Білім алушыларды химия туралы жалпы түсінікті қалыптастыру және қазіргі химияның маңызды бөлімдерін оқып, үйрету

Көптеген химиялық реакциялар ашық колбада жүреді. Мысалы:

Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂ 

Түзілген сутегі қысымды тұрақты шамада сақтай отырып, көлемді өзгертіп сыртқы күшке қарсы жұмыс жасайды.

А=Р*V, осыдан

Q_P,T=U+РV мұндағы U=U₂-U₁

V=V₂-V₁

Q_P,T=U₂-U₁+P(V₂-V₁)

Q _P,T=(U₂+PV₂) - (U₁+PV₁)

H₂ H₁

U+PV мәнін Н – энтальпия арқылы белгілеп

Q_P,T=H₂-H₁=H – энтальпия өзгерісі.

H – энтальпия кеңейген жүйенің энергиясын көрсетеді. Егер реакция экзотермиялық болса, жүйенің энергиясы кемиді: Q_P,T= -H. Әртүрлі реакциялардың жылу эффектісін салыстыру үшін стандартты жағдайда өлшейді: 298К немесе 25⁰С және де қысымы 101,3кПа немесе 1атм. Осы жағдайдағы мәнін стандартты жылу эффектісі деп Н⁰ _{f, 298} белгілейді, өлшем бірлігі кДж, ккал.

Г.И. Гесс заңы.

Іс жүзінде жылу эффектілерін калориметрмен анықтайды, ал тәжірибемен анықтау мүмкін болмаған жағдайда термохимияның заңдарына негізделген термохимиялық есептеулер қолданылады. Бұл заңның бірін энергияның сақталу заңының көрінісі ретінде Петербург химигі Г.И.Гесс 1840 жылы тұжырымдаған: реакцияның жылу эффектісі оның жүрген жолына тәуелді емес, тек қана алынған зат пен реакция өнімінің табиғатымен және күйімен анықталынады.

Жай заттардың түзілу энтальпиясы нольге тең. Мысалы: H₂, O₂, C, S, Cu, Zn және т.б.

Түзілу энтальпиясы:

1. 
   химиялық қосылыстардың беріктігін сипаттайды;
   
2. 
   реакцияға қатысушы заттардың түзілу энтальпиясын біле отырып, жылу эффектісін анықтауға болады;
   
3. 
   Лавуазье-Лаплас заңына сәйкес химиялық қосылыстың ыдырау энтальпиясы мәні жағынан түзілу энтальпиясымен тең, ал таңбасы қарама-қарсы болады:
   

Химиялық реакцияның жылу эффектісі – реакция өнімдерінің түзілу энтальпиясының жиынынан бастапқы заттардың түзілу энтальпиясының жиының стехиометриялық коэффициенттерді ескере отырып алғанға тең. Анықтама оқулықтарда күрделі заттардың стандартты түзілу энтальпиясы беріледі.

Н⁰_{298, х. р.}= Н⁰_{f,298 өнім.} -Н⁰_{f,298 баст.}

I. Cr₂O_3(к)+2Al_(к) = Al₂O_3(к)+2Cr_(к).

II. Cr₂O_3(к)+3Н_2(г) = 3Н₂О_(г)+2Сr_(к).

Н0f,298 кДж/моль	-1440,6	0	-1676,0	0
Н0f,298 кДж/моль	-1440,6	0	-241,8	0

Н⁰_{298, I} = -1676-(-1440.6) = -236кДж

Н⁰_{298, II} = -(3*241.8) – (-1440.6) = 715кДж

І-реакция өздігімен жүреді, ал ІІ-реакция стандартты жағдайда жүрмейді.

Энтропия.

Химиялық реакциялардың өздігінен жүруін ылғи да минимальді энергияға балалап түсіндіруге болады. Мысалы, ретсіздікке ұмтылу, диффузия, шашырау, жоғары температурада эндотермиялық реакциялар, заттың еруі және т.б. өздігінен жүреді. Өзара әрекеттеспейтін екі газдың араласуы энергия қажетінсіз, ретсіздік өсу жағына өздігінен жүреді. Осы бағытта жүруінің ықтималдығы жоғары. Ретсіздік дәрежесін сандық жағынан сипаттау үшін энтропия деген түсінік кіргізілген, белгісі - S, өлшем бірлігі S⁰₂₉₈ = Дж/моль*К.

Энтропия:

1. 
   заттың табиғатына;
   
2. 
   агрегаттық күйіне
   
3. 
   P,V,T – яғни реакцияны жүргізу жағдайына байланысты болады.
   

Энтропияның өзгеруі Гесс заңына бағынады:

S=S_өнім -S_баст.

