Химиялық реакциялардың энергетикасы

КІРІСПЕ
Кез-келген химиялық өзгеріс барысында жылу бөлініп не сіңіріледі, немесе химиялық реакция нәтижесінде өзге бір жұмыстар атқарылады. Мысалы, өзіміз білетін бензиннің жануы барысында жылу бөлініп, двигатель жұмыс істейді, машина қозғалысқа ие болады.
Міне, осы жылу және жұмыс шамалары бойынша химиялық реакцияның жүруін санды түрде сипаттауға мүмкіндік туындайды екен және осы мәселемен айналысатын ілімді химиялық термодинамика деп атайды. Енді осы химиялық термодинамикамен танысу үшін, оның атауларымен ұғымдарына қысқаша тоқталалық.
Химиялық термодинамика — физикалық химияның химиядағы термодинамикалық құбылыстарды (химиялық реакция, фазалық ауысулар (еру, булану, кристалдану, т.б.), сонымен қатар заттардың термодинамикалық қасиеттерінің олардың құрамы мен агрегаттық күйіне тәуелділігін қарастыратын саласы. Химиялық термодинамикатермохимия, химиялық тепе-теңдік және ерітінділер (олардың ішіндеэлектролиттер) туралы ілімдермен және электродты потенциалдар, беттік құбылыстар термодинамикаларымен тығыз байланысты. Химиялық термодинамика термодинамиканың жалпы заңдары (нөлінші, бірінші, екінші, үшінші) мен ережелерін пайдаланады.
Термодинамиканың бірінші заңы, термохимияның негізін құрайтын, оның маңызды салдары — Гесс заңы. Термохимия әр түрлі заттардың жылу сыйымдылығын, жану жылуын, реакцияның жылу эффектісін, түзілу жылуын, еру жылуын, т.б. зерттейді. Олардың температураға тәуелділігін Кирхгоф теңдеуі анықтайды.
Термодинамиканың екінші заңы тепе-теңдіктерді, оның ішінде химиялық тепе-теңдік жөніндегі ілімнің негізін қалады. Оны химиялық реакцияларды зерттеуге қолдану алғаш Я.Х. Вант-Гофф, А.Л. Ле Шателье, т.б. еңбектерінде айтылған. Екінші заң Химиялық термодинамикада белгілі жағдайда қарастырылып отырған жүйедегі әрекеттесудің өз бетінше жүре алатын бағытын, әрі осы тепе-теңдік күйге сыртқы жағдайдың (температура, қысым, т.б.) қалай әсер ететінін анықтайды. Практикалық тұрғыдан алғанда, аса маңызды тепе-теңдіктің өз бетінше ығысуын тиісті бағытта, тиімді жүргізу үшін сыртқы жағдайды қалай өзгерту жолын көрсетеді. Осы айтылғандардың бәріне термодинамикалық функциялар — энтальпия Н мен энтропия S пайдаланылады. Егер процесс тұрақты температура Т және тұрақты қысымда V жүрсе, тепе-теңдікті изобара-изотермиялық потенциалдың (Гиббс S, егер процесс тұрақты температурада және тұрақты көлемде жүрсе, тепе-теңдікті изохора-изотермяиылқ потенциалдың (H–TG=энергиясы) G өзгеруі ГельмгольцA мәндерінің азаю бағытына сай болады. Химиялық термодинамикада кез келген фазалық өзгерулер (еру, булану, балқу, т.б.) заттың бір фазадан екінші фазаға өтуі белгілі заттың химиялық потенциалдары теңесетін бағытқа сай келеді, яғни потенциалы үлкен фазадан потенциалы кіші фазаға ауысып, олар өзара теңескенде тепе-теңдік туады. Фазалар ережесі жұйедегі барлық тәуелсіз құраушылардың саны фазалардың санымен варианттылық арасындағы қатынасты сипаттайды.G және S арқылы анықтайды. Екі жағдайда да процестің өз бетінше жүруі U–TA= энергиясы) А өзгеруі:
Химиялық тепе-теңдіктерді есептеуде термодинамиканың үшінші заңының маңызы зор. Ол абсолют нөлге жуық температураларда жүргізілген тәжірибе нәтижесінде қажетті функциялар — энтропия мен энтальпияның шамасын табуды қалыптасты —стандартты=–RT1nK, мұнда GGA мәндерін тауып, олардың тепе-теңдік константасы мен қатынасын өрнектейтін формулалармен K мәнін табуға болады: G және рды. Осыдан Гиббс энергиясы, R — газ тұрақтысы, K — тепе-теңдік константасы. 20 ғасырдың ортасында тепе-тең емес процестер мен жоғары температурадағы химиялық реакциялар термодинамикасын зерттеу ісі дами бастады. Бүгінде химиялық термодинамиканың екі бағыты — термохимия мен химиялық реакциялардың термодинамикасы кеңінен дамып қолданылады. Мысалы, аммиак синтезі, метанол өндірісі, т.б. маңызды өндірістік процестерде химиялық термодинамиканың есептеулері пайдаланылады

ПАЙДАЛАНЫЛҒАН ӘДЕБИЕТТЕР
1. "Қазақ Энциклопедиясы", 9 том
2. Өтелбаев Б.Т. Химия-3. Шымкент: М.Әуезов атындағы Оңтүстік Қазақстан мемлекеттік университеті, 2000.
3. Васильев В.П. Аналитическая химия. Титриметрические и гравиметрические методы анализа. М.: Дрофа, 2004.
4. https://www.google.ru/
5. http://kk.wikipedia.org/

Пән: Химия
Жұмыс түрі: Курстық жұмыс
Тегін: Антиплагиат
Көлемі: 36 бет
Таңдаулыға:

Жоспар:
І. Кіріспе
ІІ. Негізгі бөлім
1. Термодинамикалық атаулар және ұғымдар.
2. Ішкі энергия. Энтальпия.
3. Жылу және жұмыс. Температура. Термодинамиканың әуелгі және бірінші бастамалары.
4. Термохимия. Ұғымдар.
5. Гесс заңы. Химиялық өзгерістердегі жылу әсерлерінің шамасын есептеу.
а) Күрделі органикалық қосылыстың түзілу жылуын есептеу.
