I bo`lim. Umumiy kimyo. Kirish
H + Cl = HCl 2H + O H O H
Download 392,5 Kb.
|
- Bu sahifa navigatsiya:
- H-O…H-O
- I II I II I I VI II I V II II V II III II I
H + Cl = HCl 2H + O H O HKovalent bog`lanish bir elektronli bulutlarning bir birini qoplashi hisobiga vujudga kelsa-bu bog`lanish hosil bo`lishining almashinish mexanizmi deyiladi. Kovalent bog`lanish hosil bo`lishining donor-akseptorli mexanizmida kimyoviy bog`lanish 1 ta atomning 2 elektronli buluti bilan boshqa atomning erkin orbitali hisobiga vugudga keladi, masalan:   +
HH   : N:+ H+ H: N : H: :H
H
Bir atomning 2 elektronli buluti va boshqa atomning bo`sh orbitall hisobiga kovalent bog`lanish hosil bo`lish mexanizmi donor-akseptorli yoki koordinatsion bog`lanish deyiladi. H bog`lanish kimyoviy bog`lanishning o`ziga xos turidir, u molekulalararo yoki ichki molekulyar bo`lishi mumkin. Molekulalararo H bog`lanish H xamda juda elektromanfiy element-F, O, N, Cl, S kiradigan molekulalar orasida vujudga keladi. Bunday molekulalarda umumiy elektron jufti H dan elektromanfiy element tomonga ko`proq siljiydi, H ning musbat zaryadi esa kichik hajmda yo`nalgan ekanligi sababli proton boshqa atom yoki ionning bo`linmagan elektron jufti bilan o`zaro ta`sirlashib, bu juftni umumlashtirib oladi. Natijada 2-ancha kuchsiz bog`lanish vujudga keladi, u vodorod bog`lanish deyiladi. H-O…H-OH H (H2O)2 Ionlar orasida elektrostatik tortishuv tufayli vujudga keladigan kimyoviy bog`lanish elektrovalent yoki ionli bog`lanish deyiladi. Ionlarning bir-biriga tortilish yo`li bilan hosil bo`ladigan birikmalar geteropolyar yoki ionli birikmalar deb ataladi. Na + Cl = Na Cl so`ngra Na Cl = [Na+][:Cl-] Ko`pchilik metallar atomlarining tashqi energetik pog`onasida elektronlar soni ko`p bo`lmaydi. Masalan: 16 ta element tashqi pog`onasida 1 tadan elektron, 58 tada 2 tadan, 4 elementda 3 tadan va faqat Pd ning tashqi pog`onasida 1 ta ham elektron bo`lmaydi Metall elementlar oddiy moddalar–metallarni hosil qiladi. Odatdagi sharoitda ular kristall moddalardir (simobdan tashqari). Hamma metallarda atomlar bir-biriga yaqinlashganida kristall panjara hosil bo`lishi natigasida qo`shni atomlarning valent orbitallari bir-birini qoplaydi, shu tufayli elektronlar bir orbitaldan boshqasiga bemalol o`tib, metall kristalidagi barcha atomlar orasida bog`labish hosil qiladi. Kimyoviy bog`lanishning bunday turi metall bog`lanish deb ataladi. 2. Qutbli va qutbsiz molekulalar. Qutbli kovalet bog`lanishli molekulalarda bir tomonlama qutblanish molekulada elektron zichlikning notekis taqsimlanishiga olib keladi. Masalan, HCl molekulasida elektron zichlik vodorod yadrosi atrofidagiga qaraganda Cl yadrosi atrofida katta bo`ladi. Molekulada + va – zaryadlarning elektr markazlari bir nuqtada ustma-ust tushmaydi, balki bir-biridan ma`lum L masofada bo`ladi. Molekula umumiy neytral bo`gani bilan Cl atomida –q zaryad va H atomida +q zaryad bor elektr dipoldan iborat. Bunday bog`lanish va molekulalar qutbli deyiladi (HCl molekulasida qCl = -18, qH= +18, bog`lanishning ionlilik darajasi 18%). Bog`lanish va molekulaning qutblilik o`lchovi–dipolning elektr momenti (myu) quyidagicha aniqlanadi: =ql (3. 1), bunda q-effektiv zaryad; l- dipolning uzunligi. SI sistemasida dipolninig elektr momenti birligi 3,33 X 10-30 kl.m (kulon. metr) qiymat bilan ifodalanadi. Qutbsiz kovalent bog`lanishli molekulalar qutbsiz yoki gomeopolyar molekulalar deyiladi. Ularda bog`lovchi elektron bulut 2 la atom yadrolari orasida simmetrik taqsimlanadi va yadrolar unga bir hil darajada ta`sir etadi. Bularga 1 ta elementning atomlaridan tarkib topgan H2, F2, Cl2, O2, N2 molekulalari misol bo`la oladi. Bunday molekulalar dipolining elektr momenti 0 ga teng hisoblanadi.
Qattiq moddalar, odatda, kristall tuzilishli bo`ladi. Ular zarrachalarining fazoda qat`iy muayyan nuqtalarda to`g`ri joylashuvi bilan harakterlanadi. Bu nuqtalar bir birini kesib o`tuvchi to`g`ri chiziqlar bilan fikran birlashtirilsa, kristal panjara deyiladigan fazoviy karkas hosil bo`ladi. Zarrachalar joylashgan nuqtalar kristall panjaraning tugunlari deb ataladi. Zarrachalarning turiga va ular orasidagi bog`lanish xususiyatiga qarab, kristall panjaraning to`rtta turi bo`ladi: ionli, atomli, molekulyar va metall panjaralar. Ionlardan tuzilgan kristal panjaralar ionli panjara deyiladi. Ularni ionli bog`lanishli moddalar hosil qiladi. Masalan, NaCl kristalli. Kristallda yoki alohida molekulada ayni zarrachaga zich yaqinlashib kelgan qo`shni zarrachalar soni koordinatsion son deyiladi. Tugunlarida alohida atomlar bo`ladigan kristall panjaralar atomli panjaralar deyiladi. Bunday panjaralarda atomlar o`zaro puxta kovalent bog`lanishlar bilan birikkan bo`ladi. Masalan, olmos strukturasi. Qutbli va qutbsiz molekulalardan tarkib topgan kristall panjaralar molekulyar panjaralar deyiladi. Bunday panjaralarda molekulalar bir-biri bilan nisbatan bo`sh molekulalararo kuchlar vositasida birikkan bo`ladi, masalan, muz, qattiq CO2, qattiq HHal lar, inert gazlar, ikki (F2, Cl2, Br2, I2, H2, O2, N2), uch (O3), to`rt (P4), sakkiz (S8) atomli molekulalardan hosil bo`lgan qattiq oddiy moddalar. Qattiq holatda metallar metal kristall panjaralar hosil qiladi. Ular odatda valent elektronlar, ya`ni manfiy zaryadlangan «elektron gaz» bilan yagona bo`lib bog`langan metall kationlarining birikmasi sifatida tasavvur qilinadi. 4. Tuzilish formulalari, oksidlanish darajasi, valentlik. Kimyoviy birikmalarning tarkibi kimyoviy formulalar: empirik, elektron, tuzilish formulalari ko`rinishida tasvirlanadi. Empirik formulalar: H2, H2O, NH3, СH4 Elektron formulalar: HH, HOH, Na:Sl, KOH, Tuzilish formulalari: H-H, H-O-H, Na-Сl, K-O-H.
