Неорганическая химия лекция

Тема: Химиялык процесстердин жалпы закон ченемд\\л\ктър\

План:

1. Химиялык процесстердин энергетикасы.

2. Термодинамика жън\ндъ жалпы т\ш\н\ктър.

3. Ички энергия. Энтальпия.

4. Энтальпиянын химиялык процесстерде ъзгър\ш\. Термохимиялык закондор. Гесстин закону.

5. Энтропия. Гиббстин бош энергиясы.

1. Жаратылыштын кубулуштарын тереё т\ш\н\\ максатта изилдъън\н ар кандай ыкмаларын пайдаланууга болот. Буга чейин биз электрон, атом, элемент, молекула, химиялык байланыш сыяктуу заттардын микроструктурасын с\ръттъъгъ багытталган маалыматтар менен тааныштык.

Эми молекулалардын коллективд\\ касиетин баяндаган термодинамикалык закондор жана т\ш\н\ктър менен таанышабыз.

Жаратылышта къптъгън химиялык процесстер ж\р\п турат. Бирок эркин абалда Na жана фтор сыяктуу элементтер такыр кездешпейт, себеби бул элементтер ъз ара же башка элементтер менен аракеттенишкенде къп энергия бъл\нът.

Химиялык жана физикалык процесстер ишке ашуу учурундагы энергетикалык айланыштардын закон ченемд\\л\ктър\н окуп \йрът\\ч\ илимдин тармагы – термодинамика деп аталат.

2. Алгач термодинамиканын негизги жоболорун жана закондорун кароодон мурун жалпы т\ш\н\ктъргъ токтололу.

Эксперимент жасай турган обьектибизди айлана-чъйръдън бъл\п алып анан изилдъъ ыёгайлуу. Мындай чъйръдън (мейкиндиктен, ааламдан) бъл\нгън заттардын тобу система деп аталат. Мисалга, стаканда эритмелердин ортосунда реакция ж\р\п жатат десек, стакандын ичиндеги реакциялашкан заттар система болот да, аба жана аларды курчаган нерселердин баары чъйръ деп аталат.

Ъз\ курчаган сырткы чъйръ менен жылуулук жана масса алмашуу м\мк\н болбогон система – бъл\нгън система деп аталат. Чъйръ менен масса алмашуу м\мк\н болбой, жылуулугун гана алмаша алган система – туюк система деп аталат. Чъйръ менен массасы да, жылуулугун да алмашуу м\мк\н болгон система – ачык система деп аталат.

Система бир нече фазадан турса гетероциклдик, бир эле фазадан турса гомогендик система деп аталат. Системанын абалы ъз\нъ м\нъзд\\ касиеттер менен аныкталат. Ал касиеттердин тобу термодинамикалык параметрлер (кълъм, басым, температура) ж.б. менен м\нъздълът. Системанын абалын туюндурган параметрлер абалдын функциялары деп аталат. Басым, кълъм, температура сыяктуу эле энергия дагы абалдын функциясы болуп эсептелет. Температура жылуулуктун шарттуу чени, жылуулукту ченъън\н бирдиги калория деп аталат. Калория бир грамм суунун температурасын 14,5⁰Сдан 15,5⁰Сге чейин жогорулатууга кеткен жылуулуктун саны. Жылуулук бъл\п чыгаруу менен ж\ргън реакциялар экзотермикалык, ал эми жылуулук сиёир\\ менен ж\ргън реакциялар эндотермикалык реакциялар деп аталат.

1. N₂+3H₂ 2NH₃+92,4кДж

2. N₂+O₂=2NO - 180,5кДж

Химиялык процесстердин энергетикалык эффектилерди изилдеген химиянын тармагы термохимия деп аталат. Химиялык реакция учурунда бъл\нгън же сиёирилген жылуулуктун саны тажрыйба ж\з\ндъ калориметр деп аталган прибордун жардамы менен аныкталат.

3. Кандайдыр бир система жылуулук (Q) сиёир\\ менен бир абалдан экинчи абалга ътсъ, жалпы учурда система сиёирип алган жылуулук анын ички энергиясын ъзгърт\\гъ (∆U) жана сырткы к\чтъргъ каршы жумуш (A) аткарууга сарп кылынат. Q=∆U+A Бул теёдеме энергиянын сакталуу законун (термодинамиканын 1-, 2- законун) туюндурат да, системанын аткарган жумушу (A) менен ички энергиянын ъзгър\ш\н\н (∆U) суммасы системага сырттан таасир кылган жылуулукка (Q) барабар экендигин туюндурат.

Мисалы: поршенд\\ цилиндрдеги газга сырттан жылуулук берилсе, биринчиден, цилиндрдеги газ жылыйт, б.а. газдын ички энергиясы къбъйът, экинчиден, газ кеёейет да поршен кътър\л\п газ жумуш аткарат.

Ошентип, сырткы к\чтъргъ каршы аткарган жумуш A=Fh=PSh. Мында F-поршенге таасир кылган к\ч; h-поршендин жылгандагы бийиктиги; P-басым; S-поршендин аянты.

Энтальпия – масса, кълъм, басым, температура, ички энергия сыяктуу эле заттын касиети болуп эсептелет. Энтальпия – абалдын функциясы бизге мурун эле белгил\\ болгон абалдын функциялары аркылуу аныкталат. H=U+PV.

Демек, энтальпия реакциядан пайда болгон заттардын энергиясынын запасын же пайда болу жылуулугун туюндурат.

4. Термохимиялык закондор.

а). Лавуазье-Лапластын закону. Къп сандаган тажрыйбалардын негизинде Лавуазье жана Лаплас (1784-ж) тъмъндъг\дъй жыйынтыкка келишкен – химиялык бирикмени баштапкы элементтерге ажыратууга жумшалган жылуулуктун саны бирикменин элементтерден пайда болуу жылуулугуна барабар, бирок белгиси карама-каршы болот. Мисалы, металлдын ажыроо жылуулугу.

1) CH_4(r)=C_(k)+2H_2(r), ∆H=74,85 кДж∙моль

C_(k)+2H_2(r)=CH_4(r), ∆H=-74,85 кДж∙моль

1. Кальций оксидинин ажыроо жылуулугу

CaO_(k)=Ca_(k)+O_2(r), ∆H=634,71 кДж∙моль

Ca_(k)+O_2(r)=CaO_(k), ∆H=-634,71 кДж∙моль

Лавуазье-Лапластын закону жънъкъй бирикмелерден, составы таталыраак бирикмелер пайда болгон учурларды да туура т\ш\нд\рът. Мисалы: Li₂CO_3(k)=Li₂O_(k)+CO_2(r), ∆H=226,77 кДж∙моль

Li₂O_(k)+CO_2(r)=Li₂CO_3(k), ∆H=-226,77 кДж∙моль

б). Гесстин закону. Топтолгон эксперименталдык материалдарды жыйынтыктап орус окумуштуусу Г.И.Гесс (1840-ж) ъз\ ачкан термохимия законуна тъмъндъг\дъй аныктама берген: Реакциянын суммалык жылуулук эффектиси ъз ара аракеттенишкен баштапкы заттардын жана пайда болгон продуктулардын жаратылышы менен физикалык абалына гана къз каранды болот да, процесстин аралык баскычтарына къз каранды эмес. ∆H=∆H₁+∆H₂+∆H₃.

Мисалы, коргошун сульфатын бир катар аралык баскычтар аркылуу алууга болот. Pb_(k)+S_(k)=PbS_(k), H₁=-94,14 кДж∙моль

PbS_(k)+2O_2(r)=PbSO_4(k) H₂=-823,41 кДж∙моль

5. Биз жогоруда токтолгон жаёы т\ш\н\ктърд\н бири болуп энтальпия эсептелди. Демек, энтальпия – бул абалдын функциясы, ал (∆H)-затты т\згън бъл\кчълърд\н бириг\\гъ, системанын энергиясын азайтууга кылган аракетин м\нъздъйт. Ал эми ушул сыяктуу, бирок ага карама-каршы аракет кылган т\ш\н\ктърд\н бири – бул энтропия. Энтропия, энтальпия сыяктуу эле абалдын функциясы. Энтропия жън\ндъ т\ш\н\к термодинамикалык чоёдук катарында 1850-жылы илимге кирген. Энтропиянын чен бирдиги катарында кал∙моль^-1град^-1 же энтропиялык бирдик (э.б) 1э.б.=1кал∙моль^-1К^-1 кабыл алынган. Энтропияны биз S же ∆S менен белгилейбиз. Демек, энтропиянын мааниси бул системадагы агрегаттардын ажырашын, системанын ирээтсиздикке умтулушун м\нъздъйт.

Бош энергия. Процесстин багыты. Механикалык потенциал сыяктуу эле химиялык процесстердин ъз\нъ м\нъзд\\ потенциалы болот. Ал ъз алдынча ж\ргън процесстерде азайып отуруп минималдуу потенциалга жеткенде процесстин ъз ара аракеттенишинин кыймылдаткыч к\ч\ т\гънът. Химиялык процесстердин кыймылдаткыч к\ч\н туюндурган бул потенциал (процесстер турактуу P,Tж\ргънд\ктън) изобар-изотермалык, же изобардык потенциал же бош энергия дет аталат да бул окуну иштеп чыккан америкалык окумуштуу Гиббстин урматына G менен белгилеп, Гиббстин бош энергиясы деп да аташат.

Заттын пайда болуу энтальпиясы ((∆H) же энтропиясы ((∆S) сыяктуу эле бош энергия (G) да абалдын функциясы болуп саналат. Эгерде реакция стандарттык абалда (P=1атм, T=298) ишке ашса, заттын пайда болуу бош энергиясын заттын стандарттык бош энергиясы (изобардык потенциал) ∆G₂₉₈- деп аташат. Стандарттык абалда элементтердин пайда болушунун бош энергиясы нългъ барабар деп алынат. Бош энергиянын чен бирдиги катарында ккал∙моль^-1 же кДж∙моль^-1 алынат. Демек, энтальпия, энтропия жана изобардык потенциал (бош энергия) ъз ара тъмънк\дъй къз карандылык менен туюндурулат: ∆G=∆H-T∆S

Колдонулган адабияттар:

1. Н.Л.Глинка Общая химия Ленинград «Химия» 1987.

2. Н.С.Ахметов неорганическая химия Москва «Высщая школа» 2000

3. К.Рысмендеев Жалпы химиянын теориялык негиздери. Фрунзе 1988

4.А.П.Гаршин Неорганическая химия «Санкт-Петербург» 2000

5. Л.В.Бабич, С.А.Балезин Практикум по неорганическая химия М.Прос.1991