ә) Химиялық байланыс энергиясы мен атомдық түзілу жылуларын есептеу.
6. Термодинамиканың ІІ - бастамасы.
а) Энтропия.
ә) Энтропия - қозғаушы күш.
б) Стандартты изобарлы түзілу потенциалы.
в) Химиялық реакциялар үшін Гиббс энергиясының өзгерісін есептеу.
ІІІ. Қорытынды
Пайдаланылған әдебиеттер

КІРІСПЕ
Кез-келген химиялық өзгеріс барысында жылу бөлініп не сіңіріледі, немесе химиялық реакция нәтижесінде өзге бір жұмыстар атқарылады. Мысалы, өзіміз білетін бензиннің жануы барысында жылу бөлініп, двигатель жұмыс істейді, машина қозғалысқа ие болады.
Міне, осы жылу және жұмыс шамалары бойынша химиялық реакцияның жүруін санды түрде сипаттауға мүмкіндік туындайды екен және осы мәселемен айналысатын ілімді химиялық термодинамика деп атайды. Енді осы химиялық термодинамикамен танысу үшін, оның атауларымен ұғымдарына қысқаша тоқталалық.
Химиялық термодинамика -- физикалық химияның химиядағы термодинамикалық құбылыстарды (химиялық реакция, фазалық ауысулар (еру, булану, кристалдану, т.б.), сонымен қатар заттардың термодинамикалық қасиеттерінің олардың құрамы мен агрегаттық күйіне тәуелділігін қарастыратын саласы. Химиялық термодинамикатермохимия, химиялық тепе-теңдік және ерітінділер (олардың ішіндеэлектролиттер) туралы ілімдермен және электродты потенциалдар, беттік құбылыстар термодинамикаларымен тығыз байланысты. Химиялық термодинамика термодинамиканың жалпы заңдары (нөлінші, бірінші, екінші, үшінші) мен ережелерін пайдаланады.
Термодинамиканың бірінші заңы, термохимияның негізін құрайтын, оның маңызды салдары -- Гесс заңы. Термохимия әр түрлі заттардың жылу сыйымдылығын, жану жылуын, реакцияның жылу эффектісін, түзілу жылуын, еру жылуын, т.б. зерттейді. Олардың температураға тәуелділігін Кирхгоф теңдеуі анықтайды.
Термодинамиканың екінші заңы тепе-теңдіктерді, оның ішінде химиялық тепе-теңдік жөніндегі ілімнің негізін қалады. Оны химиялық реакцияларды зерттеуге қолдану алғаш Я.Х. Вант-Гофф, А.Л. Ле Шателье, т.б. еңбектерінде айтылған. Екінші заң Химиялық термодинамикада белгілі жағдайда қарастырылып отырған жүйедегі әрекеттесудің өз бетінше жүре алатын бағытын, әрі осы тепе-теңдік күйге сыртқы жағдайдың (температура, қысым, т.б.) қалай әсер ететінін анықтайды. Практикалық тұрғыдан алғанда, аса маңызды тепе-теңдіктің өз бетінше ығысуын тиісті бағытта, тиімді жүргізу үшін сыртқы жағдайды қалай өзгерту жолын көрсетеді. Осы айтылғандардың бәріне термодинамикалық функциялар -- энтальпия Н мен энтропия S пайдаланылады. Егер процесс тұрақты температура Т және тұрақты қысымда V жүрсе, тепе-теңдікті изобара-изотермиялық потенциалдың (Гиббс S, егер процесс тұрақты температурада және тұрақты көлемде жүрсе, тепе-теңдікті изохора-изотермяиылқ потенциалдың (H - TG=энергиясы) G өзгеруі ГельмгольцA мәндерінің азаю бағытына сай болады. Химиялық термодинамикада кез келген фазалық өзгерулер (еру, булану, балқу, т.б.) заттың бір фазадан екінші фазаға өтуі белгілі заттың химиялық потенциалдары теңесетін бағытқа сай келеді, яғни потенциалы үлкен фазадан потенциалы кіші фазаға ауысып, олар өзара теңескенде тепе-теңдік туады. Фазалар ережесі жұйедегі барлық тәуелсіз құраушылардың саны фазалардың санымен варианттылық арасындағы қатынасты сипаттайды.G және S арқылы анықтайды. Екі жағдайда да процестің өз бетінше жүруі U - TA= энергиясы) А өзгеруі:
Химиялық тепе-теңдіктерді есептеуде термодинамиканың үшінші заңының маңызы зор. Ол абсолют нөлге жуық температураларда жүргізілген тәжірибе нәтижесінде қажетті функциялар -- энтропия мен энтальпияның шамасын табуды қалыптасты -- стандартты= - RT1nK, мұнда GGA мәндерін тауып, олардың тепе-теңдік константасы мен қатынасын өрнектейтін формулалармен K мәнін табуға болады: G және рды. Осыдан Гиббс энергиясы, R -- газ тұрақтысы, K -- тепе-теңдік константасы. 20 ғасырдың ортасында тепе-тең емес процестер мен жоғары температурадағы химиялық реакциялар термодинамикасын зерттеу ісі дами бастады. Бүгінде химиялық термодинамиканың екі бағыты -- термохимия мен химиялық реакциялардың термодинамикасы кеңінен дамып қолданылады. Мысалы, аммиак синтезі, метанол өндірісі, т.б. маңызды өндірістік процестерде химиялық термодинамиканың есептеулері пайдаланылады

НЕГІЗГІ БӨЛІМ
1. Термодинамикалық атаулар және ұғымдар
Күнделікті өмірден таныс жұмыс пен жылуды жақсы білеміз. Қыста салқын жазда ыстық болатыны мәлім. Жалпы, суық пен жылы айырмашылғын адамзат баласы сол дененің не заттың өз сезім мүшелеріне тікелей әсер етуі нәтижесінде сезінген.
Ал енді, кез-келген денені өзара үйкеліске түсірсек, мысалы, темірді егесек, ағашты жонсақ, белгілі дәрежеде заттардың қызынғанын байқаймыз, яғни денелер қызынуы үшін біз оларға белгілі бір күш жұмсап, жұмыс атқаруымызды қажет етеді. Егер, осы заттарды жылу көзіне жақындатсақ немесе ыстық денемен жанастырсақ, олардың ысығанын, яғни күш жұмсамай-ақ дене қызынғанын байқаймыз. Демек, келтірілген құбылыстар жылу мен жұмыс арасында бір байланыс бар екендігін айғақтайды.
Міне, осы жылу құбылысы мен оның түрленуін зерттейтін ілімді термодинамика деп атайды.
Бұл ілім - жылпы, техникалық және химиялық термодинамика болып үш салаға бөлінеді.
Жалпы термодинамика саласы - термодинамика тәсілдерін тұжырымдап, оны фазалық күй өзгерістеріне, термоэлектр және магниттік құбылыстарға, сәуле шығару мен дене бетінде орын алатын өзгерістерді зерттеуге арналады.
Техникалық термодинамика - жылу мен жұмыстың түрленуіе, жылу двигательдері, тоңазытқыш қондырғыларында орын алатын жылу, механикалық және химиялық құбылыстардың өзара байланыс заңдылықтарымен айналысады.
Химиялық термодинамика - жалпы термодинамика заңдылықтарын химиялық реакция, физикалық және химиялық құбылыстарға қолдануын қарастырады. Соңғы сала:
* химиялық және фаза-аралық тепе-теңдік күйді;
* белгілі бағытта реакция жүруін;
* химиялық реакция нәтижесінде бөлінетін энергияның түрленуін
зерттейді.
Аталған тарауларды жалпы термодинамиканың І және ІІ бастамасы деп аталатын өмір тәжірибесінен тұжырымдалған заңдылықтармен таныспай жатып, игеру мүмкін емес. Ал, бұл ілімді меңгеруде - атау, ұғымдардың мәнін диалектикалық тұрғыдан түсінудің ерекше маңызы зор.
Жүйе (система) - өзімізді қоршаған ортаның кеңістіктегі бөлігі, дене тобы, зат немесе заттар жиыны.
Термодинамикалық жүйе - сыртқы қоршаған ортадан ойша бөлініп қарастырылатын, өзара жылу және механикалық әсерлесуде болатын дене не заттар диыны, тобы.
Термодинамикалық жүйені жабық, ашық және оқшауланған деп үшке бөледі.
Жүйе - өзін қоршаған ортамен зат алмаспайтын тек энергиясымен ғана алмасса - жабық, ал зат алмасуы да орын алса - ашық жүйе деп аталады.
Оқшауланған (изолированный) жүйеде - қоршаған ортамен зат және энергия алмасуы орын алмайды.
Жүйені құрайтын дене бөліктері белгілі бір кеңістік бөлігінде бетпен шектеліп, және де сол бөліктің өн бойында химиялық құрамы, құрылымы, термодинамикалық қасиеттері бірдей болса, онда осы бөлікті - фаза - деп атайды.
Жүйені құрайтын фазалар бірдей агрегаттық күйде болса - біртекті (гомогенді), ал әртүрлі күйде болса - әртекті (гетерогенді) деп бөледі.
Жалпы термодинамикалық жүйені тыңғылықты сипаттау үшін, оның физикалық-химиялық қасиеттерінен, яғни көлемі, қысымы, теспературасы, химиялық құрамы және т.б. хабардар болуымыз керек. Осы орайда өзімізге таныс күй теңдеулерінің тәуелділігінен өзара байланыста болатын шамалар туралы дәйекті ұғым алуымызға мүмкіндік туындайды.
Аталған күй теңдеулерінде кездесетін айналмалылар күй шамалары (параметрі) деп аталынады.
Күй шамалары екіге - экстенсивті және интенсивті болып бөлінеді.
Экстенсивті шамалар - зат мөлшеріне қарайлас (пропорционал). Мысалы, көлем, масса, салмақ және т.б.
Интенсивті шамалар - зат мөлшеріне тәуелсіз. Мысалы, температура, қысым, тұтқырлық және т.б.
Кез-келген күй шамаларының өзгерісі термодинамикалық құбылыс (процесс) деп аталынады да күй шамасының тұрақтылығына қарай төмендегіше жіктелінеді:
P - const - изобарлы,
V - const - изохорлы,
T - const - изотермиялы,
V, T - const - изохорлы-изотермиялы,
P, T - const - изобарлы-изотермиялы.
Күй шамаларының бірінің тұрақты болып, жылу өзгерісі орын алмаса, онда, аталған термодинамикалық өзгерістер рVn = const теңдеуімен өрнектеліп - политропты деп аталады. Мұндағы n сол өзгерісті сипаттайтындай мәнге ие сан.
Сыртқы қоршаған ортамен жылу және зат алмаспай жүретін құбылыс - адиабатты деп аталып рVγ = const ңдеуімен өрнектеледі. Мұндағы γ - адиабата көрсеткіші және бұл құбылыс оқшауланған жүйелерде орын алады.
Қарастырылып отырған жүйеде өзгеріс түрінің орын алуына қарай термодинамикалық қайтымдылық жағдайында (термодимески обратимый процесс) деген түсінікке назар аударалық.
Біріншіден, термодинамикалық қайтымдылық және химиялық қайтымдылық ұғымдарын шатастырмаған абзал.
Термодинамикалық қайтымдылық - өзгерістердің жүру тәсілін, ал химиялық қайтымдылық - химиялық реакцияның бағытын сипаттайды.
Мысалы, N2 + 3H2 2NH3 реакциясы үшін, аммиактың белгілі бір мөлшері түзілгенше реакция тек бір бағытта жүреді. Ал, аммиактың белгілі бір мөлшері түзілгеннен соң, одан артық шамада түзілген аммиак қайтадан азотпен сутегіне ыдырай байтайды, яғни химиялық қайтымдылық орын алады.
Ал термодинамикалық қайтымдылық жағдайына өзгерістің үздіксіз, біртіндеп тепе-теңдік күйін сақтай отырып, бір күйден екінші күйге өтуі жатады.
