14. Өздігінен жүретін және өздігінен жүрмейтін процестерді энтропия мен энтальпия ұғымдарымен байланыстырып түсіндіріңіз.

Химиялық термодинамиканың негізгі теңдеуі Гиббс энергиясы болып табылады. ДельтаG=дельта H-TдельтаS. Мұндағы делтаН және делтаS күй функциялары: дельтаН-энтальпия, дельтаS-энтропия,Т-температура. Дельта G- Гиббстің еркін энергиясы, оны алғаш рет ұсынған американдық ғалым математик және термодинамик Д.У.Гиббстің атымен аталады. Дельта G- Гиббстің еркін энергиясы –энтальпия мен энтропияның дельта S арасындағы өзара байланысты көрсетеді. Энтальпия кез келген химиялық реакцияны энергиясы төмен күйде жүруіне жағдай жасайды, бөлшектерді мейлінше күрделі қосындыға біріктіруге бағыт береді.энтропия жүйеде «ретсіздіктің» максимальды өсу бағытына ұмтылатын, яғни бөлшектер мейлінше ретсіз орналасатын күй функциясы. Н және S функциялары бір бірімен тәуелсіз болса да, көптеген хим-қ процестер осы екі функцияның өзгерісімен жүреді. Химиялық реакцияларда бөлшектер құрылысы күрделі бөлшектерге бірігуге ұмтылып, энтальпияны төмендетеді. Екінші жағынан бөлшектер жекеленіп, энтропияны үлкейтеді. Бұл функцияны изобара-изотермиялық потенциал д.а., кейде оны жай ғана «термодинамикалық потенциал» д.а. гиббс энергиясы,энтальпия Н және энртопия S тәрізді физ-қ шамалар күй функциясы д.а. кейбір заттар мен иондардың стандартты түзілу Гиббс энергиясы G298 (кДж/моль). Стандартты түзілу энергиясының көмегімен кез келген хим-қ процестің стандартты бос энергиясының өзгерісін есептеу ыңғайлы. Стандартты бос энергияның өзгерісі былайша өрнектеледі:

Келтірілген теңдеуден мынадай қорытынды шығады: химиялық реакцияның бос энергиясы жеке реакция өнімдерінің түзілу бос энергияларының қосындысынан бастапқы реагентттердің мәндерінің қосындысын алып тастағандағы айырымға тең. Дельта Gº шамасы бойынша процестің мүмкнідігін және мүмкін еместігін анықтауға болады. Барлық өздігінен жүретін химиялық процестер жүйеде Гиббс энергиясы төмендейтін бағытта жүреді. Процестің жүру мүмкіндігі дельта G<0 орындалуына байланысты болады, яғни дельта G өзгерісі теріс таңбалы шама болуға тиіс. Егер G~=40 кДж/моль град немесе бұдан да төмен болса, онда реакция өздігінен жүреді.

Энтропиялық фактор- Т дельта S реакцияның өздігінен жүру қабілетіне белгілі бір дәрежеде әсер етеді. 0ºК жақын температурада, Т дельта S шамасы 0-ге жақын болады, сондықтан дельтаG шамасы мен таңбасына ең алдымен энтальпиялық фактор әсер етеді. Гиббс энергиясының шамасына әсер ететін энтропиялық фактор температураның жоғарылауымен үлкейеді. өте жоғары температурада энтропиялық фактор Тдельта S энтальпиялық факторды бүркелемейді. Жоғары да емес, төмен де емес температурада дельта G- ге екі фактор да әсер етеді. Энтальпия, энтропия және Гиббс энергиясының өзара және температурамен байланысты. Гиббс энергиясының өзгерісі реакция өнімдері мен бастапқы заттардың табиғатына және физикалық күйіне тәуелді болады, процестің жүру жолына тәуелді емес.

15. Ковалентті байланыстың қанымдылығы, бағытталуы, полюстігін мысалмен (h2o, ch4) а5нықтыңыз.

Коваленттік байланыс – 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).

Атомның электртерістілігі – химиялық байланыстарда басқа атомдардың валенттілік электрондарын 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+). Ковалентті байланыстың бағытталуы. Ковалентті байланысты түзетін электрон бұлттарының белгілі бір бағыты болады,осының салдарынан молекулалар кеңістікте белгілі құрылысқа ие болады. Бұл мәселені ВБ теориясы қарастырады. Бұл теорияның химиялық байланыс атомдарының жалқы электронды орбитальдарының бүркесуі нәтижесінде түзіледі. Олардың өздерінің пішіндеріне сай бағыттары болады.