Термодинамика заңы бойынша: жай заттың түзілу энтальпиясынан өзгешілігі жай заттың энтропиясы нольге тең болмайды. Тек абсолютті нольге ғана кристалдағы бөлшектердің қозғалысы тоқталуы мүмкін. Ретсіздік дәрежесін сипаттайтын энтропия берілген бағытта про-цестің өздігінен жүру мүмкіндігін анықтайтын екінші бір фактор болып табылады.

Химиялық реакция барысында бір мезгілде екі тенденция (ұмтылыс) әсер етеді: Бөлшектердің күрделенуі, бірігуі, бұл энтальпияны азайтады (Н0). Екінші ұмтылыс: бөлшектердің жекеленуге тырысуы, бұл – энтропияны арттырады (S0).

Осы екі қарама-қарсы ұмтылыстың жиыны (әсері) изобаралы-изотермиялық потенциалдың өзгеруін немесе Гиббс энергиясын көрсетеді:

G=H - TS

G⁰₂₉₈=кДж/моль, ккал/моль.

Жай заттың ең тұрақты модификациясының түзілуінің G⁰₂₉₈ –мәні нөлге тең деп алынады. Н и S есептегендей, Гиббс энергиясының өзгерісін G_{х. р.} =G_.өнім-G_баст. есептейді.

G өзгеру сиапты мен процесті іске асырудың мүмкіндігі немесе мүмкін еместігі жөнінде бағалауға болады. Тұрақты температурада және қысымда реакция өздігінен жүреді де тек жүйенің Гиббс энергиясының азаю бағытында, яғни G<0 (-), егер G>0 (+) стандартты жағдайда реакция кері бағытта жүреді, ал G=0 болғанда химиялық тепе-теңдік орнайды. Н=Т*S. Осыдан температураны есептеуге болады.

Химиялық термодинамика – химиялық реакциялардың жүру мүмкіндігін бағалауға мүмкіндік береді. Химиялық өзгерістердің жылдамдығымен механизмін химияның ерекше жеке бөлімі – химиялық кинетика зерттейді.

Кинетикалық теорияның міндеттері – химиялық реакция жылдамдығының әр түрлі факторларға: әрекеттесуші заттардың табиғаты мен концентрациясына, температураға, катализаторға және еріткіштерге т.б. тәуелділігін табу. Химиялық процестердің заңдылығын білу оларды дұрыс басқаруға мүмкіндік береді, яғни қажетті комплексті қасиеті бар өнім алу, осындай өнім алудың жылдамдығын арттыру, сонымен қатар қажетсіз процестерді азайту. Реакциялар гамогенді және гетерогенді болады. Гомогенді реакциялар бір текті ортада жүреді; гетерогенді реакциялар фазалар шегінде жүреді..

Реакция жылдамдығы уақыт бірлігінде белгілі бір көлемде (гомогенді реакциялар үшін) немесе беттік жанасу бірлігінде (гетерогенді реакциялар үшін) жүретін элементарлы бөлшектердің әрекеттесу санымен анықталынады. Реакция жылдамдығы әдетте әрекеттесуші заттардың консентрациясының уақыт аралығында өзгерісін сипаттайды. Ерітінділерде концентрация – моль/л, газдарда – парциальды қасыммен, уақыт секундпен беріледі.

Концентрация өзгерісі С=С₂-С₁ – уақыт аралығы =₂-₁ болса, жылдамдық

+, - әрекеттесуші заттар концентрациясы кеміп, реакция өнімі орта болғандықтан қойылады. Реакция жылдамдығы туралы жүйенің белгілі – бір қасиетінің өзгеру жылдамдығы бойынша бағалауға болады, мысалы түсі, электрөткізгіштігі, спектр түрі, тұнба түсі, газ бөлінуі, т.с.с.

Процесс жылдамдығы бөлшектердің концентрациясымен анықталынатын, олардың соқтығысу түйісу ықтималдығына пропорционал. Ықтималдылық теорисына сәйкес тәуелсіз істердің бір уақытта іске асу ықтималдығы олардың әрқайсысының ықтималдығының көбейтіндісіне тең. Бұл заңдылық 1865-67 жылдары К.Гульдберг және П.Вааге, И.И. Бекетов еңбектерінде көрсетілген, химиялық кинетиканың негізгі заңы әсер етуші массалар заңы деп аталады. Тұрақты температурада гомогенді химиялық реакция жылдамдығы стехиометриялық коэффициенттері дәрежесінде көрсетілген әректтесуші заттардың концентрациясының көбейтіндісіне тура пропорционал. Мысалы: реакциялар үшін:

I Н₂+Cl₂=2HCl, V=K*C_H2*C_Cl2

II 2NO+O₂=2NO₂, V=K*C_NO*C_O2

Бірінші жағдайда, әсер етуші массалар заңына сәйкес реакциялар жылдамдығы хлормен сутегінің концентрациясына бірдей дәрежеде болады. Екінші мысалда азот (ІІ) оксиді концентрациясына көбірек (C²_NO) тәуелді болады. К – жылдамдық константасы, берілген жағдайда заттардың жалпы концентрациясының қайсы бөлігі әрекеттесетінің көрсетеді. Бұл константа заттың табиғатына және температураға тәуелді. К-ның мәні сан жағынан әрекеттесуші заттар концентрациясы бірге тең болғандығы реакция жылдамдығына тең.

