Қазақстан Республикасының іім министрлігі Төтенше жағдайлар комитеті Көкшетау техникалық институты
жүктеу/скачать 3,29 Mb. Pdf көрінісі
|
- Бұл бет үшін навигация:
- Байланыстың полярлығы, электртерістілік. Молекулалық орбитальдар әдісі.
- Сурет 25. Сутегі молекуласының электрондық тығыздығының картасы.
- 5.3 Радиоактивті изотоптарды қолдану 5.4 Ядролық реакторлар. 5.1 Радиоактивтілік.
- 5.2 Табиғи радиоактивтілік.
- Актиний және радий қатары.
- 5.3 Радиоактивті изотоптарды қолдану.
- 6.2 Химиялык үрдістер энергетикасы. 6.1 Химиялык термодинамиканың негізгі ұғымдары. Энергия табиғаты.
- Потенциалдық энергия
- Химиялық реакцияның стандартты түзілу жылулары реакция өнімдерінің стандартты түзілу жылуларының қосындысынан
- Химиялық реакцияның стандартты жану жылуы реакция өнімдерінің стандартты жану
- Гиббс энергиясы және энтропия.
N 1s 2s 2p +7 H 1s +1 H 1s +1 H 1s +1 H 1s +1 2 3 1 1 1 1 2 1s 2s 2p 2 2 3 NH 4 + Cутегі атомдарымен ковалентті байланыс түзеді Ковалентті байланыстың донорлы-акцепторлы механизм бойынша түзілуі Байланыстың полярлығы, электртерістілік. Молекулалық орбитальдар әдісі. Әр электронға молекуладағы ядролар және басқа да электрондар әсер етеді. Атомдық орбитальдар молекулалық орбитальдарға ауысады. Молекулалық орбитальдар әдісінде кавалентті байланысты қарастырған кезде квантты-механика заңдары қолданылады және электрон тығыздығының т аралуын барлық молекула аумағында қарастырады. Осындай есептеулер нәтижелері төмендегі суретте көрсетілген: Н 0,175
0,200 0,200
0,175 Н 0,150 0,125 0,100
0,075 0,050
0,025 0,074
1А = 0.1 нм 0
Ядроға жақын аймақтар жоғары электрон тығыздығына ие. Сонымен қатар ядролар аралығында тағы бір электрон тығыздығының немесе электрон бұлтының шоғыры байқалады. Бұл шоғырлану ядроларды бір-бірінен экрандайды және осының салдарынан оң зарядталған ядролардың тебіліс 36
күштерінің әсерінен бір-бірінен ажырап кетуін болдырмайды. Ядро аралықтарындағы электрон бұлты мен ядролардың арасында тартылыс күші пайда болады және осы тартылыс күші атомдарды молекулаға біріктіреді.
Ковалентті байланысқан атомдарда ядролар арасындағы ара-қашықтық осы атомдардың ковалентті радиустарының суммасына тең. Ковалентті радиустар немесе басқаша айтқанда атомдық радиустары – аддитивті.
1.
Химиялық байланыс түрлерін ата. 2.
Иондық байланыс дегеніміз не? 3.
Металдық байланыс дегеніміз не? 4.
Ковалентті байланыс дегеніміз не, түзілу механизмін электрондық теория тұрғысынан түсіндір. 5.
6.
Ковалентті байланыс түзілуінің донорлы-акцепторлы механизміне сипаттама бер. мазмұны
37
Тақырыбы: Радиоактивтілік. Ядролық химия. 5.1 Радиоактивтілік 5.2 Табиғи радиоактивтілік 5.3 Радиоактивті изотоптарды қолдану 5.4 Ядролық реакторлар. 5.1 Радиоактивтілік. Кейбір элементтердің ядролары тұрақсыз, сол себепті едәуір жеңіл ядроларға ыдырайды. Нәтижесінде жеңіл атомдар түзіледі. Ядро екіге бөлінеді, оның протондарынан, нейтрондарынан жаңа ядро түзіледі, ал бастапқы эхлементтің электрондары жаңа атомның электрон бұлттарын түзеді. Кей жағдайларда ядро ыдыраған кезде одан протондар, нейтрондар және электрондар атқылайды. Бұндай ыдырауды радиоактивті ыдырау деп атайды, ал бұндай элементті радиоактивті элемент деп атайды. Бөлшектердің бөлінуі және энергияның бөлінуі радиоактивтіліктің белгісі. Радиоактивті изотоптардың ядролары тұрақсыз. Радиоактивті элементтер сәуленің үш түрін бөледі. Бұлардың үшеуі де кейбір заттардың жарқырауын тудырады, мысалы мырыш сульфидінің, және олардың бәрі газдарды иондайды. Бірақ электр өрісінде бұл сәулелер әртүрлі қасиет көрсетеді, төмендегі суретте көрсетілген.
Электр зарядына ие емес гамма- сәулесі – рентген сәулесіне ұқсас, ену қабілті жоғары 0,1 м метал қабатынан өте алады. Альфа- сәулелері – гелий атомының ядросы болып келеді, ал бета- сәулесі-электрондар. Бета- сәулесі қалыңдығы 0,01 м металл қабатынан өте алады.
Уран қатары. Радиоактивті элементтердің 3 қатары белгілі. Уран қатары 238 уран изотопынан басталып 206 қорғасын изотопынан аяқталады. Қатардың алғашкы өкілдеріне жатады:
238
U → 234 Th + 4 He (альфа ыдырау) 234 Th → 234 Pa + -e (бета ыдырау) 38
Изотоп альфа ыдыраған кезде оның атомдық номері 2 –ге төмендейді, ал массасы 4-ке төмендейді. Нәтижесінде түзілген изотоп бастапқы элементтен екі позиция солға жылжыған элеменке жататын болады. Элемент бета ыдыраған кезде оның атомдық нөмері 1-ге артады, ал массасы өзгермейді, нәтижесінде түзілген изотоп периодтық жүйеде сол элементке қатысты бір топ оңға жылжыған элементке ижататын болады.
Актиний және радий қатары. Табиғи қатарға жатады, актиний қатары- 235 ураннан басталып 207 қорғасынан аяқталады. Торий қатары 282 торийден басталып 208 қорғасынан аяқталады. 5.3 Радиоактивті изотоптарды қолдану. 1. Радиоактивтілік сау жасушаларға қарағанда, ісік ауруының жасушаларына оларды ыдырататындай қатты әсер етеді. Ісік ауруымен ауыратындарға радиоактивті сәуле көзін пайдаланады. Сәуленің мөлшерін тек ісік жасушаларын бұзып сау жасушаларға әсері болмайтындай мөлшерлейді. 2. Хирургиялық құрал-жабдықтарды стерилизациялайды. 3. Өндірісте радиоактивтілікті консервацияда банкалардың дұрыс толтырылуын қадағалауда қолданады.
5.4 Ядролық реакторлар. Ядролық реакторларда энергияны 235 ураннның бөліну реакциясының нәтижесінде алады. Қарапайым ядролық реактордың сызбасы 30 суретте көрсетілген.
39
Реакторларда 235-уранмен 238-уранның қоспасы қолданылады. 238-уран жылдам нейтрондарды сіңіреді, ал баяу нейтрондарды сіңірмейді. 238-уранның 235-уран бөлінген кезде пайда болған нейтрондарды сіңіруін болдырмау үшін оларды графит арқылы өткізіп баяулатады. Бөліну реакциясының жылдамдығын бақылау үшін және реактордың шамадан тыс қызуын болдырмау үшін оған бор стержендерін ендіреді. Бор элементі нейтрондарды өзіне жақсы сіңіреді. Егер бөліну раекциясы жылдамдайтын болса, бұл стержендерді төмен түсіреді, ал егер тізбекті реакция жылдамдығы төмендеген болса, бұл стержендерді көтереді, нәтижесінде нейтрондар саны артып реакция жылдамдайды. Ядролық реактордан бөлінген жылу газ ағынына беріледі, газ ағыны өз кезегінде суды қайнатады. Түзілген су буы турбинаға беріледі. Осылайша электр энергиясын алады. Салқындату үшін әртүрлі заттар қолданылады, мысалы су, сұйық натрий.
1.
Радиоактивті ыдырау дегеніміз не? 2.
