§  1.  ТЕРМОДИНАМИКАНЫҢ  БІРШ ПП  ЗАҢЫ

А Н,  энтропиясының  А 8,  Гиббс  энергиясының  қалай 
өзгеретінін  білу  керек.
Химиялық  реакциялардың  жылу  энтальпиясы.  Тер- 
модинамиканың 
бірінші 
заңы 
энергияның 
сақталу 
заңынын  жеке  көрінісі  болып  есептеледі  және  оган  мы- 
надай  анықтама  беруге  болады:
Энергияның  әр  турлі  піиііндері  бір-біріне  тек  эквив- 
валентті  мөлшерде  ауысады.
Басқаша  сөзбен  айтқанда,  сыртқы  ортамен  зат  және 
энергия  алмаспайтын  жекеленген  жүйенің  барлық  энер- 
гия  түрлерінің  қосындысы  әр  уақытта  түрақты  болады. 
Жекелеген  жүйе 
жылу
 
сініпу
  апкылы  біп  күйден
мөлшері 
белгілі
екпппі
жүие  жылу  сіңіру  арқылы  оі 
күйге  ауысқанда  жүмсалған  жылу 
(С?)
ішкі  энергиясын  (Д
I
/ )  өзгертуге
бір  жүмыс 
(А )
  жасауга  пайдаланылады:
жүиетң
А 
1/ +  А.
Келтірілген  теңдеу  термодинамиканың  бірінші  заңы-
ның  математикалық  көршісі
термодинамикаға  қолда-
нылған  энергия  сақталу  заңының  көрінісі.  Мүңдағы  р
Д і/ —
— жүиешң
жүйенің  істеген  жүмы-
жүиенщ  сщірген  жылуының  мөлшері, 
ішкі  энергиясының  өзгеруі, 
А
 — 
сының  мөлшері.
Жүйенің  ішкі  энергиясы — молекулалардвщ,  атомдар- 
дың,  иондардың,  электрондардың  кинетикалық  және  по- 
тенциялық  энергияларының  қосындысынан  түратын  толық 
энергиясы.  Кинетикалық  энергия  бөлшектердің  үдемелі, 
айналмалы  және  тербелмелі  қозғалыстарының  энергиясы. 
Потенциалық  энергия  бөлшектердің  өзара  тартылу  және 
тебілу  сонымен  қатар  сол  бөл
III
ектердің  қүрамында
кіретш  ядро  зарядтары  мен  электрондардың  тартылу 
(тебісу)  күштерінен  қүралады.
Жүйенің  ішкі  энергиясының 
(V )
  абсолюттік  мәнін 
анықтауға  болмайды,  сондықтан  жүйе  бір  күйден 
(ІҺ), 
екінші  күйге 
(І/г)
  көшкенде  байқалатын  ішкі  энергш 
өзгеруін  Д 
и
  анықтайды:
ЯҢ
ДІУ
Іһ ~   Уи
Химиялық 
реакциялар 
үшін 
жүйенің 
жасайтын 
жүмысы 
( А)
  деп  негізінен  сыртқы  қысымға  қарсы 
жүмсалатын  жүмысты  айтады.  Ол  жүмыс 
(А)
  жүйе  бір
153

*
ч
күйден  екінші  күйге  көшкенде  өзгерген  көлемді  (Д К ) 
қысымға 
( Р)
  көбейткенге  тең:
А  =   Р   ■
  ЛҒ.
Енді  термодинамиканың  бірінші  заңын  химиялық  ре- 
акцияларға  қолдану  жагдайын  қарастырайық:
Химиялық  реакциялар  жүру  жагдайларына  қарай 
негізінен  изобара-изотермалық  және  -изохора  -изотерма- 
лық  болып  бөлінеді.
Изобара-изотермалық  реакциялар  түрақты  қысымда
және  түрақты  температурада  жүреді.  Мүндай  реакция- 
лардың  көпшілігі  ашық  ыдыста  (түрақты  қысымда)  және
кәдімгі  температурада  жүреді.  Изотермалық-изотермалық 
реакциялар  түрақты  көлемде  және  түрақты  температура- 
да  жүреді.  Мүндай  реакцияларды  жабық  ыдыстарда  (ав- 
токлавтарда)  жүргізеді.
Термодинамиканың  бірінші  заңын  изохора-изобаралы 
реакцияларга  қолдануды  қарастырайық.  Заңның  матема- 
тикалық  көрінісі  мынадай:
=  л и   + А  =   Л ІІ  + Р Л Ғ .
Изохора-изотермалық  реакциялар  жүргенде  жүйенің 
көлемі  өзгермейді.
ЛК  =  0.
Олай  болса,  өзгерген  көлемнің  қысымга  көбейтіндісі 
де,  соган  сәйкес  істелетін  жүмыстың  мөлшері  де  нөлге 
тең  болады.  Бүдан  шығатын  қорытынды  изохора-изохора 
реакциялар  жүрген  кезде  жүмсалатын  жылудың  мөлшері 
жүйенің  ішкі  энергиясын  өзгертуге  ғана  жүмсапады:

и г -
 
=  
ЛІ/.
Сонымен  жүретін  химиялық  реакциялардың  көлем- 
дері  түрақты  болса,  бөлінетін  немесе  сіңірілетін  жылу- 
дың  мөлшері  жүйенің  ішкі  энергиясын  өзгертуге  және 
сыртқы  қысымга  қарсы  жүмыс  жасауга  жүмсалады:
— I/,)  +-  Р
(Ү2
 -   V,).
154

Мүшелерінің  орньга  ауыстырып,  теңдеуді  былай  жа-
зуға  болады:
1}
  + 
РУ
  қосындысын  Я-қа  тең  деп  белгілеп,  теңдеуді 
мынадай  етіп  жазуға  болады:
Д Н — жүйенің  энтальпиясы  деп  аталады,  яғни  эн- 
тальпияны  көлемі  үлғаятын  жүйенің  энергиясы  деп  қа-
растыруға  болады.
Жүйенің  ішкі  энергиясының  II  абсолюттік  мәнін  өл- 
шеуге  болмайтыны  сияқты  энтальпияның  да  абсолюттік 
мәнін  өлшеуге  болмайды.  Сондықтан  жүйе  бір  күйден 
екінші 
күйге 
көшкенде  өзгеретін 
энтальпияны  Д Н 
өлшейді.  Энтальпияның  мәнін  кило-джоульмен  (кДж) 
немесе  килокалориямен  (ккал)  көрсетеді.
Химиялық  реакдиялар  жылу  шығару  немесе  жылу 
сіңіру  арқылы  жүреді.  Жылу  шығара  жүретін  реакция- 
ларды 
экзотермиялық,
  жылу  сіңіре  жүретін  реакциялар- 
ды 
эндотермиялық
  деп  атайды.
Химиялық  реакцияларға  қатысатын  және  түзілетін 
заттармен  бірге  реакцияның  жылу  эффектісі  көрсетілген 
теңдеулерді 
термохимиялық  теңдеулер
  дейді.
Термохимиялық  теңдеулерді  жазғанда  термодинамика 
бойынша  бапінген  жылу  теңдеудің  оң  жагына  минус  (-) 
белгісімен,  ал  сіңірген  жылу  плюс  (+)  белгісимен  көр- 
сетіледі.  Бүдан  былай  термохимиялық  теңдеулерді  жаз- 
ганда  осы  термодинамикалық  таңбаларды  қолданып  жа- 
замыз,  ягни  бөлінген  жылу  мөлшерінің  алдына  минус  (-), 
сіңірілген  жылудың  алдына  плюс  (+)  таңбасын  қоямыз.
Т ермодинамикалық  теңдеулердің  мысалы  ретіңде  су- 
тегімен  оттегінен  су,  азот  пен  оттегінен  азот  (II)  оксиді 
түзілу  реакцияларын  келтіруге  болады.
Бүл  термохимиялық  теңдеулерден  сутеп  мен  от- 
тегінен 
екі 
моль 
су 
түзілгенде 
571 
қЦж 
жылу 
бөлінетінін,  ал  азот  пен  оттегінен  2  моль  азот  (II)  ок-
<2Р  =  (*/2 + 
РҮ2)
  -   (I/,  + 
РҮЛ.
О,  =  Н2 -   Н,  =  Д Н.
2Нг
 + СЬ = 2Н20  
N
2
 + 0 2 = 2ГЮ
Д Н  =  -571  кДж. 
Д Н   =  +180,5 кДж.
155

сиді  түзілгенде  180,5  кДж  жылу  сіңірілетіяін  көруге  бо- 
лады.
Химиялық 
реакциялар 
кезінде  байқалатын  жылу 
қүбылыстарын  зерттеудің  теориялық  та,  практикалық  та 
маңызы  бар.  Мысалы,  әр  түрлі  отын  заттарыңдағы  кө- 
міртегі  жанғанда  бөлінетін  жылудың  қандай  маңызы  бар 
екені  әркімге  де  түсінікті  болар.
Реакциялардың  жылу  эффектілерін  сан  жағынан  зерт- 
тейтін  гылымның  бір  бөлімін 
термохимия
  деп  атайды.
Реакциялардың  жылу  энтальпиясы  атомдар,  молеку- 
лалар  арасындагы  байланыстардың  энергиясын  анықтау- 
ға, 
заттардың 
қүрылысын 
және 
реакциялағыпггық 
қабілетін,  реакциялардың  бағыттарын  анықтауга,  техно- 
логиялық 
процестердің 
энергетикалық 
байланыстарын 
есептеуге  қолданылады.
Термохимияның  негізгі 
заңын 
1840  жылы  орыс 
ғалымы  Г.  И.  Гесс  апггы,  ол  Гесс  заңы  деп  аталады 
және  былай  айталады:
Реакцияның 
жылу 
(энтальпиясы)
 — 
реакцияның 
қандай  жолмен  журуіне  байланысты  емес,  тек  реак- 
цияга  қатысатын  бастапқы  заттардың  және  реакция 
нәтижесінде  тузілетін  заттардың  туріне  және  куйіне 
гана  байланысты.
Басқаша  айтқанда,  әр  түрлі  екі  реакцияға  қатысатын 
бастапқы 
заттардың 
және 
реакцияның 
нәтижесінде 
түзілген  заттардың  түрі  де,  күйі  де  бірдей  болса,  онда 
реакциялардың  қандай  жолдармен  жүрулеріне  қарамастан 
жылу  эффектілері  де  өзара  тең  болады.
Г.  И.  Гесс  заңының  мәнін  көміртегі  мен  оттегінен 
көміртегі  (IV)  оксидінің  түзілу  реациясы  арқылы  тү- 
сіндіруге  болады.  Көміртегі  (IV)  оксидін  екі  түрлі  реак- 
циялардың  жәрдемімен  алуға  болады.
Бірінші  әдіс  бойынша  графит  түріндегі  көміртегі  мен 
оттегінің  әрекеттесуінен  бірден  көміртегі  (IV)  оксиді 
түзіледі.
С (р р аф ігг) 
О ^ г а з )  
С О ^ п з ) А   Н |
Екінші  әдіс  бойынша  графит  түріндегі  көміртегі  от- 
тегімен  әрекеттесіп  алдымен  көміртегі  (II)  оксидін  СО
түзеді,  онан  соң  екінші  кезеңінде,  көміртегі  (II)  оксиді 
оттегімен  әрекеттесіп  көміртегі  (IV)  оксидін  түзеді:
С (гр а ф и т ) 
^ ^ О ^ г а э )   =   С О ( г  аэ ) Л Н 2  
С О ( г а з )   +   ^ І 2 0 г ( г а з )   =   С 0 г ( г а з ) А   Н з
156

теңдеуін  былай  жазуға  болады:
Сгр^нт =  0 2 =  С 0 2 
А Н
2
  +   Д  Нз
Бүл  реакцияларды  сызба-нүсқа  түрінде  былай  көрсе- 
туге  болады:
Бүл  екі  реакцияға  да  қатысатын  заттардың  және 
нәтижесінде  түзілетін  заттардың  түрлері  де  (табиғаты) 
күйлері  де  бірдей  болғандықтан,  яғни  екеуіне  де  графит 
түріндегі  көміртегі  мен  газ  күйдегі  оттегі  қатысатын- 
дықтан 
және 
нәтижелерінде 
көміртегі 
(IV) 
оксиді 
түзілетіндіктен,  бүл  екі  реакцияның  жылу  эффектілері 
(энтальпиялары)  өзара  тең  болады.
Бүдан  графит  түріндегі  көміртегімен  газ  күйдегі  от-
тегі  әрекеттесу  реакцнясының  жылу  эффектісі  (Д Н:),
бастапқы  және  түзілетін  заттары  осындай,  бірақ  екі  са- 
тыдан  түратын  екінші  реакцияның  жылу  эффектісіне
(Д Н2 + Д Н3)  тең  болады.
Осы  теңдеуді  пайдаланып  екі  жылу  эффектілерінің 
мәндері  беягілі  болса,  үшіншісінің  мәнін  есептеу  қиын 
болмайды.  Практикада  көміртегі  (IV)  оксідінің  жылу 
эффектісімен  (Д Н,)  көміртегі  (II)  оксиді  жануының  жы- 
лу 
эффектісін 
(Д Н3) 
елшеу 
арқылы 
табады, 
ал 
көміртегі  (II)  оксидінің  жылу  эффектісін  (Д Н2)  алшеу
мүмкін  болмайды  (СО  мен  бірге  С 02  түзіледі).  Сон- 
дықтан  Д Н|, Д Н2  белгілі  мәндерін  пайдаланып,  көмір- 
тегі  (II)  оксидінің  жылу  эффектісін  былай  табады:
Г.  И.  Гесс  заңынан  бірнеше  салдар  шығады.  Олар- 
дың  аса  маңыздылары  мыналар:
Тура  реакциянық  жылу  эффекшісі  кері  тақбамен 
алынеан  кері  реакцияның  жылу  эффектісіне  тең: 
Мынадай  қайтымды  реакциялар  жүреді  екен  дейік:
д Н
со2
Д Н2  =  Д Н,  -   Д Н3
157

А  ■*  В
 
Д Н і
В
  -* 
А
 
Д Н 2
Мүнда  Гесс  заңынан  шығатын  салдар  бойынша:
Д Н ,  =  - Д Н 2
Кез  келген  реакцияның  жылу  эффектісін  немесе  жы- 
лу  эффектісі  белгілі  болса,  реакцияға  қатысатын  заттың 
түзілу  жылуын  (Нт)  мынадай  салдар  бойынша  табады:
Реакцияның  жылу  энтальпиясы  оның  нәтижесінде 
тузілген  заттардың  тузілу  жылуларының  (энтальпия- 
ларының)  қосындысынан  реакцияеа  қатысатын  за- 
ттардың  тузілу  жылуларының  қосындысын  алып  тас- 
таганеа  тең.
  Реакция  теңдеуіндегі  заттардың  алдын- 
дағы  коэффициенттері  олардың  сәйкес  түзілу  жылулары- 
на  көбейткіш  болады.  Мысалы,  мынадай  реакция  жүреді 
екен  дейік:
аА  +  ЬВ  =   сС  +  сЮ
 
А Н
Гесс  заңы  бойынша  бүл  реакцияның  жылу  эф- 
фектісін  былай  табады:
Д Н  =   ( СА Нс +  (1А Но )  -   ( аА НА  +  ЬА Н в ),
мүндағы  Д Н  — реакцияның  жылу  эффектісі, 
а,  Ь,  с,  й 
әріптері 
А,  В,  С,  Е>
  заттарының  теңдеудегі  коэффициент-
тері,  Д На, Д Нв, Д Нс, Д Нв  сәйкес 
А,  В,  С,  й
  заттары- 
ның  түзілу  жылулары  (энтальпиялары).
Заттардың 
түзілу 
энтальпиялары 
(жылулары). 
Жоғарыда 
айтылғанындай, 
Гесс 
заңын 
және 
одан 
шығатын  салдарлар  арқылы  заттардың  түзілу  энталышя- 
ларын  пайдаланып  термохимияда  көптеген  есептеулер 
жүргізеді.
Ж ай 
заттардан 
химиялық 
қосылыстың 
1 
молі 
түзілгенде 
бөлінетін 
немесе 
сіңірілетін 
жылудың 
мөлшерін  сол  заттың 
тузілу  энтальпиясы
  дейді.
Т ермохимиялық  есегггеу л ерге  қолайлы  болу  үшін 
барлық  химиялы  қосылыстардың  түзілу  энталышяларын 
бірдей  жағдайға  келтіреді.  Температура  298°К,  қасым  1 
атм  жағдайда  түрақты  болатын  химиялық  қосылыстар- 
дың 
түзілу 
энталышяларын 
олардың 
стандартты 
тузілу  энтальпиялары
  дейді  және  оларды  Н298  таңба- 
сымен  белгілейді.  Стандартты  жағдайда  түрақты  болатын
158

жаи  заттардың  түзілу  энталыіияларын  (мысалы,  СІ
2
<г»з>,
Ог^гаа),  Вг
2
(с*йыи)  т.  б.)  нөлге  тең  кабылдаған.
Осы  келтірілген  заттардың  түзілу  энталышяларын
пайдаланып,  сол  қосылыстардың  қатысуымен  жүретін  кез
келген  реакцияның  жылу  эффектісін  есептеп  шығаруға 
болады:
Нақты  мысал  ретінде  темір  (II)  карбонатының  ыды- 
рау  реакциясының  теңдеуін  жазып,  оған  қатысатын  зат- 
тардың  түзілу  энтальпиялары  арқылы  реакцияның  жылу 
эффектісін  есептейік:
ҒеСОз  =  ҒеО  + СОг 
АН
Д 
НғеСОз 
=  -7 5 0  кДж,
А 
Н Ғео 
=  —272 қЦж.
А Нсог  =  —394 кДж.
Гесс  заңы  бойынша  реакцияның  жылу  эффектісін  та- 
бамыз:
А Н  =  (А Нғео + А Нсог)  — А Нғесог  =
=  ( -   272)  +  ( -   394)  -   ( -   750)  =  +  84 кДж
Гесс  заңының  негізінде  термохимиялық  есептеулерді
пайдаланып,  химиялық  байланыстар  энергиясын,  крис-
талдық  тор  энергиясын  заттардың  еру  жылуын  (VI  та-
рау),  есептеп  шығаруга  болады.
V
§ 2 .  ХИМИЯЛЫҚ  БАЙЛАНЫСТАРДЫҢ  ЭНЕРГИЯСЫ
(ЭНТАЛЬПИЯСЫ)
Химиялық  байланыс  энергиясын  термохимиялык  жол- 
мен  тікелей  өлшеуге  болмайды.  Ол  үшін  термохимиялық 
әдісті  қодданып  заттардың  түзілу,  жану  т.  б.  проце- 
стерінің 
энтальпиясын  калориметрлік  өлшеу  арқылы 
анықтайды.  Бүдан  соң  осы  әдіспен  табылған  мәлімет- 
терді 
пайдаланып  химиялық  байланыс  энтальпиясын 
есептеп  шығарады.
Химиялық  байланыс  энтальпиясын  есептеп  шыгару 
үшін  байланыс  диссоциациясының  (стандартты  энтальпи- 
ясы)  бос  элементтің  атомдану  стандартты  энтальпиясы 
деген  түсініктерді  білу  керек.
Байланыс  диссоциациясының  стандартты  энтальпиясы 
дегеніміз  стандартты  жағдайда  (температура  298  К,  қы- 
сым  1  атм)  бастапқы  молекулалардың  түзілген  бөлшек-
159

терге  айналу  кезінде  бір  моль  байланыстың  үзілуі 
кезінде  энтальпияныц  өзгеруін  айтады.  Байланыс  диссо- 
циациясының  энтальпиясы  осы  молекуладағы  немесе 
нондағы  байланыстың  беріктігін  көрсетеді.  Байланыс  дис- 
социациясының  сандық  мәні  осы  байланысқа  әсер  ететін
басқа  да  атомдарға  тәуелді.  Мысалы  су  молекуласында 
екі  О — Н  байланыс  бар  екені  және  олардың 
гянды қ 
мәндері  әр  түрлі  болатыны  бүрын  (3-тарау)  айтылды.
Жай  заттың  атомдану  стандартты  энтальпиясы  деп 
осы  жай  заттан  стандартты  жағдайда  (7  = 298  К, 
Р =
 1 
атм)  моль  газ  тәрізді  атомдардың  түзілуі  кезінде  эн- 
тальпияның  өзгеруін  айтады.  Мысалы  сутегінің  атомдану 
стандартты  энтальпиясы  және  оның  сандық  мәні  мына-
ал  сутектің  байланыс  диссоциациясының  стандаргты  эн- 
тальпиясы  мен  оның  сандық  мәні  төмендегідей:
Күрделі  заттағы  байланыс  диссоциациялары  стандарт- 
ты  энтальпияларының  оргаша  мәнін  орташа  байланыс 
энтальпиясы  немесе  байланыс  энтальпиясы  (мысалы  Н - 
О - Н ,   3-тарау)  деп  аталатыны  бүрын  айтылды.  Молеку- 
ласы  екі  атомнан  түратын  жай  заттардың  орташа  байла- 
ныс 
энталышясы 
оның 
байланыс 
диссоц и ац и яги ш лң
энталышясына  тең.  Осыңцай  жай  заттардың  байланыс
диссоциациясының 
энтальпиясы 
оның 
екі 
еселенген
атомдану  энтальпиясына  тең.  Енді  осы  айтылғандарды 
және  Гесс  заңынан  шығатын  салдарды  (§ 39)  пайдала- 
нып,  хлорсутегі  молекуласындағы  сутегі  мен  хлор  ара- 
сындағы  (Н - С1)  байланыс  энтальпиясын  есептейік.
^Слорсутегінің 
стандартты 
түзілу 
энтальпиясы
"*■ 
д и с \ 
V  
■ 
'
кДж/моль, 
ал  хлордың  б^йланыс 
ңисспциациягы нм ң 
стандартты  энтальпиясы  А Ң,нс(СІ
2
)  =  +  243  кДж/моль.
Сутегімен  (Н - Н)  хлордан  (С1 - С1)  хлорсутегі  молеку- 
ласының  түзілуі  Ш  мен  СЬ-нің  атомдарға  диссоциация- 
лануынан  және  түзілген  атомдардың  әрекеттесіп  НСІ 
түзуінен  болатын  реакциялардан  түрады  деп  қарастырып, 
олардың  термохимиялық  теңдеулерін  жазамыз:
даи:
0
^ Н ^ г а а )   =   Н ( г « з ) ; 
А   Н . т ,  и =  
+ 2 1 8
МОЛЬ
0
Н 2 ( г а з )  
2 Н ( г а з ) І  
А   Ң д и с ,! * ^  
4 3 6
МОЛЬ
160

і/
2
Н2(газ)  —  Н(газ);
1/2С12(газ)  =  СІ(газ);
1/гД Н
г
 Н2  =  Д 
=  +  434 кД*/мояь
1/2А Ң,ис С12  =  Д Нат  =  +  243 кД*Цръ 
Н(газ)  + С1(газ)  =  НСІ(газ) 
Д Нна
Енді  осы  үш  теңдеудің  сол  жағын  сол  жағына,  оң 
жағын  оң  жагына  мүшелеп  қосып,  қысқаратындарын
қысқартсақ,  сутегі  мен  хлордан  хлорсутегі  түзілуінің
жиынтық  теңдеуі  келіп  шығады:
1/гН2(газ)  +  і/2С12(газ)  =  НС1(газ); 
Д Ң ^ =   -   93 кДж
Гесс  заңынан  шығатын  салдар  бойынша  реакцияның 
жылу  энтальпиясы  реакция  нәтижесінде  түзілген  заттар 
энтальпияларының  жиынтыгы  мен  қатысқан  заттар  эн- 
тальпиялар  жиынтыгының  айырмасына  тең:
Д 
К - с Г
  Д Ң Іп -  (А Ң >
2
Н2 + Д Қ°нсС12)  =
=  -  93 -   (217  +  121,5)  =  431,5 кДж
Хлорсутек  молекуласындагы  Н - С1  байланыс  энталь- 
пиясы  431,5  кДж/моль,  ягни  бүл  байланысты  үзу  үшін 
431,5  кДж/моль  энергия  жүмсау  керек.
$ 3.  КРИСТАЛДЫК  ТОРДЫҢ  ЭНТАЛЬПИЯСЫ
Жоғарыда  қарастырылган  байланыс  энталышясы  ко- 
валентгі 
қосылыста рд ағы 
химиялық 
байланыстардың 
беріктігінің  өлшемі  болса,  кристалдық  тордың  энтальпия- 
сы  ионды  қосылыста рд ағы  байланыстардың  беріктігін 
анықтайтын  өлшемі  болады.
Кристалдық 
тордың  стандартты  молярлы  энталь- 
пиясы  деп  стандартты  жаедайда
  (7’= 298,  Р = 1   атм)
газ  куйдегі  иондардан  1  моль  қатты  иондық  цосылыс- 
тық  тузілуі  кезіндегі  энтальпияның  өзгеруін  айтады.
Иондық  кристалдық  тордың  энталышясын  тікелей 
өлшеуге  болмайды.  Бірақ  иондық  кристалдық  тордың  эн- 
тальпиясын  тәжірибеде  анықталған  басқа  процестердің 
энтальпияларынан  Борн-Габер  циклі  арқылы  анықтауға 
болады.  Борн-Габер  циклі  дегеніміз  иондық  кристалдық 
қосылыс  түзілуі  кезінде  стандартты  энтальпияның  өзге- 
руіне  Гесс  заңын  қолданудың  әдісі  болып  табылады.
6— 1443
161

*
ч»
мысал  ретівде  натрий  мен  хлордан  натрий  хлори
ды  кристалдық  торы  түзілуі  кезшде  энтальпияның  өзге- 
руін  қарастырайық.  Бүл  қосылыстың  түзілуіне  Борн-Га- 
бер  циклін  қолдану  40-суретте  келтірілген.  Кристалдық
натрии  мен  газ  тәрізді  хлордан  кристалдық  натрий  хло 
риды  түзілуінің  жиынтық  теңдеуі  мынадай:
Ка(К)  +  і/2С12(г)  =  №С1  (К);
кД^^моль»
мүндағы
натрий  хлоридының  молярлық  түзілу
энталышясы.
Жай  заттардың  натрий  хлориды  түзілуін  кезектесіп 
жүретін 
бес 
сатыдан 
түратын 
процесс 
деп 
те
қарастыруға  болады.
1.  Кристалдық  натрийдың  булану  немесе  сублимац 
нәтижесінде  атомданып,  газ  күйдегі  натрийға  айналуы:
Ка(К)
№ (г)
0
Д Н ,т
моль
тәрізді  натрийдың  иондануы  және  оған  сәйкес
келетш  энтальпияның
Иа(г) -*• Ка(г)  +  е
Д Н
0
ион
3.  Хлордың  атомдануы  және  оған  сәйкес  энталышя 
ның  өзгеруі.  Хлордың  атомдану  энергиясы  С1 — С1  бай 
ланыс  диссоциация  энтальпиясының  жартысына  тең:
1/2С12(г) -  С1(г)
4.  Хлордың  иондануы
о
А Қ Т
+  122 кд*/,
моль
соган  сәикес  энтальпия-
ның
С1(г)  +  е -* С1  (г)
Д Н
ион
^моль
5.  Газ
натрий
хлор  иондарынан  иондық
кристалдық  тордың  түзшуі  және  оған  сәикес  келетін 
тальпияның  өзгерүі:
+  -
Иа(г)  +  С1  (г) 
КаСІ  (К)
0
Д Н Т
о
Д Нт — іздеп  отырған  натрий  хлориды  кристалдық 
торының  молярлық  стандартты  энтальпиясы.  Оны  Гесс 
заңьшан  шығатын  реакцияның  энтальпиясы  барлық  ара-
162

лық  сатылар  энтальпияларының  қосындысына  тең  деген 
салдар  бойынша  табамыз:
А Н°р 
=5
  А Н^т(Ма)  +  А Қ°он(Ка)  +  А Қ°т (С1)  +  А Қ°ОІ
1
(С1)  +
+ 4 Нт
А Нт  =  -   411  -   (108  +  495 +  122  +  360)  =  -   766 кДж
Бүл  натрий  хлориды  кристалдық  торының  стандартты 
молярлық  энтальпиясы.
■I

жүктеу/скачать 28,51 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: