Реферат тақырыбы: Химиялық процестердің жүруі. Термодинамика. Химиялық тепе-теңдік. Катализ. Катализатор. Орындаған: Шермахан б тексерген: Алтыбаев ж шымкент 2022

Химиялық реакциялардың жүру заңдылықтарымен танысу үшін мынадай түсініктерге және заңдарға анықтама берейік.

• 
  гомогенді және гетерогенді жүйелер мен реакциялар
  
• 
  химиялық реакциялардың жылдамдығы
  
• 
  әрекеттесуші массалар заңы
  
• 
  Вант-Гофф ережесі
  
• 
  катализ
  
• 
  катализатор.
  

Фаза – гетерогенді (әртүрлі) жүйенің біртекті бөлігі. Мысалы, О˚С су үш агрегаттық күйде болып: мұз, су мен бу – үш фазадан тұратын гетерогенді жүйе түзеді: қатты фаза – мұз, сұйық – су және газтекті фаза – бу.

Гомогенді жүйелерде әрекеттесетін заттардың агрегаттық күйі бірдей немесе бір фазаның көлемінде жүретін реакцияларды гомогенді реакциялар деп атайды.

Гетерогенді жүйелер бірнеше фазадан тұрады; әрекеттесуші заттар әр түрлі агрегаттық күйде болатын реакцияларды гетерогенді реакциялар деп атайды.

Азот N2 мен оттек О2 әрекеттескенде, азот (ІІ) оксидінің түзілу реакциясы гомогендік реакцияға жатады. Себебі бастапқы және түзілген заттар бірдей күйде – газ күйінде болады. Бұл процесті былай өрнектеуге болады:

N2(г) + O2(г) = 2NO(г) – Q, мұнда г – газ, Q – реакцияның жылу эффектісі.

Кальций оксидінің көміртек (ІV) оксидімен әрекеттесу процесі – гетерогендік реакцияға жатады, өйткені CaO және түзілетін CaCO3 – қатты күйде, ал CO2 газ күйінде болады:

CaO(қ) + CO2(г) = CaCO3(қ) , мұнда қ – қатты.

Химиялық реакцияның жылдамдығы уақыт өлшемінде әрекеттесетін заттардың немесе түзілген өнімдерінің біреуінің зат мөлшері жүйенің белгілі бір көлемінде (гомогенді реакция) немесе фаза бетінің аудан бірлігінде (гетерогенді реакция) өзгеруін айтады.

Гомогенді реакция жүйенің бүкіл көлемінде жүреді:

мұнда: ∆υ – реакцияның орташа жылдамдығы, моль/л · с;

∆ν(ню) – зат мөлшерінің өзгеруі, моль;

V – жүйенің көлемі, л;

∆t – уақыт интервалы, с.

Химиялық реакцияның жылу жылдамдығының шамасы оң таңба болу үшін математикалық өрнектеуінің алдында оң және теріс таңбалар қойылды.

Себебі егер химиялық реакцияның жылдамдығын реагенттердің мөлшерінің өзгеруі бойынша есептегенде, реакция кезінде бастапқы заттардың мөлшері азаяды да, реакцияның жылдамдығы теріс шама болмау үшін 1 – теңдеуде (-) таңба қойылған.

теңдеуде қатынасы заттың молярлық концентрациясын көрсетеді.

CМ, онда бұл теңдеуі басқаша өрнектеледі:

Гетерогенді жүйелерде реакция фазааралық бетте жүреді:

, мұнда S – реакция өтетін фаза бетінің ауданы.

Гетерогендік реакцияның жылдамдығы жанасу бетінің шамасына және араластыру жылдамдығына тәуелді болады.

Әрекеттесуші массалар заңы: химиялық реакцияның жылдамдығы әрекеттесуші заттардың концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал.

Мынадай реакцияны қарастырайық:

Мұнда А, В, С, D – газ және сұйық күйдегі заттар, ал а, в, с, d – реакция теңдеудегі стехиометриялық коэффициенттер.

Осыдан әрекеттесуші массалар заңы математикалық түрде былай бейнеленеді:

мұнда СА және СВ – А және В заттардың молярлық концентрациялары, k – пропорционалдық коэффициенті немесе берілген реакцияның жылдамдық константасы.

Вант-Гофф ережесі: гомогенді жүйелерде химиялық реакциялардың жылдамдығы әрбір 10 градусқа көтергенде шамамен 2-4 есе артады.Вант-Гофф ережесін, математикалық теңдеуі жылдамдықтардың қатынасы арқылы өрнектеледі:

мұнда – бастапқы температурадағы реакция жылдамдығы;

– соңғы температурадағы және соңғы реакция жылдамдығы;

Т1 және Т2 бастапқы және соңғы температуралар;

γ – температуралық коэффициент, ол – температураны 10˚C - ға жоғарылатқанда белгілі реакция жылдамдығының неше есе өсетінін көрсететін сан,

Катализ: катализаторлардың әсерінен химиялық жылдамдықтың өзгеруі.

Катализаторлар, өршіткілер – химиялық реакцияның жылдамдығын өзгерте алатын, бірақ реакция өнімдерінің құрамына кірмейтін заттар.

Химиялық термодинамика — физикалық химияның химиядағы термодинамикалық құбылыстарды (химиялық реакция, фазалық ауысулар (еру, булану, кристалдану, т.б.), сонымен қатар заттардың термодинамикалық қасиеттерінің олардың құрамы мен агрегаттық күйіне тәуелділігін қарастыратын саласы. Химиялық термодинамика термохимия, химиялық тепе-теңдік және ерітінділер (олардың ішінде электролиттер) туралы ілімдермен және электродты потенциалдар, беттік құбылыстар термодинамикаларымен тығыз байланысты. Химиялық термодинамика термодинамиканың жалпы заңдары (нөлінші, бірінші, екінші, үшінші) мен ережелерін пайдаланады.

Термодинамиканың бірінші заңы, термохимияның негізін құрайтын, оның маңызды салдары — Гесс заңы. Термохимия әр түрлі заттардың жылу сыйымдылығын, жану жылуын, реакцияның жылу эффектісін, түзілу жылуын, еру жылуын, т.б. зерттейді. Олардың температураға тәуелділігін Кирхгоф теңдеуі анықтайды.
Термодинамиканың екінші заңы тепе-теңдіктерді, оның ішінде химиялық тепе-теңдік жөніндегі ілімнің негізін қалады. Оны химиялық реакцияларды зерттеуге қолдану алғаш Я.Х. Вант-Гофф, А.Л. Ле Шателье, т.б. еңбектерінде айтылған. Екінші заң Химиялық термодинамикада белгілі жағдайда қарастырылып отырған жүйедегі әрекеттесудің өз бетінше жүре алатын бағытын, әрі осы тепе-теңдік күйге сыртқы жағдайдың (температура, қысым, т.б.) қалай әсер ететінін анықтайды. Практикалық тұрғыдан алғанда, аса маңызды тепе-теңдіктің өз бетінше ығысуын тиісті бағытта, тиімді жүргізу үшін сыртқы жағдайды қалай өзгерту жолын көрсетеді. Осы айтылғандардың бәріне термодинамикалық функциялар — энтальпия Н мен энтропия S пайдаланылады. Егер процесс тұрақты температура Т және тұрақты қысымда V жүрсе, тепе-теңдікті изобара-изотермиялық потенциалдың (Гиббс энергиясы) G өзгеруі G=H–TS, егер процесс тұрақты температурада және тұрақты көлемде жүрсе, тепе-теңдікті изохора-изотермяиылқ потенциалдың (Гельмгольц энергиясы) А өзгеруі: A=U–TS арқылы анықтайды. Екі жағдайда да процестің өз бетінше жүруі G және A мәндерінің азаю бағытына сай болады. Химиялық термодинамикада кез келген фазалық өзгерулер (еру, булану, балқу, т.б.) заттың бір фазадан екінші фазаға өтуі белгілі заттың химиялық потенциалдары теңесетін бағытқа сай келеді, яғни потенциалы үлкен фазадан потенциалы кіші фазаға ауысып, олар өзара теңескенде тепе-теңдік туады. Фазалар ережесі жұйедегі барлық тәуелсіз құраушылардың саны фазалардың санымен варианттылық арасындағы қатынасты сипаттайды.
Химиялық тепе-теңдіктерді есептеуде термодинамиканың үшінші заңының маңызы зор. Ол абсолют нөлге жуық температураларда жүргізілген тәжірибе нәтижесінде қажетті функциялар — энтропия мен энтальпияның шамасын табуды қалыптастырды. Осыдан G және A мәндерін тауып, олардың тепе-теңдік константасы мен қатынасын өрнектейтін формулалармен K мәнін табуға болады: G=–RT1nK, мұнда G—стандартты Гиббс энергиясы, R — газ тұрақтысы, K — тепе-теңдік константасы. 20 ғасырдың ортасында тепе-тең емес процестер мен жоғары температурадағы химиялық реакциялар термодинамикасын зерттеу ісі дами бастады. Бүгінде химиялық термодинамиканың екі бағыты — термохимия мен химиялық реакциялардың термодинамикасы кеңінен дамып қолданылады. Мысалы, аммиак синтезі, метанол өндірісі, т.б. маңызды өндірістік процестерде химиялық термодинамиканың есептеулері пайдаланылады.

Катализатор – химиялық реакцияның жылдамдығын арттыратын зат.