Жаратылыстану факультеті



жүктеу 1.39 Mb.
бет5/14
Дата17.06.2016
өлшемі1.39 Mb.
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14

Металдық байланыс


Me+n Me0 Me-n


Me0 Me+n Me0

Сутекті байланыс

О---Н

б- б-


О --- Н ----- О Н СН3 С С СН3
о+Н о+Н Н----О

Глоссарий.

Атомдық орбиталь ( Atomic orbital ) – электронды толқындық функциямен сипатталатын атом ядросы айналасындағы кеңістік көлемінде табу ықтималдығы.

Атом орбитальдарының гибридизациялануы ( Hybridization atomic orbitals)-

әртүрлі атом орбиталдарының формасы және энергиясы жылжу жолымен өзгеруі нәтижесінде формасы және энергиясы бір түрлі болған орбиталдардың пайда болуы.

Диполь (Dipole)- оң және теріс зарядтар орталықтары қалыптаспаған ( не совпадают) молекулалар.

Диполь моменті (Electrical gipole moment )- эффектив зарядтың, оң және теріс зарядтар ауырлық орталықтарының ара қашықтығына, көбейтіндісіне тең болған химиялық байланыс немесе молекула полярлығының өлшеуіші.

Диамагнитик (Diamaqnitic) –теріс магниттік қабылдауыштығымен (восприимчивость) сипатталатын зат. Магниттік өрістен лақтырып тасталады.

Изобарлар (lsobars) –Біртүрлі массалық санға ие бірақ әртүрлі сан протондары бар әртүрлі элемент атомдары.

Изотоптар (lsotopes) – Атом ядролары әртүрлі сан нейтрондарға, бірақ ,бірдей сан протондарға ие элемент атомдарының түрлері.

Иондық байланыс (lonik bond) – Электростатикалық тартылу нәтижесінде иондар арасында пайда болатын химиялық байланыс.

Коваленттік байланыс (Covalent bond) -электрон жұбының ортақталуы нәтижесінде атомдар арасында пайда болатын химиялық байланыс.

Парамагнетик ( Paramaqnetic) –оң магниттік қабылдауыштығымен (восприимчивость) сипатталатын зат.Магнит өрісіне тартылады.

Элеатротерістік (Elektroneqativity) –атомдардың басқа атомдар электрондарын тартып алу қабілеті.

Иондану энергиясы ( lonisation enerqy) –Атом,ион немесе молекуладан электронды ажыратып,үздіріп жіберу үшін сарыпталатын энергия.
Лекция №8

Тақырып : Химиялық термодинамика

Химиялық кинетика

Химиялық тепе –теңдік
Блок схема 3




Химиялық термодинамика





Термодинамиканың бірінші заңы


Термодинамиканың екінші заңы



Ішкі энергия

U

Энтальпия



Н Энтропия

S

Гиббс энергиясы  G



 G =0



Химиялық тепе-теңдік



температура қысым К тепе-теңдік катализ концентрация




Активтену энергиясы

Химиялық кинетика





Термодинамиканың бірінші заңы.







І

Ішкі энергия Жұмыс Жылулық

 И А  Q

Энергияның берілу формалары (  И) –жұмыс (А) және жылулық ( Q). Әрқандай изоляциаланған системада энергияның жалпы мөлшері тұрақты шамa. Жүйе тарапынан жұтылған жылулық Q әрқандай процессте жүйенің ішкі энергиясы  И –ды өзгертуге және сыртқы күштерге қарсы бағытталған А жұмысты орындауға жұмсалады.

Q =  И +А

V2



А= pd V
V1









Р

(1)  А= р  V









(2)










О V

V1 V V2



Газдың кеңеюдегі жұмысы.





Р

P Р P



(1)

P1 -- (1) P1 --- Р1 --- P1 (1)



A
Р 2 --- (2) P2 --- --------- - - - - - (2) P2 A P2 (2)

A
V1 V2 V V1 V2 V V1 V2 V V1 V2 V

(1) жағдайдан (2) жағдайға өтудің үш түрлі жолы. Әрбір үш жағдайда да газ әртүрлі жұмысты орындайды.Ол жұмыс процесс графигі астындағы алаңға (аумаққа) тең болады.


1 . Р=c o n St – изобарлық процесс

А= р x V Q р = И2 - И1 + Р ( V2 - V1)

Q р = ( И2 + рV2) – (И1 –р V1)

Н2 Н1

Н = И+ рV - энтальпия

 Qp = H2 – H1 =  H

2. V= соn St - изохорлық процесс

А= 0 Qv =  И


Тақырып : Гесс заңы.

“Реакцияның жылулық эффекті оның жүру жолына байланысты болмайды, ол жалғыз алынған заттар және реакция өнімінің табиғатына және жағдайларына ғана байланысты болады. ”

 Н3

 Н4

 Н 2 В1 В2 В3

А 1 А 2 А3  Н1



 Н5



 Н7  Н8


 Н6






 Н1 =  Н 2 +  Н 3 +  Н4 =  Н5 +  Н6 +  Н7 +  Н8


 Н < 0 – жүйе энергиясы азаяды - экзотермиялық процесс

 Н > 0 – жүйе энергиясы көбейеді –эндотермиялық процесс


Күрделі заттың пайда болу энтальпиясы деп осы заттың 1 молінің тұрақты жағдайдағы тиісті жай заттардан пайда болу кезіндегі жылулық эффектін айтамыз.
Стандарт жағдайлар : 298 0 К немесе 250 С және 101, 3 к Па қысым немесе 1 атм қысым.

Пайд болу стандарт энтальпиясы (қосылыстың)

 Н0f, 298, (ккал/ моль, кДж / моль)

-осы қосылыстық термодинамикалық тұрақтылығының өлшеуіші. Жай заттар үшін

.

 Н0 f,298 =0 болады


Гесс заңынан келіп шығатын қорытынды:

Химиялық реакцияның жылулық эффекті стехиометриялық коэффициенттерді назарға алған жағдайда реакция өнімдерінің пайда болу энталпиялары жиындысымен реакцияға алынған заттардың пайда болу энтальпиялары жиындысының айырмашылығына тең.


 Н0 298, х.р. =  Н0 f , 298, өнім -  Н0 f, 298, ал. зат.

Тақырып : Термодинамиканың екінші заңы.
Бөлшектерге (молекула,атом,ион) тәртіпсіз қозғалыс жасауға ұмтылу тән.

Сол себептен әрқандай жүйе тәртіптірек жағдайдан (тәртіпсіздігі аз болған жағдайдан) тәртіптілігі азырақ жағдайға (тәртіпсіздігі көбірек жағдайға) ұмтылады.

Тәртіпсіздіктің өлшеуіш шамасы ретінде энтропия S (Д ж / моль х К.) (жағдай функциясы) қолданылады.

Термодинамиканың екінші заңы төмендегіше айтылады : Изоляцияланған (жекеленген) жүйелерде энтропиясы өсуімен баратын процесстер өз-өзінен (мәжбүрлеусіз) (самопроизвольно) жүреді.

 S =S2 –S1

 S>0


Тепе-теңдік орнаған процессте  S =0 ( S= Q мин)

Т

 S < 0 болған жағдайларда ( S < Q мин) процесс өздігінше жүрмейді.



Т

Гиббс энергиясы

Тұрақты қысым және температурада


Нр = Тх  Sр Н –Т  S = Q =0
G ( К Д ж/ моль ) – Гиббс энергиясы немесе изобарлы-изотермиялы потенциал деп аталады.
Q = Н –Т х S

Тұрақты Т және Р да жүретін процесстерде энтальпияның (Н) және энтропиялық (Тх S) фактрорларының жиынтық эффекті Гиббс энергиясының (G) өзгерісін сипаттайды.(отражает) .

Жай заттардың ең тұрақты модификацияларының пайда болу  G 0298 –ін нольге тең деп қабылдайды.

G х . р = G өнім G алынған заттар


Гиббс энергиясының өзгерісі химиялық реакция жүруінің критериясы (шарты) сипатында.


Берілген температура үшін:

G = Н –T S

G < O болғанда реакция жүруі мүмкіншілігі бар

G > болғанда рекцияжүрмейді.

G = 0 жүйе тепе-теңдік жағдайда болады.


Жекеленген изоляцияланған жүйеде өз-өзінен жүретін реакцияның мүмкіндігі энергетикалық (энтальпиялық) және энтропиялық факторлар ишара (белгісі) жиындысымен анықталады.
Н ишарасы  S ишарасы Өз-өзінен жүретін реакция мүмкіндігі

белгісі белгісі

+ - жоқ

- + бар


- - Н және Т  S салыстырма

шамаларына байланысты

+ + Н және Т  S салыстырма

шамаларына байланысты


Энтропия өсіп келе жатқан жағдайда эндотермиялық реакция жүру мүмкіншілігі оңай бола бастағандағы температура төмендегі жағдайдан айқындалады

G0 = Н0 - ТS  S0 = 0 Т= Н0

 S0
Тақырып : Химиялық кинетика.
Алынған заттар немесе реагенттер. Реакция өнімдері. Гомогенді реакциялар. Гетерогенді реакциялар.Химиялық реакция жылдамдығы:

C2 - C1 С

V= + = +

- t 2 –t1 - t
Массалар әсері заңы (Гульдберг және Вваге) 1867 ж.Химиялық процесс жылдамдығы реакцияға кірісуші заттар концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал.

Егерде стехиометриялық коэффециенттері болса олар концентрация шамаларының дәрежесіне көтеріледі.


АА+вВ m М + nN

Осы реакцияның жылдамдығы

V=K C Aa х С Вв

К-химиялық реакция жылдамдығының константасы.Физикалық мағынасы: СА= CВ =1 моль /л болғандағы реакция жылдамдығы.

Реакцияның жүру барысындағы бір қатар қарапайым стадиялар басқыштар осы реакцияның механизмі деп аталады. Ең жай жүретін басқышы (стадиясы) лимиттеуші басқыш деп аталып жиынтық реакцияның жылдамдығын негізінен осы басқыш белгілейді.



  1. Н Вч + О2 = НОО Вч ( баяу)

  2. НВч +НОО Вч = 2 HOВч (тез)

3 . 2НВ ч +2НОВ ч = 2H 2O +2 Вч2 (тез)
Жиынтық 4НВч +О2= 2Н2 О+2 Вч2

Тізбекті реакциялар. Хлор сутегі синтезі:


hv

Н2 +Сl2= 2HCl Сl2 2 Cl. Тізбек пайда болуы



Сl. + Н2 НCl +Н. Тізбек

H. + Cl2 HCl +Cl. Тармақталуы
Сl. + Сl. Сl2 Тізбек

Cl. + H. НCl үзілуі.
Реакцияның молекулярлығы. Бір уақыттың өзінде өзара әсерлесіп,өнім молекуласын пайда ететін – реагенттер молекулалары саны реакцияның молекулярлығы деп аталады.

Вант –Гофф ережесі: Температура әр 100 С-қа көтерілгенде реакция жылдамдығы 2-4 ретке көбейеді.



T2-t1

Vt 2 = Vt I х 10



  1. реакцияның температуралық коэффециенті

= 2-4 Орташа 3-ке тең.
Активтендіру энергиясы.Реакцияға қабілетті бөлшектер. Активтендірілген комплекс.

Активтендірілген комплекс пайда болуы.

Н – Н Н …....Н Н Н

Вч –Вч Вч …..Вч Вч + Вч
Активтендіру энергиясы ЕА. Аррениус теңдеуі:

-ЕА

К= Z х р х е RT

Z-1 сек ішінде көлем бірлігінде молекулалардың соқтығысу саны.

Е-натурал логарифм негізі

Р-молекуланың соқтығысу моментінде молекуланың қолайлы болып жайласуын ескеруші көлемдік (стерический множитель) көбейткіш.

Активтендіру энергиясы қаншалық аз болса реакцияның жылдамдық константасы соншалық көп болады.


Катализ. Гомоген және гетероген катализ.

Катализаторлар термодинамикалық мүмкін болған (G < O) реакцияларды ғана жылдамдастырады.



Е

А Е


А---К В АК


А АВ+К Е Н өнім

ЕН бастапқы

реакция координаты

Е-катализатор қатысуында активтендіру энергиясының азайуы

Катализатор әсер етуі схемасы



А+К А ……….. К → АК + В → В ……… АК → АВ + К

Активтендірілген активтендірілген


комплекс комплекс
Тақырып : Химиялық тепе – теңдік
Қайтымды және қайтымсыз реакциялар:

2 KClO 3 → 2 KCl + 3 O2 ↑ қайтымсыз реакция

NO2 + CO NO + CO2 Қайтымды реакция
Тура реакция жылдамдығы V 1  K 1 СNO2 CCO

Кері реакция жылдамдығы V 2  K 2 СNO2 CCO2


Химиялық тепе- теңдік орныққан жағдайда V1  V2

K 1 СNO2 CCO  K 2 СNO2 CCO2

Берілген температурада К1және К2 тұрақты


К1 СNO x CCO2 Кт

К2 = CNO2 x CCO =
Тепе-теңдік константасы Кт теңдеуіне кіретін концетрациялар тепе-теңдік концентрациялары деп аталады.

Газ күйіндегі ортада жүретін гомоген реакциялар үшін жалпы түрде

аА+вВ mM+n N
Кт= Рмm x PNn

PAa В в Р-газдың парциаль қысымы


Гетероген жүйедегі реакциялар үшін :

С (қатты) +СО(г) = 2 (CO (газ) )


Кт = РСО2

РСО2


Тепе-теңдік жағдайында G=0. Гиббс энергиясы G тепе-теңдік константасы Кт мен төмендегі формула бойынша байланысқан

G0= -RTx ln Кт

Қайтымды реакция үшін

аА+вВ сС+dД

Кт= СтсхДтd

АтахВ Тв

G=G0+RT ln CcДd

Aaв
Кт=ехр (-G0)

RT


1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14


©dereksiz.org 2016
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет