14.Гиббс энергиясы, энтальпия және энтропия өзара байланысын түсіндіріңіз.

Энтальпия(∆Н)- энергияның бірінші түрден екінші күйге өтуін өзгерісін сипаттайды. Энтальпия да ішкі энергия сияқты жүйенің негізгі қасиеттерінің бірі.

H=U+PV болғандықтан, энтальпияны жүйенің ұлғаю энергиясы немесе Р,Т=const жағдайдағы ішкі және сыртқы энергиялардың қосындысы деп қарастыруға болады. Әдетте энтальпияның өзгеруін заттың моліне қатынасты қарастырады және Дж/моль немесе кал/моль өлшем бірліктерімен белгілейді. Егер жүйе жылу сіңірсе, онда ∆Н мәні оң таңбалы болады (∆Н>0, таңбасы «+»). Егер жүйе жылуды қоршаған ортаға берсе, онда ∆Н<0 таңбасы теріс «-» болады.

Энтропия(∆S)- зат күйінің ретсіздік шаманы сипаттайды. Егер жылу мөлшері ∆Q белгілі Температурасында кері процесс бойынша сіңірілсе, онда жүйенің энтропиясы мына шамаға артады: ∆S=∆Q/T. Энтропия – бөлшектің қозғалысын сипаттайтын заттың қасиеті – ол берілген жүйенің ықтималдық сипаттамасы болуы мүмкін. Л.Больцман жүйенің әрбір күйінің сипаттамасы ретінде «термодинамикалық ықтималдылық» (W) ұғымын енгізді. Термодинамикалық ықтималдылық неғұрлым көп болса, соғұрлым жүйе күйінің ретсіздігі жоғары болады. Энтропияның ықтималдылық логарифміне (W) тура пропорционал екендігін Больцман көрсетті. Бұл дәлелдеуді М.Планк мына теңдеумен өрнектеді: ∆S=KlnW, К-Больцман тұрақтысы.

Химиялық термодинамиканың негізгі теңдеуі Гиббс энергиясы болып табылады.∆G=∆H-T∆S

Мұндағы ∆Н және ∆S күй функциялары: ∆Н-энтальпия, ∆S-энтропия, Т-температура. ∆G – Гиббстің еркін энергиясы, оны алғаш рет ұсынған американдық ғалым математик және термодинамик Д.У.Гиббстің атымен аталады. ∆G – Гиббстің еркін энергиясы – энтальпия мен энтропияның арасындағы өзара байланысты көрсетеді. Энтальпия кезкелген химиялық реакцияны энергиясы төмен күйде жүруіне жағдай жасайды, бөлшектерді мейлінше күрделі қосындыға біріктіруге бағыт береді. Энтропия жүйеде «ретсіздіктің» максиальді өсу бағытына ұмтылатын, яғни бөлшектер мейлінше ретсіз орналасатын күй функциясы.

Егер реакция барысында ∆G төмендесе, онда процестің жүруі мүмкін және ол өздігінен жүреді. Керісінше ∆G ұлғаюы берілген жағдайда реакцияның жүрмейтіндігін айқындайды. Энтальпия, энтропия және Гиббс энергиясының өзара байланысы: 1. ∆ H<0,S>0, онда G<0 болады. Реакция өз бетінше жүреді: 2Н2О2+О2+2Н2О 2. ∆ H>0,S<0, онда G>0 болады. Реакция жүрмейді

3. ∆ H<0,S<0, Т↓ онда G<0 болады.

4. ∆ H>0,S>0, T↑ онда G<0 болады.

Гиббс энергиясының өзгерісі реакция өнімдері мен бастапқы заттардың табиғатына және физикалық күйіне тәуелді болады, процестің жүру жолына тәуелді емес.

15.Өздігінен жүретін және өздігінен жүрмейтін процестерді энтропия мен энтальпия ұғымдарымен байланыстырып түсіндіріңіз. Процестердің өздігінен жүру мүмкіндігі 1 жағдай: ΔН < 0, ΔS> 0 болса, кез келген температурада жүреді 2 жағдай ΔН < 0, ΔS< 0 болса, төменгі температурада жүреді 3 жағдай ΔН > 0, ΔS> 0 болса, жоғары температурада жүреді 4жағдай ΔН > 0, ΔS< 0 ешқандай температурада өздігінен жүрмейді Осы 2 (энтальпия, энтропия) себептің

айырмасы процестің өздігінен өту мүмкіндігін анықтайды ΔG=ΔH — TΔS Табиғатта өз бетінше сыртқы әсерсіз жүретін процесстер қатары бар. Олар,мысалы: қолдан лақтырылған тас жерге қарай өздігінен қозғалады. Тас құлағанда потенциалдық энергиясын жоғалтады.Осы процесте тастың потенциалдық энергиясы кинетикалық энергияға айналады. Ретсіздік дәрежесі энтропия деп аталатын,физикалық ұғыммен өрнектеледі және ∆S таңбасымен белгіленеді. ∆S=∆Q/T Энтропия –бөлшектің қозғалысын сипаттайтын заттың қасиеті-ол берілген жүйенің ықтималдық сипаты болуы мүмкін.Термодинамиканың 2 заңының бірнеше түсініктемелері бар. Олардың біреуі аса қарапайым: жылу өздігінен суық денеден ыстыққа беріле алмайды. Термодинамиканың 1-ші заңы энергиямен байланысты болса, Термодинамиканың 2 заңы тікелей энтропиямен байланысты.Екінші заңы былай айтылады жылу мөлшері Q жүйеге T температурада қайтымды процесс арқылы сіңірілсе, жүйенің энтропиясы S мына шамаға тең болады ∆S=∆Q/T. Энтальпия(∆Н)- энергияның бірінші түрден екінші күйге өтуін өзгерісін сипаттайды. Энтальпия да ішкі энергия сияқты жүйенің негізгі қасиеттерінің бірі.

H=U+PV болғандықтан, энтальпияны жүйенің ұлғаю энергиясы немесе Р,Т=const жағдайдағы ішкі және сыртқы энергиялардың қосындысы деп қарастыруға болады. 16.Коваленттік байланыс, коваленттік байланыстың қанығуы, бағытталуы, H2o, CH4 полюстенуін түсіндіріңіз

Ортақ электрон жұбын түзу арқылы пайда болатын химиялық байланыс. Коваленттік байланыс түзілуінің үрдісін көбінесе схема түрінде береді, ондағы электрондар нүктемен белгіленген. Егер атомдардың арасында бір коваленттік байланыс болса (жалғыз ортақ электрондық жұп), онда ол дара, егер екеу болса, қос (екі ортақ электрондық жұп), үштік (үш ортақ электрондық жұп) деп аталады. H₂ затын құратын ковалентті байланыс - екі сутегі атомдарында ортақ екі электроны бар.Коваленттік байланысты екі түрге бөледі: полярлы және полярлы емес. Полярлы емес коваленттік байланыстың электрон бұлттары ортақ электрон жұбымен құрылған, яғни электрондық байланыс бұлттары екі атом ядроларына қатысты кеңістікте симметриялы орналасқан. Полярлы емес коваленттік байланыс бейметалдарда пайда болады және металл жұптарында, химиялық элементтің бір атомынан: Н₂, О₂, О₃, N₂, S₂, Li₂, Na₂, C, Si және басқалары құрылса, полярлы коваленттік байланыстың электрон бұлттары электртерістілігі жоғары атомға қарай ығысқан (НСl, H₂O, H₂S, NH₃ және т.б). өзіне тарту қабілеті. Электрондық бұлттардың формасы әртүрлі болғандықтан, олардың тұйықталуы әртүрлі тәсілдермен жүзеге асуы мүмкін. Тұйықталу әдісі мен симметриясына байланысты түзілген бұлттар σ − , π − және δ-байланыстары болып ажыратылады. σ-байланыс (сигма-байланыс) – бұл байланыс бұлттардың тұйықталуынан атомдардың байланыс сызықтарының маңайында іске асады. Симметрия шарттары негізінде келесідей қорытынды жасуға болады: s-орбиталь электрондары σ-байланыс түзілуінде, p-электрондар σ және π-байланыстар, ал d-электрондар σ, π, δ-байланыстары түзілуіне қатысады. Бұлттар қабаттасуы σ-байланыс кезінде максимал болады. Коваленттік байланыс тек қана қарама-қарсы спиндері бар электрон бұлттарының қабаттасуы нәтижесінде түзілмейді. Коваленттік байланыс сонымен қатар донорлы-акцепторлы механизммен түзілуі мүмкін. Бұл жағдайда химиялық байланыс бір атомның екі электрон бұлттары мен басқа атомның бос орбиталі нәтижесінде түзіледі (NH₄⁺).К.б\ң бағытталуы.К.б\ты түзетін электрон бұлттарының белгілі бір бағыты болады,осының салдарынан молекулалар кеңістікте белгілі құрылысқа иеб\ды. Бұл мәселені ВБ теориясы қарастырады. Бұл теория\ң х\қ байланыс атомдарының жалқы электронды орбитальдары\ң бүркесуі нәтижесінде түзіледі. Олардың өздерінің пішіндеріне сай бағыттары б\ды.Ковалентті байланыстың полюстігі байланыстырушы электрон бұлтының молекуладағы орналасу ретіне қарай коваленттік байланыс полюсті жане полюссіз деп 2 ге бөлінеді.Фтор молекуласындағы байланыс фтор атомдарының жалқы электронды 2р z орбитальдарының бүркесуі арқылы жасалады.Бұл мысалда электрон бұлттарының бүркесу бөлігі дәл ядролар ортасында болады.Екі фтор атомының да электр терістіктері бірдей,сондықтан олар байланыстырушы электрон бұлтына бірдей күшпен әсер етеді.Байланысиырушы электрон бұлты ешқандай атомға қарай ығыспаған.Екі атомның ешқайсысында да артық заряд жоқ.Мұндай байланыс полюссіз ковалентті байланыс деп аталады.

Егер байланыстырушы электрон бұлты қосылысқан екі атомның біріне қарай ығысқан болса ондай байланысты полюсті ковалентті байланыс деп атайды.