Басылым: алтыншы

Стандартты жағдайлардағы -қысым 1 атм. Немесе 1,01310⁵Па. Кестелерде 298 К үшін термодинамикалықөлшемдердің мәндері берілген.

Гесс заңынан шығатын салдарлар.

Q_реак = Q _{тұз.жану} - Q _{реаг.жану}

Q_реак = Q_{жану.өнім} – Q_{реаг.жану}

Термодинамикалық кестелерде келтірілген реакциялардың энтальпиясы стандартты жағдайларда түзілу энтальпиясыН_түзжәне жану энтальпиясыН_жануарқылы көрсетілген.
1. Энергияның бір түрден басқа түрге ауысу заңдылықтарын зерттейтін ғылым термодинамика деп аталады.

Кез келген химиялық реакциялар кезінде сапалық өзгерістер болады. Бір зат орнына жаңа бір зат пайда болады. Жүйенің энергия қоры өзгереді, яғни жылу сіңіріледі не шығарылады. Химиялық реакция кезінде бөлінген немесе сіңірілген жылу мөлшерін химиялық реакцияның жылу эффектісі деп атайды. Химиялық реакцияның жылу эффектісін сан жағынан сипаттайтын (д) термодинамиканың бір бөлігін термохимия деп атайды (тх).

Химиялық реакцияға қатысқан және түзілген заттардың агрегаттың күйі (газ, сұйық, кристалл) және реакцияның термодинамикалық теңдеулер дейді.

С­_граф+2Н₂₍₂₎ = СH₄₍₂₎; H= -74,9 кДж экзотерм

4NH₃₍₂₎+3O₂₍₂₎ = 2N₂ + 6H₂O_(c) H=1530,29 кДж эндотерм

Термодинамикалық процесстер мына жағдайда жүруі мүмкін:

жүйеде р = const – изобарлық процесс

v = const – изохорлы процесс

t = const – изотерм. процесс
Химиялық жүйені сипаттайтын негізгі энергия түрлері

U H S G

Изобара – изотерм. Потенциал

Бұл аталған энергия түрлері, жүйе күйінің функциясы болып табылады, былайшы айтқанда жүйенің күйіне ғана байланысты болады, осы жолға қандай жолмен жеткеніне байланысты емес.

2.Ішкі энергия (U) қоры болады (H).

Әрбір дененің ішкі энергия қоры болады (U). Ішкі энергияға – молекуладағы атомдық е^- дардың қозғалысының энергиясы, ішкі ядролық, атомдар мен молекулалардың тербеліс қозғалыстарының энергиясы ж.т.б. энергиялар жатады. Бұған дененің потенциялық және кинетикалық энергиясы жатпайды.

Химиялық реакция кезінде әрекеттесетін жүйенің ішкі энергиясы U өзгереді. Ішкі энергэнияның обсолюттік мәнін есептеуге б/мды, тек ішкі энергияның өзгеруі ғана анықтайды (U). Сондықтан ішкі энергия жүйесінің функциясы болып есептелінеді. Егер жүйенің ішкі энергиясы азайса (U<0) онда реакция жылу шығара жүреді (экзотермиялық реакциялар). Егер жүйенің ішкі энергиясы U>0 көбейсе, онда процесс энергияны сырттан сіңіре жүреді (эндатерм реакциясы).

Жалпы алғанда химиялық реакциялар жүргенде сіңірілген жылу ішкі энергияны (U) өзгертуге және белгілі бір жұмыс істеуге (А) жұмсалады. G=U+A.

КелтірілгентеңдеуТД-ныңбіріншізаңыныңматематикалықкөрінісі, яғниэнергетикалықсақталузаңыныңжекекөрінісі.

Көптәжірибелерp=const, V= constболғандаизобара – изотермиялықпроцесс. Айталыққозғалмалыпоршенібарцилиндірдіжылжытсақпаршелькөтеріліпжұмысістейді.

V = V₂ – V₁ G_p=U + A = U + V ^. P

G_p = (U₂ – U₁) + (V₂ – V₁) ^. P

G_p = U₂ – pV₂ - (U ₁ + PV₁) егер U – pV = H

G_p = H₂ – H₁ = H

МұндағыНжүйеніңэнтальпиясыдепаталады, яғниэнтальпиякөлеміұлғаятынжүйеніңэнергиясыдепқарастыруғаболады. БасқашаайтқандатұрақтықысымдағыреакцияныңжылуэффектісіH=G_p. Көптегенреакцияларавтоклавтажүреді. V= const t = const G_(V)= U+V^. P =U + O ^. P G_V=U Жылутекішкіэнергияныөзгертеді.

Мұндағы G_(V) =U тұрақтыкөлемдегіреакцияныңжылуэффектісідепаталады.

Энтальпия мына жағдайда, кристаллизация, конденсация, қысу кезінде, полимеризация, көлемі азайғанда N₂+3H₂=2NH₃ .

Былайша айтқанда жүйенің реттілігі артқанда энтальпия азаяды. Энтальпия реттелген жүйенің энергиясын көрсетеді.

Экзотермиялық реакцияда H< 0 (H₂1)

Эндотермиялық реакция H> 0 (H₂1)

TXесептерді шығарғанда қолайлы болу үшін стандартты жағдайда T=298K (25⁰C) p=1 атм (101,3кПа) заттың түзілу энтальпиясын анықтайды (табл. беріледі).

Жай заттардан химиялық құбылыстың 1 молі түзілгенде бөлінетін немесе сіңірілетін жылудың мөлшерін сол заттың түзілу энтальпиясы дейді. H₂₉₈ белгілейді. Жай заттардың түзілу энтальпиясы H₀₂.
3. Термохимияның заңдары.

Барлық термохимиялық есептерді шығару ТХ заңына сүйенген.

1. Лавуазье – Лапас заңы (1789).

Тура реакцияның жылу эффектісі кері реакцияның жылу эффектісіне тең, тек таңбасы қарама-қарсы.

H_2(г) + ½O₂=H₂O _(г) H= - 241,8 кДж

H₂O_(г)=H_2(г)+ ½O_2(г) H=+241,8 кДж

2. Гесс – заңы (1840).

Химиялық реакциялардың жылу эффектісі оның жүру жолына тәуелді емес, тек оның реагенттер мен өнімдер күйіне тәуелді немесе бастапқы алынған және шыққан заттың табиғатына, физикалық күйіне тәуелді дейді.

С_гр + ½ О_2(г)=CO_(г) H₁= - 110,51 кДж/моль

С_(г) + ½ О_2(г)=CO_2(г) H₂= - 283 кДж/моль

С_гр + О₂=CO_2(г) H₂= - 383,5 кДж/моль

Гесс заңынан екі салдар шығады.

1) Химиялық реакцияның жылу эффектісі (H_х.р.) реакция өнімдерінің түзілу жылуларының қосындысынан бастапқы реагенттердің түзілу жылуларының қосындысын алып тастағанға тең.

H_х.р.=H^тұз_өнім – H^тұз_{реакция}

2) х.р. жану эффектісі бастапқы реагенттердің жану жылуларының қосындысынан түзілген өнімдердің жану жылуларының қосындысын алғанға тең.

Жану жылуы деп 1 моль заттың СО₂ мен Н₂О дейін жанғандағы жылу эффектісі деп аталады. Алгебралық қосындыны тапқанда коэффициентті еске алу керек.

FeCO_3(k) FeO + CO_2(г)

H^тұз 750 -272 -394 кДж/моль

H_х.р.=( H_FeO+HCO₂) –  H_гесQ= ( -272 – 3394) –210 = +84 кДж

4. Энтропия туралы түсінік.

Көптеген химиялық реакциядар жылу сіңіре не шығара жүретінін білеміз. Бұл химиялық реакция жүруінің белгісі. Бірдей температурада, бірдей қысымда қозғалмалы бөгеті бар ыдыста аргон және азот бар делік. Бөгет ағысы (өзгермей) Т.р.э. өздігінен араласады. Ал оларды бөлу үшін э керек. Басында

N | Az

реттілік бар еді, кейін жүйеде ретсіздік пайда болады. Қорытынды:

энергиясы өзгермей өздігінен жүретін процесстер жүйеде реттілік азайып, ретсіздік көбейетін бағытта жүреді. Сондықтан реттілігі азайып, ретсіздік көбейетін бағытта жүреді.

Сондықтан реттілігі азайып, ретсіздігі көбейген жүйені сипаттайтын энтрапия (S) деп аталатын жаңа ТД функция енгізілді.

Энтрапия химияда кең қолданылып оған ретсіздік шамасы деген арнайы ат тағады.

Сонымен этрапия заттардың бөлшектерінің тығыздығын көрсетеді және жүйедегі ретсіздікті анықтайды. Жүйеде энтрапия мына жағдайда көбейеді:

1. 
   Заттар кристалл күйден суық күйге;
   
2. 
   Сұйық күйден бу күйге;
   
3. 
   Газдардың көлемі ұлғайса;
   
4. 
   Химиялық реакция кезінде газ тәрізді зат пайда болса;
   
5. 
   Мұз суға, су буға айналса т.б.
   

Химиялық реакцияның энтрапиясы

S_х.р. = S^шығ. – S^баст.

Кез-келген химиялық реакция тепе-теңдік күйге ауысуға тырысады. Энтальпиялық фактор =һ энтропиялық факторы.

Н = TS T – абсолюттік температура T = t⁰+ t

егер H>0 болса T-тұрақ. Реакция жүреді.

S>0 болса өздігінен жүрмейді.

Бұдан T H_х.р. қай температурада жүретінін анықтайды.

S_х.р.

5. Гиббс энергиясы

Химиялық реакция жүру екі күш қатарынан әсер етеді. Бірақ реттілікті жасауға (Н) екінші ретсіздікті (S) жасауға тырысады. Егер t=const, p=const, болғанда жалпы әсер етуші G белгілейді. Оны изобаро – изотермиялық потенциал дейді. Ол екеуінің айырмасына тең.

G=H – TS

Гиббс энергиясы заттардың табиғатына, санына және t-ға байланысты болады.

Gх.р.=G_{шығ. зат} - G_баст.

Химиялық процесс өздігінен жүру үшін Гиббс энергиясы азаю керек (G).

а) G<0 процесс өздігінен жүруі мүмкін

б) G>0 процесс өздігінен жүрмейді

в) G=0 онда тепе–теңдік болады.