V=K

Жалпы теңдеумен көрсетілетін бромдысу тектің 400-600⁰С –та тотығу реакциясын қарастырайық:

4НBr+O₂=2H₂O+2Br₂

Кинетикалық теңдеуін жазамыз:

Әсер етуші массалар заңына сәйкес реакция жылдамдығы бромсутек концентрациясына өте байланысты, оттегінің концентрациясына қарағанда, ал нақтысында екеуіне бірдей дәрежеде байланысты: V=K*C_HBr*C_O2.

Егер бұл реакция жалпы теңдеу бойынша іске асатын болса, бір мезгілде 5 бөлшек соқты-ғысу қажет, мұның ықтималдылығы аз. Тәжірибе жүзінде бұл процесстің тек қосарлы соқтығысу болатын бірнеше тізбекті сатыда жүретіні дәлелденген:

1 HBr+O₂=HOOBr (баяу)

2 HBr+HOOBr=2HOBr (тез)

3 2HBr+2HOBr=2H₂O+2Br₂ (тез)

Жалпы: 4HBr+O₂=2H₂O+2Br₂

Реакциялар жүретін жай сатылардың тізбекті қатарын осы реакциялардың механизмі дейміз. Жалпы процесстердің жылдамдығы механизмінің ең баяу сатысымен анықталынады да лимитрлеуші сатысы деп аталынады.

Стехиометриялық теңдеулер – барлық реагенттердің мөлшерінің өзгеруінің көрінісі, бұлар өтетін процестің механизмін толық көрсетпейді.

Химиялық әрекеттесулердің элементарлық сатысына қатысатын молекула саны реакция-ның молекулярлығын анықтайды.

I ²³⁸₉₂U²³⁴₉₀Th+⁴₂He мономолекулярлық

I₂=2I

II H₂+I₂=2HI – бимолекулярлық

2NO+O₂=2NO₂ – үш молекулярлық.

Төрт молекулярлық реакциялар іс жүзінде белгісіз.

Химиялық реакция жылдамдығының температураға тәуелділігі.

Тәжірибе жүзінде табылған Вант-Гофф ережесімен сипатталынады: температураны әр 10⁰С-ға арттырғанда реакция жылдамдығы 2-4 есе өседі.

Соқтығысушы бөлшектер, олардың электрондық бұлттарының арасында пайда болатын тебіліс күштерін (энергетикалық барьер) жоюға жеткілікті энергиясы болса ғана, әрекеттесуі мүмкін. Осындай реакцияға түскіш бөлшектерді активтілер деп атайды да, энергетикалық қарсылықты (асуды) жоюға қажетті энергияны активтендіру энергиясы дейді.

Әрекеттесу процесінде болатын (яғни байланыстардың өзара таралуында) активті бөлшектердің шоғырын активтелген комплекс дейді.



E¹_a=571кДж

Еа=168кДж

2HI

H2+I2 I2 H Потен. Энер. Ұлғайуы

Химиялық өзгерістерде жүйенің Н_{бастапқы} энергетикалық күйінен Н_өнім күйіне ауысуы энергетикалық барьер арқылы өтеді Е_а. Энергетикалық диаграммада нақты көрсетілгендей, бастапқы және соңғы энергия деңгейінің айырмасы жылу эффектісін береді, Н.

Н₂+I₂=2HI+17кДж

Н₂ и I₂ активті молекулалары соқтығысқанда аралық активті комплекске бірігеді де

Н-Н және I-I, Н₂…I₂, байланыстары бір мезгілде үзіле, H-I байланыстары түзіле бастайды.

H H H-------H H H

  2HI

Активтелген комплекс

Нәтижесінде активтендіру энергиясы Е_а=168кДж бастапқы молекуладағы байланысты толық үзуге қажетті энергиядан Е_а=571кДж аз болады екен.

Әрекеттесуші заттарды активті комплекс күйіне өзгертуге, ауыстыруға қажетті энергияны активтендіру энергиясы дейміз. Температура артқан сайын активті молекулалар саны тез өседі, бұл реакция жылдамдығының күрт артуына әкеледі. Жылдамдық константасының активтендіру энергиясына тәуелділігі Аррениус теңдеуімен өрнектелінеді: