Жаратылыстану факультеті

Металдық байланыс

Me⁰ Me⁺ⁿ Me⁰

Сутекті байланыс

О---Н

О --- Н ----- О Н СН₃ С С СН₃

Глоссарий.

Атомдық орбиталь ( Atomic orbital ) – электронды толқындық функциямен сипатталатын атом ядросы айналасындағы кеңістік көлемінде табу ықтималдығы.

Атом орбитальдарының гибридизациялануы ( Hybridization atomic orbitals)-

әртүрлі атом орбиталдарының формасы және энергиясы жылжу жолымен өзгеруі нәтижесінде формасы және энергиясы бір түрлі болған орбиталдардың пайда болуы.

Диполь (Dipole)- оң және теріс зарядтар орталықтары қалыптаспаған ( не совпадают) молекулалар.

Диполь моменті (Electrical gipole moment )- эффектив зарядтың, оң және теріс зарядтар ауырлық орталықтарының ара қашықтығына, көбейтіндісіне тең болған химиялық байланыс немесе молекула полярлығының өлшеуіші.

Диамагнитик (Diamaqnitic) –теріс магниттік қабылдауыштығымен (восприимчивость) сипатталатын зат. Магниттік өрістен лақтырып тасталады.

Изобарлар (lsobars) –Біртүрлі массалық санға ие бірақ әртүрлі сан протондары бар әртүрлі элемент атомдары.

Изотоптар (lsotopes) – Атом ядролары әртүрлі сан нейтрондарға, бірақ ,бірдей сан протондарға ие элемент атомдарының түрлері.

Иондық байланыс (lonik bond) – Электростатикалық тартылу нәтижесінде иондар арасында пайда болатын химиялық байланыс.

Коваленттік байланыс (Covalent bond) -электрон жұбының ортақталуы нәтижесінде атомдар арасында пайда болатын химиялық байланыс.

Парамагнетик ( Paramaqnetic) –оң магниттік қабылдауыштығымен (восприимчивость) сипатталатын зат.Магнит өрісіне тартылады.

Элеатротерістік (Elektroneqativity) –атомдардың басқа атомдар электрондарын тартып алу қабілеті.

Иондану энергиясы ( lonisation enerqy) –Атом,ион немесе молекуладан электронды ажыратып,үздіріп жіберу үшін сарыпталатын энергия.
Лекция №8

Тақырып : Химиялық термодинамика

Химиялық кинетика

Химиялық тепе –теңдік

Блок схема 3

Химиялық термодинамика

Термодинамиканың бірінші заңы

Термодинамиканың екінші заңы

Ішкі энергия

U

Энтальпия

S

Гиббс энергиясы  G

Химиялық тепе-теңдік

Активтену энергиясы

Химиялық кинетика

Термодинамиканың бірінші заңы.

Ішкі энергия Жұмыс Жылулық

 И А  Q

Энергияның берілу формалары (  И) –жұмыс (А) және жылулық ( Q). Әрқандай изоляциаланған системада энергияның жалпы мөлшері тұрақты шамa. Жүйе тарапынан жұтылған жылулық Q әрқандай процессте жүйенің ішкі энергиясы  И –ды өзгертуге және сыртқы күштерге қарсы бағытталған А жұмысты орындауға жұмсалады.

Q =  И +А

V₂

А= pd V
V₁

Р

(1)  А= р  V

(2)


О V

V₁ V V₂

Газдың кеңеюдегі жұмысы.

Р P Р P (1) P1 -- (1) P1 --- Р1 --- P1 (1) A Р 2 --- (2) P2 --- --------- - - - - - (2) P2 A P2 (2) A V1 V2 V V1 V2 V V1 V2 V V1 V2 V

(1) жағдайдан (2) жағдайға өтудің үш түрлі жолы. Әрбір үш жағдайда да газ әртүрлі жұмысты орындайды.Ол жұмыс процесс графигі астындағы алаңға (аумаққа) тең болады.

А= р x V Q р = И₂ - И₁ + Р ( V₂ - V₁)

Q р = ( И₂ + рV₂) – (И₁ –р V₁)

Н₂ Н₁

Н = И+ рV - энтальпия

 Qp = H₂ – H₁ =  H

2. V= соn St - изохорлық процесс

А= 0 Q_v =  И

“Реакцияның жылулық эффекті оның жүру жолына байланысты болмайды, ол жалғыз алынған заттар және реакция өнімінің табиғатына және жағдайларына ғана байланысты болады. ”

 Н₃

 Н₄

 Н ₂ В₁ В₂ В₃

А ₁ А ₂ А₃  Н₁

 Н₅

 Н₇  Н₈

 Н₆

 Н_{1 =}  Н ₂ +  Н ₃ +  Н₄ =  Н₅ +  Н₆ +  Н₇ +  Н₈

 Н > 0 – жүйе энергиясы көбейеді –эндотермиялық процесс

Пайд болу стандарт энтальпиясы (қосылыстың)

 Н⁰_{f, 298}, (ккал/ моль, кДж / моль)

-осы қосылыстық термодинамикалық тұрақтылығының өлшеуіші. Жай заттар үшін

.

 Н⁰ _f,₂₉₈ =0 болады

Химиялық реакцияның жылулық эффекті стехиометриялық коэффициенттерді назарға алған жағдайда реакция өнімдерінің пайда болу энталпиялары жиындысымен реакцияға алынған заттардың пайда болу энтальпиялары жиындысының айырмашылығына тең.

Сол себептен әрқандай жүйе тәртіптірек жағдайдан (тәртіпсіздігі аз болған жағдайдан) тәртіптілігі азырақ жағдайға (тәртіпсіздігі көбірек жағдайға) ұмтылады.

Тәртіпсіздіктің өлшеуіш шамасы ретінде энтропия S (Д ж / моль х К.) (жағдай функциясы) қолданылады.

Термодинамиканың екінші заңы төмендегіше айтылады : Изоляцияланған (жекеленген) жүйелерде энтропиясы өсуімен баратын процесстер өз-өзінен (мәжбүрлеусіз) (самопроизвольно) жүреді.

 S =S₂ –S₁

 S>0

Т

 S < 0 болған жағдайларда ( S < Q мин) процесс өздігінше жүрмейді.

Гиббс энергиясы

Тұрақты қысым және температурада

Тұрақты Т және Р да жүретін процесстерде энтальпияның (Н) және энтропиялық (Тх S) фактрорларының жиынтық эффекті Гиббс энергиясының (G) өзгерісін сипаттайды.(отражает) .

Жай заттардың ең тұрақты модификацияларының пайда болу  G ⁰₂₉₈ –ін нольге тең деп қабылдайды.

G _{х . р} = G _өнім – G _{алынған заттар}

Берілген температура үшін:

G = Н –T S

G < O болғанда реакция жүруі мүмкіншілігі бар

G > болғанда рекцияжүрмейді.

G = 0 жүйе тепе-теңдік жағдайда болады.

белгісі белгісі

+ - жоқ

- + бар

шамаларына байланысты

+ + Н және Т  S салыстырма

шамаларына байланысты

G⁰ = Н⁰ - ТS  S⁰ = 0 Т= Н⁰

 S⁰
Тақырып : Химиялық кинетика.
Алынған заттар немесе реагенттер. Реакция өнімдері. Гомогенді реакциялар. Гетерогенді реакциялар.Химиялық реакция жылдамдығы:

C₂ - C₁ С

V= + = +

^- t ₂ –t₁ ^- t
Массалар әсері заңы (Гульдберг және Вваге) 1867 ж.Химиялық процесс жылдамдығы реакцияға кірісуші заттар концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал.

Егерде стехиометриялық коэффециенттері болса олар концентрация шамаларының дәрежесіне көтеріледі.

Осы реакцияның жылдамдығы

V=K C _A^a х С _В^в

К-химиялық реакция жылдамдығының константасы.Физикалық мағынасы: С_А= C_В =1 моль /л болғандағы реакция жылдамдығы.

Реакцияның жүру барысындағы бір қатар қарапайым стадиялар басқыштар осы реакцияның механизмі деп аталады. Ең жай жүретін басқышы (стадиясы) лимиттеуші басқыш деп аталып жиынтық реакцияның жылдамдығын негізінен осы басқыш белгілейді.

1. 
   Н Вч + О_{2 =} НОО Вч ( баяу)
   
2. 
   НВч +НОО Вч = 2 HOВч (тез)
   

Тізбекті реакциялар. Хлор сутегі синтезі:

Н₂ +Сl₂₌ 2HCl Сl₂ 2 Cl. Тізбек пайда болуы

Сl. + Н₂ НCl +Н. Тізбек

H. + Cl₂ HCl +Cl. Тармақталуы

Cl. + H. НCl үзілуі.

Вант –Гофф ережесі: Температура әр 10⁰ С-қа көтерілгенде реакция жылдамдығы 2-4 ретке көбейеді.

T₂-t₁

V_{t 2} = V_{t I} х 10

26. 
    реакцияның температуралық коэффециенті
    

Активтендірілген комплекс пайда болуы.

Н – Н Н …....Н Н Н

Вч –Вч Вч …..Вч Вч ⁺ Вч

-ЕА

Z-1 сек ішінде көлем бірлігінде молекулалардың соқтығысу саны.

Е-натурал логарифм негізі

Р-молекуланың соқтығысу моментінде молекуланың қолайлы болып жайласуын ескеруші көлемдік (стерический множитель) көбейткіш.

Активтендіру энергиясы қаншалық аз болса реакцияның жылдамдық константасы соншалық көп болады.
Катализ. Гомоген және гетероген катализ.

Катализаторлар термодинамикалық мүмкін болған (G < O) реакцияларды ғана жылдамдастырады.

А---К В АК

ЕН бастапқы

реакция координаты

Е-катализатор қатысуында активтендіру энергиясының азайуы

Катализатор әсер етуі схемасы

А+К А ……….. К → АК + В → В ……… АК → АВ + К

Активтендірілген активтендірілген

комплекс комплекс
Тақырып : Химиялық тепе – теңдік
Қайтымды және қайтымсыз реакциялар:

2 KClO ₃ → 2 KCl + 3 O₂ ↑ қайтымсыз реакция

NO₂ + CO NO + CO₂ Қайтымды реакция
Тура реакция жылдамдығы V ₁  K ₁ С_NO2 C_CO

Кері реакция жылдамдығы V ₂  K ₂ С_NO2 C_CO2

Химиялық тепе- теңдік орныққан жағдайда V₁  V₂

K ₁ С_NO2 C_CO  K ₂ С_NO2 C_CO2

Берілген температурада К₁және К₂ тұрақты

К₁ С_NO x C_CO2 Кт

К₂ ⁼ C_NO2 x C_CO ⁼
Тепе-теңдік константасы Кт теңдеуіне кіретін концетрациялар тепе-теңдік концентрациялары деп аталады.

Газ күйіндегі ортада жүретін гомоген реакциялар үшін жалпы түрде

аА+вВ mM+n N
Кт= Рм^m x P_Nⁿ

PA^a xР_В ^в Р-газдың парциаль қысымы

Гетероген жүйедегі реакциялар үшін :

С (қатты) +СО_(г) = 2 (CO ₍газ₎ )

Кт = Р_СО²

Р_СО2

Тепе-теңдік жағдайында G=0. Гиббс энергиясы G тепе-теңдік константасы Кт мен төмендегі формула бойынша байланысқан

G⁰= -RTx ln Кт

Қайтымды реакция үшін

аА+вВ сС+dД

Кт= Ст^схДт^d

Ат^ахВ _Т^в

G=G⁰+RT ln C^cД^d

A^axВ^в

Кт=ехр (-G⁰)

RT

жүктеу/скачать 2,4 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: