«Бейорганикалық химияның фундаменталды сұрақтары» пәнінен дәрістер жинағы Әдістемелік нұСҚау шымкент, 2015 ж
Лекция-4. Химиялық байланыстар және молекулалар құрылысы. Химиялық реакциялардың термодинамикасы. Энтропия. Гиббс энергиясы
жүктеу/скачать 1.65 Mb.
|
| Лекция-4. Химиялық байланыстар және молекулалар құрылысы. Химиялық реакциялардың термодинамикасы. Энтропия. Гиббс энергиясы
Жоспар: Химиялық байланыстар және молекулалар құрылысы. Химиялық реакциялардың термодинамикасы. Энтропия. Гиббс энергиясы Химиялық байланыстар. Химиялық байланыс кезінде электрон беру не қосып алу жүреді. Химиялық байланыстың бірнеше түрі бар: ковалентті, иондық, сутектік, донорлы-акцепторлық, металдық Ковалентті байланыс.1916 жылы американ ғалымы Льюис химиялық байланыстың электрондық теориясын ұсынды. Бұл теория бойынша екі атом бір-бірімен екеуіне де ортақ электрон жұбы арқылы байланысады. Бір электрон жұбын түзу үшін әр атом бір —бір электроннан жұмсайды Бір не болмаса бірнеше электрон жұптары арқылы түзілетін байланыс коваленттік байланыс деп аталады. Сутек бір валентті элемент, ортақ электрон жұбын түзу үшін бір электрон жұмсайды. Демек, Льюис теориясы бойынша атомның валенттілігі ортақ электрон жұп түзуге берген электрон санымен анықталады. Н. + . Н Н : Н ( бір жүп электрон) Оттек - екі валентті элемент. Ол ортақ электрон жұбын түзу үшін екі электрон жұмсайды Сондықтан оттегі атомдар арасында екі қос электрондық химиялық байланыс түзеді. .. .. .. .. .О. + .О. О : : О немесе О + О О2 .. .. .. .. Хлордың электртерістігі сутекке қарағанда жоғары болғандықтан қос электрон хлорға қарай ығысады. .. .. Н. + . CL: Н : СL: .. .. Осы себептен хлорсутек молекуласында хлор жағы біршама теріс (-) зарядталады, ал сутек жағы біршама оң (+) зарядталады. Молекуладағы екі атомның біреуіне жақын орналасқан қос электрондар арқылы түзілген байланысты ковалентті полюсті байланыс деп атайды. Ионды байланыс қарама - қарсы зарядталған иондардың электростатикалық тартылысуынан пайда болады. Әрекеттесуші атомдардың электронын беріп жібергені оң ион - катионға, ал электрон қосып алғаны теріс ион - анионға айналады. Na-e Na+ Са - 2е Са2+ F + е F- О2 + 2е О2 Атомның электрон беру немесе қосып алу қабылетінің көрсеткішін электртерістік деп атайды. Сутектік байланыс Бүл байланыс оң зарядталған сутек атомы басқа молекула қүрамында электртерістігі жоғары электрон қауызына тартылып түзіледі. Полюсті бір молекуладағы сутектің полюсті екінші молекуладагы электртерістігі басым элементке тартылуы аркылы түзілетін химиялык. байланысты сутекті байланыс дейді. Мысалы, су молекуласындағы сутектің электртерістігі кем, оттектің электртерістігі басым болғандықтан олардың арасындағы қос электрондар оттекке қарай ауысып полюсті молекула түзіледі. Молекула оттек жағы теріс (-), сутек жағы оң (+) зарядты болады: .. -..- O. + . O . + . H H:O:H .. + .. + Судың осындай полюсті молекулалары бір-бірімен кездескенде бір молекуладағы оң зарядты сутек атомы екінші молекуладағы теріс заряды бар оттектің дайын жұп электрондарына тартылып сутекті байланыс түзеді: Химиялық реакциялардың термодинамикасы. Химиялық реакциялар энергия сіңіру немесе бөліп шығару арқылы жүреді. Энергия бөлу арқылы жүретін реакцияларды - экзотермиялық, ал энергия сіңіру арқылы жүретін реакцияларды- эндотермиялык, деп атайды. Реакцияға қатысатын және реакция нәтижесінде түзілген заттармен бірге реакцияның жылу эффектісі көрсетілген тендеулерді термохимиялық деп атайды. Химиялық реакцияның энергетикалық өзгерулері көбіне жылу түріңде болатындықтан әрі оны өлшеу жеңілге түсетіндіктен химия ғылымында бір ғана энергия түрі — жылу энергиясы қабылданған. Қаңдай да болмасын басқа энергияның түрлері жылуға шағып беріледі. Химиялык реакцияның жылу эффектісі деп оның түрақты қысымда не түрақты көлемде өткендегі реакциядағы бөлініп шығатын немесе өзіне сіңірілетін энергиясының мөлшерін айтады. Химиялық реакциялардың энергетикалық эффектісін және сол эффектінің әрекеттесетін заттардың кұрамы мен құрылысына,процестің өту жағдайына тәуелділігін зерттейтін сала термохимия деп аталады. Термохимяның өзі әр түрлі процестердің энергетикалық өзгерулерін зерттейтін теориялық химияның басты саласы - термодинамикаға кіреді. Термодинамикада реакцияның жылу эффектісінің таңбасы мектепте үйреншікті болған таңбаға қарама-қарсы етіп алынады. Оның себебі термодинамикада жылу эффектерінің бәрі де реакция жүріп жатқан жүйе тұрғысынан қаралып, соған қатысты анқталады. Экзотермиялық реакция нәтижесінде бөлінетін жылу жүйеден сыртқа шығып жатқандықтан теріс таңбалы етіп алынып, жүйенің энергиясының азаятынын көрсетеді. Керісінше, жылу сырттан жүйеге сіңіріліп жатса, оның энергиясы артатыңдықтан жылу эффектінің таңбасы оң етіп алынады. Көптеген жағдайда химиялық реакциянңы теңдеуі жылу эффектісімен қоса жазылады. Экзотермиялық реакцияның жылу мөлшерін тендеудің сол жағына теріс таңбамен белгілеп алады. Мәселен судың түзілуін келтірейік: Н2(г)+1/2О2(г= Н2О(г)) - 241,8 кДж Мұндай химиялық реакцияның тендеуі оның жылу эффектімен қоса жазылған түрін термохимиялык теңдеу деп атайды. Ішкі энергия деп дененің өзінің потенциалдық жене кинетикалык энергиясынан басқа барлық энергиялардың жиынтығын айтады. Реакцияға қатысатын реагенттердің берінің белгігі бір ішкі энергиясы бар, сол сияқты реакция нәтижесінде реакция нәтижесінде шығатын өнімдердің де өзіндік ішкі энергиялары болады, олар өзара тең болмайды. Сондықтан реакция жүріп өткенде бастапқы ішкі энергияның қосындысы өзгеріп: не артып не кеміп кетеді. Ішкі энергия кемісе, процестің нәтижесінде сыртқы ортаға энергия бөлінеді, ал артса керісінше, энергия сырттан жүйеге сіңіріледі. демек, реакдияның жылу эффекті дегеніміздің өзі осы бастапқы заттар мен реакция өнімдерінің ішкі энергияларының айырмасына сай шығады екен. Экзотермиялык реакцияда реагенттердің ішкі энергиясы өнімдердің ішкі реакциясынан артық болғандықтан сыртқа жылу түрінде бөлінеді ал эндотермиялык, реакцияларда керісінше өнімдердің ішкі энергиясы сырттан сіңіріледі. Ішкі энергия -жұйені сипаттайтын шама болғандықтан, күй шамаларының өзгерісі ішкі энергия шамасында өзгертеді, яғни күй шамаларына тәуелді күй функциясы болып табылады. U=f(Р, V, Т) Ішкі энергияның өзгерісі, яғни термодинамикалық қүбылыс орын алғандағы жүйе күйінің өзгерісі келесі формуламен анықталады. U=U2-U1 Мұндағы, U1 және U2 - жүйе күйінің бастапқы және өзгерістен кейінгі ішкі энергия шамасы; *U- ішкі энергия өзгерісінің шамасы. Тұрақты қысымда жүретін процестің жылуы келесі формуламен анықталады. QD= U+A Мұндағы: QP- жүйеден сыртқа белінген жылу А - жүйенің жасаған жұмысы QP- реагенттер мен өнімдердің температурасы бірдей етіп алынғандағы тұрақты қысымдағы жылу эффектісі, оны изобарлық деп атаймыз. Келтірілген формуладан көрініп тұр: жүйеге сырттай жылу берілсе ол ішкі энергияны арттыруға және белгілі бір жұмыс істеуге жұмсалады. Бұл термодинамиканың бірінші бастамасының математикалық тендеуі. Изохоралық процесте химиялык, реакция тұрақты жүреді. Бұл процесте ішкі энергия түгелімен жылу арқылы өрнектеледі: U=QV мұндағы, QV - изохоралық жылу эффекті. Изохоралық процестер көп кездеседі. Оған атмосфералық қысымда өтетін кез келген лабораториялық тәжірибелер, табиғаттағы ашық ауадағы процестер, заттардың жануы, тоттануы т.б. жатады. Термодинамиканың бірінші бастамасы. Энтальпия Энергия сақталу заңының негізінде қалыптасқан термодинамиканың I бастамасы - энергияның жоқтан пайда болмайтынын, әрі өшпейтінін, тек бір түрден екінші түрге ауысып, өзгеріп отыратынын дәлелдеп, соған куә бола алады. Энергия қарастырылып отрылған жүйеден қоршаған ортаға жылу және жұмыс түрінде беріле алады. Ішкі энергия мен энтальпияға қарағанда, жылу мен жұмыс құбылысты сипаттайды, яғни іс-қимылдың нәтижесі болып саналады.Жылу мен жүмыс энергия берілу түрі, яғни қоршаған ортамен термодинамикалық жүйенің энергия алмасуы. Жылу - ол бөлшектердің ретсіз, бағыт бағдарсыз қозгалысы нәтижесінде олардың өзара соқтығысып жүзеге асырылатын энергия берілуінің тәсілі. Жумыс - реттелген, белгілі бағытта қозғалатын бөлшектердің материя арқылы жүзеге асатын энергия берілісінің көрінісі.Жылу өз еркімен жұмыс атқара алмайды, ал жүмыс істелінген жерде жылу құбылысы әрдайым байқалады. Демек, жүмыс атқарылуы үшін күш өрісі керек. Термодинамика ілімінің әуелгі бастамасы — екі дене үшінші бір денемен жылу тепе — тендігі күйінде болады, онда бұлар өзара да жылу тепе - тендігінде болатындығын тұжырымдайды. Термодинамикалық жүйемен энергия алмасуы — жылу мен жұмыс түрінде орын алатындықтан аталған шамалар ішкі энергия өзгерісімен тәуелді байланыста болады. Жүйеге жылу түрінде берілген энергия жүйе ішкі энергиясын өзгертіп, белгілі бір жұмыс атқаруға жұмсалады. Q= U+A Химиялық термодинамиканың негізгі бөлігі - термохимия химиялық реакциялардың жылу әсерлерін кұрастырады. Химиялық өзгерістер кезінде әрекеттесуші заттар табиғат өзгерісімен қатар, белгілі мөлшерде энергия, жылу түрінде бөлінеді немесе сіңіріледі. Гесс заңы - химиялық реакция тікелей жүрсін, бірнеше сатыда өтсін, бәрібір оған сай жылудың мөлшері тұрақты болады . Басқаша айтқанда, химиялық реакцияның жылу эффектісі оның жүру жолына тәуелді емес, тек реагенттер мен өнімдердің күйіне тәуелді. Мысалы, графиттің оттекте жануы С(графит)+О2 →СО2(2),*Н1, Немесе көміртек оттекте жанып көміртек оксидін СО түзіп, әрі қарай СО2 дейін тотығады. С(Графит)+1/2О2(г) —> СО(г), Н2, СО(2)+1/2О2(2) СО2(2), Нз, Бұлардың қосындысы: С+О2(г) СО2(г) , Н2 + Н3 Н1= Н2+ Нз Н2= Н1 - Нз Н1=-396 кДж, Н3= - 285,5 кДж (таблицадан) Н2= -396-(-285,5) =-110,5 кДж. Гесс заңының айтуынша химиялық реакцияның, жылу эффектісімен реагенттер мен өнімдердің физикалық күйіне тәуелді. Н2 (2) +1/2 О2(г) - 241,84 кДж =Н2О(г) Н2(2)+1/2Ог -285,77кДж=H2O(c) Бұл екі реакцияның айырмашылығы тек бөлініп шыққан судың агрегаттық күйінде: алғашында 1 моль су буы, екіншісінде 1 моль сұйық су буы түзілген. Термохимиялық мәліметтерді бір жүйеге келтіру үшін ғылымда бір стандартты жағдай қабылданған, ол І°=(298К), қысымы 1 атм/101,325 кПа тең жағдай.Осындай жағдайда анықталған жьшу эффектілері стандартты деп аталады. Стандартты түзілу жылуы немесе стандартты түзілу энталышясы деп 1 моль заттың стандартты жағдайда озіне сөйкес тұрақты жай заттардың түзілгендегі жылу эффектісінің мөлшерін айтады және Н°тұз298 деп белгілейді. Гесс заңының маңызды екі салдары бар. І-салдары: Химиялық реакцияның жылу эффекті ( Нх,р) реагенттердің түзілу жылуларының қосындысын алып тастағандағы айырымға тең: Нотұз= Нтұз.өнім- Нбаст.реагент ІІ-салдары: Реакцияның жылу эффектісін табу үшін өнімдер мен реагенттердің жану жылуларының айырымын пайдаланады. Гесс заңы бойынша реакцияның жылу эффектін табу кең таралған. Мысалы, алюминий оксиді кристалдары және газды SОз әрекеттесіп, алюминий сульфатының түзілуінің жылу эффектін есептейік. А12О3(с)3SО3(г) = АI(SО4)з(к). Мүнда А12О3 Н0298=- 1675 кДж / моль SО3 Н° 298= - 395,2 кДж / моль АI2 (SО4)з Н° 298= - 3434 kDж / моль Нo Х,p= Н тұз А12(SО4)3 -( Н тұз А12О3+З Н туз SО3) Н°x,p= - 3434 -( - 1675 + 31 - 395,5)= - 753,3 осылайша реакцияға түскен және одан шыққан заттардың түзілу жылуларын қолдана отырып көптеген химиялық реакциялардың жылу эффектілерін есептеуге болады. Энтропия. Гиббс энергиясы Барлық өзгерістер табиғатта өз бетінше белгілі бір бағытта жүреді. Мысалы, бір -бірімен қатынасып тұрған екі ыдыстың аралығындағы кранды ашсақ, қысымы үлкен А шардағы газ өз бетінше ішіндегі ауасы сорылған В шарьша ауысып, екеуіне де біркелкі тарап, бірдей қысымға ие болады. Екі қатынас ыдыстардағы газдардың өздігінен араласып энтропияның артуы. Бұл төжірибедегі өз бетінше жүрген табиғи процесс кері жүруі өздігінен іске аспайды. Газ қайта қосылып, екі ыдыстың біріне топтаса алмайды. Демек, табиғатта өз бетінше процестердің шарттары - критерийі болуы керек. Химиялық реакцияның жүру бағытын жабық жүйедегі ішкі энергияның азаюы бойынша білуге болады, мысалы мырыштың тұз қышқылында еруі кезінде жылу бөлініп жалпы ішкі энергияның азайғандығын көрсетеді. Zn+ 2НС1 ZnСІ2 + Н2 Н<0 Кобальт хлориді кристаллогидратына СоСI2 x 6Н2О тионил хлоридін құйып реакция жүргізейік: СоСI2 х 6Н2О(k) + 6SОСI2(2) СоС12(k)+ 12НС1(г) + 65О2(г) Қызғылт көкшіл Реакция кезінде көп газ бөлінеді, бұл реакция эндотермиялық (сыртқы ортаның қызуы жүйеге беріліп, ішкі энергияны арттырады, Н < 0. Жүретін химиялық процестер бір ғана ішкі энергияның азаюына сай бола бермейді, олар басқа факторға да тәуелді болады. Ол фактор - маңызды термодинамикалық функция - энтропия. Термодинамиканың екінші бастамасы. Жабық жүйе ықтималдығы мол күйге ауысуға тырысады, сондықтан ондағы өз бетінше жүретін процестер ретсіздік дережесі артатын бағытта ғана жүреді. Энтропия - жүйедегі ретсіздік дөрежесін сипаттайтын шама. Табиғатта жұретін процестердің көбісінде энтальпия да, энтропия да бірдей өзгеріп отырады, мысалы, қатты заттың балқуы, сүйықтың булануы қыздырудың нәтижесінде болады. Эр түрлі дөрежеде қыздырьшған денелердің бір-біріне тигізгенде t°- рының теңелуі олардың термодинамикалық ықтималды кұйге итермелейтін энтропия шамасының озгеруі болып табылады. Жүйедегі бөлшектердің өзара орналасу ретсіздігін сипаттайтын шама - энтропия мәнінің артуы өздігінен жүретін құбылыстардың жүру бағытын айқындаушы шама болып табылады. Термодинамика II бастамасының қағидалары келесідей: 1. Жылу - суық денеден, ыстық денеге тарала алмайды; 2. Сыртқы энергия қорын қажетсізденбей жүмыс өндіретін жүйе көзі жоқ, яғни екінші текті мәңгілік двигатель жасау мүмкін емес. Осы қағидалар дұрыстығын барлық құбылыстар дәлелдейді. шынында, денені қыздырғанда оның өзара орналасу ретсіздігі артады. Ал суық денедегі молекулалық қозғалысына қарағанда ыстық денеде жылдамырақ қозғалады. Демек, жылу тек ыстық денеден суық денеге тарайды. Бұл кездерде олардың бөлшектерінің бейберекет қозғалуы күшейіп, ретсіздігі артып S - ұлғаяды. Химиялық реакциялардағы энтропияның артуы немесе кемуі оған қатысатын газ күйіндегі заттардың мөлшеріне көбірек тәуелді, себебі қатты және сүйық заттардың S төмен болады. Химиялық реакция нәтижесінде газдардың көлемі артса S - үлғаяды, керісінше газдың көлемі кемісе энтропия да кішірейеді. Химиялық реакция барысында энтропия шамасын анықтау үшін түзілген өнімдердің энтропия қосындысының бастапқы әрекеттесуші заттардың энтропия шамаларының қосындысын игереді, яғни 80298= S°(өнім) - S°(бастапқы заттар) мысалы, Н2+F2= 2НF S°298=28° (НF) - [(S° (Н2) + S° (F2)] S°298 - стандартты энтропия мәні. Стандартты энтропия - t° - 25° немесе 298 К, қысымның 101,3 Па (стандартты жағдайларда) анықталған энтропия. Гиббс энергиясы — изобарлы потенциал деп аталады.Кез келген күрделі зат жай заттардан түзілегн кездегі Гиббс энергиясының өзгеріс мәні — стандартты изобарлы түзілу потенциялы деп аталады және G ° — таңбасымен белгіленеді. Жай заттардың G° =О тең деп қабылданған. G= Н - Т S Химиялық реакция қорытындысында Гиббс энергиясының өзгеруі реакция өнімдерінің Гиббс энергиясының энергиясының қосындысымен бастапқы қосылыстардың Гиббс энергиясы крсындыларын алып тастағанда тең болады. G298= n Gөнім- n Gбаст. Изобаралық потенциалды бүкіл процестің қозғаушы күші деп қарайды, себебі оны құраушы Н және Т S процестің оз бетінше жүру анықтайды. Ғ, G<0 - өздігінен жүретін реакцияға термодинамикалық тұрғысынан ешқандай кедергі жоқ. Ғ, G=0 — жүйе тепе-тендік күйінде. Ғ, G>0 - реакция өздігінен жүзеге аспайды. Бақылау сұрақтары: Термодинамика II бастамасының қағидалары келесідей: Термодинамиканың бірінші бастамасы. Энтальпия Гиббс энергиясы. Ковалентті байланыс Химиялык реакцияның жылу эффектісі жүктеу/скачать 1.65 Mb. Достарыңызбен бөлісу:
|