Мысалы, кез-келген Р0 - қысымда тұрған газды сығайық. Ол үшін поршень бетіне 1 кг жүк тасын қойып оның қысымын РА-ға көлемін VA-ға өзгертейік. Енді осы өзгерісті 1 кг жүк тасын бірден қоймай, біртіндеп бір грамнан, мың рет қоялық. Ал егер, бір грамнан де емес, бір миллиграмдық жүк тастарын қойып та жүйе күйін соңғы жағдайға келтіруге болады. Міне, осы жүк тастарын біртіндеп қою барысында газдың Р0 қысым, V0 - көлемнен РА, VА күйіне өтуін тепе-теңдік (равновесно) жағдайында жүзеге асты делінеді. Жүк тастары майдаланған сайын тепе-теңдік түрінде орын алатын өзгеріс термодинамикалық қайтымдылық жағдайына ұмтылады.
Демек, термодинамикалық қайтымдылық жағдай - тепе-теңдік өзгеріс түрінің шекті яғни идеалды түрі. Олай болса, өмірде ылғи да тепе-теңдік жағдайындағы өзгерістер қарастырылады.
Тепе-теңдік өзгерісіне мына ерекшеліктер тән:
* жүйеге әсер етуші күш пен қарсы әсердің айырымы өте аз шама;
* тура және кері бағытта істелінетін жұмыстың абсолют шамасы тең;
* жүйеге әсер етуші күштің бағытын өте аз мөлшерде өзгерту құбылыс бағытын да өзгертеді;
* өзгеріс уақытына қарағанда жүйенің тепе-теңдікке келу уақыты өте аз шама.
Сонымен қатар, аталған өзгерісті сипаттауда, бұл өте баяу өтетін құбылыс деген тұжырымдарды, оқулықтарда жиі кездестіруге болады. Бұл орайда, өте баяу дегеннің салыстырмалы түрде алынғанын айта кетуді жөн көрдік. Жалпы аз не көп, жылдам немесе баяу, бәрі де салыстырмалы түрдегі шамалар екендігіне көп мән бермейміз. Баяу не жылдам бір жағынан уақытқа қатысты іс-қимылды сипаттайтын болғандықтан релаксация уақытымен танысалық.
Жүйеде кез-келген құбылыс орын алуы үшін сырттан күшпен әсер ету арқылы оның тепе-теңдік күйін бұзып, екінші бір күйге көшіреміз. Осы екінші күйге келуге жұмсалған уақытты өзгеріс уақыты деп атайды.
Ал жүйе екінші күйге жеткенде, оны сипаттайтын күй шамалары - температурасы, қысымы, көлемі - жүйе бойында қайта тепе-теңдік күйге көшеді.
Жүйенің өз бойында тепе-теңдік күйін қалпына келтіру уақыты релаксация мерзімі немесе уақыты деп аталады.
Егер, осы релаксация уақыты өзгеріс уақытына қарағанда, өте аз шама болса, онда құбылысты өте баяу жүретін деп те айта береді.
Мысалы, газ қысымын өзгертуге, яғни поршенге жүк тастарын қойып оның қысымын Р0-ден РА-ға өзгертуге кеткен уақыт 1000 секунда болсын. Ал жүйенің релаксация мерзімі - 10-13 секунда.
Байқап қарасақ, өзгеріс уақытына қарағанда релаксация мерзімі 100010-13 = 10-16 еседей жылдам, яғни осы өзгеріс уақыты аралығында жүйе ылғи да тепе-теңдік күйде тұрғанымен іспеттес. Былайша айтқанда 10-13 сек қарағнда 103 сек өте үлкен уақыт шамасы болып табылады да, баяу өтетін құбылыс деп айтуға болады. Ал 103 сек сағатпен не аптамен салыстырғанда түкке тұрғысыз. Бұдан шығатын қорытынды - өте баяу ұғымы өзгеріс және релаксация уақыттарын салыстырудан туындаған.
Жалпы, жүйе шын тепе-теңдік күйінде болса, яғни релаксация құбылысы орын алмаса, ол жерде ешқандай өзгеріс болмауы тиіс.
Ал, қарастырылып отырған жағдайларда, нақты өзгерістер орын алатындықтан тепе-теңдік өзгеріс жағдайын квазистатикалы, ал жүйе күйін квазистационарлы күй деп те атайды.
Жүйеде құбылыс орын алғанымен, ол әуелгі жағдайына өз бойында да және қоршаған ортада да өзгеріс қалдырмай қалпына келуін - қайтымды құбылыс, ал сипатын тұйықталған деп атайды. Бұл орайда пайдалы жұмыс атқарылмайды.
Құбылыс нәтижесінде жүйе не қоршаған ортада белгілі бір өзгеріс орын алса, онда мұны қайтымсыз құбылыс деп атайды.
Тепе-теңдік өзгеріс жағдайы орын алмаған өзгерістің бәрі де қайтымсыз құбылысқа жатады.
Тепе-теңдікті өзгеріс - жүйенің үзіліссіз, біртіндеп тепе-теңдік күйін кешу арқылы орын алатын өзгерістер.
Термодинамикалық қайтымдылық жағдайы - ол жүйеде идеалды тепе-теңдік өзгеріс жүргендігін мәлімдейді. Ал өмірде мұндай өзгеріс орын алмайды.
Тепе-теңдік өзгерістегі тепе-теңдік күйін стационар күймен шатастырмау керек, өйткені соңғысында уақыт бөлігінде, жүйе күй шамалары өзгермегенмен, зат және энергия ағыны орын алады.
Ал тепе-теңдік күйде - уақыт бөлігінде, жүйенің күй шамалары тұрақты болып, зат алмасуы орын алмайды.
Енді, термодинамикалық өзгеріс нәтижесінде жүйе бойында орын алатын өзгерістерді сипаттайтын шамалармен танысалық.
2. Ішкі энергия. Энтальпия
Энергия ұғымы біз үшін мектептен таныс. Денелердің кеңістікте қозғалу нәтижесінде олардфң кинетикалық және потенциалдық энергияларының өзара түрленуі де мәлім, ал онымен айналысатын ілімді механика деп атайды.
Термодинамика ілімі, денелердегі энергия түрленуін олардың кеңістіктегі орналасу жағдайына тәуелсіз қарастырады, яғни макроскопиялық тұрғыдағы кинетикалық және потенциалдық энергияларын қарастырмайды.
Ке-келген жүйе-дене, зат тобынан, ал олар, өздерін құрайтын молекула, атом сияқты уақ бөлшектерден тұратыны мәлім. Міне, осы жүйедегі денелердің энергиясы, өзін құрайтын уақ бөлшектердің қозғалысынан пайда болған энергиялардың жиынынан тұрады, яғни бөлшектердің тербелмелі, айналмалы, бірқалыпты қозғалыстарынан, молекула-аралық әсерлесу, ядро-аралық әрекеттесу күштерінен құралады делінеді. Мұны U таңбасымен белгілеп ішкі энергия деп атайды да төмендегіше өрнектейді:
U = Eкин. + Епот. + Емол. + Еядро ,
мұндағы
U - жүйенің ішкі энергиясы;
Eкин. + Епот. - элементар бөлшектердің кинетикалық және потенциалдық энергиялары;
Емол. - молекула ішкі бөліктерінің әрекеттесу энергиясы;
Еядро - ядроның ішкі бөліктерінің әрекеттесу энергиясы.
Бөлшектердің кинетикалық энергиясы (Eкин.) - броундық қозғалыстың нәтижесінде туындайтын энергия және ол температураға қарайлас, яғни:
Eкин. ~ f(T).
Бөлшектердің потенциалдық энергиясы (Епот) - бөлшектердің өзара тартылысын сипаттайды (ішкі қысым).
Молекула ішкі бөліктерінің әрекеттесу энергиясы (Емол.) - молекула құрамы мен құрылымын сипаттап, заттар химиялық өзгеріске ұшырағанда ғана өзгереді. Осы себепті оны химиялық энергия деп те атайды.
Ядро ішкі бөліктерінің әрекеттесу энергиясы (Еядро) - ядро құрамы мен құрылымын сипаттап ядролық өзгерістер орын алғанда ғана өзгереді. Бұл энергия түрін ядролық энергия деп атайды.
Химиялық реакцияларда атом ядросы мен құрылымы өзгермейтіндіктен ядролық энергия тұрақты деп қарастырылады.
Ішкі энергия - жүйені сипаттайтын шама болғандықтан, күй шамаларының өзгерісі ішкі энергия шамасын да өзгертеді, яғни күй шамаларына тәуелді күй функциясы болып табылады:
U ~ f(P, V, T).
Ішкі энергия - экстенсивті шама, зат мөлшеріне қарайлас келеді.
Uжүйе = U1 + U2 + ... + Uі ,
мұндағы U1, U2 ... Uі - жүйені құрайтын бөліктердің, денелердің ішкі энергия шамалары.
Ішкі энергияның абсолют шамасын анықтау мүмкін емес. Бүгінгі таңда, дене үшін химиялық және ядролық энергиялардың нақты мәні анықталмағандықтан, ішкі энергия шамасы да анықталмаған, іс жүзінде ішкі энергияның өзгерісін білу, яғни термодинамикалық құбылыс орын алғандағы жүйе күшінің өзгерісін білу жеткілікті, яғни:
∆U = U2 + U1 ,
мұндағы U1 және U2 - жүйе күйінің бастапқы және өзгерістен кейінгі ішкі энергия шамасы;
∆U - ішкі энергия өзгерісінің мәні.
Тұйықталған құбылыс үшін, ішкі энергия өзгерісі орын алмайды, нольге тең:
∆U (0) = 0.
Ішкі энергия өзгерісі, өзгерісті іске асыру түріне тәуелсіз. Мысалы, іске жарамды аккумуляторға тән өзіндік бір ішкі энергия шамасы сәйкес келеді. Ал енді, осы аккумуляторды пайдалану нәтижесінде ол жарамсыз күйге келеді, яғни оның ішкі энергиясы екінші бір шамаға өзгереді. Аккумуляторды жарық көзі ретінде немесе электромоторды айналдыруға, тіпті болмаса, электр қоздырғыш құрал арқылы жылу алуға пайдаланып, жарамсыз күйге келтіруге болады. Аккумулятор күйінің іске жарамды жағдайдан жарамсыз күйге кешуіне, нақты бір ішкі энергия өзгерісінің мәні сәйкес келеді:
Іске жарамды
Іске жарамсыз
U1 U2 Іске жарамды --
∆U
Біз аккумуляторды пайдаланып қандай да бір жұмыс түрін атқармайық ішкі энергия тек ∆U шамасына ғана өзгереді. Демек, ішкі энергия - іс-қимыл түріне тәуелсіз, жүйе күй шамаларының өзгерісіне ғана тәуелді, яғни күй функциясы болып табылады. Бұл - ішкі энергияның математикалық тұрғыдан қарағанда ең бір тамаша қасиеті.
Энтальпия. Біз кез-келген жүйені, ойша қоршаған ортадан бөліп қарап, ол жүйеге ішкі энергия тән екендігін қарастырдық. Енді, осы жүйемізді, яғни дене немесе денелер тобын қоршаған ортаға енгізейік. Ол, осы қоршаған ортадана сол жүйеге қарайлас белгілі бір кеңістік көлемін алатыны даусыз. Ал, кез-келген ортаның өзіне тән кедергісі (қысымы) бар. Мысалы, бізді қоршаған ортадағы кедергі, ол ауа қысымды. Қоршаған ортаға ендірген жүйеміз өзіне лайықты V-көлем алу үшін Р-ға тең ауа кедергісін жоюы керек, яғни PV-шамасына тең энергия түрін жұмыс ретінде атқарып, ол қоршаған орта ішіне енеді. Демек, қоршаған орта ішінде тұрған жүйенің энергиясы U-ға тең ішкі энергия мен PV-ға тең энергия шамасының қосындысы болып табылады, яғни: U + PV.
Міне, осы U + PV-қосындысын Н-энтальпия деп атайды. Демек, энтальпия термодинамикалық жүйені толықтау сипаттайтын энергетикалық шама болып табылады, өйткені, ішкі энергия тек жабық жүйелер үшін орынды. Ал энтальпияны жабық та, ашық та жүйелерді сипаттауда қолдана беруге болады.
Н = U + PV-болғандықтан, энтальпия шамасы да күй функциясы болып табылып, оған ішкі энергия қасиеттерінің бәрі де тән болады, яғни:
1. Жүйенің белгілі бір жағдайына энтальпия шамасының нақты мәні сәйкес келеді.
2. Термодинамикалық жүйенің энергетикалық күйін сипаттайтын болғандықтан-энтальпия-экстенсивті шама.