Oksidlanish darajasi bu atomning birikmadagi boshqa atomlar bilan bog`lanishda ishtirok etgan elektronlar jufti elektrmanfiyroq atomlarga o`tgandagi, bu xil atomlarga tegishli elektron juftlar esa ular orasida bo`linganda atomda paydo bo`ladigan elektr zaryadidir, masalan, Na2+O-2, Cl20. Birikmadagi atomlar oksidlanish darajalarining algebraik yigindisi doimo 0 ga, murakkab ionda esa ionning zaryadiga tengligini e`tiborga olish kerak. H3+P+5O4-2 (+1)3 + X + (-2)4 = 0 = 3 + X –8 = 0 = X = +8 –3 = X = +5 S+6O4-2 X + (-2)4 = -2 = X –8 = -2 = +8 –2 = X = +6 Atomning valentligi ham kimyoning asosiy tushunchalaridan hisoblanadi. U elementlar atomlarining kimyoviy bog`lanishlar hosil qilish hususiyatlarini ko`rsatadi. Elementlarning atomlari elektronlar berish, biriktirib olish yoki umumiy elektron juftlar hosil qilish xossalariga ega. Atomlar orasida kimyoviy bog`lanishlar hosil bo`lishida ishtirok etadigan elektronlar valent elektronlar deyiladi. Bular eng bo`sh bog`langan elektronlardir. Valent elektronlar odatda davriy gadvaldagi guruh raqamiga teng bo`ladi, hamda ularga tashqi tugallanmagan pog`onalardagi elektronlar kiradi. d- va f- elementlarda esa tashqi va tashqidan oldingi elektronlar ham kiradi. Valentlik berilgan atom boshqa atomlar bilan birikkan kimyoviy bog`lanishlar soni sifatida aniqlanadi, ammo valentlikning ishorasi bo`lmaydi, valentlik rim raqami bilan belgilanadi. I II I II I I VI II I V II II V II III II IH2O ; NaOH ; K2SO4 ; H3PO4 ; Ca3(PO4)2 ; Fe(OH)3 Ko`pchilik anorganik birikmalarning formulalariga qarab elementlarning valentligi haqida emas, balki ularning oksidlanish daragasi haqidagina fikr yuritish mumkin. H-O-H, Na-O-H, H-O-Ca-O-H, H-O-Fe-O-H.
1. Qutbli kovalent bog`lanish deb qanday bog`lanishga aytiladi? 2. Qutbsiz kovalent bog`lanish deb qanday bog`lanishga aytiladi? 3. Ion bog`lanish deb qanday bog`lanishga aytiladi? 4. Vodorod bog`lanish deb qanday bog`lanishga aytiladi? 5. Metall bog`lanish deb qanday bog`lanishga aytiladi? 6. Donor-akseptor bog`lanish deb qanday bog`lanishga aytiladi? 7. Oksidlanish darajasi deganda nimani tushunasiz? 8. Valentlik deganda nima tushuniladi?
Kimyoviy bog`lanishlar, qutbli kovalent bog`lanish, qutbsiz kovalent bog`lanish, ion bog`lanish, atom bog`lanish, metall bog`lanish, vodorod bog`lanish, donor-akseptor bog`lanish, qutbli molekula, qutbsiz molekula, kristall panjaralar, atom panjara, molekulyar panjara, ion panjara, metall panjara, tuzilish formulalari, oksidlanish darajasi, valentlik. Mavzuga oid adabiyotlar. 1. G. P. Xomchenko. Kimyo. Oliy o`quv yurtlariga kiruvchilar uchun. Toshkent, «O`qituvchi», 2001. 2. K. R. Rasulov va boshqalar. «Umumiy va anorganik kimyo». Toshkent, «O`qituvchi», 1996. 3. G. Ye. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimyo. 7-8-sinf darsliklari. Toshkent, «O`qituvchi», 1992. 4. A. G. Muftahov, H. T. Omonov, R. O. Mirzayev. Umumiy kimyo. Toshkent, «O`qituvchi», 2002. 5. M. M. Abdulxayeva, O`. M. Mardonov. Kimyo. Toshkent, «O`qituvchi», 2002. 6. S. Masharipov, I. Tirkashev. Kimyo. Toshkent, «O`qituvchi», 2002.
Kimyoviy reaksiyalarning mohiyati boshlang`ich moddalardagi bog`lanishlarning uzilishi va reaksiya mahsulotlarida yangi bog`lanishlarning paydo bo`lishidan iborat. Bunda har qaysi element atomlarining reaksiyadan oldingi va reaksiyadan keyingi umumiy soni o`zgarmasdan qoladi. Bog`lanishlar hosil bo`lishida energiya chiqishi, bog`lanishlar uzilganda esa yutilishi sababli kimyoviy reaksiyalarda energetik effekt sodir bo`ladi. Ma`lumki, agar boshlang`ich moddalardagi uziladigan bog`lanishlar puxtaligi reaksiya mahsulotlaridagi bog`lanishlar puxtaligidan kam bo`lsa energiya chiqadi, aks holda yutiladi. Odatda energiya issiqlik shaklida chiqadi yoki yutiladi. Moddalarning o`zgarishi haqidagi tasavvurlar, shuningdek, ularni sanoatda olishning iqtisodiy samaradorligi kimyoviy reaksiyalarning tezligi bilan bog`liq. Kimyoviy reaksiyalarning tezliklari va mehanizmlari haqidagi ma`lumot kimyoviy kinetika deyiladi. Kimyoviy reaksiyaning tezligi deganda sistemaning hajmi o`zgarmaganda reaksiyaga kirishayotgan moddalardan birining konsentratsiyasining vaqt birligi ichida o`zgarishi tushuniladi. A + B = C + D A yoki B modda sarflangan sari reaksiyaning tezligi muayyan vaqt oralig`i uchun aniqlanishi mumkin, degan hulosa kelib chiqadi. A moddaning (B moddaning) konsentratsiyasi t1 vaqtda C1 kattalik, t2 vaqtda C2 kattalik bilan o`lchangani sababli ∆t = t2 - t1 vaqt ichida modda konsentratsiyasining o`zgarishi ∆C = C2 - C1 bo`ladi, bundan reaksiyaning o`rtacha tezligi (V) aniqlanadi: V = C2 - C1 t2 - t1 = ∆C∆t (4. 1) Bu yerda A modda konsentratsiyasining va C2-C1 ayirmaning qiymati manfiy bo`lishiga qaramay, reaksiyaning tezligi faqat musbat kattalik bo`lishi mumkin. 2. Reaksiya tezligiga ta`sir etuvchi omillar. Kimyoviy reaksiyaning tezligi reaksiyaga kirishayotgan moddalarning tabiatiga, reaksiyaning borish shart-sharoitlariga: konsentratsiya C ga, temperatura t ga, katalizatorlarning ishtirok etish-etmasligiga, hamda, ba`zi omillarga (masalan, gazlarda bo`ladigan reaksiyalarda–bosimga, qattiq moddalarning reaksiyalarida–moddalarning maydalanganligiga, radioaktiv nurlantirishga) bog`liq bo`ladi. Kimyoviy reaksiya tezligiga reaksiyaga kirishayotgan moddalar konsentratsiyalarining ta`siri. Kimyoviy reaksiyalarning tezligi reaksiyaga kirishayotgan moddalar konsentratsiyalari ko`paytmasiga proporsionaldir. V = kCACB (4. 2) Bunda CA va CB–A va B moddalarning konsentratsiyalari, mol/l; k-proporsionallik koeffitsienti, u reaksiyaning tezlik konstantasi deyiladi. Kimyoviy kinetikaning asosiy qonuni ko`pincha ta`sir etuvchi massalar qonuni yoki reaksiyaning kinetik tenglamasi deyiladi. Kimyoviy reaksiya tezligiga temperaturaning ta`siri. Reaksiya tezligining temperaturaga bog`liqligi Vant-Goff qoidasi bilan aniqlanadi: temperatura har 10 0C ga ko`tarilganda ko`pchilik kimyoviy reaksiyalarning tezligi 2-4 marta ortadi. Vt2 = Vt1t2 - t110 (4. 3) bunda Vt1, Vt2–tegishlicha boshlang`ich (t1) va oxirgi (t2) haroratlardagi reaksiya tezligi, -reaksiya tezligining harorat koeffitsienti, u reaksiaga kirishuvchi moddalarning harorati 10 0C ko`tarilganda reaksiyaning tezligi necha marta ortishini ko`rsatadi.
Temperatura o`zgarganda reaksiya tezligining tez o`zgarishini aktivlanish nazariyasi tushuntirib beradi. Bu nazariyaga ko`ra ushbu reaksiyani amalga oshirishga yetarli energiya bor aktiv molekulalar (zarrachalar) gina kimyoviy reaksiyaga kirishadi. Noaktiv zarrachalarga zaruriy qo`shimcha energiya berish yo`li bilan ularni aktiv zarrachalarga aylantirish mumkin–bu jarayon aktivlanish deyiladi. Aktivlanish usullaridan biri temperaturani oshirish; temperatura ko`tarilganda aktiv zarrachalar soni ko`payadi, shuning uchun reaksiya tezligi ham keskin ortadi. Reaksiyaga kirishayotgan moddalar molekulalarini (zarrachalarini) aktiv zarrachalarga aylantirish ushun ularga berilishi lozim bo`lgan energiya aktivlanish energiyasi deyiladi. U Ea bilan belgilanadi va tajriba yo`li bilan aniqlanadi hamda kJ/mol da ifodalanadi. Masalan, H2 + J2 = 2HJ uchun Ea A B A A A A + A B B B B B Reaksiyaning tezligi aktivlanish energiyasining qiymatiga bevosita bog`liq: agar u kichik bo`lsa, u holda ma`lum vaqt ichidagi reaksiyada ko`p sondagi zarrachalar energetik to`siqni yengib o`tadi va reaksiyaning tezligi yuqori bo`ladi, lekin agar aktivlanish energiyasi katta bo`lsa, u holda reaksiya sekin boradi. Ionlar o`zaro ta`sirlashganda aktivlanish energiyasi juda kichik bo`ladi va ionli reaksiyalar juda katta tezlik bilan (amalda bir onda) boradi. 4. Kataliz va katalizatorlar haqida tushuncha. Kimyoviy reasiyaning tezligini katalizatorlar yordamida oshirish mumkin, chunki temperaturani oshirgandan ko`ra katalizator ishlatgan afzalroq, bundan tashqari temperaturani hamma vaqt ham oshirish mumkin emas. Kimyoviy reaksiyalarning tezligini o`zgartiradigan moddalar katalizatorlar deyiladi. Ba`zi katalizatorlar reaksiyani tezlashtiradi–musbat kataliz yoki kataliz, boshqalari sekinlashtiradi–manfiy kataliz deyiladi. Manfiy kataliz ko`pincha ingibitorlash, reaksiya tezligini kamaytiruvchi manfiy katalizatorlar esa ingibitorlar deyiladi. Katalizatorlar ishtirokidagi kimyoviy reaksiyalar katalitik reaksiyalar deyiladi. Katalizatorning o`zi reaksiyalarda sarflanmaydi va oxirgi mahsulotlar tarkibiga kirmaydi. Katalizning ikki turi-gomogen (bir jinsli) va geterogen (bir jinsli emas) katalizlar bor. Gomogen katalizda reaksiyaga kirishuvchi moddalar va katalizator bir fazali sistemani–gaz yoki suyuqlik sistemani hosil qiladi, katalizator bilan reaksiyaga kirishuvchi moddalar orasida chegara sirti bo`lmaydi. Masalan: H2O2 ning tuzlar eritmasi ishtirokida parchalanishi. Geterogen katalizda reaksiyaga kirishuvchi moddalar bilan katalizator turli fazalardan iborat sistemani hosil qiladi. Bunda reaksiyaga kirishuvchi moddalar bilan katalizator orasida chegara sirti bo`ladi. Odatda katalizator–qattiq modda, reaksiyaga kirishuvchi moddalar–gazlar yoki suyuqliklar bo`ladi. A + K = AK AK + B = AB + K A + B = AB Ba`zi moddalar qattiq katalizatorlarning aktivligini kamaytiradi yoki butunlay yo`qotadi. Bunday moddalar katalitik zaharlar deyiladi. Masalan: As, Hg, Pb birikmalari, ionli birikmalar. Lekin o`zi katalizator bo`lmay turib, shu reaksiya katalizatorlarning ta`sirini ko`paytiradigan moddalar ham bor. Bu moddalar promotorlar deyiladi.
Kimyoviy reaksiyalar qaytmaslik va qaytarlik hususiyatlariga qarab ikki turga bo`linadi. Faqat bir yo`nalishda boradigan va reaksiyaga kirishayotgan boshlang`ich moddalar oxirgi mahsulotlarga to`liq aylanadigan reaksiyalar qaytmas reaksiyalar deyiladi. Qaytmas reaksiyalarda cho`kma tushishi, gaz modda ajralib chiqishi va kam dissotsilanadigan modda hosil bo`lishi mumkin, masalan, BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 oq + 2NaCl CaCO3 = CaO + CO2 KOH + HCl = KCl + H2O Bir vaqtning o`zida bir–biriga teskari ikki yo`nalishda boradigan reaksiyalar qaytar reaksiyalar deyiladi. Qaytar reaksiyalarda tenglik ishorasi o`rniga qarama-qarshi strelka qo`yiladi, masalan, 3H2 + N2 Texnikada qaytar reaksiyalar afzal bo`lmaydi. Shu sababli ular turli usullar–temperatura, bosim va boshqalarni o`zgartirish bilan amalda qaytmas qilinadi. 6. Kimyoviy muvozanat. Le-Shatel`e amoyili. Qaytar reaksiyalar ohirigacha bormaydi va kimyoviy muvozanat qaror topishi bilan tugallanadi. Masalan, NH3 sintezi reaksiyasida vaqt birligi ichida qancha molekula NH3 hosil bo`lsa shuncha NH3 azot bilan vodorodga ajraladigan holatda muvozanat qaror topadi. Demak, kimyoviy muvozanatga reaksiyaga kirishayotgan moddalar sistemasining to`gri va teskari reaksiyalarning tezligi o`zaro teng bo`lgan holati, deb ta`rif berish mumkin. Muvozanat holatida to`gri reaksiya ham, teskari reaksiya ham to`xtamaydi, shuning ushun bunday muvozanat dinamik muvozanat deyiladi. Ikkala reaksiyaning ta`siri bir–birini yo`qotgani sababli reaksion aralashmada sezilarli o`zgarishlar sodir bo`lmaydi: reaksiyaga kirishayotgan barcha moddalarning–boshlang`ich moddalarning ham, hosil bo`ladigan moddalrning ham konsentratsiyalari o`zgarmasligicha qoladi. Reaksiyaga kirishayotgan moddalarning kimyoviy muvozanat topgandagi konsentratsiyasi muvozanat konsentratsiyasi deyiladi. Ular odatda reaksiyaga kirishayotgan moddalarning o`rta qavsga olingan formulalari bilan belgilanadi, masalan, [H2], [N2], [NH3], muvozanatmas konsentratsiyalar esa C H2, C N2, C NH3 kabi belgilanadi. Kimyoviy muvozanat holatiga reaksiyaga kirishayotgan moddalarning konsentratsiyasi, temperatura, gazsimon moddalar uchun esa bosim ham ta`sir etadi. Bu parametrlardan bittasi o`zgarganida muvozanat buziladi va reaksiyaga kirishayotgan barsha moddalarning konsentratsiyalari yangi muvozanat qaror topgunga qadar o`zgaraveradi, bu muvozanat konsentratsiyalarning boshqa qiymatlarida qaror topadi. Reaksiya sistemasining bir muvozanat holatidan boshqasiga bunday o`tishi kimyoviy muvozanatning siljishi yoki surilishi deyiladi. Agar sharoit o`zgarganida oxirgi moddalarning konsentratsiyalari ko`paysa, muvozanat reaksiya mahsulotlari tomonga siljigan bo`ladi, agar boshlang`ich moddalarning konsentratsiyasi ko`paysa, u holda muvozanat boshlang`ich moddalar hosil bo`lishi tomoniga siljigan bo`ladi. Reaksiyaga kirishayotgan moddalarning konsentratsiyasi, temperatura va bosim (gazlardagi reaksiyalarda) o`zgarganda kimyoviy muvozanatning siljish yo`nalishi umumiy qoida bilan aniqlanadi, bu qoida siljuvshan muvozanat tamoyili yoki Le-Shatel`e tamoyili deb ataladi:
Mavzuga oid tayanch iboralar. Kimyoviy reaksiya tezligi, kimyoviy kinetika, reaksiya tezligiga ta`sir etuvchi omillar, aktivlanish energiyasi, kataliz, katalizatorlar, ingibitorlar, qaytmas reaksiyalar, qaytar reaksiyalar, kimyoviy muvozanat, dinamik muvozanat, muvozanat konsentratsiyasi, kimyoviy muvozanat, kimyoviy muvozanatning siljishi, siljuvshan muvozanat tamoyili. Mavzuga oid adabiyotlar. 1. G. P. Xomchenko. Kimyo. Oliy o`quv yurtlariga kiruvchilar uchun. Toshkent, «O`qituvchi», 2001. 2. K. R. Rasulov va boshqalar. «Umumiy va anorganik kimyo». Toshkent, «O`qituvchi», 1996. 3. S. Masharipov, I. Tirkashev. Kimyo. Toshkent, «O`qituvchi», 1992. 4. A. G. Muftahov, H. T. Omonov, R. O. Mirzayev. Umumiy kimyo. Toshkent, «O`qituvchi», 2002. 5. M. M. Abdulxayeva, O`. M. Mardonov. Kimyo. Toshkent, «O`qituvchi», 2002. 5-Ma`ruza. Mavzu: Eritmalar. Reja.
Yangi darsning bayoni. 1. Eritmalar tarkibining son ifodasi. Tabiatda va texnikada eritmalarning katta ahamiyati bor. O`simliklar moddalarni eritmalar holida o`zlashtiradi. Ovqatning hazm bo`lishi oziq moddalarning eritmaga o`tishi bilan bog`liq. Tabiatdagi barcha suvlar hamda fiziologik suyuqliklar-qon, limfa va boshqalar eritmalar hisoblanadi. Ko`pchilik kimyoviy reaksiyalar eritmalarda sodir bo`ladi. Eritmalar deb ikki yoki undan ko`p komponentlar (tarkibiy qismlar) va ularning o`zaro ta`sir mahsulotlaridan tarkib topgan bir jinsli sistemalarga aytiladi. Masalan, H2SO4 ning eritmasi erituvchidan-suvdan (birinchi komponent), erigan moddadan-kislotadan (ikkinchi komponent) va ularning o`zaro ta`sir mahsulotlaridan-gidratlangan ionlardan: H+, HSO4-, SO42- lardan tarkib topgan bo`ladi. Agregat holatiga ko`ra eritmalar suyuq, qattiq va gazsimon holatda bo`ladi. Suyuq eritmalarga moddalarning suvdagi eritmalari; qattiq eritmalarga metallarning qotishmalari; gazsimon eritmalarga gazlarning aralashmalari va havo misol bo`la oladi. Bular orasida eng katta ahamiyatga ega bo`lgani suyuq (suvdagi) eritmalardir. Har qanday eritmaning muhim hususiyati uning tarkibi hisoblanadi. Eritmalar tarkibini son bilan ifodalashning har xil usullari bor: erigan moddning massa ulushi, molyar konsentratsiya va boshqalar.
m = mm m (5.1) bunda m–erigan moddaning massa ulushi; mm–erigan moddaning massasi va m– eritmaning umumiy massasi. Erigan moddaning massa ulushi m odatda birning ulushlarida yoki foizlarda ifodalanadi. Masalan, suvdagi H2SO4 ning massa ulushi 0,05 ga yoki 5 % ga teng, bu degani 100 g massali H2SO4 eritmasida 5 g H2SO4 va 95 g H2O bor, demakdir. Molyar konsentratsiya–bu erigan modda miqdorining eritmaning hajmiga nisbatiga teng kattalik, ya`ni C(X) = n(X) V (5. 2) Bunda C(X)-X zarrachalarning molyar konsentratsiyasi, n(X)-X modda zarralarining eritmadagi miqdori, V-eritmaning hajmi, uning asosiy birligi moll. Masalan, C(HCl)=0,1 moll, C(H3PO4)=0,5 moll, C(NH4+)=10 moll, C(H+)=110-5 moll. Bir litrida bir mol erigan modda bor eritma molyar eritma deyiladi. Masalan, 1L 1M NaOH eritmasini neytrallash uchun ushbu reaksiyalar tenglamalariga ko`ra: a) NaOH + HCl = NaCl + H2O ; b) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O HCl va H2SO4 eritmalaridan quyidagi hajmda olish zarur: 1 L 1 M HCl yoki 0,5 L 1 M H2SO4. Ravshanki, 0,5 L 2 M NaOH ni neytrallash uchun 0,5 L 2 M HCl yoki 0,25 L 1 M H2SO4 kerak bo`ladi.
Eritmalar erigan modda miqdoriga qarab uch xil bo`ladi: to`yingan, to`yinmagam va o`ta to`yingan eritmalar. Erigan moddaning ortiqchasi bilan dinamik muvozanatda turgan eritma to`yingan eirtma deyiladi. To`yinmagan eritmada to`yingan eritmadagiga qaraganda kamroq, o`ta to`yingan eritmada esa ko`proq modda bo`ladi. O`ta to`yingan eritmalar ancha beqarordir. Idishni salgina chayqatish yoki eritmaga tuz kristalidan qo`shish ortiqcha erigan moddaning cho`kmaga tushishiga sabab bo`ladi. Ko`pincha kam eriydigan va amalda erimaydigan moddalar umumiy nom bilan kam eriydigan moddalar deyiladi. Eruvchanlik miqdoriy jihatdan to`yingan eritmaning konsentratsiyasi bilan ifodalanadi. Ko`pincha u berilgan temperaturada 100 g erituvchida erish mumkin bo`lgan moddaning eng ko`p grammlar soni bilan ifodalanadi. Bu miqdor ba`zan eruvchanlik koeffitsienti yoki oddiygina qilib moddaning eruvchanligi deb ataladi. Masalan, 18 0C da 100 g H2O da 51,7 g Pb(NO3)2 eriydi. (ya`ni Pb(NO3)2 ning eruvchanligi 18 0C da 51,7 ga teng). Moddaning eruvchanligi haqida gapirilganda erishdagi temperaturani albatta ko`rsatish kerak. Ko`pincha qattiq moddalarning eruvchanligi temperatura ko`tarilishi bilan ortadi. Bu eruvchanlik egri chiziqlari yordamida yaqqol tasvirlanadi. Abssissalar o`qiga temperatura, ordinatalar o`qiga eruvchanlik koeffitsienti qo`yiladi. Eruvchanlik egri chiziqlari yordamida moddalarning turli temperaturadagi eruvchanlik koeffitsienti oson aniqlanadi. Temperatura pasayganida eritmadan moddaning ajralib chiqishi kristallanish deyiladi.
Moddalarning erishida issiqlik effekti sodir bo`ladi: moddaning tabiatiga qarab issiqlik chiqadi yoki yutiladi. Erish jarayonida issiqlik chiqqanida ekzotermik jarayon (H0), issiqlik yutilganida endotermik jarayon (H0) amalga oshadi. Erish issiqligi H-bu 1 mol modda eriganida ajralib chiqadigan yoki yutiladigan issiqlik miqdoridir. Masalan, KOH uchun H0=-55,65 kjmol, NH4NO3 uchun esa H0=+26,48 kjmol. Erigan moddaning erituvchi bilan kimyoviy o`zaro ta`siri natijasida solvatlar (erituvchi suv bo`lganida gidratlar) deyiladigan birikmalar hosil bo`ladi. Bunday birikmalarning hosil bo`lishi jihatidan eritmalar kimyoviy birikmalarga o`xshaydi. Rus kimyogari D. I. Mendeleyev eritmalarning kimyoviy nazariyasini yaratdi, uni juda ko`p tajribalar bilan asoslab berdi va 1887 yilda “Suvdagi eritmalarni solishtirma og`irligiga ko`ra tekshirish” nomli kitobida bayon qilib berdi. 4. Dispers sistemalar va chin eritmalar. Moddalar suv bilan aralashtirilganda bir jinsli (eritmaga xos xususiyat) hamda ko`p jinsli sistemalar, ya`ni suspenziya va emulsiyalar hosil qilishi mumkin. Erish jarayonida dastlab moddalar maydalanadi, shu sababli haqiqiy eritmalar, shuningdek, suspenziya va emulsiyalar dispers sistemalar jumlasiga kiradi (disperslanish-maydalanish demakdir). Dispers sistemalar juda ko`p bo`ladi, ular bir-biridan qanday zarrachalar (qattiq, suyuq va gazsimon) ekanliklari va qanday muhitda (suyuq va gazsimon holatlarga) aralashganliklari bilan farq qiladi. Masalan, tutun yoki havodagi chang, bunda havo gazlar aralashmasi, tutun yoki chang-maydalangan qattiq jism zarrachalaridir. Tarkibi–dispers muhiti–suv va boshqa suyuqliklar bo`lgan dispers sistemalar dispers zarrachalarning o`lchamlariga qarab haqiqiy eritmalar yoki eritmalar, kolloid eritmalar, dag`al dispers sistemalar yoki suspenziya va emulsiyalarga bo`linadi. Haqiqiy eritmalarning dispers zarrachalari juda kichik o`lchamlarga ega, shuning uchun ularni bir jinsli sistemalar deb ataladi. Zarrachalarning o`lchamlari 1 nm (10-9 m) dan kichik bo`ladi. Kolloid eritmalarda dispers zarrachalarning o`lchamlari 1-100 nm, hatto undan ham katta bo`lib, bu zarrachalar juda ko`p molekula yoki atomlardan iboratdir. Kolloid eritmalar ba`zi yuqori molekulyar moddalarni, masalan, oqsillarni suvda eritish natijasida, shu bilan birga kimyoviy reaksiyalar oqibatida ham hosil bo`ladi. Ularning xarakterli hossasi tiniqligi hisoblanadi. Ba`zi kolloid eritmalar qaynatilganida elektr zaryadga ega bo`lgan ionlar desorblanadi, natijada kolloid zarrachalar yiriklasha boshlaydi va idish tubiga cho`kib qoladi. Kolloid zarrachalarning bir-biriga yopishib, eritmadan cho`kish hodisasi koagulyatsiya deb ataladi. Ba`zi kolloid eritmalar koagulyatsiya natijasida iviq massa holatiga o`tadi, bu holatdagi modda gel (yoki iviq) deb ataladi. Masalan, 3 % li jelatina issiq suvda gelga yoki iviqqa aylanadi. Buning sababi shundaki, kolloid zarracha juda ko`p suv molekulalarini o`z atrofiga yig`adi. Ko`p gellar kundalik turmushda (masalan, jele, marmelad, ba`zi bir nozu-ne`matlar) ko`plab ishlab chiqariladi va foydalaniladi. Dag`al dispers sistemalar suspenziyalar va emulsiyalarga bo`linadi. Suspenziyalar–dispers zarrachalarning o`lchami 100 nm dan katta, zarrachalarni asbobsiz ko`z bilan ko`rish mumkin, oson cho`kadi, ba`zan bir necha daqiqa mobaynida cho`kadi, oddiy filtrlarda (qog`oz filtrda) ushlanib qoladi. Emulsiyalar–dispers zarrachalarning o`lchami 100 nm dan katta, ayrim tomchilarni asbobsiz ko`z bilan ko`rish mumkin, masalan o`simlik moyi yoki benzinning suv bilan aralashmasi. Takrorlash uchun savollar. 1. Eritmalar deb nimaga aytiladi? 2. Erigan moddaning massa ulushi deb nimaga aytiladi? 3. Molyar konsentratsiya deb nimaga aytiladi? 4. Eruvchanlik qanday tushuncha? 5. Eritmalar qanday turlarga bo`linadi? 6. Moddaning eruvchanligi qanday tushuncha? 7. Qanday eritmalar kolloid eritmalar deyiladi? 8. Qanday eritmalar dag`al dispers sistemalar deyiladi?
Eritmalar, erigan moddaning massa ulushi, molyar konsentratsiya, eruvchanlik, to`yingan, to`yinmagan va o`ta to`yingan eritmalar, kam eriydigan moddalar, eruvchanlik koeffitsienti yoki moddaning eruvchanligi, kristallanish, solvatlar (gidratlar), erish jarayoni, bir jinsli sistemalar, kolloid eritmalar, koagulyatsiya, gel, suspenziyalar, emulsiyalar. Mavzuga oid adabiyotlar. 1. G. P. Xomchenko. Kimyo. Oliy o`quv yurtlariga kiruvchilar uchun. Toshkent, «O`qituvchi», 2001. 2. K. R. Rasulov va boshqalar. «Umumiy va anorganik kimyo». Toshkent, «O`qituvchi», 1996. 3. G. Ye. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimyo. 8-9-sinf darsliklari. Toshkent, «O`qituvchi», 1992. 4. A. G. Muftahov, H. T. Omonov, R. O. Mirzayev. Umumiy kimyo. Toshkent, «O`qituvchi», 2002.
6-Ma`ruza. Mavzu: Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi. Reja. 1. Elektrolitik dissotsilanish nazariyasining asosiy qoidalari. 2. Dissotsilanish mexanizmi va darajasi. 3. Kuchli va kuchsiz elektrolitlar. Kislota, asos va tuzlarning dissotsilanishi. 4. Ion almashinish reaksiyalari. Kislota va asoslarning protolitik nazariyasi. 5. Suvning dissotsilanishi, vodorod ko`rsatkich. 6. Tuzlarning gidrolizlanishi. Yangi darsning bayoni. 1. Elektrolitik dissotsilanish nazariyasining asosiy qoidalari. Ba`zi moddalar erigan yoki suyuqlangan holatda elektr tokini o`tkazishi, boshqalari esa o`sha sharoitlarda elektr tokini o`kazmasligi yaxshi ma`lum. Eritmalar yoki suyuqlanmalarda ionlarga ajraladigan va shu sababli elektr tokini o`tkazadigan moddalar elektrolitlar deyiladi. Eritmalar yoki suyuqlanmalarda ionlarga ajralmaydigan va elektr tokini o`tkazmaydigan moddalar elektrolitmaslar deyiladi. Elektrolit moddalarga kislotalar, asoslar va deyarli barcha tuzlar kirib, ular ikkinchi tur o`tkazgichlar hisoblanadi. Ular eritmada yoki suyuqlanmada ionlarga ajraladi, shuning uchun tok o`tkazadi. Eritmada yoki suyuqlanmada ionlar qancha ko`p bo`lsa, u elektr tokini shuncha yaxshi o`tkazadi. Elektrolitmas moddalarga organik birikmalarning ko`pchiligi, shuningdek, kovalent qutbsiz va qutbli bog`lanishli molekulali moddalar kiradi. Elektrolitlarning suvda eriganida ionlarga ajralishi elektrolitik dissotsilanish deyiladi, masalan, NaCl Elektrolitlar suvdagi eritmalarining o`ziga xos xususiyatlarini tushuntirish uchun shved olimi S. Arrenius 1887-yilda elektrolitik dissotsilanish nazariyasini taklif etdi. Keyinchalik bu nazariya atomlarning tuzilishi va kimyoviy bog`lanish haqidagi ta`limot asosida ko`plab olimlar tomonidan rivojlantirildi. Bu nazariya mazmunini quyidagi uchta qoida tashkil qiladi: 1. Elektrolitlar suvda eriganida musbat va manfiy ionlarga ajraladi (dissotsilanadi): AB 2. Elektr toki ta`sirida ionlar bir yo`nalishda harakatlanadi: musbat zaryadlangan ionlar katodga, manfiy zaryadlangan ionlar esa anodga tomon harakatlanadi. Shu sababli musbat zaryadlangan ionlar kationlar, manfiy zaryadlangan ionlar esa anionlar deyiladi. 3. Dissotsilanish-qaytar jarayon: molekulalarning ionlarga ajralishi (dissotsilanashi) bilan bir vaqtda ionlarning birikish jarayoni (assotsilanishi) ham sodir bo`ladi. Masalan, KA Ionli bog`lanishli moddalar eng oson dissotsilanadi. Ular eriganida suvning dipollari musbat va manfiy ionlar atrofiga to`planadi. Ionlar bilan suvning dipollari orasida o`zaro tortishuv kuchlari vujudga keladi. Natijada ionlar orasidagi bog`lanish susayadi, ionlar kristalldan eritmaga o`ta boshlaydi. Hamda gidratlangan ionlar, ya`ni suv molekulalari bilan kimyoviy bog`langan ionlar hosil bo`ladi. Molekulalari qutbli kovalent bog`lanishdan hosil bo`lgan elektrolitlar ham shunga o`xshash dissotsilanadi. Moddaning har qaysi qutbli molekulasi atrofida ham suv dipollari to`planadi, bunda ular o`zining manfiy qutbi bilan molekulaning musbat qutbiga, musbat qutbi bilan esa-molekulaning manfiy qutbiga tortiladi. Bunday o`zaro ta`sir natijasida bog`lovchi elektron juft elektrmanfiyligi katta bo`lgan atomga tomon to`liq siljiydi, qutbli molekula ionli molekulaga aylanadi va so`ngra gitratlangan ionlar hosil bo`ladi. Qutbli molekulalar to`liq yoki qisman dissotsilanishi mumkin. Elektrolitik dissotsilanish qaytar jarayon bo`lgani sababli elektrolitlarning eritmalarida ionlar bilan birga molekulalar ham bo`ladi. Shu sababli elektrolitlarning eritmalari dissotsilanish darajasi (greksha alfa - Dissotsilanish darajasi–bu ionlarga ajralgan molekulalar sonining umumiy erigan molekulalar soni N ga nisbatidir:  = (6. 1)
Agar 3. Kuchli va kuchsiz elektrolitlar. Kislota, asos va tuzlarning dissotsilanishi. Elektrolitlar kuchli va kuchsiz elektrolitlarga bo`linadi. Suvda eriganda ionlarga to`liq dissotsilanadigan elektrolitlar kuchli elektrolitlar deyiladi. Ularga quyidagilar kiradi: a) deyarli barcha tuzlar; b) ko`pchilik mineral kislotalar-HCl, HBr, HI, HClO3, HNO3, HClO4, HMnO4, H2SO4; c) ishqoriy va ishqoriy-yer metallarining asoslari, masalan, NaCl Suvda eriganida ionlarga qisman dissotsilanadigan elektrolitlar kuchsiz elektrolitlar deyiladi. Ularga quyidagilar kiradi: a) deyarli barcha organik kislotalar; b) ba`zi mineral kislotalar; c) ko`pchilik metallarning asoslari. Dissotsilanganda kationlar sifatida faqat vodorod kationlari hosil bo`ladigan elektrolitlar kislotalar deyiladi. HCl Kislotalarning asosliligi dissotsilanganda hosil bo`ladigan vodorod kationlarining soni bilan aniqlanadi. Masalan, HCl, HNO3-bir asosli–bitta H+ hosil bo`ladi; H2S, H2SO3, H2SO4–ikki asosli–ikkita H+ hosil bo`ladi; H3PO4, H3AsO4–uch asosli–uchta H+ hosil bo`ladi. Ikki va ko`p asosli kislotalar bosqich bilan (asta-sekin) dissotsilanadi. Masalan,
H2SO4  H+ + HSO4 H3PO4 H+ + H2PO4 (1-bosqish)
HSO4 HPO42 Dissotsilanganda anion sifatida faqat gidroksid ionlar hosil bo`ladigan elektrolitlar asoslar deyiladi. Masalan, KOH Suvda eriydigan asoslar ishqorlar deyiladi, ular ishqoriy va ishqoriy-yer metallarning asoslaridir. Asoslarning kislotaliligi ularning gidroksil guruhlari soni bilan aniqlanadi. Masalan, NH4OH, NaOH, KOH–bir kislotali asoslar, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2, Fe(OH)2–ikki kislotali asoslar, Fe(OH)3, Cr(OH)3–uch kislotali asoslardir. Ikki va ko`p kislotali asoslar bosqich bilan dissotsilanadi. Masalan, Ca(OH)2 Ca(OH)+ Fe(OH)2+ Lekin dissotsilanganda bir vaqtning o`zida vodorod kationlari va gidroksid-ionlarni hosil qiladigan elektrolitlar ham bor bo`lib, ular amfoter elektrolit yoki amfolitlar deyiladi. Ularga suv, Zn, Al, Sr gidroksidlari va ko`pgina boshqa moddalar kiradi. Masalan, H2O 2OH Dissotsilanganda metallarning kationlari (shuningdek ammoniy kationi–NH4+) va kislota qoldiqlarining anionlarini hosil qiladigan elektrolitlar tuzlar deyiladi. Masalan, (NH4)2SO4 O`rta tuzlar bir bosqichda, nordon va asosli tuzlar bosqich bilan dissotsilanadi. Nordon tuzlarda dastlab metallarning ionlari, so`ngra esa vodorod kationlari ajraladi. Masalan, KHSO4 Asosli tuzlarda dastlab kislota qoldiqlari, so`ngra esa gidroksid-ionlar ajraladi. Masalan, Mg(OH)Cl 4. Ion almashinish reyaksiyalari. Kislota va asoslarning protolitik nazariyasi. Elektrolitik dissotsilanish nazariyasiga muvofiq elektrolitlarning eritmalarida sodir bo`ladigan barcha reyaksiyalar ionlar orasidagi reyaksiyalar yoki ionli reyaksiyalar, bu reyaksiyalarning tenglamalari esa ionli tenglamalar deb ataladi. Reyaksiyalarning ionli tenglamalarini tuzishda shunga amal qilish kerakki, kam dissotsilanadigan, kam eriydigan va gazsimon moddalar molekulyar shaklda yoziladi. Moddaning formulasi yoniga qo`yiladigan ↓ ishora shu moddaning cho`kmaga tushganini, ↑ ishora esa modda gaz holida chiqib ketishini bildiradi. To`liq dissotsilanadigan moddalar esa ion holida yoziladi. Tenglamaning chap qismidagi elektr zaryadlar yig`indisi o`ng qismidagi elektr zaryadlar yig`indisiga teng bo`lishi kerak.
Fe3+ + 3Cl Fe3+ + 3OH-- = Fe(OH)3 Eritmalarda elektrolitlar orasida sodir bo`ladigan istalgan reyaksiyani ionli tenglamalar bilan tasvirlash mumkin. Bunday reyaksiyalarda ionlarning zaryadlari (oksidlanish darajasi) o`zgarmasa, u holda bu reyaksiyalar ion almashinish reyaksiyalari deyiladi. Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi elektrolitlarning suvdagi eritmalarida boradigan juda ko`p hodisa va jarayonlarni tushuntirib berdi. Elektrolitik dissotsilanish eritmalar nazariyasining yanada rivojlanishiga va eritmalarda sodir bo`ladigan jarayonlarni o`rganishga asos bo`ldi. Lekin bu nazariya suvsiz eritmalarda boradigan jarayonlarni tushuntirib bera olmaydi. Masalan, agar NH4Cl suvdagi eritmada tuz kabi bo`lsa (NH4+ + Cl Berilgan reyaksiyada molekula yoki ionlari protonlar ajratib chiqaradigan moddalar kislotalar deyiladi. Molekula yoki ionlari protonlarni biriktirib oladigan moddalar asoslar deyiladi. Bunday moddalarning ikkalasi ham umumiy nom bilan protolitlar deb ataladi. Kislota Bunday jarayonda kislota bilan asos bir-biriga bog`liq deyiladi, bu kislota-asos juftidir. Masalan, H3O+ ion–kislota, asos H2O ga bog`liq, xlorid ion-Cl Kislota1 Kislota1 + asos2 Masalan, CH3COOH NH3 + H+ CH3COOH + NH3 kislota1 asos2 asos1 kislota2 5. Suvning dissotsilanishi, vodorod ko`rsatkich. Kuchsiz elektrolit bo`lgan suv oz darajada H+ va OH H2O Ionlarning konsentratsiyasi odatda 1 litrdagi ionlarning mollari bilan ifodalanadi. Bir litr suvda 10 Suvdagi H+ ionlari bilan OH KC = [H+] - [OH Kislota, asos yoki tuzning suvdagi har qanday eritmasi tarkibida H+ ionlar ham, OH [OH-]= KS/[H+]= 10-14/ 10-3 = 10-11 Eritmaning kislotaliligi va ishqoriyligini H+ ionlarning yoki OH- ionlarning konsentratsiyasi orqali ifodalash mumkin. U holda neytral eritma uchun [H+]= 10-7, kislotali eritma uchun [H+] >10-7 va ishqoriy eritma uchun manfiy daraja ko`rsatkichli sonlarni ishlatish bilan bog`liq noqulayliklarni yuqotish uchun vodorod ionlari konsentratsiyasini vodorod ko`rsatkich pH orqali ifodalash qabul qilingan. Vodorod ionlari konsentratsiyasining teskari ishora bilan olingan o`nli logarifmi vodorod ko`rsatkich pH deb ataladi: pH = - lg [H+] (6. 3) yoki [H+] = 10-pH (6. 4) bunda [H+] – vodorod ionlarining konsentratsiyasi, Tajribalardan ko`rinadiki, o`rta tuzlar tarkibida vodorod ionlari ham, gidroksil ionlari ham yuqligiga qaramay, ularning eritmalari ishqoriy, kislotali yoki neytral bo`ladi. Bu hodisani tuzlarning suv bilan o`zaro ta`siri orqali tushuntirish mumkin. Masalan, CH3COONa + H2O CH3COO –– + H+ H2O CH3COO –– + H2O Download 392,5 Kb. Do'stlaringiz bilan baham:
|
2. Dissotsilanish mexanizmi va darajasi.
0C da faqat 10
mol suv dissotsilanishi va bunda
H+ ionlari va 10Bosh sahifa
юртда тантана
Боғда битган
Бугун юртда
Эшитганлар жилманглар
Эшитмадим деманглар
битган бодомлар
Yangiariq tumani
qitish marakazi
Raqamli texnologiyalar
ilishida muhokamadan
tasdiqqa tavsiya
tavsiya etilgan
iqtisodiyot kafedrasi
steiermarkischen landesregierung
asarlaringizni yuboring
o'zingizning asarlaringizni
Iltimos faqat
faqat o'zingizning
steierm rkischen
landesregierung fachabteilung
rkischen landesregierung
hamshira loyihasi
loyihasi mavsum
faolyatining oqibatlari
asosiy adabiyotlar
fakulteti ahborot
ahborot havfsizligi
havfsizligi kafedrasi
fanidan bo’yicha
fakulteti iqtisodiyot
boshqaruv fakulteti
chiqarishda boshqaruv
ishlab chiqarishda
iqtisodiyot fakultet
multiservis tarmoqlari
fanidan asosiy
Uzbek fanidan
mavzulari potok
asosidagi multiservis
'aliyyil a'ziym
billahil 'aliyyil
illaa billahil
quvvata illaa
falah' deganida
Kompyuter savodxonligi
bo’yicha mustaqil
'alal falah'
Hayya 'alal
'alas soloh
Hayya 'alas
mavsum boyicha
yuklab olish