К., Касенова Н. Б. Бейорганикалық химиядан зертханалық жұмыстар
жүктеу/скачать 2,71 Mb.
|
Бейорганикалық химиядан зертханалық жұмыстар методичка
| ЗЕРТХАНАЛЫҚ ЖҰМЫС №4
Химиялық заттардың энергетикасы Жұмыстың мақсаты: Химиялық реакция энергетикасын калориметриямен өлшеп және термодинамикалық есептеу арқылы анықтау. Маңызды түсініктер. Жүйе. Ішкі энергия. Жұмыс. Энтальпия. Реакцияның жылу эффектісі. Гесс заңы. Қалыпты күй. Фазалы айналудың және реакцияның энергетикалық диаграммасы. Түзілудің стандартты энтальпиясы. Химиялық байланыс және кристалдық тордың энергиясы. Иондар гидратациясының энтальпиясы. ! Білу керек. 1. Экзо- және эндотермиялық процесс кезінде жүйе энтальпиясының өзгеру сипатын ажырату. 2. Бастапқы зат және реакция өнімінің химиялық байланысының мықтылығының реакцияның жылу эффектісіне әсерін түсіну. 3. «Заттың түзілу энтальпиясы (жылуы)» түсінігінің анықтамасын білу. 4. Гесс заңын пайдаланып процесстің энтальпиясын есептеу және энтальпиялы диаграммаларды құра білу. 5. Реакцияның бастапқы және соңғы өнімдерінің түзілу энтальпиясы бойынша реакция энтальпиясын есептеу. ТЕОРИЯЛЫҚ БӨЛІМ Термодинамика – энергияның әр түрінің бір-біріне айналуы және осы айналу заңдылықтары туралы ғылым Термодинамика жүйелерді зерттейді. Жүйе дегеніміз бір-бірімен әрекеттесу жағдайларындағы және өзін қоршаған ортадан ойша бөлектелген бірнеше заттардың жиынтығы. Жүйе гомогендік және гетерогендік болып бөлінеді. Гомогендік жүйе бір фазадан, гетерогендік жүйе екі немесе бірнеше фазалардан тұрады. Фаза дегеніміз жүйенің басқа бөліктерінен жанасу беті арқылы бөлінген құрамы мен қасиеттері бірдей жүйенің бөлігін айтады. Жүйенің күйін оның температурасы, қысымы, көлемі, массасы сипаттайды. Бұлардан басқа жүйенің күйін және онда болып жататын өзгерістерді сипаттау үшін оның ішкі энергиясының ∆U, энтальпиясының ∆H, энтропиясының ∆S, Гиббс энергиясының ∆G қалай өзгеретінін білу керек. Химиялық реакцияның энергетикалық өзгерістерін және химиялық реакция нәтижесінде бөлшектердің реттеу нәтижесінің өзгерістерін зерттейтін термодинамикасының саласы – химиялық термодинамика деп аталады. Химиялық термодинамика заттардың химиялық реакция барысындағы өзгерістеріне термодинамиканың заңдарын қолданады. Химиялық заттардың энергетикасы Химиялық өзгерістер нәтижесінде атомдардың, иондардың, молекулалардың құрылымдары өзгертіліп, құрылуымен қатар жылу, жарық, электр энергиясы бөлінеді, яғни химиялық энергия басқа энергия түріне айналады. Реакцияның энергетикалық эффектісін термохимия зертейді. Белгілі бір тұрақты қысымда жүретін процесстерді – изобаралы, ал тұрақты көлемде жүретін процесстерді – изохоралы процесстер деп атайды. Жүйенің ішкі энергиясы (U) – молекуланың, атом ядросының, электрондарының қозғалысының толық энергиясынан, молекулалық әрекеттесу энергиясынан және т.б. энергиялардан тұрады. Ішкі энергияның абсолютті мөлшерін анықтау мүмкін емес және оның практикада қажеті де жоқ, өйткені адам күнделікті өмірде тек қана энергияның бір түрден екінші түрге айналғандағы өзгерістерімен ұшырасады. Ішкі энергияның бір түрден екінші түрге айналғандағы өзгерісін айнала қоршаған ортаға берілген немесе қоршаған ортадан алынған энергияның мөлшері бойынша табуға болады. Термодинамиканың бірінші заңы – энергия сақталу заңының жеке көрінісі болып есептеледі және оған мынадай анықтама беруге болады: Әртүрлі энергия бір-біріне тек қана эквивалентті мөлшерде және әрқашан бірдей қатынаста ауысады. Мысалы: берілген жүйе жылу сіңіру нәтижесінде бір жағдайдан екінші жағдайға ауысады делік. Сіңірілген жылу жүйенің ішкі энергиясының өзгеруіне және сыртқы күштерге қарсы жұмыс (А) атқару үшін жұмсалады. Q = ∆U + A Келтірілген теңдеу термодинамиканың бірінші заңының математикалық көрінісі немесе термодинамикаға қолданылған энергия сақтау заңының көрінісі. Химиялық реакцияның сыртқы күшке қарсы істейтін жұмысы дегеніміз негізінен сыртқы қысымға қарсы істелінген жұмыс, оның бірінші жуық мәні жүйенің қысымы (Р) мен көлемінің өзгерістерінің (∆V) көбейтіндісіне тең болады. Жүйенің ішкі энергиясының өзгерісінің жиынтығы және жүйенің істеген жұмысы жүйеге берілген немесе бөлініп шыққан жылуға тең. Егер поршеньмен жабылған цилиндрдегі газға жылу жіберілсе (Q) әуелі газ қызады, яғни газдың ішкі энергиясы өседі (U1 -ден U2 -ге) содан кейін газдың көлемі ұлғайып, поршеньді көтеріп, жұмыс (А) істейді. Сонда: Q= ∆U + A = (U2 – U1) + A Тұрақты қысым кезінде газдың көлем ұлғаю жұмысы A = p (V2 – V1) тең. Сонда: Q = (U2 – U1) + p (V2 – V1) Мүшелерінің орнын ауыстырып теңдеуді былай жазуға болады: Qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1) U + pV қосындысын Н-қа тең деп белгіліп, теңдеуді былау жазуға болады: Qp = Н2 – Н1 = ∆H ∆H – жүйенің энтальпиясы деп аталады, яғни энтальпия көлемі ұлғаятын жүйенің энергиясы деп қарастыруға болады. Жүйенің ішкі энергиясының U абсолюттік мәнін өлшеуге болмайтын сияқты, энтальпияның да абсоллюттік мәнін өлшеуге болмайды. Сондықтан жүйе бір түрден екінші түрге көшкенде өзгеретін энтальпияны ∆H өлшейді. Энтальпияның мәнін килоджоульмен (кДж) немесе килокалориямен (ккал) көрсетеді. Сонымен изобаралы-изотермиялық процесс үшін жұмсалатын жылу мөлшері жүйенің энтальпиясын өзгертуге, ал изохоралы-изотермиялық реакциялар жүрген кезде жүйенің ішкі энергиясының ∆U өзгеруіне жұмсалады: Qp = ∆H; Qv = ∆U; Химиялық реакциялар жылу шығару не жылу сіңіру арқылы жүреді. Жылу шығара жүретін реакцияларды экзотермиялық, жылу сіңіре жүретін реакцияларды эндотермиялық деп атайды. Химиялық реакцияларға қатысатын және түзілетін заттармен бірге реакцияның жылу эффектісі көрсетілген теңдеулерді термохимиялық теңдеулер дейді. Химиялық реакциялар кезінде байқалатын жылу құбылыстарын зерттеудің теориялық та, практикалық та маңызы бар. Реакциялардың жылу эффектілерін сан жағынан зерттейтін химияның бір бөлімін термохимия деп атайды. Термохимияның негізгі заңын 1840 жылы орыс ғалымы Г. И. Гесс ашты, ол Гесс заңы деп аталады және былай айтылады: реакцияның жылу эффектісі (энтальпиясы) – реакцияның қандай жолмен жүруіне байланысты емес, тек реакцияға қатысатын бастапқы заттардың және реакция нәтижесінде түзілетін заттардың түріне және күйіне ғана байланысты. Мысалы: Сграфит + О2 (г) = СО2 (г) ∆H1 1-әдіс Сграфит + ½ О2 (г) = СО (г) + ½ О2 (г) = СО2 (г) 2-әдіс ∆H2 ∆H3 Екі әдісте де графит және газ күйіндегі оттегі қосылады, нәтижесінде көміртегі (СО2) оксиді түзіледі, сондықтан: ∆H1 = ∆H2 + ∆H3 Г. И. Гесс заңынан бірнеше салдар шығады: 1. тура реакцияның жылу эффектісі кері таңбамен алынған кері реакцияның жылу эффектісіне тең; 2. реакцияның жылу эффектісі оның нәтижесінде түзілген заттардың түзілу жылуларының (энтальпияларының) қосындысынан реакцияға қатысатын заттардың түзілу жылуларының қосындысын алып тастағанға тең: ∆Hх.р. = ∑∆H°түз. +∑∆H° түск. Жай заттардан химиялық қосылыстың 1 моль түзілгенде бөлінетін немесе сіңіретін жылудың мөлшерін сол заттың түзілу энтальпиясы дейді. Термохимиялық есептеулерге қолайлы болу үшін, барлық химиялық қосылыстардың түзілу энтальпиялары бірдей жағдайға келтіреді. Температура 298°К, қысым 1атм жағдайда тұрақты болатын химиялық қосылыстардың түзілу энтальпияларын олардың стандартты түзілу энтальпиялары дейді және оларды ∆H°298 таңбасымен белгілейді. Стандартты жағдайда тұрақты болатын жай заттардың түзілу энтальпияларын (мысалы: О2 (газ), N2 (газ), Br2 (сұйық) т.б.) нольге тең деп қабылданған. жүктеу/скачать 2,71 Mb. Достарыңызбен бөлісу:
|