Атом-молекулалық ілім

1. Коваленттік байланыс ортақ жұп электрондардың түзілуімен болатын байланыс. Егер коваленттік байланыс біртекті екі молекулалы атом арасында болса, (H_2, J₂ ), онда мұндай байланыс- полюссіз ковалентті байланыс деп аталады

                H ^. + ^. H= H: H

Әртүрлі атомдар арасындағы байланысты полюсті ковалентті байланыс депатайды. Бұл жағдайда электрон жұбы электр терістігі жоғары атомға қарай жылжиды. Мысалы: HCl,  HNO₃.

                 H ^. + ^. Cl 

Химиялық ковалентті байланыс полюссіз және полюсті болып екі  топқа бөлінеді.

Полюссіз ковалентті байланыс. Мысал ретінде фтор молекуласының түзілу схемасын келтіруге болады. Фтор молекуласындағы химиялық байланыс бір жұп электрон арқылы түзіледі. Сонымен фтор молекуласының әрбір атомының сыртқы деңгейінде аяқталған 8 электроны бар қабат түзіледі, оның екі электроны екі атомға да ортақ болады.

Оттек молекуласын түзілуіне  оның әр атомы екі дара электроннан  жұмсайды. Сондықтан оттек молекуласындағы  атомдардың арасында екі қос электрондық  химиялық байланыс түзіледі.

Азот молекуласы түзілу үшін оның әрбір атомы үш дара электроннан  жұмсайды. Азот молекуласындағы атомдардың арасында үш жұп электроннан тұратын  химиялық байланыс түзіледі.

Полюсті ковалентті байланыс. Әртүрлі элементтердің атомдары өзара әрекеттескенде олардың арасында да қос электрондық байланыс түзіледі. Бірақ бұл жағдайда қос электрон екі атомнан бірдей қашықтықта орналаспайды. Молекуладағы қай атомның электр терістігі басым болса, қос электрон сол атомға жақын орналасады. H. +  F = H  F

Молекула түзу үшін сутек  пен фтор атомдары бір–бір дара электрондарын жұмсап, олардың арасында қос электрондық байланыс түзіледі. Бірақ сутекпен салыстырғанда фтордың электр терістігі басым болғандықтан қос электрон фторға қарай ауысып, оған жақын орналасады. Полюсті байланыстарға HF, HCL, HBr, H₂S, NH₃, H₂O жатады.

Донорлы акцепторлы байланыс. Донорлы –акцепторлы байланыс дайын молекулалардың әрекеттесуі нәтижесінде түзіледі. Молекуланың біреуіндегі атомның дайын қос электроны болады–ол донор, ал екінші молекуладағы атом орбиталі бос болады –ол акцептор.

NH₃ + HCL =  NH₄CL

2. Иондық байланыс. Иондық байланыс ковалентті байланыстың аяқталған түрі деп саналады. Бұнда электрон жұбы толығымен басқа атомға ауысады,

Зарядты ион пайда болады. Қарсы зарядталған иондар түзіліп, олар бір біріне тартылады. Иондық байланыс металдарға және металл еместерге тән.

Иондық  байланыс иондардың электростатикалық  өзара әсерімен түсіндіріледі және ковалентті байланыстың бір түрі болып табылады. Иондық байланыс бағытсыздық  және қанықпағандық қасиеттеріне ие.  Иондар эарядталған шарлар және кеңістікте барлық бағытта бірдей өлшемде бөлінген күш өрісі болып табылады.  Қарама – қарсы белгідегі екі  ионның өзара әсерлесуі олардың күш өрісіндегі толық компенсацияға әкеле алмайды. Күш ретінде  оларда қарама қарсы белгідегі және де басқа бағыттағы иондарды өзіне тарту қабілеттілігі сақталады. Иондық байланыс орбиталь бағыты бойынша емес, күш өрісінде барлық бағытта жүзеге асатын болғандықтан, иондық байланыстың энергиясы ковалентті байланыс энергиясына қарағанда төмен. 

Сонымен, химиялық қасиеттерінің арасында үлкен айырмашылықтары бар элементтер бір-бірімен әрекеттесіп ионды қосылыстар түзеді. Ионды қосылыстарды негізінен металдар мен бейметалдар  түзеді. Бұл жағдайда металл атомы мен бей металл атомының арасында түзілген қос электрон электр терістігі басым бей металға толықтай ауысып кетеді. Осының нәтижесінде электрондарынан айрылып қалған металл оң зарядталады, ал электрондар қосып алған бейметалдар теріс зарядталады. Пайда болған оң зарядты металл ионы мен теріс зарядты бейметал ионы бірін-бірі электростатикалық күшпен тартып қосылыс түзеді.  K. + F = K⁺    F^-

Бұл жағдайда калий мен  фтор атомдары бір-бір дара электрондарын  ортақтастырып атомдардың арасында қос электрон түзеледі деп қарастыруға  болады. Бірақ калийге қарағанда  фтордың электрон қосып алу қабілеті өте күшті болғандықтан, түзілген қос электрон терістігі басым  фторға толық көшеді. Екі атомның  арасындағы қос электронның сол  атомдардың біреуіне толықтай көшуінің нәтижесінде түзілген иондар арасындағы химиялық байланысты иондық байланыс деп атайды.

 3. Металдық байланыс.

Көптеген металл атомдарының  сыртқы энергетикалық деңгейінде электрондар  саны аз болады. Металдағы сыртқы электрондардың иондану энергиясы аз болады, сондықтан металл атомдары неғұрлым тұрақты күйде болу үшін, сыртқы электрондарын тез беріп, оң зарядталған иондарға айналады. Сонымен, металдық байланыс түзіледі. Металдық байланыс қатты және сұйық күйдегі металдарға тән. Металдық байланыстың коваленттік байланыспен ұқсастығы бар, себебі оның негізі- валентті электрондардың ортақтасуы.

4. Сутектік байланыс - бұл ерекше байланыс. Сутегі атомы бір уақытта екі басқа атомдармен әрекеттесуге қабілетті (құрамына кіретін әртүрлі молекулалар- молекула аралық немесе сондай молекулалар- ішкімолекулалы). Бұл сутекті байланыс. Ол тығыздығы бойынша молекула аралық байланысқа түседі. Сутекті байланыс кіші өлшемді оң поляризацияланған сутегі атомынан және көрші теріс поляризацияланған атомды электронды бұлтқа сіңіре алу қабілеттілігінен пайда болады. Бұл жерде электростатикалық және донорлы- акцепторлық әрекеттесу белсенділік танытады. Сутекті байланыс заттардың мына қасиеттеріне ықпалын тигізеді: балқу, қайнау  температураларына, су ерітіндісіндегі диссосация дәрежесіне.  Бұл байланысқа кеңістіктегі бағытталуы мен қанығу тән.

 

 

Дәріс 6. Химиялық үрдістердің жалпы заңдылықтары

Дәрістің жоспары:

1. Химиялық термодинамиканың негізгі ұғымдары.
2. Химиялық үрдістер энергетикасы.Ішкі энергия және энтальпия. .
3. Термохимия. Гесс заңы.
4. Энтропия және оның химиялық үрдістер кезінде өзгеруі. Гиббс энергиясы. Өздігінен ерікті үрдістерінің өту жылдамдығы.

 

Химиялық термодинамика – химиялық реакциялар кезінде байқалатын энергияның бір түрден басқа түрге айналуын, реакциялардың осы жағдайда өздігінен жүру шегін, сонымен қатар химиялық тепе-теңдіктің болу жағдайларын анықтайтын ғылым.

Термодинамика жүйелерді зерттейді. Жүйе дегеніміз бір –бірімен әрекеттесу жағдайындағы және өзін қоршаған ортадан ойша бөлектелген бірнеше заттардың жиынтығы. Жүйенің күйін оның температурасы, қысымы, көлемі, массасы сипаттайды.Бұлардан басқа жүйенің күйін және онда болып жататын өзгерістерді сипаттау үшін оның ішкі энергиясының ΔU, энтальпияның  ΔH, энтропияның ΔS, Гиббс энергиясының қалай өзгеретінін білу керек.

Термодинамиканың бірінші заңы энергияның сақталу заңының жеке көрінісі болып есептеледі және оған әртүрлі пішіндері бір-біріне тек  эквивалентті мөлшерде ауысады. Басқаша сөзбен айтқанда, сыртқы  ортамен зат және  энергия алмаспайтын жекеленген жүйенің барлық энергия түрлерінің қосындысы әр уақытта тұрақты болады. Жекеленген жүйе жылу сіңіру арқылы бір күйден екінші күйге ауысқанда жұмсалған жылу (Q) мөлшері жүйенің ішкі энергиясын (ΔU) өзгертуге және белгілі бір жұмыс (А) жасауға пайдаланылады. Q = ΔU+ A

Келтірілген теңдеу термодинамиканың бірінші заңының математикалық  көрінісі –термодинамикаға қолданылған  энергия сақталу заңының көрінісі. Мұндағы Q- жүйенің сіңірген жылуының мөлшері, ΔU –нің ішкі энергиясының өзгеруі, А- жүйенің істеген жұмысының мөлшері.

 Жүйенің ішкі энергиясы- молекулалардың, атомдардың, иондардың, электрондардың кинетикалық және потенциялық энергияларының қосындысынан тұратын толық энергиясы. Жүйенің ішкі энергиясының (U) абсолюттік мәнін анықтауға болмайды, сондықтан жүйе бір күйден  (U₁) екінші екінші күйге (U₂) көшкенде байқалатын ішкі энергияның өзгеруін ∆U=U₂-U₁анықтайды_. Химиялық реакциялар жүру жағдайларына қарай негізінен изобара-изотермалық және изохора- изотермалық болып бөлінеді. Изобара-изотермалық реакциялар тұрақты қысым мен температурада жүреді. Изохора-изотермалық реакциялар тұрақты көлемде және тұрақты температурада жүреді. Мұнадай реакцияларды жабық ыдыстарда (автоклавтарда) жүргізеді.

 Термодинамиканың бірінші заңын изохора-изобаралы реакцияларға қолдануды қарастырайық. Заңның математикалық көрінісі мынадай:

Qv = ΔU + A = ΔU + p*ΔV

Изохора-изотермалық реакциялар жүргенде жүйенің көлемі өзгермейді ΔV =O, олай болса өзгерген көлемнің қысымға көбейтіндісі де, соған сәйкес істелетін жұмыстың мөлшері де нольге тең болады. Бұдан шығатын қорытынды изохора-изотермалық реакциялар жүрген кезде жұмсалатын жылудың мөлшері жүйенің ішкі энергиясын өзгертуге ғана жұсалады. Qv = U₂ -U₁ = ΔU  

Егер жүретін химиялық реакциялардың  қысымы тұрақты болса, бөлінетін  немесе сіңірілетін жылудың мөлшері  жүйенің ішкі энергиясын өзгертуге  және сыртқы қысымға қарсы жұмыс  жасауға жұмсалады.

Qp = ΔU + A = (U₂  -U₁) + p (V₂-V₁),    U+pV  қосындысын  H   деп белгілеп, теңдеуді мынадай етіп жазуға болады.

Qp = H₂ - H₁ = ΔH,  ΔH = ΔU + pΔV, 

ΔH–жүйенің энтальпиясы деп аталады, яғни энтальпияны көлемі ұлғаятын жүйенің энергиясы деп қарастыруға болады. Химиялық реакцияларға қатысатын және түзілетін заттармен бірге реакцияның жылу эффектісі көрсетілген теңдеулерді термохимиялық теңдеулер дейді. Термохимиялық теңдеулерді жазғанда термодинамика бойынша бөлінген жылу теңдеудің оң жағына минус (-) белгісімен, ал сіңірілген жылу плюс (+) белгісімен көрсетіледі. Реакциялардың жылу эффектілерін сан жағынан зерттейтін ғылымның бірі термохимия деп атайды.

Термохимияның негізгі заңын 1840 жылы орыс ғалымы Г.И. Гесс ашты, ол Гесс заңы деп аталады және былай айтылады:

Реакцияның жылу (энтальпиясы)–реакцияның қандай жолмен жүруіне байланысты емес, тек реакцияларға қатысатын бастапқы заттардың және реакция нәтижесінде түзілетін заттардың түріне және күйіне ғана байланысты. Мысалы: көміртегі (IV ) оксидін екі түрлі реакциялардың жәрдемімен алуға болады.

I әдіс     C (граф) +O_{2 (газ)} =CO_{2( газ)}   ΔH₁

                            II әдіс    C (граф) +1/2O_{2  (газ)}=CO_(газ)  ΔH₂   

CO(газ)  +1/2O_2(газ) = CO_{2 (газ)} ΔH₃

  Г.И. Гесс заңынан бірнеше салдар шығады. Олардың аса маңыздылары мыналар:

1 Тура реакцияның жылу эффектісі кері таңбамен алынған кері реакцияның жылу эффектісіне тең. Мынадай қайтымды реакциялар жүреді дейік:

A→B  ∆H₁;     B →A ∆H₂        мұнда Гесс заңынан   шығатын салдар бойынша      ∆H_{1  =}  -∆H₂   тең болады

 Реакцияның жылу энтальпиясы  оның нәтижесінде түзілген заттардың  түзілу жылуларының (энтальпияларының) қосындысынан реакцияға қатысқан  заттардың түзілу жылуларының  қосындысынан алып тастағанға  тең. Реакция теңдеуіндегі заттардың алдындағы коэффициенттері олардың сәйкес түзілу жылуларына көбейткіш болады. AA + bB = cC + dD   ∆H     Гесс заңы бойынша бұл реакцияның жылу эффектісін былай табады. ∆H=(с∆H С + d∆H D) - (a∆H A + b∆H B)    мұндағы ∆H   реакцияның жылу эффектісі; а,в,с, д әріптері А, В, С, Д заттарының теңдеудегі коэффициентері,   ∆HA, ∆H B, ∆H С, ∆H D  сәйкес А, В, С, Д заттарының түзілу жылулары (энтальпиялары).

 Энтропия құбылысын  түсіну үшін мынадай мысал  келтірейік. Бірдей температурада бірдей қысымдағы ыдыстың қозғалмалы бөгет арқылы бөлінген бір бөлімінде инертті газ гелий, дәл осындай екінші бөлімінде инертті газ неон бар. Енді газдарды бөліп тұрған бөгетті алса, екі газдың молекулалары бір-бірімен өздігінен араласып, біраздан кейін ыдыстың барлық көлеміне біркелкі тарайды. Араласу кезінде жүйенің қысымы, температурасы, энергиясы өзгермейді, газдар да бір-бірімен әрекеттесе қоймайды, бірақ газдардың араласу процесі өздігінен жүрді. Бастапқы күйде ыдыстың әр бөлімінде әр газдың молекулалары өзара белгілі бір ретпен орналасқан еді, ал екі газдың молекулалары араласқаннан кейін жүйеде ретсіздік байқалады. Бұдан шығатын қорытынды: энергиясы өзгермей өздігінен жүретін процестер жүйеде реттілік азайып күшейетін бағытта жүреді. Жүйедегі ретсіздіктің сандық мәнін энтропия анықтайды, оны S әрпімен белгілейтіні жоғарыда көрсетілді. Егер жүйе бір күйден (1)   екінші күйге (2) ауысатын болса, онда оның энтропиясының өзгеруін былай табады: ΔS = S₂ -S₁

Энтропияның сандық мәні Дж/К–мен, ал энтропия заттың 1 моліне қатынасы Дж/моль*К  арқылы өлшенеді. Химиялық қосылыстардың энтропиялары өзара салыстыру үшін стандарт жағдайларға келтіреді. Температура 298⁰К (25⁰С) қысым 101 кПА деп S_{0 298} белгілейді. Заттардың әртүрлі агрегаттық күйлерін олардың осы жағдайдағы қасиеттері деп қатал тиісті энтропияларының сандық мәні арқылы көрсетуге болады. Мысалы, судың агрегаттық күйлеріне байланысты. Ол күйлерге сәйкес келетін энтропияларының мәндері де әртүрлі.   S_{0 298}  Дж/моль H₂O (крис) –39,33,  H₂O (сұйық) – 70,08 ,    H₂O (бу)  -188,72 .

Бұл мысалдан заттың қатты күйден сұйық күйге, сұйық күйден газ  күйіне ауысқанда энтропияларының  өсетінін байқауға болады. Заттардың энтропияларының мәндерін пайдаланып, реакция жүрген кезде оның энтропиясы қалай өзгеретінін табады.   Мынадай жалпы реакция жүрсін дейік:

Aа + bB = cC + dD   . ∆H 

Бұл реакция жүрген кезде энтропияның  өзгеруін, энтальпияны тапқандағы сияқты Гесс заңын пайдаланып анықтайды.  

S      =  (с∆S С + d∆S D) - (a∆S A + b∆S B)

 Жоғарыда энтальпия мен энтропияны  қарастырғанда жүйеде химиялық  реакциялардың өздігінен жүруіне  екі фактордың әсер ететінін  байқадық. Біріншіден жүйені құрайтын ұсақ бөлшектер әрекеттесіп, күрделі бөлшектер түзіп, жүйенің энтальпиясын (энергиясын) азайтуға тырысады, екіншіден жүйедегі ұсақ бөлшектер кеңістікте ретсіз таралып энтропияны көбейтуге тырысады. Мұның өзі реакцияның өздігінен жүруіне және бағытына екі фактор: энтальпиялық фактор және энтропиялық фактор әсер ететінін көрсетеді. Тұрақты қысымда және тұрақты температурада изобара-изотермалық реакциялардың өздігінен жүруіне энтальпиялық және энтропиялық факторлардың әсерін изобара-изотермалық потенциалдың өзгеруін анықтайды. Химиялық реакцияның изобара-изотермалық потенциалдың өзгеруі энтальпиялық және энтропиялық факторлардың айырмасына тең.