Радиоактивті ыдырауға қандай элементтер икемді болып келеді? 3.
Радиоактивті сәулелерге сипаттама бер. 4.
Табиғи радиоактивті элементтер қатарын ата. Олардың ридиоактивті ыдырауының теңдеулерін жаз. 5.
мазмұны
40
Тақырыбы:Химиялық үрдістердің жалпы зандылықтары 6.1 Химиялык термодинамиканың негізгі ұғымдары. 6.2 Химиялык үрдістер энергетикасы. 6.1 Химиялык термодинамиканың негізгі ұғымдары. Энергия табиғаты. Энергия абстрактілі түсінік, себебі біз оны көре алмаймыз, қолға ұстай алмаймыз. Сондықтан да оны дұрыс түсінуіміз қажет. Энергия – жұмыс істеу немесе жылу берілу қабілеті. Жұмыс – күштің және осы күштің әсер ету ара-қашықтығының туындысы:
А=Fd Энергияның формалары. Бірнеше формада болады, мысалы, жылу энергиясы, жарық энергиясы, химиялық энергия, механикалық энергия және электр энергиясы. Энергияның екі түрі бар: кинетикалық және потенциалдық. Кинетикалық энергия –бұл, қозғалыс энергиясы. Кинетикалық энергия шамасы дене массасына және оның жылдамдығына байланысты. Төмендегі теңдеумен өрнектеледі:
= 1
m ??????
2
Бұл теңдеу, қозғалыстағы дененің массасы неғұрлым ауыр және қозғалыс жылдамдығы жылдам болатын болса, ол дене соғұрлым көп жұмыс жасайтындығын көрсетеді. СИ жүйесінде энергияның өлшем бірлігі Дж. 1Дж = 1 кг ∙ м
2 /с 2 . Джоуль – бұл, секундына 1 м жылдамдықпен қозғалған массасы 2 кг дененің энергиясы:
?????? = 1 2 (2кг) ( 1м с 2 ) = 1Дж Потенциалдық энергия –дененің өзіне жинаған энегиясы, ол оның орналасқан орнына немесе құрамына байланысты.
41
6.2 Химиялык үрдістер энергетикасы. Жоғарыдағы суретте көрсетілген көмірдің жануы жылу бөле жүретін химиялық реакциялардың бірі. Магний жолағының түйірінің жануын қарастырайық:
2Мg (қ) + O
2 (г) = 2MgO
(г)
реакция екенін біле бермейді. Бұл реакция фотографиялық лампаның вспышкасы, арнайы магний жолақтарының бөлшектерімен және газ тәрізді оттегімен толытырылған. Магнийлі жолақ арқылы электр тогын өткізген кезде магний от алады, нәтижесінде жылу және жарық бөлінеді.
Бұл реакцияда магний атомы мен оттегі атомын бір жүйе ретінде қарастыруға болады, ал оны айналасындағыны сонымен қоса, реакция жүргізілген орта яғни орналастырылған ыдысын қоршаған орта деп қарауға болады. Энергия жоқтан пайда болмайды және жоғалып кетпейтін болғандықтан, система жоғалтқан энергия оның қоршаған ортасына беріледі және керісінше жүйенің өзіне алған энергиясы қоршаған ортадан келуі керек. Жоғарыда келтірілген реакцияда қарастырылған реакция нәтижесінде энергия бөлінеді, бұндай реакцияларды экзотермиялық реакция деп атайды, ал керісінше қарастырылған жүйе энергияны қоршаған ортадан алатын болса, яғни энергия сіңіре жүретін реакциялар эндотермиялық реакция деп аталады. Судың ыдырау реакциясы эндотермиялық реакцияға мысал бола алады.
42
Химиялық реакциялардағы энергетикалық өзгерістерді калорияда өлшейді. Калория дегеніміз 1 г судың температурасын 1ºС – ға көтеруге жұмсалған энергия мөлшері. 1 калория 4,184 джоульге тең. Энтальпия. Химиялық жүйелерді сипаттайтын маңызды өлшемдерге ішкі энергия U, энтальпия Н, энтропия S және Гиббс энергиясы (изобарлы-изотермиялық потенциал) G жатады. Бұл өлшемдердің барлығы күй функциясына жатады. Күй функциясы дегеніміз, жүйенің бастапқы және соңғы жағдайын сипаттайды, оның өту жағдайын спаттамайды. Энтальпия өзгерісі процестің жүру жағдайларына байланысты емес (жылудың бөлінуі бөлінбеуі немесе біртіндеп бөлінуіне байланысты емес) тек бастапқы және соңғы жағдайға тәуелді. Мысалы метанның жануы төмендегі реакция теңдеуімен сипаталады:
СН 4(г.) + 2О
2(г.) = СО
2(г.) + 2Н
2 О (г.) Метанның осындай мөлшерін горелкада жағуға болады, бұндай жағдайда тек жылу бөлінеді, ал егер метанды турбинада жағатын болсақ жылу бөлінеді және механикалық жұмыс атқарылады. Бірақ екі жағдайда да энтальпия өзгеруінің мәндері бірдей, егер өнімдердің соңғы жағдайлары екі жағдайда да бірдей болатын болса. 1 моль метан жанған кезде 802 кДж энергия бөлінеді, егер реакция тұрақты қысымда жүретін болса, онда оны төмендегідей жазуға болады:
СН
+ 2О 2(г.)
= СО 2(г.)
+ 2Н 2 О (г.) ∆H = - 802 кДж
Энтальпия өзгерісінің теріс мәні реакцияның экзотермиялық екенін білдіреді. Энергияның сақталу заңына байланысты, реакция кезінде сіңірілген немесе бөлінген жылу мөлшері реакцияға қатысушы заттардың мөлшеріне тура пропорционал. Осыған сәйкес 1 моль метан жанғанда 802 кДж энрегия бөлінетін болса, 2 моль метан жанғанда 1604 кДж энергия бөлінеді. Кері реакцияның энтальпия мәні тура реакцияның энтальпия мәніне тең, мысалы:
СО 2(г.)
+ 2Н 2 О (г.) = СН
4(г.) + 2О
2(г.) ∆H = 802 кДж
Егер метанның жану реакциясында, оның кері реакциясына қарағанда көп мөлшерде жылу бөлінген болса, онда бұл реакция арқылы энергияның шексіз мәнін алуға болар еді. Бұндай жағдайда метанның қайта қалпына келу реакциясына жұмсалатын энергияны алып қалып, қалған энергия мөлшерін пайдалы жұмыс жасауға жұмсауға болатын еді. Қайта қалпына келген метанды жағуға болады және осы проццесті шексіз жүргізуге болатын еді. Әрине бұндай процесс энергияның сақталу заңына қайшы, сондықтан бұлай болуы мүмкін емес.
Химиялық реакция жүрген кезде жүйенің ішкі энергиясы өзгереді. Егер жүйенің ішкі энергиясы төмендеген болса (∆U
43
бөлінуі арқылы жүреді (экзотермиялық процесс). Ал егер жүйенің ішкі энергиясы артқан болса (∆U > 0), онда процесс қоршаған ортадан энергия сіңіре жүреді (эндотермиялық процесс).
Егер реакция нәтижесінде химиялық реакция белгілі бір мөлшерде энергия Q сіңіріп жұмыс А жасаған болса, онда ішкі энергияның өзгерісі ∆U төмендегі теңдеумен анықталады:
∆U = Q – A Егер реакция тұрақты қысымда жүретін болса (∆V = 0) (изохоралық процесс), онда жүйенің ұлғаю жұмысы (А=P∆V) нөлге тең болады. Химиялық реакциялар әдетте тұрақты көлемде емес тұрақты қысымда Р (∆Р = 0, изобаралық процесс) жүреді. Бұндай жағдайда процесті сипаттау үшін ішкі энергияны емес энтальпияны қолданған ыңғайлы. Энтальпия төмендегі теңдеу арқылы есептеледі:
Н = U + P∆V
Теңдеуде көрсетілгендей энтальпия мәні ішкі энергия мәнімен тең. Джоульмен немсе килоджоульмен өлшенеді. Тұрақты қысымда энтальпия өзгерісі тең болады:
∆Н = ∆U + P∆V
Егер ешқандайда бір жұмыс жасалмаған болса, онда ∆Н Q p , мұндағы Q p
өзгерісі төмендегі теңдеу бойынша есептеледі: ∆H = H (өнім) – Н (реагент)
Экзотермиялық реакция үшін Q p
Q p
Осыдан Гесс зңының екі салдары шығады: 1 салдары:
∆Hº түз = ∆Hº (өнім) – Σ ∆Нº (реагент)
2 салдары: Химиялық реакцияның стандартты жану жылуы реакция өнімдерінің стандартты жану жылуларының қосындысынан реагенттердің стандартты жану жылуларының қосындысын алып тастағанға тең.
44
∆Hº жану = ∆Hº жану (өнім) – Σ ∆Нº жану (реагент) Гесс заңы: Химиялық реакциялардың жылу эффектісі (реакция нәтижесінде жүйенің энтальпияларының және ішкі энергияларының өзгерістері) реакцияға қатысушы заттардың бастапқы және соңғы жағдайына байланысты, реакцияның жүру жолдарына байланысты емес. Ішкі энергия мен энтальпия өзгерісін стандартты жағдайда (р=101.3кПа) есептейді және Нº деп белгіленеді. Жайзаттардың ішкі энергия және энтальпия мәндері нөлге тең.
Кейбір өздігінен жүретін реакциялар эндотермиялық болып келеді. Мысалы: Калий хлоридінің суда еруі: КСl (қ) + Су = КСl (сулы) ; ∆Hº= 19 кДж моль Мұздың еруі: H 2 O (қ) = H 2 O (c) ∆Hº= 6 кДж моль Судың булануы: H 2 O (с) = H 2 O (г) ∆Hº= 44 кДж моль Аммоний карбонатының диссоциациясы: (NH 4 ) 2 CO 3 (қ) = 2 NH 3(г) + CO
2(г) + H
2 O ∆Hº= 68 кДж моль Бұндай реакциялар жүйенің бейберекетсіздігін арттырады. Калий хлориді суда еріген кезде оның кристалл торларының тәртібі бұзылады және калий хлоридінің иондары суда бейберекет қозғалыста болады, сөйтіп ол бейберекет күйге көшеді. Сол сияқты мұздың еруі кезінде де мұздың кристалл торларының тәртібі бұзылып су молекулаларына бірігеді, ал су буланып су буына айналған кезде бір біріне тәуелсіз түрде қоғалатын жеке молекулаларға айналады. 45
Жүйенің осындай бейберекет күйге көшуін энтропия деп аталатын физикалықшама сипаттайды. Энтропияны S әрпімен белгілейді, стандартты энтропияны Sº, ал энтропия өзгерісін ∆Sº арқылы белгілейді. Жүйедегі тәртіпсіздік артқанда ∆Sº мәні оң мәнге ие болады. Аммоний нитратының ыдырау реакциясында
= N 2 O (г) + 2 H 2 O (г) 1 моль кристалды заттан 1 моль N 2 O газы және 2 моль су молекуласы түзіледі, барлығы 3 моль газ түзіледі. ∆Sº мәні оң мәнге ие болады. Стандартты жағдайда су сұйық күйде және энтропия мәні төмен, яғни ∆Sº мәні оң мәнде болғанымен біршама төмен болады.
Кейбір реакциялар үшін энтропия мәнін оңай болжауға болады: СаО (қ) + Н 2 О (с) =Са(ОН) 2(қ) ∆S < 0 СаСО 3 (қ) = CaO (қ) + СО 2 (г) ∆S > 0
Энтальпия және энтропия мәндерін есептеудің маңыздылығы – химиялық реакциялардың жүру мүмкіндіктерін анықтауда. Бұл екі шама келесі теңдеуде біріктірілген:
Ал тұрақты температурада: ∆G = ∆H – T∆S
Өздігінен жүретін процестерде ∆G < 0. Осыған сәйкес энтальпия мәні төмендейді ∆H < 0, ал энтропия мәні артады ∆S 0. Өздігінен жүретін химиялық және физикалық процестер Гибсс энергиясының төмендеу бағытына қарай жүреді. ∆G мәні нөлден кіші болғанда ∆G
жүктеу/скачать 3,29 Mb. Достарыңызбен бөлісу:
|