Химийн үндсэн ойлголт ба гол хуулиуд
1.1. Атом молекулын сургаал:
Атом молекулын сургаал нь: байгалийн шинжлэх ухааны гол хуулиудын нэг бөгөөд дэлхий ертөнцийн нэгдмэл болохыг баталдаг. Манай тооллоос 400 гаруй жилийн өмнө эртний Грекийн гүн ухаантан Демокрит байгалийн бүх биетүүд цаашид үл хуваагдах жижиг хэсгээс тогтоно гэж үзэж болох юм. Улмаар Демокрит, Левкипп, Эпикур нар тэдгээр жижиг хэсгүүд масс, хэмжээ , хэлбэр ,тоогоороо бие биеэсээ ялгагдахын зэрэгцээ эмх замбараагүй хөдөлгөөнд оршдог гэж үзэж байжээ. Энэ сургаалыг Аристотель өөрийн үл гүйцэлдэх үзлээрээ эсэргүүцэж атом бодит оршдог болохыг үгүйсгэж байсан боловч 17-р зууны дунд үед Францын гүн ухаантан П.Гассенди Демокритын сургаалыг хөгжүүлж молекул гэдэг ойлголтыг байгалийн шинжлэлд бий болгожээ. Энэ цагаас зуугаад жилийн хойно Оросын эрдэмтэн М.В.Ломоносов корпускулын онолоороо атомыг элемент , молекулыг корпускул гэдэг утгаар тодорхойлж дан ба нийлмэл бодисын тухай ойлголтыг анх гаргаж тавьжээ. Мөн элемент болон корпускул нь мөнхийн хөдөлгөөнд оршдог гэсэн дүгнэлт хийсэн юм.
Гэвч тэр үед атом, молекул бодит оршдог болохыг баталж чадаагүй. 1803-аас 1808 онд бүхэл тооны харьцааны хууль, хийн эзэлхүүний харьцааны хууль, хийн эзэлхүүний харьцааны хуулиуд нээгдснээр атом, молекул бодит оршдог болох нь батлагдсан юм. Английн эрдэмтэн Дж. Дальтон химийн элемент бүр атомуудаас тогтох ба нэг элементийн атомууд ижил, элемент бүрийн атомууд нь масс, шинж чанараараа ялгагдахын зэрэгцээ нэг элементийн атом химийн урвалаар өөр элементийн атом болж хувирдаггүй. Харин 2 буюу хэд хэдэн элементийн атомууд нийлж химийн нэгдэл үүсгэдэг бөгөөд тэдгээр нэгдэл дэх атомуудын харьцангуй тоо хэмжээ ямагт тогтмол байдаг гэж үзсэнээр Английн эрдэмтэн Р.Бойлийн анх дэвшүүлсэн химийн элемент гэдэг ойлголтыг баталгаажуулж, атом масс, химийн тэмдэг гэдэг ухагдхууныг бий болгож зарим элементийн атом массыг тодорхойлсон юм. 19-р зууны эцэс 20 зууны эхээр электон рентген туяа, цацраг идэвхт чанарыг нээснээр бодисын хуваагдлын эцсийн хязгаар атом биш болох нь батлагдсаны зэрэгцээ нэг элементийн атом өөр элементийн атом болж хувирдаг бөгөөд атом нь эгэл жижиг хэсгүүдээс тогтдог нийлмэл бүтэцтэй систем болсноор орчин үеийн атом молекулын сургаалын үндэс бүрэлдсэн юм. Атом молекулын сургаал дараах костулатуудаас бүрдэнэ. Үүнд:
1. Бодис бүр молекулаас тогтоно. Тухайн бодисын химийн шинж чанарыг хадгалсан , бие даан оршиж чаддаг , нэг ижил буюу өөр өөр атомуудаас тогтдог бодисын хамгийн жижиг хэсгийг молекул гэнэ.
2. Нэг бодисын молекулууд масс , хэмжээ, шинж чанараа ижил өөр өөр бодисын молекулууд ялгаатай байдаг.
3. Молекул бүхэн атомуудаас тогтдог. Тухайн элементийн химийн шинжийг хадгалсан түүний хамгийн жижиг хэсгийг атом гэнэ.
4. Химийн шинж чанараараа ижил атомын тодорхой дүрсийг химийн элемент гэнэ.
5. Атом, молекулууд мөнхийн хөдөлгөөнл оршино.
6. Молекул физикийн үзэгдлийн үед химийн чанараараа хадгалж химийн үзэгдлийн дүнд хувирдаг.
7. 2 буюу түүнээс дээш төрлийн атомуудаас химийн нэгдэл үүснэ.
8. Химийн нэгдэл бүр тодорхой тогтмол тоо ба чанарын найрлагатай байна.
1.2. Атомын масс. Атомын молекулын харьцангуй масс. Моль
Атом нь 10 -10м диаметр бүхий жижиг хэмжээтэй учир түүний масс нь өчүүхэн бага хэмжигдхүүн байдаг. Жишээ нь: устөрөгчийн атомын масс
1,67 *10-27 кг, нүүрстөрөгчийнх 9,13*10-27 кг, хүчилтөрөгчийнх 26,6*10-27 кг, төмрийнх 93,13*10-27 кг, ураных 396,67*10-27 кг г.м. Ийм бага бутархай тоогоор химийн тооцоог хийх төвөгтэй учир атомын массын оронд атомын харьцангүй масс гэдэг ойлголтыг хэрэглэдэг. 1962 оноос атом массын олон улсын нэгжээр нүүрстөрөгчийн нэгжийг сонгон авсан бөгөөд тэр нь нүүрстөрөгчийн 6С12 изотопын массын
Тухайн элементийн атомын масс нь нүүрстөрөгчийн атомын массын
Ar/H/ = =1н.н
Ar/o/=
Ar/Fe/=
Химийн элементийн атомын харьцангуй массын холбогдол нь түүнийн изотопуудын массын дундаж утга эсвэл аль нэг тогтвортой изотопын массын холбогдол байдаг. Жишээ нь: байгалийн хлорт 34,969 гэсэн харьцангуй масс бүхий 17CE35 изотоп 24,47% агуулагддаг гэвэл хлорын атомын дундаж харьцангуй масс нь:
Ar/Cr/= =26.41+9.05=35.46 н.н болно.
Нөгөө талаар химийн элементийн үелэх системд тавигдсан атом массын холбогдол нь: түүний атомын жинхэнэ масс биш харин нүүрстөрөгчийн атомын массын
Молекул нь атомуудаас тогтдог учир молекулын харьцангүй масс нь түүнийг бүрдүүлэгч атомуудын харьцангуй массын нийлбрээр тогтооно. Молекулын харьцангүй массыг Mr – ээр тэмдэглэнэ. Тэгвэл усны молекулын харьцангуй массыг олбол:
Mr /H2O/=2*Ar/H/+Ar/O/=2*1+16-18 н.н
Үүнээс харахад Mr нь мөн л нүүрстөрөгчийн нэгжээр илэрхийлэгдэнэ гэсэн үг юм. Тухайн бодисын молекул масс нь нүүрстөрөгчийн 6C12 атомын массын
Mr =18 н.н болно
СИ системд бодисын тоо хэмжээг моль гэдэг нэгжээр илэрхийлдэг. 0,012 кг нүүрстөрөгчийн хамгийн хөнгөн изотоп/6С12/ дотор агуулагдаж байгаа атомын тоотой тэнцүү тооны атом , молекул, ион, электрон гэх мэт жижиг хэсгийг агуулсан бодисын тоо хэмжээг моль гэнэ. 0,012 кг нүүрстөрөгчид агуулагдах атомын тоог олбол:
0,012кг :19,93*1027кг= 6,02*1023 болно.
Үүнийг Авогадрогийн тоо гэдэг. 1 моль хэмжээтэй бодисын массыг молийн масс гэнэ. Өөрөөр хэлбэл 6,02*1023 ширхэг молекул, атом эсвээл ион, электрон зэрэг бусад жижиг хэсгийн масс нь молийн масс болно. Иймд химийн тооцоонд моль-атом, моль-молекул , моль-ион гэх мэтийн ойлголтыг хэрэглэдэг. Химийн элементийн нэг атом-моль хэмжээ гэдэг нь нүүрстөрөгчийн нэгжээр илэрхийлэгдсэн атомын массын холбогдолой тэнцүү граммын тоо хэмжээ юм. Жишээ нь:
Ar/Fe/= 56 н.н тул 1 моль-атом төмрийн масс 56г байна. Химийн бодисын нэг моль-молекул хэмжээ гэдэг нь н.н –ээр илэрхийлэгдсэн тэр бодисын молекул массын тоон утгатай тэнцүү граммын тоо хэмжээ юм. Жишээ нь: Mr /CO2/=44 н.н .
44г CO2 = 1 моль- молекул болно.
Хэрэв 3 моль – молекул CO2 гэвэл түүний масс нь :
1 моль-молекул CO2 _________44г
3 моль-молекул CO2 _________ X г Х=132 г болох юм.
1.3. Хийн байдалтай бодисын молийн масс тодорхойлох аргууд:
Хийн байдалтай бодисын молийн массыг дараах аргуудаар олно.
А. Хийн харьцангуй нягтаар тодорхойлох: энэ арга нь Авогадрогийн хуулиас гарах нэгэн мөрдлөгөөн дээр үндэслэдэг юм. Авогадрогийн хууль ёсоор дурын хийн нягт нь түүний молийн массыг молийн эзэлхүүнд харьцуулсан харьцаагаар тодорхойлогдох ёстой.
Энд p-хийн нягт. Ижил нөхцөлд байгаа 2 хийн нягтын харьцааг хийн харьцангуй нягт гэнэ.
d =
Энд: d- хийн харьцангуй нягт
d = = * = *
Ижил нөхцөлд байгаа хий бүхний молийн эзэлхүүн тэнцүү байдаг учир болно. Иймд d= /1.3/ болно.
Үүнээс үзэхэд хийн харьцангүй нягт нь ижил нөхцөлд авсан 2 хийн молийн массын харьцаатай тэнцүү байдаг байна. Химийн тооцоонд дурын хийтэй харьцуулсан нягтын утгыг авч болох боловч ихэвчлэн устөрөгчтэй ба агаартай харьцуулсан нягтыг ашиглана. Mr/Н2/=2 г/моль, Mr/агаар/=29г/моль гэдгийг тооцвол дээрх томъёог дараах хэлбэртэй бичиж болно.
dH2= Mr= * буюу Mr= 2* /1.5/ болно.
Үүнтэй адилаар:
Mr= 29* /1.6/ болох юм.
Хийн харьцангуй нягт бол нэг хийн масс нөгөө хийн массаас хэд дахин хүнд болохыг харуулсан хэмжигдхүүн юм. Үүнийг үндэслэн хийн молийн массыг нягт ба харьцангүй нягтаар тодорхойлно.
1. Нягтаар Mr-ыг тодорхойлохдоо /1.1/ томъёог ашиглана. Жишээ нь: хэвийн нөхцөлд байгаа нэгэн хийн нягт 1,25*10-6 г/см3 бол тэр хйин молийн массыг тодорхойл. /1.1/ томьёоноос М=V*p болно. Орлуулбал
М=22,4*10-6 см3/моль*1,25*10-6г/см3=28г/моль
М=Mr учраас Mr=28 н.н болно.
2. Харьцангүй нягтаар Mr –ыг тодорхойлохдоо /1.5/, /1.6/ томъёог ашиглана.
3. Жишээ нь: нэгэн хийн агаартай харьцуулсан нягт 1,517 бол уул хийн Mr-ыг ол.
Mr=29* =29*1.517= 44 н.н
6. Хийн тодорхой эзэлхүүний массыг ашиглаж молекул масс тодорхойлох:
Хэвийн нөхцөлд байгаа моль хийн бүхэн 22,4 л эзэлхүүнтэй бөгөөд 1 моль хэмжээтэй хийн масс нь түүний молийн масстай тэнцүү байдаг. Жишээ нь: хэвийн нөхцөлд байгаа
5,6*10-3м3 хийн масс нь 16 г бол тэр хийн Mr-ыг ол.
5,6*10-3м3 __________16 г
22,4*10-3моль______ X; x=64г/моль буюу
М=64г/моль. Иймд Mr =64 н.н болно.
Хэрэв хйин эзэлхүүн хэвийн нөхцөлд өгөгдсөн байвал түүний эзэлхүүнийг :
Томъёогоор хэвийн нөхцөлд шилжүүлдэг. P,V,T –хэвийн биш нөхцлийн даралт, эзэлхүүн, температурын холбогдол.
Хийн модийн эзэлхүүнийг ашиглан молийн массыг ольё.
0,36* _________0.93 г
22,4* /моль ____ Х г Х=58г/моль Mr=58 н.н
В. Клапейрон – Мендедеевийн тэгшитгэлийг ашиглан молийн масс тодорхойлох. 1 моль дурын хийд тохирох Клапейрон –Менделеевийн тэгшитгэлийг ашиглан дараах хэлбрээр бичнэ.
PV= RT буюу М= /1.8/
Энд: М [кг/моль]- молийн масс
m /кг/ - масс
Т /К/ - температур
P /Па=
V /м3/ - эзэлхүүн
R= 8,31
Жишээ нь: 83,2 Па даралт, 17 градусд оршиж байгаа 1м3 эзэлхүүнтэй хийн масс 0,97 кг бол энэ хийн массын молийг бодож ол.
Клайперон – Менделеевийн тэгшитгэлээр бодлого бодохдоо нэгжийг СИ – системд шилжүүлнэ.
P=83,2 Па=83,2 ; V= 1m3
T=17°C+273=290K; М=0.97 кг
R= 8.31 =8.31 өгөгдлийг /1.8/ томёонд орлуулж бодно.
М= = =28кг /моль
1.4. Атомын масс тодорхойлох аргууд.
Химийн элементийн атомын массыг тодорхойлох анхны оролдлогуудыг Английн эрдэмтэн Дж.Дальтон, Шведийн эрдэмтэн Я.Берцелиус зэрэг эрдэмтэд хийж байжээ.Дальтон зарим элементийн атом массыг хамгийн хөнгөн элемент болох устөрөгчийн атом масстай харьцуулан тодорхойлсон юм. Ингэхдээ тухайн элементийн атом масс устөрөгчийн атомын массаас хэд дахин хүнд болохыг харуулсан тоог уг элементийн атомын харьцангуй масс гэж үзэж байв.
Берцелиус тухайн үед мэдэгдэж байсан ихэнх нэгдлийг задлан шинжлээд тэдний олонх хүчилтөрөгчтэй нэгдлийг тогтоож хүчилтөрөгчийн атом массыг 100 гэж үзээд түүнтэй бусад элементийн атом массыг харьцуулан 40 гаруй элементийн атомын харьцангуй массыг тодорхойлжээ. Гэвч эдгээр аргууд нь бүх элементийн атом массын нарийн тодорхойлох нийтлэг арга болж чадаагүй юм. 19-р зууны эхнээс эрдэмтэд атом масс тодорхойлох дараах аргуудыг боловруулжээ.
А. Атомын дулаан багтаамжийг үндсэслэн атом масс тодорхойлох:
Францын эрдэмтэн П.Дюлонг, А. Пти нар металлуудын дулаан багтаамжийг судалсан дүндээ үндэслэн 1819 онд дараах дүрмийг гаргажээ. Хатуу байдалд байгаа дан металуудын хувийн дулаан багтаамжийг элементийн атом массаар үржүүлсэн үржвэр ихэнх элементүүдэд адил бөгөөд ойролцоогоор 26
Дюлонг-Пти нарын дүрмийг дараах байдлаар илэрхийлнэ.
Са=Cx*Ar=26 /1.9/ болно.
Энэ аргаар атомын барагцаалсан масс /Arб/ олдох тул дээрх томёог дараах хэлбрээр бичиж болно.
Са=Cx*Arб /1.10/ буюу
Arб = = болно . Атомын нарийвчласан массыг /ArH/ олохдоо түүний эквивалент массыг валентаар нь үржүүлнэ.
ArH =Э*В /1.11/
Хэрэв Са –ийг =6.3 Дюлонг-Птигийн дүрмийг ашиглан зарим элементийн атомын харьцангуй масс олох жишээ авч үзье. 2,28 г металлыг исэлдүүлэхэд 3,78 г оксид үүссэн бөгөөд металлын хувийн дулаан багтаамж 1,03
Ar= = = =25,24
ArH =Э*В учир эквивалентийн масс ба валентийг олно. Металлын эквивалент массыг олохын тулд хүчилтөрөгчийн атом массыг олох ёстой.
Өгөгдлүүдийг эквивалент масс олох томёонд орлуулбал:
Б. Канниццарогийн арга: италийн эрдэмтэн С. Канниццаро 1858 онд хий байдалтай нэгдэл үүсгэдэг элементийн атом масс тодорхойлох аргыг боловсруулжээ. Энэ аргаар ямар нэгэн элементийн атом массыг тодорхойлохдоо эхлэл түүний үүсгэдэг хий байдалтай нэгдлүүдийн молекул массыг хийн харьцангуй нягтаар /1.5/, /1.6/ томёогоор олно. Дараа нь тэдгээр нэгдлийн найрлага дах тэр элементийн массын хэмжээг процентоор илэрхийлж нэгдэл нэг бүрийн нэг молекул дахь уул элементийн хэмжээ нь С-ийн хэдэн нэгжтэй тэнцүү болохыг олоод хамгийн бага утгыг өгөгдсөн элементийн атом масс гэж үзнэ. Канниццарогийн аргаар атомын барагцаалсан харьцангүй масс олднон. Хлорын атомын харьцангуй масс олох жишээ авч үзье.
1.1-р хүснэгт.
Хлорын хийн байдалтай нэгдлүүд | Нэгдлийн молекулын харьцангуй масс | Нэгдлүүд дэх хлорын агуулга, %-оор | 1 моль нэгдэл дэх хлорын масс, н.н- ээр | |
HCI C CI COC | 1,258 3 2,327 3,41 | 36,5 87 67,5 99 | 97,2 81,6 52,59 71,71 | 35,5 71 35,5 71 |
1.5. Найрлага тогтмолын хууль.
18-р зууны сүүлч 19-р зууны эхээр францын эрдэмтэн К.Л. Бертолле аммиак, метан, хүхэртус төрөгч, цианы хүчил төрөгч зэрэг бодисуудын найрлагыг тогтоон,гипохлорит ба хлоратуудыг гарган авч, олон тооны химийн урвал үзэгдлийг судалсны үндсэнд “энерги устаж гүй болохгүй, оргүй хоосон юмнаас үүсэхгүй зөвхөн нэг хэлбэрээс нөгөө хэлбэрт зохих хэмжээгээр шилжинэ” гэж томёолдог. Үүнийг өөрөө
“Урвалд орж байгаа бодисуудыг агуулсан системийн энерги урвалын дүнд үүссэн бодисуудыг агуулсан системийн энергитэй тэнцүү”
гэж томёолж болно.20-р зууны эх хүртэл эрдэмтэд бодис ба энерги бие биетэйгээ холбоогүй ойголтууд гэж үзэж байв. Гэвч биетээс энерги ялгарахад түүний масс хорогдож, энергийг шингээхэд масс нь ихэсдэг болох нь физикийн олон талын судалгаагаар нотлогдсон юм. 1899 онд Оросын эрдэмтэн П.Н.Лебедев гэрэл даралт үүсгэдгийг баталж түүнийг хэмжсэнээрээ гэрэл масстай болохыг илрүүлж биет гэрэл цацруулбал түүний масс хорогддог болохыг нотолжээ. 1905 онд А.Эйнштейн биетийн масс , энергийн холбоог дараах томёогоор илэрхийлжээ.
ΔЕ = Δm c2 /1.12/
Энд: Е-энерги, m- масс, с – гэрлийн тархах хурд.
Эйнштейны энэ харьцаа массгүй энерги, энергигүй масс байдаггүй болохыг харуулж болно. Мөн масс, энерги, элемент хадаглагдах хуулиуд нь бие биеэсээ үл хамаарах тусгай хуулиуд биш бөгөөд матери ба түүний хөдөлгөөн мөнх хадаглагдах тухайнэг хуулийн 2 тал гэдгийг нотолж байна.
Иймд эдгээр хуулиудыг тусад нь биш харин бодисуудын масс, элемент ба энерги хадгалагдах хууль гэж ойлговол зохистой юм. Энэ бүгдийн туйлын утгыг дараах байдлаар томъёолж болно.
Химийн урвалд орж байгаа бодисуудын /сисмем/ масс ба энергийн нийлбэр урвалаас үүссэн бүтээгдхүүн бодисуудын масс ба энергийн нийлбэртэй тэнцүү болно.
1.6. Эквивалентийн хууль.
Химийн урвалаар нэг моль атом устөрөгч буюу 8-н моль атом хүчилтөрөгчтэй нэгдэж чаддаг, эсвэл тийм хэмжээний устөрөгч ба хүчилтөрөгчийг нэгдлээс нь түрж чадах нөгөө элементийн бодисын хэмжээг молиор илэрхийлснийг Эквивалент гэнэ. Жишээ нь:
HBr , O,P ,Si нэгдлүүдэд Br,O,P,Si – ийн эквивалент нь харгалзан 1 моль, моль,
Нэг эквивалент элементийн бодисын массыг түүний эквивалент масс гэнэ.
Өөр бусад бодисын нэг эквивалент хэмжээтэй нэгдэж чадах тухайн бодисын массын хэсгийг нийлмэл бодисын эквивалент гэнэ.
Хэвийн нөхцөлд байгаа нэг эквивалент хийн эзэлхүүнийг түүний эквивалент эзэлхүүн гэнэ.
Химийн урвалд орж байгаа ба урвалын дүнд үүсэж байгаа бодис , элементүүдийн массын харьцаа тэдгээрийн эквивалент массын харьцаатай шууд хамааралтай байна. Үүнийг эквивалентийн хууль гэнэ.
1.7. Бүхэл тооны харьцааны хууль:
Английн эрдэмтэд Дж. Дальтон зарим элементийн хэд хэдэн нэгдлийн химийн найрлагийг судалсан дүнг үндэслэн 1804 онд бүхэл тооны харьцааны хуулийг дараах байдлаар томёолжээ.
Хэрэв 2 элемент хоорондоо нэгдэж хэд хэдэн химийн нэгдэл үүсгэж байвал тэдгээр нэгдлүүдийн доторх нэг элементийн ижил массад ноогдох нөгөө элементийн массууд өөр хоорондоо энгийн бүхэл тооны харьцаатай байна.
N2O – Азотын /I/оксид /геми оксид/
NO - Азотын /II/оксид /монооксид/
N2O3 - Азотын /III/оксид /гемитри буюу сексвиоксид/
NO2 - Азотын /IY/оксид / диоксид/
N2O5 - Азотын /Y/оксид /гемипентоксид/
Эдгээр оксидууд доторх азотын 7 граммд ноогдох хүчилтөрөгчийн массын хэмжээнүүд хоорондоо 1:2:3:4:5 гэсэн энгийн бүхэл тоон харьцаатай байна.
1.2.-р хүснэгт: Азотын оксидууд дахь элементүүд массын харьцаа:
Оксидын томёо | Азотын масс /г / | Хүчилтөрөгчийн масс /г/ | Азот ба хүчилтөрөгчийн массын харьцаа | Азотын массын ижил хэмжээнд ноогдох хүчилтөрөгчийн массын харьцаа |
N2O NO N2O3 NO2 N2O5 | 28 14 28 14 28 | 16 16 48 32 80 | 7:4 7:8 7:12 7:16 7:20 | 1 2 3 4 5 |
Ийнхүү химийн нэгдэлд нэг элементийн массын хэмжээ энгийн бүхэл тоогоор давтагдан орж буй нь химийн урвалын явцад үл өөрчлөгдөх тодорхой масс бүхий нэгэн зүйл байдаг болохыг гэрчилж байгаа бөгөөд тэр хэсгийн Дж.Дальтон атом гэж үзжээ.
1.8. Хийн эзэлхүүний харьцааны хууль, Авогадрогийн хууль.
Химийн урвалд орсон ба урвалын дүнд үүссэн хий байдалтай бодисуудын эзэлхүүнийг хэмжсэн туршлагадаа үндэслэн Францын эрдэмтэн Гей-Люссак 1808 онд хийн эзэлхүүний харьцааны хуулийг нээжээ.
Химийн урвалд орсон ба урвалын дүнд үүссэн хий байдалтай бодисын эзэлхүүнүүд өөр хоорондоо энгийн бүхэл тоогоор харьцана.
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 дараах дүгнэлтийг хийсэн юм.
Ижил температур ба даралтад байгаа тэнцүү эзэлхүүнтэй янз бүрийн хйид адил тооны молекул агуулагдана.
Үүнийг Авогадрогийн хууль гэнэ. Авогадро атомууд нэгдэж толекул гэдэг жижиг хэсгийг үүсгэдэг, энгийн хийн / H2, CI2, O2 ,N2/
Молекулуудаас 2 атомаас тогтдог гэн үзсэн. Авогадрогийн хуулиас дараах дүгнэлтүүд хийж болно. Хийн төлөвт оршиж байгаа бодисын молийн эзэлхүүн нь молийн массыг нягтад нь харьцуулсан харьцаатай тэнцүү байдаг.
V= /1.15/
Энд: М-молийн масс, V – эзэлхүүн , p- нягт
Гэхдээ хийн эзэлхүүн нь оршиж байгаа нөхцөл буюу даралт, температураас хамаарч өөрчлөгдөж бйадаг тул тэдгээрийн тодорхой тоон холбогдлыг сонгон авч хэвийн нөхцөл гэж нэрлэдэг.
Мөнгөн усны баганын 760мм буюу 101325 Па даралт, цельсийн 0 градуст буюу 273 К температурын холбогдол бүхий нөхцөлийг хэвийн нөхцөл гэж үздэг.
Хий | Томьёо | Молийн масс,г/моль | Нягт /х.н-д/ г/л |
Устөрөгч Хүчилтөрөгч Азот Хлор Нүүрсний диоксид | H2 O2 N2 CI2 CО2 | 2 32 28 71 44 | 0,09 1,43 1,25 3,17 1,96 |
1.9. Хийн төлөвийн тэгшитгэлүүд.
Хийн эзэлхүүн, температур, даралт ба молийн тоог холбосон тэгшитгэлийг хийн төлөвийн үндсэн тэгшитгэл гэдэг. Энэ тэгшитгэлийг Бойль-Мариотт, Гей-Люссак, Авогадрогийн хуулиудаас гаргаж болно.
Тогтмол температурын үед хийн эзэлхүүн даралттайгаа урвуу хамааралтай Үүнийг Бойль-Мариоттын хууль гэнэ.
Тогтмол даралтын үед тодорхой масстай хийн эзэлхүүний өөрчлөлт нь температурын өөрчлөлттэй шууд хамааралтай байна. Үүнийг Гей-Люссакийн хууль гэнэ.
1.10. Парциаль даралт:
Английн эрдэмтэн Дж.Дальтон 1803 онд парциаль даралтын хуулийг нээсэн юм.
Бие биетэйгээ химийн харилцан үйлчлэлд ордоггүй хийн холимгийн ерөнхий даралт нь холимогийн найрлаганд орсон хий тус бүрийн парциал даралтын нийлбэртэй тэнцүү гэж энэ хуулийг томъёолдог.
P= P1 +P2 + P3 + ...............+ Pn /1.30/
Энд: P- ерөнхий даралт, P1-n – хий тус бүрийн парциаль даралт.
1.11. Термодинамикийн I хууль.
Термодинамикийн I хууль нь нэгэн адил утга бүхий дараах хэд хэдэн тодорхойлолттой болно. Үүнд:
1. Энерги устгаж үгүй болохгүй, зөвхөн нэг хэлбрээс нөгөө хэлбэрт тодорхой тогтмол тоо хэмжээгээр шилждэг.
2. Тусгаарагдмал системийн энергийн бүх хэлбрүүдийн нийлбэр тогтмол байна.
3. Сисмемийн энергийн өөрчлөлт нь дулаан солилцоо ба хийсэн ажлын нийлбэртэй тэнцүү. Эндээс Термодинамикийн I хуулийг дараах тэгшитгэлээр илэрхийлнэ.
Q=ΔU+A
Хэрвээ химийн процесс тогтмол даралтын /p=const/ үед явагдаж системийн эзэлхүүн V1-ээс V2 болсон гэвэл:
A= pdV=pV2 - pV1
Тодорхойлох боломжгүй урвалын үед түүний дулааны илрэлийн хэмжээг тооцоолоход Гессийн хуулийг ашигладаг.
1.12. Термодинамикийн II хууль.
Биднийг хүрээлэн буй орчинд явагдаж буй байгаль, техник, биологи, химийн бүхий л процессыг явагдах чиглэлээр нь 2 үндсэн бүлэг болгон ангилан үзэж болно. Үүнд:
1. Энергийг гарган авах буюу ажил хийх боломж бүхий өөрөө аяндаа явагдах процесс
2. Ажил буюу энергийг заавал гаднаас зарцуулан байж явагддаг албадмал процесс
Эхний бүлэгт багтах жишээ бол агаарт нүүрс, түлээ шатах, уулын уруу чарга, чулуу гулсах, өнхөрөх, хоолойгоор шингэн урсах химийн зарим урвал тухайлбал саармагжих урвал явагдах, аккумльтор цэнэгээ алдах, металл зэврэх, ус уурших, давс сахар усанд уусах гэх мэт.
Хоёр дахь бүлэгт ачааг зөөх, дээш өргөх, машин явах, шингэнийг насосоор сорох, аккумльторыг цэнэглэх, электролиз явуулах , нийлмэл болон тогтвор муутай бодисыг синтезлэх, цэвэрлэх, амьд организмыг өсгөх, хүн ба амьтанг тэжээх, эмчлэх гэх мэт.
Химийн тухай нэмэлт мэдээлэл:
Химийн бодисын менежент:
Ø Уурхайн үйл ажиллагаанд мөнгөн ус хэрэглэхийг, цианид натрийг жижиг дунд хэмжээний уурхайд хориглосон.
Ø
Ø Хот, суурин газруудад хог хаягдлын шинэ менежментийг нэвтрүүлж, хог боловсруулах үйлдвэр байгуулна.
Ø
Ø Усны талаархи төрийн нэгдсэн бодлогыг хэрэгжүүлж, гол мөрний урсацад тохируулга хийх, хуримтлагдсан усны нөөцийг шилжүүлэн ашиглах дэд бүтцийг байгуулна.
