§ 4 .  ТЕРМОДИНАМИКАНЫҢ  ЕКІНШІ  ЗАҢЫ

1 
,
' 
%
 
ч *
__ 
А  
Я \ - О г  
>
  Л
 
Осы  жағдайды  еске  алып,  жылудың  пайдалы  әсер 
коэффициентінің  ақырғы  түрін  былай  жазуга  болады:
„  _   
Ог 
Ті — Тг
4  ~  ~ а
----------
т Г
Келтірілген 
теңдеу 
термодинамиканың 
екінші 
заңының  математикалық  өрнегі.  Бүл  теңдеуден  жы- 
лытқыш  пен  суытқыштың  температура  айырмасы  не- 
ғүрлым  көп  болған  сайын  жылу  машинасының  пайдалы 
әсер  коэффици енті  солғүрлым  көп  болатынын  көруге  бо- 
лады.
Термодинамиканың  екінші  заңынан  кез  келген  жеке- 
леген  жүйенің  өздігінен  энергиясын  азайтуға 
(Т\
 - 
Т2) 
тырысатынын  көруге  болады.
Енді  термодинамиканың  екінші  заңын  химиялык  про- 
цестерге  қолдануды,  яғни  бүл  заңның  негізінде  химия- 
лық  реакциялардың  бағытын  анықтау  мәселесін  қарасты- 
райық.
Химиялық  реакциялар  не  себепті  белгілі  бір  бағытта 
жүреді,  олардың  химиялық  тепе-теңдік  күйге  ауысуы 
қандай  жағдайларға  байланысты  деген  заңды  сүрақтар 
туады.
Термодинамиканың  екінші  заңы  бойынша  жүйедегі 
процестер  өздігінен  энергиясын  азайту,  яғни  жылу  бөлу 
бағытында  жүретіндіктен,  химиялық  реакциялар  да  өзді- 
гінен  өзінің  ішкі  энергиясын  азайту  бағытында  жүреді 
деп  жорамалдауға  болады..
Бүдан 
шығатын 
қорытынды 
кәдімгі 
жағдайда 
өздігінен  жылу  бөлу  арқылы  жүретін  экзотермиялық  ре- 
акциялар  жүруге  тиісті.  Шынында  да  кәдімгі  жағдайда 
өздігінен  көптеген  экзотермиялық  реакциялар  жүретінін 
тәжірибелер  дәлелдеді.
Бірақ  химиялық  реакциялардың  бағытын  жүйенің 
ішкі  энергияларының  азаюы  анықтайды  деп  түжырымдау 
көптеген  қайшылықтарға  әкеліп  соғады.  Өйткені  кәдімгі 
температурада  көптеген  түздар  өздігінен  жылу  сіңіре 
ериді  және  кейбір  химиялық  реакциялар  өздігінен  жылу 
сіңіре  жүреді.  Бүл  процестер  жүргенде  жүйенің  энергия- 
сы  азаймайды,  керісінше,  көбейеді.  Мысалы  аммоний 
нитраты  өздігінен  жылу  сіңіре  ериді.
Сонымен  эндотермиялық  химиялық  реакциялардың 
өздігінен  жүруін  және  эндотермиялық  еру  процестерін
164

