17. Үрдістің бағытын анықтайтын энатальпиялық және энтропиялық факторлар.

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.

18.Химиялық реакция жылдамдығына температураның және зат табиғатының әсері.Химиялық реакция жылдамдығы әртүрлі. Кейбіреуі өте тез, біреулер баяу өтеді. Онын жылдамдығы басқа процесс жылдамдығы сияқты уақытпен өлшенеді. Химиялық реакция жылдамдығына әрекеттесуші зат табиғаты, қысым, температура, әрекеттестіруші зат концентарциясы және катализатор әсер етеді. Әрекеттесуші зат табиғатының әсері. Зат табиғатының химиялық реакцияның жылдамдығына әсері үлкен. Мысалы: а)2Rb+2H2O=2RbOH+H2 (қопарылыс); б) Ag+H2O=реакция өте баяу, айлап, жылдап өтеді. Температура әсері. Заттың өзара әрекеттесуі үшін бөлшектері бір-бірімен соқтығысуы қажет. Нәтижесінде бөлшектің электрон бұлтының тығыздығы өзгеріп, жаңа байланыс түзеді. Жылдамдықтың температураға тәуелділігін Вант-Гоффтың ережесімен бағалауға болады: температура әрбір 10 С-қа артқанда, реакция жылдамдығы 2-4 есе өседі. Математикалық теңдеуін реакцияның жылдамдық константасының не жылдамдығының арақатынасы арқылы

өрнектейді: ʋ_Т2/ʋ_Т1=γ^Т2-Т1/10, мұнда ʋ_Т2 және ʋ_Т1 - Т1 және Т2 температурадағы реакциялардың жылдамдығы (Т2-Т1), γ – реакция жылдамдығының температуралық коэффициенті.

22.Гесс заңының салдарын мысалдар келтіре отырып дәлелдеңіздер. Химиялық процестердегі жылу эффектілерінің басынбіріктіретін термохимияның ә заңы бар. Олардың екеуі де жалпы энергия сақталу заңының дербес түрлері болып табылады.

Термохимияның І заңы Лавуарье-Лаплас заңы деп аталады. Оның анықтамасы мынадай: жай заттар бірігіп күрделі зат түзгенде бөлінетін не сіңірілетін жылу мөлшері сол күрделі зат қайтадан жай заттарға ыдырағанда сіңірілетін не бөлінетін жылу мөлшеріне тең.

Мысалы: H₂+F₂=2HF Q=-537.22кДж

2HF= H₂+F₂ Q=537.22кДж

Термохимияның І заңын кеңірек мағынада былай деп те айта береді: тіке реакцияның жылу эффекті кері реакцияның жылу эффектіне тең, тек таңбасы қарама-қарсы.

Лавуазье-Лаплас заңының дұрыстығын логикалық жолмен де дәлелдеуге болады. Айталық тіке реакцияның жылуы кері реакцияның жылуынан аз болсын делік. Онда бір осы реакцияны кезекпе-кезек екі бағытта жүргізіп отырып, жылу эффектілерінің айырмасына сай жоқтан бар етіп тегін энергияға ие болар едік, сөйтіп, «мәңгі двигательдің» көзі табылар еді. Әрине олай болмайтыны хақ. Энергияның жалпы мөлшері өзгерместен сақталу үшін екі бағытта жүре алатын бір реакцияның бірдей жағдайда алынған жылу эффектілері өзара тең болатыны күмәнсіз.

Термохимияның ІІ заңын орыс ғалымы Г.И.Гесс ашқан. Бастапқы заттар бірдей болғанымен одан шығатын өнімдерді әртүрлі жолдармен алуға болад. Осындай бастапқы және соңғы заттар бірдей болып, бірақ химиялық реакция әр түрлі сатвлармен жүретін кездегі жыл мөшерін Гесс заңы анықтап береді. Ол химиялық реакция тіке жүрсін, бірнеше сатыда өтсін, бәрібір оған сай жылу мөлшері тұрақты болады дейді. Басқаша айтқанда, химиялық реакцияның жылу эффекті оның жүру жолына тәуелді емес, тек реагенттер мен өнімдердің күніне тәуелді.

Гесс заңының мағынасын схемалық әдіспен көрсеткен жөн. Ол схема термодинамикалық бір функцияның-энтальпияның өзгеруін геометриялық тұрғыдан сипаттайтын болғандықтан Н мәндері таңбасына сай бір түзу сызықтың бойына ғана салынады. Бастапқы А, В заттары бірнеше жолмен әрекеттесіп, С, Д өнімдерін түзеді делік. Бастапқы реагенттер мен соңғы өнімдердің күші, яғни қызуы Т мен қысымы Р бірдей болып жабық жүйеде орналасқан болса, Гесстің заңының айтуы бойынша, реакцияның жылу эффекті

∆Н₁= ∆Н₂+∆Н₃+∆Н₄+∆Н₅+∆Н₆+∆Н₇+∆Н₈

Геометриялық тұрғыдан алғанда да бұл теңдіктердің өзара шамасы бірдей екені көрініп тұр.

Гесс заңының пайдасы үлкен. Соның бірі белгісіз реакциялардың жылу эффектілерін табу. Мысалы, көміртектің оттекте жанып, тек бір ғана көміртек оксидін СО түзуінің жылуын тікелей тәжірибе жүзінде табу қиын, себебі СО әрі қарай тотығып, СО2-ге айналып кетеді. Бірақ көміртектің толық жанғандығы, сол сияқты СО-ның СО2 –ге айналғандағы жылу эффектілері мәлім:

С(г)+1/2О2(г)= СО(г) ∆Н₁ = Х кДж

СО(г)+1/2О2(г) = СО2(г) ∆Н₂= -282,84кДж

С(г)+О2(г) = СО2(г) ∆Н₃=-393.29 кДж

∆Н₃ = ∆Н₁+∆Н₂ екені көрініп тұр.

∆Н₁= ∆Н₃ - ∆Н₂=-393.29 кДж – (-282,84кДж) = -110,45 кДж

Яғни графиттің 1 моль атом СО-ға дейін жанса,экзотермиялық процестің нәтижесінде 110,45 кДж жылу бөлінеді. Ал көміртек оксидіне екінші оттек қосылғанда 282 кДж шығады. Біз бұдан көмірді толық жағудың қаншалықты тиімді екендігін, әрі алдымен көмірді жартылай жағып, көміртек оксидінің жеке өзін отын ретінде пайдалану мүмкіндігін көреміз. Металлургияда жоғары қызуда көміртек оксидін әрі тотықсыздандырғыш, әрі отын ретінде жұмсайтыны осыдан.

Гесс заңының айтуынша, химиялық реакцияның жылу эффектісімен реагенттер мен өнімдердің физикалық күйіне тәуелді дедік. Оны тереңірек түсіну үшін мынадай 2 процесті қарастырайық:

Н2(г)+1/2О2(г) -241,84 кДж = Н2О(г)

Н2(г)+1/2О2(г) -285,77 кДж = Н2О (с)

Бұл реакциялардың айырмашылығы тек бөлініп шыққан судың агрегаттық күйінде: алғашқысында 1 моль су буы, екіншісінде 1 моль сұйық сутүзілген. Жылу эффектілері осыған бола әр түрлі. Олардың айырмасын есептеп тапсақ:

Н2О (с) + 43,93 кДж = Н2О(г)

1 моль судың булануына қажет жылудың мөлщері шығады. Осыдан-ақ жылу эффектілерін белгілі бір күйге жағдайға сай анықтаудың қажеттігі көрініп тұр.

Гесс заңының 2 салдары бар. Екеуі де реакцияның жылу эффектін табу жолдарын белгілеп береді. Біріншісінің айтуы бойынша: химиялық рекацияның жылу эффекті реакция өнімдерінің түзілу жылуларының қосындысынан бастапқы реагенттердің түзілу жылуларынан қосындысын алып тыстағандағы айырмаға тең:

∆Н⁰_х.р. = (∆Н⁰_{түз өнім.} - ∆Н⁰_{түз реаг.} )

Екіншісінде реакцияның жылу эффектісін табу үшін өнімдер мен реагенттердің жану жылуларының айырымын пайдаланады.

∆Н⁰_х.р. = (∆Н⁰ _{жану (реаг.)} - ∆Н⁰_{жану (өнім.)} )

Гесс заңы бойынша реакцияның жылу эффектін табу кең таралған. Мысалы, Al2O3 кристалдары (α - корунд) мен күкірт триоксиді әрекеттесіп, кристал күйдегі алюминий сульфатын түзуінің жылу эффектін есепетеп шығарайық:

Al2O3(к)+ 3SO3(г) = Al2(SO4)(к)

-1670,2 -395,3 -3435,8

∆Н⁰_х.р. = (-3435,8-(1670,2-3*395,3))= -579,7кДж

Осылайша реакцияға түскен және одан шыққан заттардың түзілу жылуларын қолана отырып көптеген химиялық реакциялардың жылу эффектілерін есептеп шығаруға болады. Қазір мыңнан астам заттардың түзілу жылулары анықталып отыр. Бұлардың негізінде әлденеше жүздеген мың реакциялардың стандартты жағдайдағы жылу эффектілерін есептеуге мүмкіндік туады.

21.Химиялық тепе-теңдік константасы, оның Гиббс энергиясымен байланысы Химиядық тепе-теңдік – бір немесе бірнеше қарама-қарсы жүретін қайтымды реакциялар жылдамдықтарының теңескен күйі. Химиялық тепе-теңдікті сан жағынан сипаттайтын көрсеткіш тепе-теңдік константасы (тұрақтысы) (К) деп аталады: аА+bB=pP+qQ. Мұндағы бас әріптер-заттардың формулалары, кіші әріптер- реакциядағы молекула сандарын көрсететін коэффициенттер. Тепе-теңдік константасы тура және кері реакциялардың жылдамдық константаларының (к1,к2) қатынасы деп те аталады: К=k1/k2. К-белгілі температурада тура реакция өнімдері мен реакциясы алынған заттардың мольдік көбейтінділерінің қатынасын көрсететін тұрақты шама. Тепе-теңдік константасының теңдеуі реакцияға қатысқан заттардың тепе-теңдік концентрацияларының бір-біріне тәуелділігін көрсетеді. Химиялық тепе-теңдікті зерттеудің теориялық және практикалық маңызы бар. 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.