Атом-молекулалық ілім

ΔG  = ΔHT*ΔS

Сонымен химиялық реакцияның жүру немесе жүрмеу мүмкіндігін оның изобара-изотермалық  потенциалының өзгеруі көрсетеді. Реакцияның нәтижесінде жүйенің изобара-изотермалық потенциалы азаятын болса, яғни ΔG<0 болса, онда мұндай реакция өздігінен тура бағытта жүреді. Реакцияның нәтижесінде изобара-изотермалық потенциал көбейетін болса, яғни  ΔG> болса, онда бұл реакция тура бағытта өздігінен жүрмейді. Егер изобара-изотермалық потенциал өзгермесе, яғни ΔG= 0, онда мұндай реакция химиялық тепе-теңдік күйде болады.

 

 

Дәріс 7. Химиялық үрдістердің жалпы заңдылықтары (жалғасы)

 

 Дәріс жоспары:

1. Негізгі ұғымдар
2. Термодинамиканыі 1ші – заңы
3. Энтальпия,энтропия
4. Термодинамиканың 2-ші – заңы
5. Термодинамиканың 3-ші заңы

 

Термодинамика –әртүрлі энергия  формаларының бір бріне айналуы  және  осы түрленудің заңдары  туралы ғылым.Жүйе күйі – ол жүйенің  параметрлік жинағы. (Р, V, Т, С)

1. Жүйенің стандартты күйі – стандартты жағдайда алынған параметрлер. ;           

   Газ заңдарына  қарағанда  өзгереді, өзгерген жоқ.

2. Кейбір параметрлерді  соnst (тұрақты) қылып алуға болады. Соған қарай жүйелер әр түрлі  болады.

А) Р = соnst изобара 

Б) V = соnst изохора

В) Т = соnst изотерма

Г) Q = соnst адиабаталық үрдіс

3. Егер жүйенің параметрлері  өзгерсе,  ол процесс (үрдіс) деп аталады.

4. Өздігінен жүретін процесске  сырттан энергия жұмсалмайды. 

5. Егер параметрлердің  өзгеруінде реттілік байқалса, және  жүйе алғашқы күйге қайтадан  келсе, оны цикл деп атайды.

1-ші – заң. Ішкі энергия, энтальпия, жылу эффектісі барлық жүйенің ең маңызды функциясы оның жалпы энергиясы.

                          Е = К+П+U                                            

К- бөлшек жылжуының кинетикалық энергиясы

П– жүйе мен өрістің әрекеттесуінің потенциялдық энергиясы.

U - ішкі энергия .

Термодинамикалық жағдайды еске аламыз:

А) жүйенің тыныштық жағдайы  К=0 

Б) өріс пен жүйенің әрекеттесуі өте баяу  П=0; E=U;

 Ішкі энергияның абсолют  мәнін табу қиын 

Термодинамиканың  І – заңы.

Оқшауланған жүйедегі (масса  және жылу алмасу жоқ) ішкі энергия  тұрақты(U=const, ∆U=0)

Егер бір денеге жылу немесе энергия келсе, онда жүйенің ішкі  энергиясы жоғарылайды және оның жұмысына жұмсалады:

Q=∆U+A

Мына жағдайларды есте сақтау керек:

1. Жай заттардың энергия қоры қалыпты күйде алынса, үнемі 0-ге тең.

Мысал:

         Жай заттардың барлығы осы формулаға бағынады.

2. Изобаралық процессстер. Изобаралық процессте де химиялық реакциялардың жылу эффектici математикалық жағынан энтальпияға тең болады, ал таңбасы басқа

3. Изохоралық процесстер. Химиялық реакцияның жылу эффектісі ішкі энергияға тең, бірақ таңбасы басқа:

Бұл жерде екі түрлі  реакцияны атау керек:

А) Экзотермиялық  реакция

Қорытынды: экзотермимялық реакция энтальпиясы 0-ден кем:

Б) Эндотермиялык  реакция, жылу iшiне карай сiнiрледi

Эндотермиялық реакция ∆Н>0

4. Экзотермиялқ процесстерде ішкi энергия өзгермейді:

∆U=0

Экзотермиялық процесстерде жүйеге келген жылудың мөлшері жұмысқа айналады

5. Адиабаталық процесс . Жүйе оқшауланған жағдайда:∆U=А

 Энтальпия өзгерісін  мынандай формуламен табамыз:

Егер тендіктегізаттар алдында  коэфициенттері болса ∆Н-тың кестедегі мәні соған көбейтіледі, себебі ол бір моль затқа шағып есептедген.

                             Энтропия ∆S.

Энтропия жүйенің ретсіздігін  көрсетеді∆S  

Бұл екі ұғымды бір жүйеге келтіру үшін ∆S мәнін 1000-ға бөлеміз.

Теңдеуге қарап, ∆S өзгеруін санауға болады.

С Н_4(г) + 3О_2(г) =2CО_2(г)+ 2Н О_(г)

∆S= S₂-S₁=0          ∆S=0

Бұл теңдеуде ретсіздік өзгерген жоқ.

2СО_(г)+О_2(г) 2СО_{2 (г)}     ∆S=-1.  ∆S- жүйе ретті

2NH_3(г) 2N_2(г)+ 3H_2(г)   ∆S=2      ∆S>0 - ретсіздік өсті.

∆S= бұл теңдікті әртүрлі жағдайда қолданады.

1. ∆S= жүйе тепе-теңдік жағдайда.
2. ∆S> энергия сырттан жұмсалмайды, процесс өздігімен жүреді.
3. ∆S< сырттан энергия жұмсалады.

Больцман теңдігі S= lnW   

1 макро жағдайға өте көп микрожағдайлар сәйкес.

S – энтропия

- Больцман тұрақтысы

W – осы жүйедегі молекулалардың соқтығысу ықтималдылығы. 

2-ші заң.

Термодинамиканың 2-ші заңы: энергетикалық қоры өзгермей өз бетімен жүретін процесстер тек энтропияның ұлғаю бағытына қарай жүреді(∆S).

Бұл заңға жаңа термодинамикалық функция енгізу керек  G-Гиббстің бос энергиясы.

G⁰₂₉₈=∆Н⁰-Т∆S⁰

  ∆Н⁰- энтальпия(энергия қоры)

       Т∆S⁰-  энтальпия(реттіліг).

Барлық табиғатта өтетін процесстер   энтальпиялардың  төмендеуімен      энтропияның жоғарылауымен өтеді. Сондықтан біз   ∆Н   энтальпиялық фактор деп, ал ∆S энтропиялық фактор дейміз.

G⁰₂₉₈=∆Н-

G⁰₂₉₈= G⁰_өнім- G⁰_реаент

G – реакция бағытын көрсетеді.

  С⁰ =0 тепе-теңдік күйде,

  G⁰ < 0 тура бағытта ,        

  G⁰ >0 кері бағытта жүреді. 

 

 

 

Дәріс 8. Химиялық реакциялар жылдамдығы. Химиялық тепе-тендік.

 

Дәріс жоспары:

1. Химиялық кинетиканың түсініктері.
2. Химиялық реакцияның жылдамдығы, әсер етуші массалар заңы.
3. Температураның реакция жылдамдығына әсері. Вант – Гофф ережесі.
4. Химиялық реакцияның жылдамдығына катализатордың әсері туралы түсінік.
5. Химиялық тепе – теңдік туралы түсінік. Химиялық тепе – тендіктің ығысуы. Ле – Шателье ережесі.

Химиялық кинетика – реакцияның жылдамдығы мен механизмі туралы ілім.

Химиялық реакцияның жылдамдығы дегеніміз - әрекеттесуші заттардың біреуінің концентрациясының уақыт бірлігінде өзгеруі.

                        V_.= ∆С/∆t , моль/мин.

          

Химиялық реакция барысында  реакцияға кіретін заттар концентрациясы азайып, реакция өнімділігінің концентрациясы жоғарлайды.

                 V_гомог.=∆С/ V^. ∆t, моль/мл.мин.

                  V_гетер.= _.=∆C/ S^. ∆t, моль/см².мин.

 

Химиялық реакция  жылдамдығына әртүрлі факторлардың әсері.

 1. Концентрацияның әсері.

             А + В = АВ

Әрекеттесуші заттар А,В , өнім- АВ 

Химиялық реакция жылдамдығының концентрацияға тәуелділігін әсер етуші массалар заны сипаттайды.

Химиялық реакция жылдамдығы әрекеттесуші заттар концентрациясының көбейтіндісіне тура пропорционал, ал олардың стехиометриялық коэффициенттері дәреже түрінде алынады.

                                          aA + вВ = сС + dD.

 V=K[A]^a[B] ^b тура реакция

V= K[ C ]^cD]^d кері реакция

k – жылдамдық константасы,  олар әсер етуші заттар табиғатына,температураға тәуелді,бірақ концентрациаға тәуелді емес.

Әсер етуші массалар заңын 1868 ж. Гульдберг  және Вааге ашқан

Егер [А] = [В] = 1, онда V=K жылдамдық константаға тең болады.

2. Жылдамдыққа  температураның әсері.

Әсер етуші массалар заңы кез – келген температураға сәйкес, бірақ тұрақты жылдамдықта температураның әсерінен өседі.Жылдамдыққа температураның әсерін Вант – Гофф ережесі сипаттайды:реакция температурасын әр  10⁰С көтергенде ракция жылдамдығы 2 немесе 4 есе өседі.

                    ;

γ – температуралық  коэффициент

  - - температурасындағы реакция  жылдамдықтары.

 Мысалы:

 

3. Реакция жылдамдығының катализатор қатысына тәуелділігі.

Химиялық реакция жылдамдығын  катализатор өзгертеді, ол тура және кері реакция жылдамдығына бірдей әсер етеді. Катализатордың қатысы нәтижесінде  активті молекулалар саны артады да , жылдамдық өседі. Катализатор реакция жылдамдығын арттырса оң катализ деп ,ал төмендетсе теріс катализ деп атайды.

Катализатор қатысуымен жүретін реакцияларды катализдеп атайды.

Реакция жылдамдығын тежейтін катализаторды ингибитор, биологиялық катализаторды – ферменттер деп атайды.

Химиялық тепе – теңдік туралы түсінік.

Химиялық реакцияның 2 түрі бар:

1. қайтымды
2. қайтымсыз

   Қайтымсыз реакция  – тек бір бағытта жүреді және әрекеттесуші заттың біреуі толық шығындалады.

1 – М:                                              H₂CO₃

                                                                             

                                                       

                                                (көмірқышқыл

                                                         газы)

2 – М: 

  Қайтымды реакция  – кері және тура бағытта жүреді.

3 – М: 

Егер бірқалыпты үрдісте  кері және тура реакция жылдамдықтары бір- біріне тең болса бұл жағдайды тепе-теңдік күй деп атайды.   

                                     V₁= V₂

Химиялық тепе – теңдік күйдегі әрекеттесуші заттардың  концентрациясын тепе – теңдік концентрациялары деп атайды.

Оны былай [  ] белгілейді.

Химиялық тепе – теңдікке әртүрлі факторлар әсер етеді. Осы әсер ету жағдайы Ле – Шателье ережесімен сипатталады.

  Тепе –  теңдік күйдегі жүйеге сырттан әсер етсе , тепе – теңдік сол әсерді баяулататын жаққа қарай ығысады.

1. Тепе – теңдіктің ығысуына концентрация әсері.

Егер әрекеттесуші заттар концентрациясын көтерсек, тепе – теңдік оңға - өнім жағына ығысады.

Әекеттесуші заттар концентрациясын көтерсе, тепе теңдік оңға өнім жағына жылжиды, ал өнім концентрациясын көтерсе тепе-теңдік солға,әрекеттесуші заттар жағына жылжиды.

2.Тепе–теңдікке  қысымның әсері. 

1. Егер қысымды көтерсек, тепе – теңдік моль саны   аз жаққа, бұл жүйеде  оңға ығысады.

               N₂ +3H₂ ↔2NH₃               

2. Егер қысымды төмендетсек, тепе-теңдік моль саны көп жаққа ығысады.

Егер көлем өзгермесе  қысым тепе-теңдікке  әсер етпейді.

  

                         

3.Тепе-теңдікке температураның өзгерісінің әсері.

Температура жоғарылағанда  қарама – қарсы екі процесс жылдамдығы бірдей өзгереді,бірақ эндотермиялық процесс күшті ұлғаяды,ал температураны төмендетсе керісіше экзотермиялық процесс ұлғаяды.

Химиялық тепе –теңдік  кездегі температураның әсерін білу үшін үрдістің жылу эффектсін (∆ H) білу керек. Ол оң болса, температура әсері  мәнді болады, ал нольге жақын болса, температураның өзгеруі тепе- теңдікке әсер етпейді.