тек  жүйенің  эңергиясы  азаю  түрғысынан  түсіндіруге  бол-
майды.
Осы  айтылгандардан  реакцияның  багытына,  өздігінен 
жүруіне  жүйенің  энергиясы  азаюынан  басқа  да  фактор- 
дың  әсер  ететіні  байқалады.
Т ермод инамиканың 
екінші 
заңы 
бойынша 
жүйе 
жүмыс  істеу  үшін  жылу  жылырақ  денеден  салқынырақ 
денеге  ауысуы  керек  екені  жогарыда  айтылды.  Бүл 
заңнан  шыгатын  маңызды  салдар — жүйенің  істейтін 
максимал  жүмысы  жылытқыш  пен  суытқыштың  темпера- 
тура  айырмасына 
Т,
 — 
Т2
  гана  байланысты  емес,  соны- 
мен  қатар  жылытқыш  температурасының 
Т,
  абсолютті 
мәніне  де  байланысты.
Сондықтан  жүйенің  сіңіретін  жылуы  р   мен  жылу 
алмасу  кезіндегі  температураның 
Т
  арасындағы  байла- 
нысты  анықтау  үшін  зерттеулер  жүргізілді.  Осының 
нәтижесінде 
энтропия  (8 )
  деп  аталатын  жаңа  термоди- 
нами-  калық  функция  енгізілді.
Түрақты  температурада 
(Т )
  жүретін  процестің  энтро- 
пиясының  өзгеруі 
Аз
  мен  жүйенің  сіңіретін  жылуының
арасында  мынадай  байланыс  бар  екені  анықталды:
А 8  =
мүндағы  А 5 — жүйенің  энтропиясының  өзгеруі,  Рмйт. — 
түрақты 
температурада 
қайтымды 
процесс 
жүретін 
жүйенің  сіңірген  жылуы, 
Т
 — абсолюттік  температура. 
Түрақты  қысымда,  түрақты  температурада  жүретін
қайтымды  процестер  үшін  теңдеу  былай  жазылады:
а
  „ 
ая
А 5  =  — ,
мүндағы  ДЯ — жүйедегі  процестің  энтальпиясы.  Осы
теңдеу  арқылы  химиялық  реакцияның  энтальпиясы  абсо- 
лютті  температураға  бөлу  арқылы  процесс  жүрген  кезде 
жүйенің  энтропиясы  қанша  өзгеретінін  есептелінеді.
Енді  химиялық  реакцияның  энтропиясы  деген  не,  ол 
қалай 
өзгереді 
және 
оп 
химиялық 
реакциялардың 
жүруіне  және  бағытына  қалай  әсер  етеді  деген  мәселе- 
лерді  қарастырайық.  Екі  түрлі  газдың  мсшекулалары 
белгілі  бір  кеңістікте  энергия  жүмсамай-ақ  өздігінен 
келмейді,  яғни  әр  газды  жеке  жинау  үшін  энергия 
жүмсау  керек.  Бүдан  әр  түрлі  газдардың  молекулалары- 
ның  өздігінен  араласуының  қозғаушы  күші  энергия  емес
165

43-сурет.
Газдар  молекулаларының 
өздігінен  араласуы
екенін,  сондықтан  да  жүйенің  энергиясының  өзгеруі  про- 
цестің  бағытын  анықтауға  жеткіліксіз  екенін  байқаймыз.
Энтропия  қүбылысын  түсіну  үшін  мынадай  мысал 
келтірейік.
Бірдей 
температурадағы 
және 
бірдей 
қысымдағы 
ыдыстың  қозғалмалы  бөгет  арқылы  бөлінген  бір  бөлімін- 
де  инертті  газ  гелнй,  дал  осындай  екінші  бөлімінде 
инертті  газ  неон  бар  (43-  сурет).  Бүл  газдардың  сыртқы 
қабаттары  электрондармен  қаныққандықтан,  олар  бір- 
бірімен  молекулааралық  байланыс  арқылы  да  әрекеттес- 
пейді.  Газдардың  мүндай  жеке  түрған  күйін 
1-мен 
белгілейік.  Енді  газдарды  бөліп  түрған  бөгетті  алса,  екі 
газдын  молекулалары  бір-бірімен  өздігінен  араласып, 
біраздан  кейін  ыдыстың  барлық  көлеміне  біркелкі  тарай- 
ды.  Газдар  араласқаннан  кейінгі  жүйенің  соңғы  күйін  2 
деп  белгілейік.
Араласу  кезінде  жүйенің  қысымы,  температурасы, 
энергиясы  өзгермейді,  газдар  да  бір-бірімен  әрекеттесе 
қоймайды,  бірақ  газдардың 
араласу  процесі  өздігінен 
жүрді.
Енді  газдар  өздігінен  соңғы  күйден 
(2 )
  қайтадан  бас- 
тапқы 
(1 )
  күйге  ауыспайды.
Бастапқы  күйде  ыдыстың  әр  бөлімінде  әр  газдың  мо- 
лекулалары  өзара  белгілі  бір  ретпен  орналасқан  еді,  ал 
екі  газдың  молекулалары  араласқаннан  кейін  жүйеде
ретсіздік  байқалады.
Бүдан 
шыгатын 
қорытынды: 
энергиясы 
өзгермей 
өздігінен  журетін  процестер  жуйеде  реттілік  азайып 
ретсіздік  кушейетін  баеытта  журеді.
Кез  келген  жүйе  үнемі  қозғалыста  болатын  аса  көп 
бөлшектерден 
(молекулалар,  атомдар)  түратынд ықтан, 
жүйелерде 
өздігінен 
жүретін 
реттіліктен 
ретсіздікке 
ауысу  сияқты  бір  жақты  процестер  механика  заңдары- 
нан  басқа  ыктималдық  теориясына  да  бағынады.  Осы  те- 
ория  түрғысынан  жоғарыда  айтылған  гелий  мен  неон 
газдары  молекулалары  кіші  көлемде  жеке  ретті  орна-
166

ласқанынан  гөрі  үлкен  көлемде  ретсіз  қозғалуыныц 
ықтималдығы  (мүмкіндігі)  көбірек.
Немесе  жоғарыда  айтылған  ыдыстың  бір  бөліміне  ақ, 
екінші  бөліміне  қара  қүм  салып  ыдысты  шайқасақ, 
біраздан  кейін  ақ  қүм  мен  қара  қүм  түйіршіктері  ыдыс- 
та  біркелкі  араласады,  енді  ары  қарай  ыдысты  қалай 
және  қанша  шайқасақ  да,  қүмдар  бастапқы  қалпына 
келмейді.  Бүл  келтірілген  мысал  да  қүм  түйіршіктері 
араласу  процесішң  не  себепті  бір  бағытта  жүретінін 
көрсетеді — әр  түсті  қүм  түйіршіктерінің  жеке  ретпен 
орналасуынан  гөрі,  олардың  араласып  ретсіз  орналасуы- 
ның  мүмкіндігі  алдеқайда  көбірек  екенін  көрсетеді.
Жүйедегі  ретсіздіктің  сандық  мәнін  энтропия  анық- 
тайды,  оны  5  әрпімен  белгілейтіні  жоғарыда  көрсетілді.
Энтропия 
жүйе 
күйінің 
ықтималдыгының 
лога- 
рифмдік  өрнектелуі
5  =  /г і е ж   =  2,303 
я  і&цг,
мүндағы 
Я
 
— газ 
түрақтысы, 
V/
 — 
жуйе 
куйінің 
ықтималдыгы.
Егер  жүйе  бір  күйден  (1)  екінші  күйге  (2)  ауысатын 
болса,  онда  оның  энтропиясының  өзгеруін  былай  табады:
Д 5   =   5 2 - 5 ,  
щ  Я  І£\Уг
  -  
Я
 1ё Ж,  =  
К
IV
|
Энтропияның  сандық  мәні  Дж/К-мен,  ал  энтропия- 
ның  заттың  1  моліне  қатынасы  Д^моль  *  К  арқылы 
өлшенеді.
Сонымен  жоғарыда  айтылгандардан  жүйенің  энергия 
қоры  өзгермей  өздігінен  жүретін  процестер  энтропиясы- 
ның  өсу  багытында  жүреді.
Химиялық  қосылыстардың  энтропиялары  өзара  салы- 
стыру  үшін  стандарт  жағдайларға  келтіреді.  Температура 
298°К  (25°С)  қысым  101  кПа  болганда  заттардың  энтро- 
пияларын  стандартты  деп 
$298
  белгілейді.
Заттардың  әр  түрлі  агрегаттық  күйлерін  олардың  осы 
жағдайдагы  қасиеттері  деп  қарап  тиісті  энтропиялары- 
ның  сандық  мәні  арқылы  көрсетуге  болады.  Мысалы,  су- 
дың  агрегаттық  күйлеріне  байланысты,  ол  күйлерге 
сәйкес  келетін  энтропияларының  мәңдері  де  әр  түрлі:
0 
Н20(крис.) 
Н20(сүйық) 
НгО(бу)
8 2 9
*  Дж/моль 
39,33 
70,08 
188,72
167

Ч 
4%
Бүл  мысалдан  заттың  қатты  күйден  сүйық  күйге, 
сүйық  күйден  газ  күйіне  ауысқанда  энтропияларының
өсетінін  байқауға  болады.
Жүйеде  бөлшектердің  (молекулалардың,  атомдардың, 
иондардың)  көбеюі,  олардың  орналасуы  мен  қозғалуын-
дағы  тәртіпсіздіктің  күшеюі  энтропияны  көбейтеді.
Термодинамиканың  үшінші  заңы  бойынша  температу- 
ра  абсолюттік  нөлге  тең  болғанда  идеал  кристалдың  эн- 
тропиясы  да  нөлге  тең.
Заттың  кристалдық  қүрылысының  бүзылуы  және  тем- 
пературасының  жоғарылауы  энтропияны  арттырады.
Бір  элементтің  әр  түрлі  аллотропиялық  түр  өзгеріс- 
терінің  қаттылығы  кеміген  сайын  энтропиясы  артады.
Мысалы,  алмазға  қарағанда  графиттің  энтропиясы  жоға- 
ры.
Ж ай  заттардың  да,  күрделі  заттардың  да  күрделілігі 
артқан  сайын  энтропиялары  да  артады.  Мысалы,  атом- 
дық  оттегіне  (160,95  Дж/моль)  қарағанда  молекулалық 
оттегінің  (205,04  Дж /моль),  фосфор  (III)  хлоридына 
(311,7  Дж/моль) 
қарағанда 
фосфор 
(V) 
хлоридінін 
(362,9  Дж/моль)  энтропиялары  жоғары.
Қүрылыстары  өте  үқсас  қосылыстардың  энтропиялары 
да  үқсас  бсшады.  Мысалы,  кальций  карбонаты  СаСОз
мен  кальций  силикаты  СаЗЮз  қосылыстарында  элемент- 
тердің  атом  сандары  да,  валенттіліктері  бірдей,  қүрылы- 
стары  үқсас  болғандықтан, 
энтропиялары  да  жақын
(сәйкес  92,9  Дж/моль  және  87,45  Дж/моль).
Д.  И.  Менделеевтің  периодтық  системасында  жоғары-
дан  төмен  қарай  элементтер  атомдарының  күрделенуіне
байланысты  энтропиялары  да  өседі.
Химиялық  реакцияның  өз  бетімен  жүруіне  жүйенің 
энтропиясының  артуы  көмектеседі.  Химиялық  реакция- 
лардың  нәтижесінде  газ  түзілетін  болса  немесе  түзілетін 
газдардыңң  көлемі  қатысатын  газдардың  көлемінен  көп
болса,  жүйенің  энтропиясы  артады,  ал  мүның  өзі  сол 
реакцияның  өз  бетімен  жүруіне  көмектеседі.
Заттардың  энтропияла рының  мәндерін  пайдаланып, 
реакция  жүрген  кезде  оның  энтропиясы  қалай  өзге- 
ретінін  табады.
Мынадай  жалпы  реакция  жүрсін  дейік:
аА  +  ЬВ
  =  
сС  +   <№
 
Д 5.
Бүл  реакция  жүрген  кезде  энтропияның  өзгеруін,  эн- 
тальпияны  тапқандағы  сияқты  Гесс  заңын  пайдаланып
168

анықтайды,  яғни  энтропияның  өзгеруі  реакция  нәтиже- 
сінде  түзілген  заттардың  энтропияларьгаың  қосындысынан 
реакдияға  қатысқан  заттардың  энтропияларының  қосын- 
дысын  азайтқанға  тең:
А5  =   (С Д 
8е +  <180)  — (а 
Л 5 л  
+  Ь8в).
§ 5.  ИЗОБАРАЛЫ-ИЗОТЕРМАЛЫҚ  ПОТЕНЦИАЛ
(ГИББС  ЭНЕРГИЯСЫ)
ЖӘНЕ  ХИМИЯЛЫҚ  РЕАКЦИЯЛАРДЫҢ  БАҒЫТЫ
Жоғарыда  энтальпия  мен  энтропияны  қарастырғанда 
жүйеде  химиялық  реакциялардың  ездігінен  жүруіне  екі 
фактордың  әсер  ететінін  байқадық.  Біріншіден,  жүйені 
қүрайтын  үсақ  бөлшектер  әрекеттесіп,  күрдеяі  бөлшектер 
түзіп,  жүйенің  энтальпиясын  (энергиясын)  азайтуға  ты- 
рысады,  екіншіден  жүйедегі  үсақ  бөлшектер  кеңістікте 
ретсіз  таралып  энтропияны  көбейтуге  тырысады.  Мүның 
өзі 
химиялық 
реакцияның 
өздігінен 
жүруіне 
және 
бағытына  екі  фактор:  энтальпиялық  фактор  (Д Н)  және 
энтропиялық  фактор  әсер  ететінін  көрсетеді.
Кез  келген  химиялық  реакция  тепе-теңдік  күйге 
ауысуға  тырысады.  Химиялық  тепе-теңдік  кезінде  эн- 
тальпиялық  фактор  мен  энтропиялық  фактор  процестің 
жүруіне  бірдей  әсер  етеді  де  өзара  теңеседі:
Д
Н
  = 
ТА8
Түрақты  қысымда  және  түрақты  температурада  изо- 
бара-изотермалық  реакциялардың  өздігінен  жүруіне  эн- 
тальпиялық  және  энтропиялық  факторлардың 
әсерін 
изобара-изотермалық  потенциалдың  өзгеруі  анықтай-ды. 
Химиялық  реакцияның  изобара-изотермалық  потенциал- 
дың  өзгеруі  энтальпиялық  және  энтропиялық  факторлар-
дың  айырмасына  тең:
АС  =  АН -   ТА8
Механикада  қозғалған  дене  өзінің  потенциялық  энер- 
гиясын  азайтуға  тырысады.  Сол  сияқты  химиялық  по- 
тенциалдар  да  реакциялар  өздігінен  жүрген  кезде  төмен- 
дейді.
Сонымен  химиялық  реакцияның  жүру  немесе  жүрмеу 
мүмкіндігін  оның  изобара-изотермалық  потенциал ының 
өзгеруі  көрсетеді.
169

Реакцияның  нәтижесінде  жүйенің  изобара-изотерма- 
лық  потенциалы  азаятьш  болса,  яғни  Д
О  <
  0  болса,  он-
да  мүндай  реакция  өздігінен  тура  бағытта  жүреді.
Реакцияның  нәтижесінде  изобара-изотермалық  потен-
циал  көбейетін  болса,  яғни  Д
С  >
  0  болса,  онда  бүл  ре- 
акция  тура  бағытта  өздігінен  жүрмейді:
Егер  изобара-изотермалық  потенциал  өзгермесе,  яғни 
Д(г  —  0,  онда  мүндай  реакция  химиялық  тепе-теңдік
күйде  болады.
Химиялық  реакцияның  жүруі  үшін  оның  изобара- 
изотермалық 
потенциалының 
азаюы 
(Д
С  <
  0) 
керек
екені  жоғарыда  айтылды.
А
О
  =   А Я - Т Д 5
теңдеуіне  сәйкес  ДС?-ның  мәш  азаюы  үшін  реакцияның 
энтальпиясы  азайып,  энтропиясы  көбеюі  керек  немесе 
изобара-изотермалық  потенциал  не  энтальпияның  көбірек 
азаюы,  не  энтропияның  көбірек  көбеюі  есебінен  теріс 
таңбалы  болуы  керек.
Енді  энталышялық  және  энтропиялық  факторлардың 
изобара-изотермалық  потенциалдың  мәніне,  соған  сәйкес 
химиялық  реакцияның  өздігінен  жүру  мүмкіндігіне  әсер 
ету  жағдайларын  қарастырайық:
1 - ж а ғ д а й .  
Д Н < 0 ;  
Д 5 > 0 ;  
Д 0 < 0 .
Мүндай  реакциялардың  энтальпиясы  азаяды,  жылу 
шығара  жүреді,  энтропиясы  көбейеді,  соның  нәтижесінде 
изобара-изстермалық  потенциалының  мәні  де  азаяды.
Мүндай  реакциялар  тура  бағытга  өздігінен  қайтымсыз 
жүреді.  Мысал  ретінде  калий  хлоратының  ыдырау  реак- 
циясын  келтіреміз:
2КСоЮ3 = 2КС1 + 302 
0
Д Н298=  -   89,4 кД^ОЛЬ; 
Д <5 
298“
0
Д С 2
98
=  — 236 кДж.
2 - ж а ғ д а й .  
Д Н < 0 ;  
Д 5 < 0 ;  
Д С > 0 .
Мүндай  реакцияларға  жылу  шығара  және  нәти- 
жесінде  газ  көлемдері  азаю  арқылы  жүретін  реакциялар 
жатады. 
Мысалға  аммиак 
пен  сутектен  аммиақтың 
түзілу  реакциясын  келтіруге  болады:
^ N
2
 +  1 і/2Нг  =  ИНз 
Д Н   =   — 46,19 кДж; 
Д 5  =   — 90,10 Дж;
170

Л С   =  -   16,64 кДж.
Осы  реакциядағы  эитальпияның  азаюы  процестік  ту- 
ра  бағытта  өздігінен  жүруіне  көмектеседі,  ал  энтропия- 
нын  азаюы  оның  жүруіне  кедергі  келтіреді.  Мүндагы 
энтальпияның  біраз  азаюы  энтропия  азаюының  кедергісін 
жояды  да, 
изобара-изотермалық 
потенциалдың  теріс 
таңбалы 
болуын, 
ягни, 
реакцияның 
тура 
багытта 
өдігінен  жүруін  қамтамасыз  етеді.
3 - ж а ғ д а й .  
Д Ж  0; 
Л 5 < 0 ;  
Л ( 7 > 0
Мүндай  реакциялар  жогары  температурада  жылу 
сіңіре  жүреді  және  нәтижесінде  газдардың  көлемі  арта- 
ды.  Мысал  ретінде  жогары  температурада  (1000°С  шама-
сында) 
көміртегі 
(IV) 
оксиді 
мен 
қызған 
көмір 
әрекеттесуі  нәтижесінде  кеміртегі  (II)  оксиді  СО  түзілу 
реакциясын  келтіруге  болады
ү СОг<р) + С(Г)  —
  2СО(Г)
Д Я  =  + 8 7  кДж;  Л 5і7оо =  +  82 Дж;  Л 
Споо
 =  — 57 қЦж
Бүл  реакцияда  энталышяның  артуы  (жылу  сіңірілу) 
процестің  жүруіне  кедергі  жасайды,  ал  энтропияның  ар- 
туы  оган  көмектеседі.  Сондықтан  бүл  реакция  энтропия- 
ның  көбеюі  есебінен  жүреді.
4 - ж а ғ д а й .  
Л Я > 0 ;  Л 5 <0; Л О  >  0
Мүндай  реакциялар  жүрсе  энтальпия  артады,  энтро- 
пия  кемиді,  ал  бүл  екі  жагдайда  процестің  жүруіне  ке- 
дергі 
жасайтындықтан, 
химиялық 
реакция 
өздігінен 
жүрмейді.
Мысал  ретіңде  озот  пен  оттегінен  азот  (IV)  оксиді 
түзілуін  келтіруге  болады.
N
2
 +  20г  =  2 Ш 2 
Д Я   =  67,8 кДж
А С   =  -
  117,6 Дж 
Л 
5
  =  +  100,6 кДж
Бүл  реакция  өздігінен  еш  уақытта  жүрмейді. 
Химиялық  реакциялардың  изобара-изотермалық  по- 
тенциалдары  өзгеруін  салыстыру  үшін  стандартты  изоба-
ра-изотермалңқ  потенциал  деген  түсінік  қолданылады 
және  ол  Д 
С
 
деп  белгілейді.
Стандартты  изобара-изотермалық  потенциал  дегеніміз
стандартты  жағдайда  (температура  298°К,  қысым  101
171

ч І
кПа)  жай  заттардан  қосылыстың  1  мсші  түзілгевде  изо- 
бара  потенциалдың  өзгеруін  айтады.
Бүл  анықтама  бойынша  жай  заттар  түзілуінің  изоба-
ра-изотермалық  потенциалы  нөлге  тең  деп  есептеледі.
Химиялық  реакциялардың  ставдартты  изобара-изотер- 
малық  потенциалының  өзгеруі  процестің  қай  жолмен 
жүруіне  байланысты  болмайтывдықтан,  энтальпия  мен 
энтропияны  анықтағавдағы  сияқты  Гесс  заңы  бойынша 
табылады:
Д 
С  =
  2С  хл.  -  
1 С
 бл
Реакцияның  стандаруты  изобара-изотермалық  потен- 
циалының  өзгеруі  Д 
С
 298  реакция  нәтижесівде  түзілген
заттардың  ставдартты  түзілу  изобара-изотермалық  потен- 
циалдарының  қосывдысынан  реакцияға  қатысқан  заттар- 
дың  ставдартты  түзілу  потенциалдарының  қосывдысын 
алып  тастаганга  тең.
Мынадай  жалпы  реакция  жүрсін:
иА
  +  
ЬВ
  =  
сС
 + 
(№
 
Д С 2
9
*  ,
овда  бүл  реакцияның  ставдартты  изобара-изотермалық 
потенциалының  өзгеруін  былай  табады:
^
29
в=   (сДС?с + 
— 
(аАСл
  — 
ЬАСВ
 )
§ 6 .  ХИМИЯЛЫҚ  КИНЕТИКА
Химиялық  реакциялардың  жүру  заңдылықтарын  зерт- 
теу  химияның  негізгі  мәселесі.  Бір  заттар  басқа  бір  зат- 
тарға 
айналу  кезівде  оларды  қүрайтын  атомдардың 
электрондық  орбитальдары  қайтадан  топтасатывдықтан 
ескі  байланыстар  үзіліп  жаңа  байланыстар  түзіліп  оты- 
рады.
Химиялық  заттар  алу  үшін  реакцияның  жүру  меха- 
низмін  және  жылдамдығын  білу  керек.
Реакцияның  жүру  механизмін,  жылдамдығын  және 
сол  жылдамдыққа  әрекеттесетін  заттардың  концентрация- 
ларының,  температу раның,  қысымның,  катализатордың 
әсерлерін  зерттейтін  химияның  бөлімін 
химиялык,  кине- 
тика
  дейді.
Әр  түрлі  химиялық  реакциялар  әр  түрлі  жылдам- 
дықпен  жүреді.  Кейбір  реакциялар  өте  жай  жүреді,  ал
172

басқа  біреулері  өте  тез  қопырылыс  бере  жүреді.  Бір  ре- 
акцияның  өзі  жағдайларға  байланысты  әр  түрлі  жылдам- 
дықпен  жүреді.  Мысалы,  сутегі  мен  оттегінің  қоспасы 
қалыпты  температурада  әрекеттеспей  көп  уақыт  өзге- 
ріссіз  қала  береді,  ал  енді  осы  қоспаны  630°С-ға  дейін 
қыздырса  немесе  қыздырмай-ақ  тиісті  катализатор  қол- 
данса,  реакция  қопарылыс  бере  жүреді  де  су  түзіледі.
Халық  шаруашылыгында  қажетті  химиялық  өнімді 
тез,  тиімді  және  жеткілікті  мөлшерде  алу  үшін  реакция 
жылдамдыгын  керегіне  қарай  реттеу  қажет  болады.
Химиялық  реакциялардың  принциптік  жүру  мүмкін- 
дігі  изобара-изотермалық  потенциалдың  өзгеруі  арқылы 
анықталатын  жоғарыда  айтылды.  Бірақ  изобара-изотер- 
малық  потенциалдың  өзгеруі  реакцияның  осы  жағдайда 
жүру  жүрмеуін  және  оның  жылдамдыгы  қандай  болаты- 
нын  түсіндіре  алмайды.
Мысал  ретінде  мынадай  екі  реакцияныц  термодина- 
микалық  теңдеуін  келтірейік:
2ЫО + 0 2= 2Ы02 
Д С І   =  -   70 кДж
2Н2+ 0 2= 2Н20  
АС 
=   -  447 кДж
Изобара-изотермалық 
потенциалының 
азаюы 
түр- 
ғысынан  қараганда  бірінші  реакцияға  қарағанда  екінші 
реакция  тезірек  жүруі  керек.  Бірақ  азот  (II)  оксидінің 
тотығу  реакциясы  қалыпты  жағдайда  өздігінен  өте  тез 
жүреді,  ал  сол  жағдайда  сутегі  мен  оттегінің  қоспасьі 
әрекеттеспейді.
Сондықтан  химиялық  реакцияны  сипаттау  үпгін  оның 
механизміне  және  жылдамдығына  қандай  жағдайлар  әсер 
ететінін  білу  керек.
Әрекеттесуші  және  түзілетін  заттардың  агрегаттық 
күйіне  байланысты  химиялық  реакциялар  гомогендік 
және  гетерогендік  болып  екі  топқа  бөлінеді.
Әрекеттесетін  және  түзілетін  заттар  бірдей  агрегат- 
тық  күйде  болатын  химиялық  реакцияларды 
гомогендік 
деп,  ал  қатысатын  заттар  әр  түрлі  агрегаттық  күйде  бо- 
латын  реакцияларды 
гетерогендік
  деп  атайды.  Мысалы,
азот  (II)  оксиді  N 0  мен  оттегі  0 2  әрекеттесіп  азот  (IV)
оксиді  ІЧ02  түзілу  процесі  гомогендік  реакцияға  жатады. 
Өйткені  реакцияға  қатысатын  заттар  да  және  реакция 
нәтижесінде  түзілетін  зат  та  бірдей  күйде — газ  күйінде 
болады.  Көмірдің  жануы  гетерогендік  реакцияга  жатады. 
Себебі  көміртегі  (С)  қатты  күйде,  ал  оттегі  0 2  мен 
көміртегі  (IV)  оксиді  С 02  газ  күйінде  болады.
173

