалтай бодисуудын эзэлхүүнийг хэмжсэн туршлагадаа үндэслүэн Францын эрдэмтэн Гей-Люссак 1808 онд хийн эзэлхүүний харьцааны хуулийг нээжээ. Ингээд

 

“Химийн урвалд орсон ба урвалын дүнд үүссэн хий байдалтай бодисын эзэлхүүнүүд өөр хоорондоо энгийн бүхэл тоогоор харьцана” гэж тодорхойлжээ.

 

Энэ хууль тогтмол даралт ба температурын үед биелдэг. Жишээ нь:

 

N2 + 3H2 = 2NH3                    (P=Const; T= Const)         VN2 : VH2 : VNH3 =1 : 3 : 2

 

1811 онд Италийн эрдэмтэн А.Авогадро Гей-Люссакийн судалгаанд үндэслэн урвалд орж байгаа ба урвалаар үүссэн хийнүүдийн эзэлхүүний хооронд энгийн харьцаа байдгийг ажиглаад дараахь дүгнэлтийг хийсэн:

 

“Ижил температур ба даралттай байгаа тэнцүү эзэлхүүнтэй янз бүрийн (ямар ч) хийд адил тооны молекул агуулагдана” гэж тодорхойлжээ. Энэ хуулийг Авогадрогийн хууль гэнэ.

 

Авогадро атомууд нэгдэж молекул гэдэг жижиг хэсгийг үүсгэдэг, энгийн хийн (N2, H2, Cl2, O2) молекулууд хоёр атомаас тогтдог гэж үзсэн. Авогадрогийн хуулиас дараахь дүгнэлтүүд хийж болно. Хийн төлөвт оршиж байгаа бодисын молийн эзэдхүүн нь молийн массыг нягтад нь харьцуулсан харьцаатай тэнцүү байдаг.

 

                  M- молийн масс;         V –эзэлхүүн;      r - нягт

 

Гэхдээ хийн эзэлхүүн нь оршиж байгаа нөхцөл буюу даралт, температураас хамаарч өөрчлөгдөж байдаг тул тэдгээрийн тодорхой тоон холбогдлыг сонгон авч хэвийн нөхцөл гэж нэрлэдэг. Мөнгөн усны баганы 760 мм буюу 101325Па даралт, цельсийн 00С буюу 273К температурын холбогдол бүхийн нөхцөлийн хэвийн нөхцөл гэж үздэг. Yүнээс үндэслэн зарим нэгэн хийнүүдийн молийн масс, нягтыг ашиглан тооцоо хийхэд

 

Устөрөгч                H2,     2 г/моль                 r=0.09 г/л = 0.09 Ч 106 г/см3

 

Хлор                       Cl2,    71 г/моль               r=3.17 г/л = 3.17 Ч 106 г/см3

 

Хүчилтөрөгч          O2      32 г/моль               r=1.43 г/л = 1.43 Ч 106 г/см3

 

 

Ийм байдлаар хэвийн нөхцөлд байгаа нэг моль хэмжээтэй хий бүхний эзэлхүүнийг олбол адаилхан 22.4 Ч 10-6 см3/моль гардаг. Иймд хэвийн нөхцөлд байгаа нэг моль дурын хий бүхэн 22.4 1Ч 10-6 см3/моль эзэлхүүнтэй байна.

 

Нөгөө талаар дурын хийн 6.0232Ч 1023 ширхэг молекул хэвийн нөхцөлд 22.4 Ч 10-6 см3/моль = 22.4 л/моль .          Yүнийг моль хийн эзэлхүүн гэнэ.

 

1 моль хийд агуулагдах атомын тоог тодорхойлбол:

 

СИ системд бодисын тоо хэмжээг моль гэдэг нэгжээр илрэхийлдэг. 0.012кг нүүрстөрөгчийн хамгийн хөнгөн изотоп  дотор агуулагдаж байгаа атомын тоотой тэнцүү тооны атом молекул, ион, электрон гэх мэт жижиг хэсгийг агуулсан бодисын тоо хэмжээг моль гэнэ.  Ингээд 0.012 кг нүүрстөрөгчид агуулагдах атомын тоог олбол:  болно.

 

Yүнийг Авогадрогийн тоо гэдэг.

 

 

Хийн төлвийн тэгшитгэлүүд:

 

Хийн эзэлхүүн, температур, даралт ба молийн тоог холбосон тэгшитгэлийг хийн төлвийн үндсэн тэгшитгэл гэдэг.

 

а. Тогтмол температур ба даралттай байгаа хийн эзэлхүүн уул хийн молийн тоотой шууд хамааралтай баййаг.

 

                                       Энд: - молийн тоо ,

 

б. Тогтмол температурын үед тодорхой масстай хийн даралт ба эзэлхүүний үржвэр нь тогтмол байна.            буюу 

 

Өөрөөр хэлбэл тогтмол температурын үед хийн эзэлхүүн даралттайгаа урвуу хамааралтай байна. Yүнийг Бойль-Мариатын хууль гэнэ.

 

 

в. Тогтмол даралтын үед тодорхой масстай хийн эзэлхүүний өөрчлөлт нь температурын өөрчлөлттэй шууд хамааралтай байна. Yүнийг Гей-Люссакийн хууль гэдэг.                                              

 

Температурыг -ээр ихэсгэхэд эзэлхүүн нь -ээр ихэсдэг. Тэгвэл тмепературыг -аар ихэсгэвэл эзэлхүүн нь:

 

 

Эдгээр гурван тэгшитгэлийг нэгтгэвэл: . Yүнийг тэгшитгэл болгохын тулд пропорционалийн коэффициент -ийг оруулах ёстой.

 

Yүнийг орлуулбал  Клапейрон-Менделеевийн тэгшитгэл гарна. Энд  нийтлэг тогтмол бөгөөд гаргалгаа нь:

 

 

Хэрэв даралтыг атмосферээр, эзэлхүүнийг литрээр илэрхийлбэл:

 

 

Харин даралтыг (мөнгөн усны баганын) миллиметрээр, эзэлхүүнийг миллилитрээр илэрхийлбэл:           

 

Хэрвээ хий нэг төлвөөс нөгөө төлөвт шилжвэл  байх бөгөөд тэгшитгэлийг нэгтгэвэл:  

 

Yүнийг хийн төлвийн буюу Бойль-Мариотт, Гей-Люссакийн нэгдсэн тэгшитгэл гэдэг. Yүнийг ашиглан хийн даралт, эзэлхүүн, температурыг нэг төлвөөс нөгөө төлөвт шилжүүлдэг.

 

Парциаль даралт:

 

Английн эрдэмтэн Дж.Дальтон 1803 онд парциаль даралтын хуулийг нээсэн.

 

Хуулиа “Бие биетэйгээ химийн харилцан үйлчлэлд ордоггүй хийн холимогийн ерөнхий даралт нь холимогийн найрлаганд орсон хий тус бүрийн парциаль даралтын нийлбэртэй тэнцүү“ гэж томъёолсон.

 

-ерөнхий даралт, -хий тус бүрийн даралт: Өгөгдсөн хийн парциаль даралт гэдэг нь холимгийн нийт эзэлхүүнд тухайн хийд оногдох даралтыг хэлнэ. Өөрөөр хэлбэл холмиогийн нийт эзэлхүүн хир ихэсэнэ төдий чинээ тухайн нэг хийн эзэлхүүн тэлж сийрэгжинэ, улмаар тухайн хийд оногдох даралт буурна гэсэн үг.

 

Жишээ нь: 98кПа даралттай 0.04м3 нүүрсхүчлийн хий, 92кПа паралттай 0.06м3 устөрөгч болон 110.2кПа даралттай 0.02м3 этиленийг хольжээ. Хольцийн нийт эзэлхүүн 0.11м3 бол хий тус бүрийнпарциаль даралт болон холимогийн ерөнхий даралтыг ол.

 

Бодлогын нөхцөл ёсоор хий тус бүрийн эзэлхүүн ихсэх ёстой. Өөрөөр хэлбэл

 

 дахин ихсэнэ гэсэн үг бөгөөд даралттайгаа урвуу хамааралтай тул хий тус бүрийн даралт нь буурна.

 

 

Ингээд нийт даралтыг хуулийн дагуу олвол:

 

 

Мөн хийн холимог дахь хий тус бүрийн молийн долийг олох замаар парциаль даралтыг олж болно. Өөрөөр хэлбэл  тооны хийнээс тогтсон холимог дахь компонентийн молийн доль  нь тухайн  бодисын молийн тоо -г холимгийг бүрдүүлэгч бүх бодисуудын молийн тооны нийлбэрт харьцуулсан харьцаа байдаг.

 

 Энд:  - холимгийн молийн тоо

 

Молийн долийг ашиглан Дальтоны хуулийг дараах байдлаар томъёолдог.

 

Хийн молимог дахь бие даасан нэг компонентийн парциаль даралт нь уг компонентийн молийн доль ба хийн холимгийн ерөнхий даралтын үржвэртэй тэнцүү байна” гэж. Ингээд парциаль даралтыг хийн төлвийн тэгшитгэлээр олвол:

 

    Энд - нь  компонентийн парциаль даралт,  учраас  болно. Ерөнхий даралт  байдаг тул тэгшитгэл дараах байдалтай болно.                 

 

Жишээ нь: 373К ба 81.04кПа даралтанд байгаа хийн холимгийн 50% нь аргон, 50% нь неон байв. Хий тус бүрийн парциаль даралтыг ол.

 

Энэ бодлогыг бодохдоо эхлээд хий тус бүрийн молийн долийг олно.

 

 

Ингээд хий тус бүрийн парциаль даралтыг олбол:

 

 

 

 

 

 

Боловсруулсан:

 

ХГХМТ-ийн химийн багш

 

дэд профессор                                     Д.ДОЛГОРМАА

 

start=-48 , cViewSize=50 , cPageCount=1

2 сэтгэгдэл:

null
Админ

www.Tugal.blog.gogo.mn хамтран ажиллах блог болон хувь хүмүүсийг урьж байна

хими (зочин)

heregtei umaa oloodd awch chadlaa tanid bayrlalaa

Сэтгэгдэл үлдээх



(нийтэд харагдахгүй)

(оруулах албагүй)
(HTML синтакс зөвшөөрөгдөөгүй)


(Зурган дээрх тоог оруулна уу)