Н = Н1 + Н2 + Н3 + ... + Ні
3. Энтальпия өзгерісі (∆Н) іс-қимыл түріне тәуелсіз және жүйе күйінің өзгеріс нәтижесін ғана білдіреді.
∆Н = Н2 - Н1
4. Тұйықталған құбылыс орын алған жерде энтальпия өзгерісінің шамасы нольге тең
∆Н(0) = 0.
Техникалық термодинамика ілімінде энтальпияны J деп те белгілейді.
1. Жылу және жұмыс. Температура.
Термодинамиканың әуелгі және бірінші бастамалары
Энергия, қарастырылып отырған жүйеден қоршаған ортаға жылу және жұмыс түрінде беріле алады. Ішкі энергия мен энтальпияға қарағанда, жылу мен жұмыс құбылысты сипаттайды, яғни іс-қимылдың нәтижесі болып саналады.
Жылу мен жұмыс энергия берілу түрі, яғни қоршаған ортамен термодинамикалық жүйенің энергия алмасуы.
Жылу мен жарық энергия ағынының көрінісі бола отырып, тек осы шаманың өзгерісін ғана сипаттайды.
Сонымен, жүйеде орын алатын термодинамикалық құбылысты сипаттай отырып, жылу мен жұмыс құбылыс басталғанда басталып, біткенде бірге аяқталады. Құбылыс орын алмаса, жылу мен жұмыс көрінісі де болмайды.
Сондықтан да құбылыс орын алмаған жерде жылу мен жұмыс туралы аталған шамалардың бар екендігі, мөлшері, қоры және т.б. атауларды пайдаланбаған жөн, қолданғанда да, мән-мағынасына зер салып, байыппен қараған дұрыс.
Жылу мен жұмыс энергия берілу түрлері бола отырып, олардың өзара айырмашылығы - берілу тәсілінде.
Жылу - бөлшектердің ретсіз, бағыт-бағдарсыз қозғалысы нәтижесінде, олардың өзара соқтығысып жүзеге асырылатын энергия берілуінің тәсілі.
Жұмыс - реттелген, белгілі бағытта қозғалатын бөлшектердің материя арқылы жүзеге асатын энергия берілісінің көрінісі.
Табиғатта, энергияның жұмыс түрінде берілуін түрліше жағдайларда кездестіреміз. Дененің белгілі бір күш әсерінен қозғалуы нәтижесінде механикалық жұмыс істелінеді (механикалық энергия); зарядтардың электр өрісінде бағытталған қозғалысынан, электр энергиясы пайда болады.
Бөлшектердің реттелген қозғалысы бұзылып, бағыт-бағдарсыз ретсіз қозғалысқа айналғанда жұмыс жылуға айналады.
Ал, кез-келген ретсіз қозғалыс, ретті бағытталған қозғалысқа көшіру үшін сырттан белгілі бір күш жұмсауды талап етеді, ал ретті қозғалыс, ретсіздікке ешқандай күш әсерінсіз-ақ ауыса алады. Міне, сондықтан да жылу өз еркімен жұмыс атқара алмайды, ал жұмыс істелінген жерде, жылу құбылысы ылғи да байқалады.
Демек, жұмыс атқарылуы үшін күш өрісі қажет. Айта кететін жай, кез-келген түсінік, сол қарастырылып отырған салада ғана орынды екендігінде. Мысалы, атом, молекулалық деңгейде жылу мен жұмысты өзара бөле жарып қарай алмайсыз.
Температура. Күнделікті тұрмыстан, ауа райы туралы, күн ыстық не салқын дегенді естіп, оны денемізбен сезінеміз. Ыстық қайнаған суды бөлмеге қойсақ ол салқындайды. Ал енді, ыстықтығы бірдей екі дене үшінші бір денемен жанасса, біршама уақыттан соң үшеуінің де қызулығы теңеледі. Бұдан шығатын қортынды, дене күйі тек сыртқы жағдайлармен ғана анықталып қоймай, олардың ішкі жай-күйімен де сипатталатындығы шығады және осындай шаманың біріне температура жатады.
Әлгі келтірілген мысалдарымызда, ылғи да қызулығы әр түрлі денелердің күйлері теңелгеннен кейін барып, жүйенің ішкі күйін сипаттайтын температура деген ұғым кіргіздік. Демек, жүйе ішкі күйін сырттан әсер етіп өзгертуіміз үшін, оны қыздыруымыз немесе салқындатуымыз керек, яғни әңгіме белгілі дәрежеде жүйеге жылу түрінде энергия берілуінде не алынуында болып отыр. Осының нәтижесінде жүйе бойындаөзгерістер орын алады да, оны санды түрде сипаттау қажеттілігі туындайды, яғни жүйе температурасын анықтау міндеттілігі шығады. Соңғы шаманы анықтау термодинамиканың әуелгі бастамасына негізделген.
Термодинамика ілімінің әуелгі бастамасы - екі дене үшінші бір денемен жылу тепе-теңдігі күйінде болса, онда бұлар өзара да жылу тепе-теңдігінде болатындығын тұжырымдайды.
Термодинамикалық жүйемен энергия алмасуы - жылу мен жұмыс түрінде алатындықтан аталған шамалар ішкі энергия өзгерісімен тәуелді байланыста болады.
Жүйеге, жылу түрінде берілген энергия, жүйе ішкі энергиясын өзгертіп, белгілі бір жұмыс атқаруға жұмсалады.
Күнделікті өмірде, тұрмыста орын алатын жылу, жұмыс және ішкі энергия шамаларының өзара байланыстағы термодинамика ілімінің бірінші бастамасы деген атпен төмендегіше тұжырымдалады.
oo Оқшауланған жүйенің энергиясы тұрақты шама: U ~ const.
oo Жүйеге қоршаған ортадан жылу түрінде берілген энергия - оның ішкі энергиясын өзгертіп, белгілі бір жұмыс атқарады және бұл математикалық тілде төмендегідей өрнектеледі:
Q = ∆U + W,
мұндағы Q - жылу мөлшері;
∆U - ішкі энергия өзгерісі;
W - жұмыс шамасы.
Жылу және жұмыс іс-қимыл нәтижесі, ал ішкі энергия күй функциясы екендігін ескере отырып, аталған шамалардың өте аз мөлшері үшін теңдеу мына түрде жазылады:
δQ = dU + δQ ,
мұндағы δQ, δQ - өте аз мөлшердегі жылу мен жұмыс шамасы;
dU - өте аз шамадағы ішкі энергия өзгерісі (өсімшесі).
2. Термохимия. Ұғымдар.
Химиялық термодинамиканың негізгі бөлігі термохимия - химиялық реакциялардың жылу әсерлерін қарастырады. Химиялық өзгерістер кезінде әрекеттесуші заттар табиғаты мүлдем дерлік өзгерумен қатар, белгілі мөлшерде энергия, жылу түрінде бөлінеді не сіңіріледі.
Осы жылу реакция жылуы деп аталады.
Егер:
а) әрекеттесуші заттар мен түзілген өнімдердің температурасы бірдей жағдайда өлшенсе;
ә) өзгеріс тұрақты көлемде не қысымда өтсе;
б) пайдалы жұмыс атқарылмаса,
онда бөлінетін не сіңірілетін жылу шамасы реакцияның жылу әсері (эффектісі) деп аталынады.
Жүйеден бөлінген жылу теріс, ал сіңірлген жылу мөлшерлері оң таңбалармен белгіленеді.
Жылу сіңіре жүретін химиялық өзгерістерді эндотермиялы, ал бөліне жүретіндерін экзотермиялы, ал осы жылу мөлшерін реакция теңдеуінің жанында келтіріп, оны термохимиялық теңдеу деп атайды.
Мысалы:
Н2 (газ) + 0,5 О2 (газ) = Н2О (сұйық) ∆Н0 = -248,8кДж.
мұндағы ∆Н0 - реакцияның жылу әсері(эффектісі);
0,5 - коэффициенті оттегінің 0,5 мольі екендігін көрсетеді.
Термохимиялық теңдеулерді дұрыс жазып, есептеулерде қолдану үшін мына мәселелерге назар аударған жөн.
Тұрақты қысымда зат бір күйден екінші күйге ауысқанда температура өзгерісі байқалмайды. Мысалы, зат қатты күйден балқығанда, сұйық - буланғанда немесе керісінше болғанда, жылу сіңірілгенмен температура мәні тұрақты болып тұрады.
Кез-келген заттың 1 молін қалыпты қысым мен қайнау (балқу) температурасында сұйықтан буландыруға (қаттыдан сұйыққа айналдыруға) қажетті жылу мөлшері жасырын булану (балқу) жылуы деп аталады.
Қалыпты немесе стандартты қысым деп 1,0133 · 105 Па 760 мм сынап бағанасы шамасы қабылданады.
Қалыпты қайнау температурасы (нормальная температура кипения) - қалыпты қысымдағы сұйықтың қайнау температурасы.
Түзілу жылуы немесе түзілу энтальпиясы
Тұрақты қысымда, кез-келген заттың бір молі жай заттардан құралған жағдайда бөлінетін (сіңірілетін) жылу мөлшері - түзілу жылуы немесе түзілу энтальпиясы деп аталынады да ∆Н0f - болып белгіленеді.
Мысалы:
Н2 (газ) + 0,5 О2 (газ) = Н2О (сұйық) ∆Н0f = -285,8кДж.
мұндағы ∆Н0f - түзілу жылуы;
индекстегі f - formafion - түзілу деген сөз;
индекстегі 0 - қалыпты қысымды білдіреді.
2С + 3Н2 + 0,5О2 -- С2Н5ОН ∆Н0f (С2Н5ОН) = -276,98кДж
Жай заттардың түзілу энетальпиясы нольге тең деп қабылданады.
Жоғарыда келтірілген химиялық теңдеулер шартты түрде жазылған, өйткені дәл жазылғандай күйде химиялық реакциялар күрделі зат молекуласын түзбейді.
Жану жылуы - 1 моль заттың толық жанғанда бөлінетін жылу әсерінің шамасы. Зат құрамына кіретін элементтер, жоғарғы тотығу дәрежесіне сәйкес тотықтар түзуі тиіс.
Мысалы:
С2Н6 + 3,5О2 -- 2СО2 + 3Н2О ∆НС(С2Н6) = 1502,0кДж.
мұндағы ∆НС(С2Н6) - этанның жану жылуы;
индекстегі С - жануды білдіреді.
Жай заттардың жану жылуы, түзілген тотықтың түзілу жылуына тең.
Сграфит + О2 -- СО2 ∆Н0f (СО2) = ∆Н0С(Сграфит)
Н2 + 0,5 О2 -- Н2О (газ) ∆Н0f (Н2О) = ∆НС(Н2)

Бейтараптандыру жылуы (теплота нейтрализации)
Қышқыл мен сілті арасындағы химиялық әрекеттесу, байтараптандыру реакциясы түріне жататындығы мәлім.
Қышқылдың бір балама (эквивалент) шамсына сәйкес келетін сілті мөлшерімен әрекеттескенде байқалатын жылу әсері байтараптандыру жылуы деп аталады.
HCl + NaOH = NaCl + H2O Q = ∆H0бейт.
H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ +Cl- + H2O
Н+ + ОН- = Н2О ∆Н0298 = -57,3 кДж.
Сутек және гидроксил иондары қосылуы нәтижесінде су түзілгендігі байқалатын жылу әсері бейтараптардыру жылуы деп аталады.
Байланыс энергиясы
Газ күйінде, екі атом арасында коваленттік байланыс түзілгенде бөлінетін энергия - байланыс энергиясы деп аталады.
298К температурада А-В атомдарының арасындағы байланыс энергиясы төмендегіше белгіленеді ЕА-В. Байланыс энергиясының шамасы ылғи да теріс, яғни түзілген жүйеден энергия бөлінетіндігін білдіреді.
Байланыс энергиясы мәні мен таңбасы жөнінен қарама-қарсы шама - ыдырау немесе байланыс үзілу энергиясы деп аталады.
Д00 (А-В) = - ЕА-В.
Мысалы:
ЕО-Н = - 486,6кДж, Д00 (О-Н) = 485,6кДж.
байланыс
энергиясы
Байланыс энергиясы мен түзілу энтальпиясын шатастыруға болмайды, өйткені, біріншісі атомдардан түзілген молекулаға, ал екіншісі жай заттардан түзілген молекулаға тән шама. үзілу энергиясы

Е Н + Сl -- HCl -- ∆Н0 (Н-Сl) = EH-Cl = - Д00 (H-Cl)
12H2 + 12Cl2 -- HCl
-- ∆Н0f (Н2Cl) - түзілу энергиясы
Байланыс энергиясы мен түзілу энтальпиясының
шамасын шартты түрде салыстыру
H + Cl -- HCl ∆H0 (HCl) = EH-Cl = - 427,8кДж
0,5Н2(газ) + 0,5Сl2(газ) -- ∆Н0f (HCl) = - 92,31 кДж.
Термохимиялық теңдеуде әрекеттесуші заттардың агрегат күйі, тұрақты құрылымдық түр өзгерісі теңдікте көрсетілуі тиіс.
Термохимиялық теңдеулерге де арифметикалық амалдарды - қосу, алуды қолдануға болатындығы Гесс заңдылығынан туындайды.
3. Гесс заңы. Химиялық өзгерістердегі жылу
Әсерлерінің шамасын есептеу
Гесс заңы термодинамика І-бастамасының нақты бір көрінісі бола отырып, тұрақты қысым не көлемде реакция жылу әсерлерін қарастырады. Осы себепті - QV = ∆r U; QP = ∆rH.
Сатылап өтетін химиялық өзгерістер нәтижесінде бөлінетін жылу мөлшері әрекеттесуші заттардың бастапқа және соңғы күйімен анықталып, аралық өзгерістер кезінде бөлінген (сіңірілген) жылу шамаларының қосындысы болып табылады. Химиялық құбылыс нәтижесінде орын алатын күй өзгерісінің шамасы жүйенің әуелгі және соңғы күйімен ғана анықталады.
Мысалы: Ацетиленнен этан алу үшін төмендегі өзгерістер орынды.
∆Н1
∆Н2
С2Н4 ∆Н3
∆Н3 = ∆Н1 + ∆Н2
С2Н2 С2Н6

Гесс заңын толыққанды түсініп, есептеулерде пайдалану үшін, сол заңнан туындайтын салдарлармен танысалық.
І - салдар: Лавуазье - Лаплас заңдылығы.
Күрделі заттың ыдырау жылуы, сол заттың түзілу жылу әсеріне абсолют шамасы жөнінен теңбе-тең, ал таңбасы жөнінен қарама-қарсы.
∆Н0f (зат) = - ∆Н0ыдырау (зат).
ІІ - салдар:
Химиялық реакция нәтижесінде бөлінетін не сіңірілетін жылу әсерінің шамасы - реакция өнімдерінің түзілу жылуларының қосындысынан, бастапқы әрекеттесуші заттардың түзілу жылуларының қосындысын, шегергендегі айырымға тең.
∆rH = ∑ ∆H0f (өнім) - ∑ ∆H0f (баст.зат).
Мысалы:
NH3(газ) + HCl(газ) -- NH4Cl(қатты).
∆rH0 = ∆H0f (NH4Cl) - [ ∆H0f (NH3) + ∆H0f (HCl)].
ІІІ - салдар:
Химиялық реакция нәтижесінде бөлінетін не сіңірілетін жылу әсерінің шамасы - бастапқы әрекеттесуші заттардың жану жылуларының қосындысынан, түзілген өнімдердің жану жылуларының қосындысын шегергендегі айырымға тең.
∆rH0 = ∑ ∆H0С (бастап.зат) - ∑ ∆H0С (өнім),
Мысалы:
С2Н4 + Н2 -- С2Н6
∆rH0 = [ ∆H0С(С2H4) + ∆H0С(H2) ] - ∆H0С (С2Н6).
IV - салдар:
Бірдей әрекеттесуші заттар қосылуы нәтижесінде әр түрлі күйдегі заттар түзілсе, онда реакция жылу әсерлері шамасының айырымы сол заттың бір күйден екінші күйге ауысу жылуын береді.
Мысалы:
Н2 + 0,5 О2 -- Н2О (бу) ∆Н0f (Н2О бу) = - 241,83 кДж.
Н2 + 0,5 О2 -- Н2О (сұйық) ∆Н0f (Н2О сұйық) = - 285,80 кДж.
Демек, Н2 (сұйық) -- Н2О (бу)
∆Hөзгеріс = ∆H0f (H2О) - ∆H0f (H2О сұйық) = 44,01 кДж.
а) Күрделі органикалық қосылыстың түзілу
жылуын есептеу
Органикалық қосылыстың түзілу жылуын, жай заттардың қосу арқылы анықтау мүмкін емес. Дегенмен, сол затты құрайтын элементтердің жану жылулары және қосылыстың жану жылуы белгілі болса, оның түзілу жылуын Гесс заңын пайдаланып мына теңдік бойынша табамыз:
∆H0f (зат) = ∑ [ n ∆H0С (элемент) ] - ∆H0C (зат).
мұндағы ∑ n ∆H0С (элемент) - затты құрайтын элементтердің жану жылулары.
∆H0C (зат) - заттың жану жылуы.
Жоғарыда теңдіктің орынды екендігіне көз жеткізелік. Мысалы, метанның түзілу жылуын анықталық. Ол үшін, оның жай заттардан түзілу теңдеуін жазалық.
С2 + 2Н2О -- СН4.
∆H0f (СH4)
Енді, осы теңдеудегі СН4 - жандырып СО2 мен Н2О және жай зат көміртегі мен сутегіні жандырып - СО2 және Н2О алайық, яғни:+
2Н2
СН4
С
∆H0С (Н2)

∆H0С (СН4)
∆H0С (Н2)
+
Н2О
СО2

Жүйенің әуелгі жағдайы С, Н2, ал соңғы күйі СО2 және Н2О. Гесс заңы бойынша:
∆H0f (СH4) + ∆H0С (СН4) = ∆H0С (С) + 2∆H0С (Н2).
Бұл теңдеуден: ∆H0f (СH4) = [ ∆H0С (С) + 2∆H0С (Н2) ] - ∆H0С (СН4).
Егер, жай ... жалғасы

Сіз бұл жұмысты біздің қосымшамыз арқылы толығымен тегін көре аласыз.