1
Химиялық  реакциялардың  жүру  мехаиизмі  және 
жылдамдығы  түрғысыиан  гомогендік  және  гетерогендік 
реакциялардың  бір-бірінен  елеулі  айырмашылықтары
бар. 
.
8 7.  ГОМОГЕНДІК  РЕАКЦИЯЛАРДЫҢ  ЖЫЛДАМДЫҒЫ
Гомогендік  реакциялар  белгілі  бір  келемде  жүреді 
және  ол  реакция  жүретін  ыдыстың  көлеміне  байланысты 
болады.
Гомогендік  реакцияның  жылдамдыгы  деп  белгілі  бір 
уақытта  реакция  жүретін  көлемде  әрекеттесетін  заттар- 
дың  мөлшерінің  өзгеруін  айтады.
Мысалы,  реакцияға  қатысатын  заттың  бастапқы  кон- 
центрациясы  1  моль/л  болып,  ал  реакция  1  минут 
жүргеннен  кейін  0,8  моль/л  қалса,  бір  минут  ішінде 
жүмсалған  (реакцияласқан)  0,2  моль/л  осы  реакцияның 
жылдамдыгын 
көрсетеді. 
Реакцияның 
жылдамдығы 
алғашқы  кезде  жоғары  болады,  ал  ол  уақыт  өткен  сай- 
ын  төмендей  береді.  Оның  себебі  реакцияның  бастапқы 
кезеңінде  әрекеттесуші  заттардың  концентрациялары  көп 
болады,  ал  уақыт  өткен  сайын  олар  азая  береді  де, 
процестің  жылдамдығын  да  төмендетеді.
Сондықтан 
реакцияның 
жылдамдыгы 
белгілі 
бір 
уақыт  аралығы  үшін  ғана  өлшенеді.  Реакцияның  орта 
жылдамдығы  белгілі  уақыт  аралығыңдағы 
%г
 ті  концент-
рацияның  өзгеруімен 
Сг
 - Сі  өлшенеді.  Оның  математи- 
калық  көрінісі  мынадай:
V  =   С г-С і  _   АС
т2 -  Ті 
Ат
Ш
Екі 
бөлшек 
(атомдар, 
молекулалар) 
бір-бірімен 
әрекеттесу  үшін  олардың  соқтығысулары  қажет.  Химия- 
лық  әрекеттесулердің  саны  бөлшектердің  соқтығысулары- 
ның  жалпы  санына  пропорционалдық  тәуелділікте  бо- 
лады. 
Бірақ 
әрбір 
соқтығысқан 
сайын 
бөлшектер 
әрекеттесе  бермейді.  Екі  бөлшектің  реакцияласу  мүмкін- 
дігі  соқтығысқан  кездегі  олардың  энергия  қорына  байла- 
нысты.  Химиялық  реакцияларға  тек  активтелген  молеку- 
лалар  ғана  қатыса  алады.  Осы  химиялық  реакцияның 
жүруіне  қажетті  бойында  артық  мөлшерде  энергия  қоры 
бар  молекулаларды  активтелген  молекулалар  дейді.  Ор-
174

таша  энергия  қоры  бар  молекуланы  реакцияға  қатынаса 
алатындай  актив  күйРе  келтіру  үшін  жүмсалатын  энер- 
гияны 
активтендіру  энергиясы
  дейді.  Молекулаларды 
актив  күйге  келтіру  үшін  жүйені  қыздырады,  сәуле 
түсіреді,  қатализатор  қолданады,  ерітеді.  Молекулалар 
әрекеттесу  үшін  олар  кеңістікте  өзара  қолайлы  түрде
бағытталулары  керек.

жүктеу/скачать 28,51 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: