Теоретические основы неорганической химии - каз

4. Экзотермиялқ процесстерде ішкi энергия өзгермейді:

     ∆U=0

     

     Экзотермиялық процесстерде жүйеге келген жылудың мөлшері жұмысқа айналады

     5. Адиабаталық процесс . Жүйе оқшауланған жағдайда:∆U=А

 Энтальпия  өзгерісін мынандай формуламен табамыз:

     

     Егер  тендіктегізаттар алдында коэфициенттері болса ∆Н-тың кестедегі мәні соған көбейтіледі, себебі ол бір моль затқа шағып есептедген.

                                  Энтропия ∆S.

Энтропия  жүйенің ретсіздігін көрсетеді∆S  

Бұл екі  ұғымды бір жүйеге келтіру үшін ∆S мәнін 1000-ға бөлеміз.

     Теңдеуге  қарап, ∆S өзгеруін санауға болады.

     С Н_4(г) + 3О_2(г) =2CО_2(г)+ 2Н О_(г)

     ∆S= S₂-S₁=0          ∆S=0

     Бұл теңдеуде ретсіздік өзгерген жоқ.

     2СО_(г)+О_2(г) 2СО_{2 (г)}     ∆S=-1.  ∆S- жүйе ретті

     2NH_3(г) 2N_2(г)+ 3H_2(г)   ∆S=2      ∆S>0 - ретсіздік өсті.

     ∆S= бұл теңдікті әртүрлі жағдайда қолданады.

1. ∆S= жүйе тепе-теңдік жағдайда.
2. ∆S> энергия сырттан жұмсалмайды, процесс өздігімен жүреді.
3. ∆S< сырттан энергия жұмсалады.

     Больцман теңдігі S= lnW   

     1 макро жағдайға өте көп микрожағдайлар сәйкес.

     S – энтропия

      - Больцман тұрақтысы

     W – осы жүйедегі молекулалардың соқтығысу ықтималдылығы. 

     2-ші  заң.

     Термодинамиканың 2-ші заңы: энергетикалық қоры өзгермей өз бетімен жүретін процесстер тек энтропияның ұлғаю бағытына қарай жүреді(∆S).

     Бұл заңға жаңа термодинамикалық функция  енгізу керек  G-Гиббстің бос энергиясы.

      G⁰₂₉₈=∆Н⁰-Т∆S⁰

       ∆Н⁰- энтальпия(энергия қоры)

            Т∆S⁰-  энтальпия(реттіліг).

     Барлық  табиғатта өтетін процесстер   энтальпиялардың  төмендеуімен      энтропияның жоғарылауымен өтеді. Сондықтан біз   ∆Н   энтальпиялық фактор деп, ал ∆S энтропиялық фактор дейміз.

      G⁰₂₉₈=∆Н-

      G⁰₂₉₈= G⁰_өнім- G⁰_реаент

      G – реакция бағытын көрсетеді.

       С⁰ =0 тепе-теңдік күйде,

       G⁰ < 0 тура бағытта ,        

       G⁰ >0 кері бағытта жүреді.   
 

 

     Дәріс 8. Химиялық реакциялар жылдамдығы. Химиялық тепе-тендік. 

     Дәріс жоспары:

1. Химиялық кинетиканың түсініктері.
2. Химиялық реакцияның жылдамдығы, әсер етуші массалар заңы.
3. Температураның реакция жылдамдығына әсері. Вант – Гофф ережесі.
4. Химиялық реакцияның жылдамдығына катализатордың әсері туралы түсінік.
5. Химиялық тепе – теңдік туралы түсінік. Химиялық тепе – тендіктің ығысуы. Ле – Шателье ережесі.

     Химиялық  кинетика – реакцияның жылдамдығы мен механизмі туралы ілім.

     Химиялық  реакцияның жылдамдығы дегеніміз - әрекеттесуші заттардың біреуінің концентрациясының уақыт бірлігінде өзгеруі.

                             V_.= ∆С/∆t , моль/мин.

               

     Химиялық  реакция барысында реакцияға  кіретін заттар концентрациясы азайып, реакция өнімділігінің концентрациясы жоғарлайды.

                      V_гомог.=∆С/ V^. ∆t, моль/мл.мин.

                       V_гетер.= _.=∆C/ S^. ∆t, моль/см².мин. 

     Химиялық  реакция жылдамдығына әртүрлі факторлардың әсері.

       1. Концентрацияның әсері.

                  А + В = АВ

     Әрекеттесуші заттар А,В , өнім- АВ 

     Химиялық реакция жылдамдығының концентрацияға тәуелділігін әсер етуші массалар заны сипаттайды.

     Химиялық реакция жылдамдығы әрекеттесуші заттар концентрациясының көбейтіндісіне тура пропорционал, ал олардың стехиометриялық коэффициенттері дәреже түрінде алынады.

                                               aA + вВ = сС + dD.

       V=K[A]^a[B] ^b тура реакция

     V= K[ C ]^cD]^d кері реакция

     k – жылдамдық константасы, олар  әсер етуші заттар табиғатына,температураға тәуелді,бірақ концентрациаға тәуелді емес.

     Әсер  етуші массалар заңын 1868 ж. Гульдберг  және Вааге ашқан

     Егер [А] = [В] = 1, онда V=K жылдамдық константаға тең болады.

     2. Жылдамдыққа  температураның әсері.

     Әсер  етуші массалар заңы кез – келген температураға сәйкес, бірақ тұрақты  жылдамдықта температураның әсерінен өседі.Жылдамдыққа температураның әсерін Вант – Гофф ережесі сипаттайды:реакция температурасын әр  10⁰С көтергенде ракция жылдамдығы 2 немесе 4 есе өседі.

                         ;

     γ – температуралық  коэффициент

       - - температурасындағы реакция  жылдамдықтары.

       Мысалы:

      

     3. Реакция жылдамдығының катализатор қатысына тәуелділігі.

     Химиялық  реакция жылдамдығын катализатор  өзгертеді, ол тура және кері реакция  жылдамдығына бірдей әсер етеді. Катализатордың қатысы нәтижесінде  активті молекулалар саны артады да , жылдамдық өседі. Катализатор реакция жылдамдығын арттырса оң катализ деп ,ал төмендетсе теріс катализ деп атайды.

     Катализатор қатысуымен жүретін реакцияларды катализдеп атайды.

Реакция жылдамдығын тежейтін катализаторды  ингибитор, биологиялық катализаторды – ферменттер деп атайды.

     Химиялық  тепе – теңдік туралы түсінік.

     Химиялық  реакцияның 2 түрі бар:

1. қайтымды
2. қайтымсыз

        Қайтымсыз реакция – тек бір  бағытта жүреді және әрекеттесуші  заттың біреуі толық шығындалады.

      1 – М:                                              H₂CO₃

                                                                                  

                                                            

                                                     (көмірқышқыл

                                                              газы)

      2 – М: 

       Қайтымды реакция – кері және  тура бағытта жүреді.

     3 – М: 

     Егер  бірқалыпты үрдісте  кері және тура реакция жылдамдықтары бір- біріне тең болса бұл жағдайды тепе-теңдік күй деп атайды.   

                                          V₁= V₂

     Химиялық  тепе – теңдік күйдегі әрекеттесуші заттардың концентрациясын тепе – теңдік концентрациялары деп атайды.

     Оны былай [  ] белгілейді.

     Химиялық  тепе – теңдікке әртүрлі факторлар  әсер етеді. Осы әсер ету жағдайы Ле – Шателье ережесімен сипатталады.

       Тепе – теңдік  күйдегі жүйеге  сырттан әсер етсе , тепе – теңдік  сол әсерді баяулататын жаққа қарай ығысады.

     1. Тепе – теңдіктің ығысуына концентрация әсері.

     Егер  әрекеттесуші заттар концентрациясын көтерсек, тепе – теңдік оңға - өнім жағына ығысады.

     Әекеттесуші заттар концентрациясын көтерсе, тепе теңдік оңға өнім жағына жылжиды, ал өнім концентрациясын көтерсе тепе-теңдік солға,әрекеттесуші заттар жағына жылжиды.

     2.Тепе–теңдікке  қысымның әсері. 

1. Егер қысымды көтерсек, тепе – теңдік моль саны   аз жаққа, бұл жүйеде  оңға ығысады.

                    N₂ +3H₂ ↔2NH₃               

     2. Егер қысымды төмендетсек, тепе-теңдік моль саны көп жаққа ығысады.

     Егер  көлем өзгермесе қысым тепе-теңдікке  әсер етпейді.

       

                              

     3.Тепе-теңдікке температураның өзгерісінің әсері.

     Температура жоғарылағанда  қарама – қарсы екі процесс жылдамдығы бірдей өзгереді,бірақ эндотермиялық процесс күшті ұлғаяды,ал температураны төмендетсе керісіше экзотермиялық процесс ұлғаяды.

     Химиялық  тепе –теңдік кездегі температураның әсерін білу үшін үрдістің жылу эффектсін (∆ H) білу керек. Ол оң болса, температура  әсері мәнді болады, ал нольге жақын болса, температураның өзгеруі тепе- теңдікке әсер етпейді.

     Сондықтан, Ле – Шателье ережесіне сәйкес температура жоғарлағанда, тепе –  теңдік эндотермиялық реакция бағытына қарай ығысады.

     Температура төмендегенде, экзотермиялық реакция  бағытына ығысады.

        

     эндотермиялық.         экзотермиялық.

     Температура жоғарлағанда солға ығысады. (эндотермиялық реакция жағына ).

     Температура төмендегенде оңға ығысады. (экзотермиялық реакция жағына ).

          ∆H<0.