«Жалпы химия» пәні бойынша зертханалық ЖҰмыстарғА Әдістемелік нұСҚаулар
Өзін-өзі тексеруге арналған сұрақтар
жүктеу/скачать 497.86 Kb.
|
- Бұл бет үшін навигация:
- Теориялық кіріспе.
| Өзін-өзі тексеруге арналған сұрақтар:
1. Қандай қосылыстар комплексті деп аталады? 2. Координациялық теориясының негізгі ережелері қандай? 3. Координациялық сан дегеніміз не? 4. Комплексті қосылыстардың ішкі сферасын не құрайды? 5. Қандай иондар комплекстің сыртқы сферасын құрайды? 6. Комплексті бөлшектің зарядының мөлшері мен белгісі неге байланысты ? 7. Комплексті қосылыстардың атаулары қалай құрылады? 8. Комплексті қосылыстарда изомерияның қандай түрлері кездеседі? 9. Комплексті қосылыстардың ішкі сферасы қандай бөлшектерден тұрады? 10. Комплексті бөлшектің зарядының мөлшері мен белгісі неге байланысты? 11. Комплексті катиондарға, аниондарға және бейтарап күрделі бөлшектерге мысалдар келтіріңіз? зертханалық жұмыс. Тақырып «Бейтараптау реакцияның жылу эффектісін анықтау» Жұмыстың мақсаты. Калориметриялық өлшеу әдістемесімен танысу; күкірт қышқылын сілтімен бейтараптау реакциясының жылу эффектісін анықтау және термохимиялық есептеулер жүргізу. Теориялық кіріспе. Химиялық реакциялар әр қашанда энергетикалық эффектлерімен жүреді, ягни энергия бөлінеді немесе сіңіріледі. Химиялық процесс энергетикасын зерттеу- химиялық термодинамиканың негізі деп саналады. Химиялық реакцияның жылу эффектісін зерттейтін термодинамика бөлімі термохимия деп аталады. Термодинамиканың бірінші заңы: жүйеге берілген жылу (Q) оның ішкі энергиясын (U) жоғарылатуға және белгілі бір жұмыс (А) атқаруға жұмсалады ∆Q = ∆U+A (21) Егер процесс тұрақты қысымда жүретін болса (Р=const, А-ұлғаю жұмысы), онда бұл реакцияның жылу эффектісі жүйенің энтальпиясының өзгеруіне (12), ал тұрақты көлемде (V=const) - ішкі энергия өзгеруіне тең болады (1) Qp =∆U + p . ∆V = ∆H (22) мұнда, ∆H – энтальпияның өзгеруі ∆H= ∆U+P∆V (23) QV =∆U (24) Жылу бөле жүретін экзотермиялық реакцияларда жүйенің энтальпиясы азаяды (∆H<0, ∆U<0). Жылу сіңіре жүретін эндотермиялық реакциялар кезінде жүйенің энтальпиясы артады (∆H>0, ∆U >0). Химиялық реакция теңдеуінде жылу эффектілері көрсететін теңдеулерді термохимиялық теңдеулер деп атайды. Бұл теңдеулерде жылу эффектілерді заттың молі бойынша берілетіндіктен коэффициент мәндері бөлшек сан болуы мүмкін. Реакцияның жылу эффектісі заттардың күйіне тәуелді болғандықтан, термохимиялық теңдеулерде олардың фазалық күйін, аллотропия түрін көрсету кажет. Берілген заттың түзілу жылуы ∆H (энтальпиясы) деп жай заттардан бір молі қосылыс түзілетін кезіндегі жылу эффектісін айтады. Жылу эффектілер стандартты жағдайда өлшенген болғандықтан (Т=298 К, Р= 101,325 кПа), оларды стандартты түзілу жылу немесе стандартты түзілу энтальпиясы (∆H ) деп айтады. Термохимиялық есептеулер көбінесе стандартты түзілу энтальпия мәндері бойынша жүргізіледі. Жай заттардың түзілу жылулары стандартты жағдайда нөльге тең деп саналады. Процестер өз бетінше энтальпия азаю жағына қарай жүреді (∆H<0). Кейбір органикалық заттар (отын ретінде қолдыналатын) түзілу жылуын тура анықтауға мүмкіндік болмайды, өйткені олар жай заттардан синтез арқылы алынбайды. Сондықтан, отындардың ең маңызды сипаттамасы –олардың жану жылуы болады. Берілген заттың стандартты жану жылуы деп заттың бір молі жанған кезіндегі жылу эффектісін айтады (Т=298 К, Р= 101,325 кПа). Мысалы, графиттің 12 г (1 молі) жану жылуы 393,6 кДж/моль құрайды. Ацетиленнің жану жылуы берілген реакцияның жылу эффектісіне тең болады С2Н2(г) + 2,5 О2(г) = 2СО2 (г)+ Н2О(г); ∆H =-1295 кДж/моль Термохимия саласындағы маңызды заңдардың бірі - Гесс заңы (1840): реакцияның энтальпиясы оның бастапқы және соңғы күйіне ғана байланысты, ал процестің аралық сатыларына байланысты болмайды. Қиын анықталатын, немесе анықтауға келмейтін реакциялардың жылу эффектілерін Гесс заңының негізінде есептеуге болады: Мысал: СО газының түзілу жылуын былай есептеуге болады, егер көміртегі толық жануын С(графит) + О2 = СО2 ; ∆H1 = -393,6 кДж/моль жеке екі сатыларға бөлсек: С(графит) + 0,5 О2 = СО ; ∆H2 = ? СО +0,5 О2 = СО2 ; ∆H3 = -283,1 кДж/моль Гесс заңы бойынша ∆H1 = ∆H2 + ∆H3, сондықтан ∆H2 = ∆H1- ∆H3 = -393,6 – (-283,1) = -110.5 кДж/моль. Гесс заңынан маңызды салдар шығады: химиялық реакция энтальпиясының өзгерісі реакция өнімдерінің түзілу энтальпияларының қосындысынан бастапқы заттар түзілу энтальпиясының қосындысын алғанға тең ∆Нx.p=Σ/m∆H°/енім - Σ/n∆H°/баст. (25) мұнда m, n – реакция теңдеуіндегі әр заттың моль саны. Термодинамикада жиі қолданылатын энтропия (S) деген тағы бір түсінік бар. Энтропия дегеніміз –берілген күйді іске асыру үшін мүмкіндіктер (W) өлшемін айтамыз. S= k lnW (26) Жұйедегі бөлшектер саны артқан сайын, макрокүйлер құрастырудың әдістер саны күрт өсіп кетеді, онда жұйедегі тәртіпті рәтсіздік ретінде қарастыру жөн. Сондықтан, энтропия -рәтсіздіктің сандық өлшемі ретінде саналады. Процестер өз бетінше рәтсіздік үлғаю жағына қарай жүреді (∆S>0). Энтропия, энтальпия және ішкі энергия - заттың күй функциялары болғандықтан, олар заттың фазалық күйіне, температураға және қысымға тәуелді болатын шамалар. Химиялық процестер көбінесе тұрақты қысымда және тұрақты көлемде жүреді. Осы жағдайда (р, V=const) процестің өз бетінше жүруін Гиббс энергиясының мәні бойынша анықтайды ∆G= ∆H – T. ∆S (27) мұнда, ∆Н – энтальпия, ∆S – энтропия; Т –температура, Кельвин шкаласы бойынша. Гиббс энергиясы заттың реакцияға түсу қабілетін көрсетеді, ал оның мәнінің оң не теріс болуы бағытын, ал молшері процестің жүру шамасын көрсетеді. Химиялық реакция кезіндегі Гиббс энергиясының өзгеруін оның Гиббс энергиясы деп атайды. Гиббс энергиясының өзгеруі процестің жүру не жүрмеуі жөнінде мағлумат береді. Реакцияның өздігінен жүру шегінің жағдайы ∆Q<0. ∆S пен ∆Q мәндерін ∆H мәні есептегендей есептейді / Гесс заңы бойынша/: ∆Sx.p=Σ (mS°)өнім – Σ (nS°)баст ; (28) ∆Qx.p Σ (m∆Q° ) өнім – Σ (nQ°)баст (29) мұнда, m, n – реакцияға қатысқан заттың моль саны. жүктеу/скачать 497.86 Kb. Достарыңызбен бөлісу:
|