Химиялық реакциялар жылдамдығы
Кіріспе
Заманауи жағдайларда мектепте химияны оқыту әдістемесінің ең өзекті
мәселелерінің бірі - пәндік білімнің практикалық бағдарлануын қамтамасыз
ету болып табылады. Бұл зерттелуші теориялық қағидалар, өмір практикасы мен
қолданбалы сипаттағы химиялық білімді демонстрациялау арасындағы тығыз
өзарабайланысты анықтау қажеттігін білдіреді.
Оқушылардың танымдық қызығушылығын сақтау үшін олардың көздерін химиялық
білімнің қосарлы табиғатына жеткізіп, оқу материалын меңгерудегі тұлғалық
қажеттілікті қалыптастыру қажет. Бұған құрамында өзіндік бақылау
сұрақтарынан басқа, тұрмысқа пайдалы қолданбалы сипаттағы ақпараты бар
арнайы құрылған тапсырмалар жол ашуы мүмкін [1].
Осыған байланысты, магистрлік жұмыс тақырыбы – орта мектепте химия
сабақтарында Химиялық реакция жылдамдығы және катализ тақырыбының
қолданбалы аспектілерін зерттеу барынша өзекті болып табылады.
Зерттеудің ғылыми жаңашылдығы химиядан жеке тақырып, нақтылап айтқанда
Химиялық реакция жылдамдығы және катализ тақырыбы бойынша сабақты өтудің
тиімді әдістемелік жасалымының алғаш рет ұсынылып, оның оқу үрдісінде
практикалық сыналуымен ерекшеленеді.
Ғылыми жұмыстың мақсаты – химиялық реакция жылдамдығы және катализ
теориясының орта мектеп курсында орны мен маңызын анықтау және қазіргі
заманға сай әдістемелік нұсқауларды құру.
Осы мақсатты орындау үшін мынадай міндеттер көзделіп отыр:
- химиялық кинетика және катализ ұғымы мен осыған байланысты ережелер
туралы мәліметтер жинақтау, оларды тереңірек зерттеу және мәндерін ашу;
- мектеп химия курсындағы химиялық реакциялардың жүру заңдылықтары,
реакция жылдамдығы және химиялық тепе-теңдік тақырыпшалары бойынша сабақ
(дәстүрлі, сарамандық және зертханалық) түрлерінің әдістемелік жасалымдарын
жасау және оларды ұсыну;
- Химиялық реакциялардың жүру заңдылықтары тақырыбында технологиялық
үрдіс мысалында құбылыстар мен өзгерістер мәнін ашу, осыған сай оқушылар
білімін бағалау тесттерін ұсыну;
- Ұсынылған тақырып бойынша әдістемелік сабақтың енгізілу нәтижесіндегі
тиімділігін анықтау және ұсыныстар беру.
1 Әдеби шолу. Химиялық кинетика және катализ ұғымдары
Химиялық кинетика – химиялық реакциялардың жылдамдығы мен механизмдеріне
түрлі факторлар әсерін зерттейтін физикалық химияның бөлігі.
Химиялық реакция мехнизмі ретінде бастапқы заттардың реакция өнімдеріне
айналуы кезінде жүретін аралық реакциялар түсіндіріледі.
Химиялық кинетаиканың негізгі ұғымы болып химиялық реакция жылдамдығы
түсінігі табылады. Реакция жүретін жүйеге байланысты реакция жылдамдығы
ұғымы біршама ерекшеленеді.
Гомогендік химиялық реакциялар деп әрекеттесуші заттар бір фазада
болатын реакцияларды айтады. Бұл газтектес заттар арасындағы немесе сулы
ертінділердегі реакциялар болуы мүмкін. Мұндай реакциялар үшін орташа
жылдамдық (уақыт бірлігінде әрекеттесуші заттардың біреуінің
концентрациясының өзгерісіне тең):
Химиялық реакцияның мезеттік немесе шынайы жылдамдығы келесіге тең:
Теңдеудің оң жақ бөлігіндегі теріс таңба бастапқы зат концентрациясының
кеміп жатқандығын көресетді. Демек, гомогенді химиялық реакция жылдамдығы
дегеніміз - уақыт бойынша бастапқы заттардың туынды концентрациялары.
Гетерогенді реакция дагеніміз әрекеттесуші заттар түрлі фазада болатын
реакция. Гетерогенді реакцияларға түрлі агрегаттық күйде болатын заттар
арасындағы реакциялар жатады.
Гетерогенді химиялық реакция жылдамдығы уақыт бірлігінде фазалар
бөлінісі бетінің аудан бірлігіндегі кез-келген бастапқы зат мөлшерінің
өзгерісіне тең:
Химиялық реакцияның кинетикалық теңдеуі деп зат концентрацияларымен
реакция жылдамдығын байланыстыратын математикалық формуланы айтады. Бұл
теңдеу тек эксперименттік жолмен ғана анықталуы мүмкін.
Механизмге байланысты барлық химиялық реакциялар жай және күрделі болып
жіктеледі. Жай реакциялар деп теңдеудің сол жақ бөлігінде жазылған
молекулалардың бірмезгілде соқтығысуы есебінен бір сатыда орын алатын
реакцияларды айтамыз. Жай реакцияларға бір, екі немесе кейде сирек те болса
үш молекула қатысуы мүмкін. Сондықтан жай реакцияларды мономолекулалық,
димолекулалық және тримолекулалық реакциялар деп жіктейді. Ықтималдық
теориясы тұрғысынан бірмезгілде төрт және одан да көп молекуланың
бірмезгілде соқтығысуы өте қиын болғандықтан, тримолекулалықтан жоғары
реакциялар кездеспейді. Жай реакциялар үшін кинетикалық теңдеулер
салыстырмалы түрде қарапайым. Мысалы, H2+I2=2HI реакциясы үшін кинетикалық
теңдеу келесі түрге ие:
= k ∙ C(I2) ∙ C(H2)
Күрделі реакциялар бірнеше сатыда жүріп, мұндағы барлық сатылар өзара
байланысты болады. Сондықтан күрделі реакциялардың кинетикалық теңдеулері
жай реакцияларға қарағанда біршама үлкен болады. Мысалы, күрделі
H2+Br2=2HBr реакциясы үшін келесі белгілі:
=
Кинетикалық теңдеудің күрделілігі реакция механизмінің күрделілігімен
тікелей байланысты.
Химиялық кинетиканың негізгі заңы эксперименттік мәліметтердің көптеген
санынан шығатын және реакция жылдамдығының концентрацияға тәуелділігін
өрнектейтін постулат болып табылады. Бұл заң әрекеттесуші массалар заңы деп
аталады. Ол әрбір уақыт мезетіндегі химиялық реакция жылдамдығының біршама
дәрежеге келтірілген әрекеттесуші заттар концентрацияларына пропорционалды
екендігін көрсетеді.
Егер химиялық реакция теңдеуі келесі түрге ие болса:
a A + b B + d D → өнімдер,
онда әрекеттесуші массалар заңының формуласын келесі түрде жазуға
болады:
= k ∙ .
Бұл теңдеудегі k – химиялық реакция жылдамдығының константасы –
концентрацияға емес, температураға тәуелді реакцияның маңызды сипаттамасы.
Егер барлық заттар концентрациясы 1 мольл-ге тең болса, онда химиялық
реакция жылдамдығының константасы реакция жылдамдығына тең. n1, n2, n3
дәрежелік көрсеткіштері А, В және D заттары бойынша химиялық реакцияның
жекелеген реттері деп аталады. Жай реакциялар үшін жекелеген реттер –
нөлден үшке дейінгі кішігірім бүтін сандар. Күрделі реакциялар үшін
жекелеген реттер бөлшектік те, теріс сандар да болуы мүмкін. Жекелеген
реттер қосындысы химиялық реацияның n = n1+ n2+ n3 реті деп аталады.
Осылайша, химиялық реакция реті дегеніміз кинетикалық теңдеудегі
концентрация дәрежелері көрсеткіштерінің қосындысы.
Катализ – өздері реагенттермен әрекеттеспей, химиялық реакция соңында
өзгеріссіз қалатын, катализаторлар деп аталатын заттардың қатысындағы
химиялық реакция жылдамыдығының өзгерісі.
Барлық маңызды өнеркәсіптік үрдістер катализаторлар қатысында жүзеге
асады. Жануарлар мен өсімдік жүйелерінде катализдік реакциялардың ауқымды
мөлшері жүріп жатады. Катализаторлар әсерінен бұл кездегі жылдамдық миллион
есе артуы мүмкін.
Катализдік реакциялардың ортақ қасиеттері:
1. Реакцияға катализатрдың қатысуы оның химиялық теңдеуінде көрініс
бермейді. Дегенмен реакция жылдамдығы катализатор мөлшеріне пропорционал.
2. Катализатор спецификалық әсерге ие. Ол бір реакция жылдамдығын
өзгертсе, ал екіншісіне әсер етпеуі де мүмкін.
3. Катализатор химиялық тепе-теңдікті ығыстырмайды, өйткені ол тура және
кері реакция жылдамдықтарын бірдей шамада өзгертеді.
4. Кейбір заттар (промоторлар) катализаторлар әсерін күшейтсе, ал
кейбіреулері (улар) - әлсіретеді.
Оң және теріс катализ деп бөлінеді. Оң катализді жай ғана катализ десе,
ал терісін – басытқылау (ингибирлеу) деп атайды.
Катализ гомогенді және гетерогенді болып та бөлінеді. Гомогенді катализ
катализатор мен реагенттер бірдей фазада болған жағдайда байқалады.
Гомогендік катализге мысал болып қышқылдар немесе сілтілер қатысындағы сулы
ертінділердегі реакциялар табылады.
Гетерогенді катализ кезінде катализатор мен әрекеттесуші заттар түрлі
фазада болады. Катализдік реакциялардың басым бөлігі қатты катализатордағы
гетерогендік жүйелерде жүреді.
Катализатордың әсер теу механизмін келесі сызбамен көрсетуге болады:
1. А + В = АВ (катализаторсыз);
2.
а) А + К = АК;
б) АК + В = АВ + К (катализатормен).
Катализатордың алғашында заттардың біреуімен тұрақсыз байланысып, ал
кейін екінші реагенттің оны осы қосылыстан ығыстырып шығаратындығы көрініп
тұр.
Қазіргі кездегі катализаторлардың химиялық реакция жылдамдығына әсері
туралы түсінік катализатордың активтендіру энергиясын ұлғайтса және
(немесе) химиялық реакцияның активтендіру энергиясын арттырса, реакция
жылдамдығының да артатындығын түсіндіреді.
1.1 Химиялық реакция жылдамдығына температураның әсері
Көптеген химиялық реакциялар жылдамдығының температура жоғарылауымен
артатындығы белгілі. Реакция жылдамдығына температураның сандық әсерін екі
жолмен есептеуге болады.
Салыстырмалы төмен температуралар кезінде ертінділерде жүретін
реакциялар үшін Вант-Гоффтың эмпирикалық ережесін қоладнуға болады:
температураны әрбір 10оС-қа жоғарылатқан кезде реакция жылдамдығы 2-4 есе
артады.
Реакция жылдамдығына температураның нақты, әрі ғылыми негізделген
әсерін негізін швед ғалымы С. Аррениус ұсынған активті соқтығысулар
теориясы суреттейді. Бұл теорияның мәні оның үш қағидасында көрсетілген:
Химиялық реакциялардың жүру заңдылықтар тақырыбында технологиялық үрдіс
мысалында құбылыстар мен өзгерістер мәнін ашу, осыған сай оқушылар білімін
бағалау тесттерін ұсыну;
- Ұсынылған тақырып бойынша әдістемелік сабақтың енгізілу нәтижесіндегі
тиімділігін анықтау және ұсыныстар беру.
1. Молекулалар әрекеттесуі үшін олар соқтығысулар тиіс.
2. Бөлшектер соқтығысулары шынымен де химиялық айналуға алып келуі үшін,
соқтығысушы молекулалардың артықша энергиялары активтендіру энергиясынан
(Еа) асуы тиіс, яғни реагент молекулалары бір потенциалдық кедергіні жеңуі
қажет.
Химиялық реакцияның активтендіру энергиясы деп әрекеттесуі үшін
соқтығысу сәтінде молекулалар иеленуі тиіс артықша энергияны айтады.
Активтендіру энергиясымен салыстырғанда артықша энергияға ие молекулалар
активті молекулалар деп аталады. Активті молекулалар үлесіне байланысты
реакция жылдамдығы жоғары немесе төмен болуы мүмкін. Реакция жылдамдығы
константасының температура мен активтендіру энергиясына тәуелділігін
Аррениус теңдеуі суреттейді:
Мұндағы k0 – экспоненциалалды көбейткіш – тұрақты шама.
Химиялық кинетика мәселерінің бірі болып эксперименттік мәліметтер
бойынша k0 және Еа мәндерін табу табылады. Мысал ретінде келесі реакция
үшін осы шамалар мәндерін табу әдістемесін қарастырайық:
С12Н22О11 + Н2О → С6Н12О6 + С6Н12О
Сахароза
Глюкоза Фруктоза
Бұл рекцияның кинетикасы түрлі температуралар кезінде 1,45 мольл
концентрациялы күкірт қышқылы қатысында зерттелді. Эксперименттік
мәліметтер бойынша ln k – 1T тәуелділік графигі тұрғызылады. Аррениус
теңдеуінен шығатыны – бұл сызықты тәуелділік (1 сурет). Тура теңдеу
табылып, оны Аррениустың логарифмделген теңдеуімен салыстыра отырып:
ln k = ln k0 –
ізделінді шаманы аламыз:
Ea = 12064∙R = 12064∙8,314 = 100300 Джмоль,
k0 = e36,729 = 8,94 ∙ 1015
1 сурет – Аррениус теңдеуінің коэффициенттерін табу
Кейбір, әсіресе органикалық химиядағы химиялық реакциялар үшін реакция
жылдамдығы, тіпті активті молекулалардың жоғары үлесі кезінде де төмен
болды. Активті соқтығысулар теориясы мұны молекулалардың соқтығысу
ерекшеліктерімен түсіндіреді.
3. Соқтығысар алдында молекулалар бір-біріне салыстырмалы түрде
бағдарлануы тиіс.
Салыстырмалы бағдарланудың қажетті нұсқасы реакцияға алып келеді, ал
қарама-қарсы жағдайда әрекеттесу болмайды. Термодинамикадан жүйедегі
ретсіздікті (молекулалар қозғалысын) сипаттайтын функция белгілі – бұл
энтропия. Аррениус теңдеуі теориясының үшінші қағидасына сай келесіні
аламыз:
Бұл теңдеудегі Sa – химиялық реакцияның активтендіру энергиясы.
Активтендіру энтропиясы, активтендіру энергиясы секілді эксперименттік
мәліметтерден табылады.
1.2 Гомогенді және гетерогенді реакциялар. Вант–Гофф ережесі
Бір фаза бойында жүретін химиялық реакция гомогенді химиялық реакция деп
аталады.
Фазалар бөлінісі шекарасында жүретін химиялық реакция гетерогенді
химиялық реакция деп аталады.
Гомогенді реакцияларға мысал болып ертіндідегі кез-келген реакция
табылады.
Гетерогенді реакцияға мысал болып қатты катализатор бетінде жүретін
реакциялардың кез-келгені табылады (гетерогенді катализдік реакция).
Аррениус теңдеуінен ерекшелігі реакция жылдамдығы константасының
температураға қатаң тәуелділігін эмпирикалық сипатқа ие Вант–Гофф ережесі
береді. 1884 жылы Вант–Гофф температураны 10 градусқа арттырған кезде
көптеген реакциялар жылдамдығының 2-4 есе артатындығын анықтады. Бұл
тәуелділік математикалық түрде келесі қатынаспен өрнектеледі:
= (, (1)
мұндағы: VT және kT – Т температура кезіндегі сәйкесінше реакция
жылдамдығы мен оның константасы; VТ + 10 және kТ + 10 – (Т+10) кезіндегі
сол шамалар, (= 2(4 – реакция жылдамдығының температуралық коэффициенті.
Жалпы жағдайда, егер температура (Т = Т2 – Т1 градусқа өзгерсе, (1) теңдеу
келесі түрге енеді:
(Т10 (2)
Вант-Гофф ережесін реакция бөлме температурасына жақын температура
кезінде жүргізген уақытта Вант–Гофф ережесін қолдануға болады.
Температураның жоғарылауымен ( кеміп, өте жоғары температуралар кезінде
көптеген реакциялар үшін тіпті бірден де кем болуы мүмкін, яғни температура
жоғарылауы реакция жылдамдығын арттырмай, қайта кемітуі мүмкін.
Ферменттік үрдістер, әсіресе, ақуыздардың денатурациялану үрдістері
температуралық коэфффициенттердің біршама жоғары мәндерімен (7–10)
сипатталады. Мұндай жағдайлар кезінде 100-дегі аралық барынша кең болып,
алынған коэффициенттерден соң сол үрдіс механизміндегі болған өзгерістер
байқалмай қалуы мүмкін. Мұның алдын-алу үшін біршама тар температуралар
аралығын (20,30,50) алып, алынған нәтижелерді төмендегі формула бойынша (
10 шамасына келтіру ұсынылады:
= 10 (3)
Өмірлік үрдістердің барлығы шегінен шыққанда өлім орын алатын тар
температуралық аралықта жүреді. Негізінен бұл – 00С-тан 45-50 0С-қа дейінгі
аралықтағы температуралар.
Биологиялық үрдістер жылдамдығының температураға тәуелділік қисығы үш
нүктеге ие: минимум, оптимум және максимум. Минимумнан оптимумға дейін
үрдістер қарқындылығы артады. Жануарлардағы температуралық оптимум 35-400С
шамасында ауытқыса, ал өсімдіктерде ол жоғары болады. Оптимумнан максимумға
дейінгі аралық үрдістердің жүру жылдамдықтарының кемуімен сипатталады.
Тіршіліктің температуралық шекаралары ақуыздардың денатурациялық
өзгерістерімен және ферменттердің инактивтелуімен себептендіріледі.
1.3 Катализаторлар және катализ теориясы
Катализаторлар деп химиялық реакция жылдамдығын өзгерткенімен өздерінің
құрамы мен мөлшері реакция соңында өзгеріссіз қалатын заттарды айтады.
Катализаторлар қатысында химиялық реакциялар жылдамдықтарының өзгерісі
катализ, ал катализаторлар қатысында жүретін реакциялардың өзі катализдік
деп аталады.
Катализаторлар химиялық реакциялар жылдамдығына түрліше әсер етеді:
біреулері жылдамдатады – оң катализаторлар, екіншілері баяулатады – теріс
катализаторлар. Катализатор қызметін реакция өнімдірінің бірі де атқаруы
мүмкін, бұл жағдайда құбылыс – автокатализ деп аталады.
Егер катализатор мен әрекеттесуші заттар бірдей фазада болса, онда
катализ гомогенді, ал түрлі фазада болса – гетерогенді катализ деп аталады.
Катализатор шынайы тепе-теңдікке әсер етпейді, яғни тепе-теңдік
константасын және тепе-теңдік концентрациясын өзгертпейді. Ол тура және
кері реакциялар жылдамдықтарын бірдей дәрежеде жылдамдатып, тек тепе-
теңдіктің орнау уақытын өзгертеді.
Бөгде заттар катализаторға түрліше әсер етеді: біреулері бейтарап болса,
екіншілері катализато әсерін күшейтеді; ал үшіншілері оны әлсіретеді немесе
тоқтатады. Катализдік үрдістерді үдеткіштер промоторлар немесе активаторлар
деп аталады. Реакция жылдамдығын төмендететін заттар басытқылар
(ингибиторлар) деп аталады. Олардың бір бөлігі антиоксиданттар –
органикалық заттардың тотығуын баяулататын немесе алдын-алатын, бәрінен
бұрын тамақ өнімдерін бұзатын заттар болып табылады. Олар азғана мөлшерде
(0,01–0,001%) қолданылады. Сонымен, құрамында майлары мен дәрумендері бар
тамақ өнімдерінің бұзылуының алдын-алу үшін Е дәруменін, галлов қышқылының
пропил және додецил эфирлерін, ионол және басқаларды қосады.
Оң катализаторлар әсері әрекеттесуші заттар жүйесіндегі активтендіру
энергиясының төмендеуіне алып келеді. Катализдік реакциялар төмен
активтендіру энергиясын қажет ететіндіктен, олар жоғары жылдамдықпен
жүреді.
Катализаторлардың әсер ету механизмін түсіндіретін бірқатар теориялар
бар. Гомогендік катализ механизмін түсіну үшін аралық қосылыстар теориясы
ұсынылды. Бұл теорияның мәні, егер баяу жүретін А + В = АВ реакциясын К
катализатор қатысында жүргізсе, онда катализатор бастапқы заттардың бірімен
химиялық әрекеттесуге түсіп, берік емес аралық қосылыс: А + К = АК
түзетіндігінен тұрады. Реакция жылдам жүреді, яғни бұл үрдістің
активтендіру энергиясы аз болады. Кейін аралық АК қосылысы басқа бастапқы
қосылыспен әрекеттесіп, бұл кезде катализатор босап шығады: АК + В = АВ +
К. Бұл үрдістің активтендіру энергиясы да аз болғандықтан, реакция
жеткілікті жылдамдықпен жүреді. Нақ осы теория көмегімен келесі реакция
бойынша NO катализаторы қатысында күкіртті ангидридтің:
2SO2 + O2 2SO3
немесе су буы қатысында хлорлы аммонийдің түзілуі түсіндіріледі:
NH3 + HCl NH4Cl
Кейбір реакциялар қышқылдармен және сілтілермен катализденуі мүмкін.
Қышқылдар мен негіздердің протондық теориясына сай, қышқыл – бұл протонын
бөліп жіберетін, ал негіз – протонды қосып алуға қабілетті қосылыс. Катализ
барысында субстрат молекуласында электрондардың қайтатаралуы орын алып,
активтілігі жоғары аралық қосылыстар (карбоний иондары, карбоаниондар,
полярлық кешендер) түзіледі. Бұл кезде активтендіру энергиясы төмендеп,
реакция жылдамдайды.
Қышқылды-негіздік катализ міндетті түрде бір молекуладан екіншісіне
протонның тасымалдану сатысын қамтиды. Реакциялық ортада донорлар мен
акцепторлар болуы тиіс. Егер қышқылды НА, субстратты НХ, В және А– негіз,
НХН+ және Х– – субстраттың иондалған формалары, ХН – реакция өнімдері деп
алсақ, онда катализді келесі түрде жазуға болады:
Қышқылмен катализдену:
HX + HA ⇄ HXH+ + A–
B + HXH+ ⇄ BH+ + XH
BH+ + A–⇄ B + HA
Негізбен катализдену:
B + HX⇄ BH+ + X–
X– + HA ⇄ XH + A–
BH+ + A–⇄ B + HA
Гидроксид және сутегі иондарымен жылдамдайтын ертінділердегі гомогенді
катализдік реакциялар біршама көп. Осы типтегі реакцияларға этерификация,
қанттардың инверсиялану, күрделі эфирлердің сабындану және басқа да
реакциялар жатады.
Күрделі эфирлердің сабындануы қышқылмен де, сілтімен де катализденеді.
Соңғы жағдайда ол 2-інші реттік теңдеу бойынша жүріп, келесі теңдікпен
суреттелуі мүмкін:
CH3COOC2H5 + OH– ( CH3COO– + C2H5OH
Гетерогендік катализ механизмін түсіндіру негізінде адсорбциялық катализ
теориясы жатыр. Осы теорияға сай, әрекеттесуші заттар молекулалары активті
орталықтар деп аталатын катализатор бетінде адсорбцияланады. Нәтижесінде
катализатор бетінде осы заттардың жоғары концентрациясы пайда болады; бұл
жекелей реакцияның жылдамдауына алып келеді. Бірақ реакция жылдамдығы
артуының басты себебі болып аралық беттік қосылыстардың түзілуі салдарынан
активтендіру энергиясының төмендеуі табылады.
1.4 Ферменттер биологиялық катализаторлар ретінде
Тірі ағзалардағы химиялық үрдістер биологиялық катализаторлар –
ферменттер көмегімен жүзеге асады. Қазіргі кезде белгілі ферменттер болып
көпшілігі металл иондарын қамтитын ақуыздар табылады.
Ферменттер өздерінің тиімділігі бойынша химиялық катализаторлардан
миллион және миллиард есе асып түседі. Реакцияның бұлайша жылдамдауы
ферменттердің реакциялық жолдағы энергетикалық барьерлерді шұғыл түрде
төмендетуімен байланысты. Мысалы, темір (ІІІ) ионы мен каталаза
молекуласының әсерінен сутегі асқын тотығының ыдырау реакциясы үшін
активтендіру энергиясы сәйкесінше 42 және 7,1 кДжмоль, қышқылмен және
уреазамен мочевинаның гидролизі үшін – сәйкесінше 103 және 28 кДжмоль
болады.
Ферменттер жоғары спецификалығымен және әрекет бағыттылығымен
ерекшеленеді. Сонымен, сілекей құрамында болатын амилаза молекуласы бірдей
глюкозалық звенолардың үлкен санынан тұратын крахмалды оңай, әрі жылдам
ыдыратады. Бірақ ол сахарозаның ыдырау үрдісін катализдемейді.
Ферменттердің катализдік әсері салыстырмалы түрде алғанда жеңіл
жағдайларда (37 – 400С температура, жоғары емес қысым мен белгілі-бір рН
мәндері кезінде), орын алады, яғни әрбір фермент оптималды технологиялық
шешімдер іздемей-ақ белгілі-бір химиялық реакцияны жүргізеді.
Ферменттер активтілігінің өзгеру салдарынан аурулар туындайды. Мысалы,
ферменттік жасушалар тирозинінің меланинге айналуын катализдейтін
тирозиназа ферменті активтілігінің төмендеуі нәтижесінде альбигизм ауруы
пайда болады.
Ағзада түрлі ферменттер жетіспеушілігінен туындайтын ауруларды емдеудің
заманауи әдістерінің бірі болып ағзаға жетіспеуші немесе өз активтілігін
төмендеткен ферменттерді енгізу әдісі табылады. Дегенмен, ағзаға таза,
түрлендірілмеген ферменттерді енгізу олардың жылдам бұзылуына алып
келетіндіктен, қымбат тұратын осы препараттардың ауқымды мөлшері қажет. Осы
мәселені шешу жолдарының бірі – ферменттердің иммобилизацияланған
формаларын, яғни органикалық және бейорганикалық тасымалдағыштары бар
химиялық байланыстардың алуан типтерімен байланысқан ферменттер жасау.
2 Әдістемелік бөлім
2.1 Химиялық реакциялар жүрісінің заңдылықтары сабағы
Химиялық үрдістерді саналы түрде ұғыну үшін химиялық тепе-теңдік және
катализ туралы түсініктің болуы ерекше маңызға ие. Бұл мәселелер тек
оқушылар үшін ғана емес, сонымен қатар мұғалімдер үшін де әрқашан күрделі
болып табылады. Тақырыптың оқу материалы 6 сабаққа бөлінген, мұндағы бір
сабақта оқушыларды екіден артық ұғыммен таныстыруға болмайды.
Тақырыпты өту жоспары
1. Химиялық реакциялар жылдамдығы.
2. Реакциялар жылдамдығының сыртқы факторларға тәуелділігі.
3. Температураның реакция жылдамдығына әсері.
4. Катализ.
5-6. Химиялық тепе-теңдік және оның ығысуы.
Келесілерді: химиялық айналулар энергетикасын; Гесс заңын; реакция
реакциялар жылдамдығының температураға, концентрацияға, әрекеттесуші
заттардың жанасу аудандарына, әрекеттесуші заттар табиғатына,
катализаторлар мен ингибиторлар қатысуына тәуелділігін; Вант-Гофф ережесін;
Ле-Шателье қағидасын; химиялық тепе-теңдіктің ығысу шарттарын білуі тиіс.
Келесілерді: нақты мысалдармен химиялық реакция жылдамдығының түрлі
факторларға тәуелділігін және химиялық тепе-теңдіктің реакцияның жүріс
жағдайларына байланысты ығысуын; химиялық реакция жылдамдығы ұғымын,
есептік тапсырмаларды шешу кезінде түзілу және жану жылуларын қолдана білу
қажет.
Негізгі ұғымдар: жылулық эффект, термохимиялық теңдеулер, экзотермиялық
және эндотермиялық реакциялар, энтальпия, активтендіру энергиясы, заттардың
түзілу және жану жылулары, энтропия, химиялық тепе-теңдік, қайтымды және
қайтымсыз реакциялар, тура және кері реакциялар, тепе-теңдік
концентрациялары, химиялық тепе-теңдік константасы, химиялық реакциялар
жылдамдығы, катализатор, ингибитор, катализдік реакция [2].
Бақылау сұрақтары
1. Реакция жылдамдығы қандай факторларға тәуелді?
2. Химиялық реакция жылдамдығы деп нені атаймыз?
3. Реакция жылдамдығы шамасын қанлай формуламен есептеуге болады?
4. Массалар әрекеттесу заңын қалай өрнектейді?
5. Вант-Гофф ережесі қалай оқылады?
6. Температураны жоғарылатқан кезде неліктен реакция жылдамдығы артады?
7. Қандай заттарды катализаторлар деп, ал қандай заттарды ингибиторлар
деп атайды?
8. Реакцияның кинетикалық теңдеуі деп нені айтады?
9. Активтендіру энергиясы дегеніміз не?
10. Қандай реакциялар қайтымды, ал қандай реакциялар қайтымсыз деп
аталады?
11. Химиялық тепе-теңдік дегеніміз не?
12. Тепе-теңдік константасы деп нені айтамыз?
13. Хиимялық тепе-теңдіктің ығысуы деп нені айтады?
14. Ле Шателье қағидасы қалай оқылады?
15. Кез-келген химиялық реакция неліктен жылулық эффектімен іске асады?
16. Қандай реакцияларды экзотермиялық, ал қандайларын эндотермиялық деп
атайды?
17. Гесс заңы мен одан шығатын салдардарды тұжырымдаңыздар.
2.1.1 Химиялық реакциялар жылдамдығы
Химиялық реакция жылдамдығы ( – физикалық шама.
мұндағы С1 – (1 уақыт сәтіндегі әрекеттесуші заттардың бірінің бастапқы
концентрациясы, С2 – (2 уақыт сәтіндегі концентрация, (1 – бастапқы уақыт,
(2 – реакцияның аяқталу уақыты. Мұндағы реакция жылдамдығының мәні теріс
бола алмайтындықтан, біз теріс мән алу жағдайында оның математикалық
модулін аламыз.
Шамамларды өлшеу бірліктері: С – мольл, ( – с (секунд), ( – моль(л•с).
Химиялық реакция жылдамдығы: әрекеттесуші заттар табиғатына;
температураға; реагенттер концентрациясына; әрекеттесуші заттардың жанасу
беттеріне (гетерогендік жүйелер үшін); катализатор немесе ингибитордың
болуына тәуелді.
А + В = С реакциясы үшін:
( = k[A]•[B],
мұндағы k – жылдамдық константасы, [A] – А затының концентрациясы, [В] –
В затының концентрациясы.
Егер реакцияларда жекелеген соқтығысуларға А молекуласынан а және В
молекуласынан b қатысса, яғни аА + bВ = С болса, онда ( = k•[A]а•[B]b
өрнегін әрекеттесуші массалар заңы деп атайды. (а және b дәрежелерінің
көрсеткіштері реакция механизмінің күрделі болу салдарынан көбінесе
стехиометриялық коэффициенттермен тең емес).
Температураны әрбір 10°-қа жоғарылату кезінде реакция жылдамдығы 2–4 есе
артады (Вант-Гофф ережесі):
мұндағы (2 – (2 температурасы кезіндегі реакция жылдамдығы, (1 – (1
температурасы кезіндегі реакция жылдамдығы, ( – температуралық коэффициент,
ол 2-ден 4-ке дейінгі мәндерді қабылдайды. Реакция жылдамдығы уақытқа кері
пропорционал:
Химиялық реакция жылдамдығы тақырыбы бойынша алгоритмдер
1 алгоритм. Химиялық реакция жылдамдығын есептеңіздер.
Есеп. Егер реакция басталған сәттен кейін 20 секундтан соң заттар
концентрациясы 0,05 мольл, ал 40 секундтан кейін – 0,04 мольл болса, онда
химиялық реакцияның орташа жылдамыдығы қандай болады(кесте 1).
Кесте 1
Әрекеттесулер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Есеп мәліметтерін жазу Берілгені: τ1=20 секунд,
τ2=40 секунд,
с1=0,05 мольл,
с2=0,04 мольл.
Табу керек: υ=?
2. Реакция жылдамдығын есептеуге υ=(с2-с1)(τ2-τ1)
арналған формуланы жазамыз
3. Мәліметтерді формулаға қойып, υ=(0,05-0,04)(40-20)=0,0005
математикалық модулін ала отырып, моль(л·с)
Химиялық реакция жылдамдығын табамыз
2 алгоритм. Химиялық реакция жылдамдығының реагенттер концентрациясына
тәуелділігі(кесте 2).
Есеп. Егер газды қоспа көлемін 2 есе кемітсек, 2СО + О2 2СО2
химиялық реакциясының жылдамдығы қалай өзгеретін болады?
Кесте 2.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Берілген реакция үшін әрекеттесуші массаларυ0=k[О2]·[СО]2
заңының өрнегін жазамыз
2. Газды қоспа көлемінің 2 есе кемуінің заттарυ1=k[2О2]·[2СО]2=
концентрациясын 2 есе ұлғайтатындығын есепке k·2[О2]·4[СО]2=8k[О2]·[СО]2
ала отырып, химиялық реакция жылдамдығы υ2
өрнегін жазамыз да, есептеулер жүргіземіз
3. Жауабын жазамыз Реакция жылдамдығы 8 есе
артады
3 алгоритм. Реакция жылдамдығының температураға тәуелділігі
Есеп. Егер температуралық коэффициент 2-ге тең болса, температураны 300-
ден 350 0С-қа дейін жоғарылату кезінде химиялық реакция жылдамдығы неше
есеге артады(кесте 3)?
Кесте 3.
Әрекетер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Реакция жылдамдығының температураға υ2=υ1·γ(t2-t1)10,
тәуелділік өрнегін жазамыз
2. Мәндерді формулаға қоя отырып, υ350=υ300·2(350-300)10=υ300·32
есептеулер жүргіземіз
3. Жауабын жазамыз Реакция жылдамдығы
32 есе артады
Өзіндік бақылауға арналған тапсырмалар
1. Егер жүйе қысымы 5 есе артса:
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
реакциясының жылдамдығы қалай өзгереді? Жауабы: 125 есе артады.
2. 80-нен 60-қа дейін салқындату кезінде реакция жылдамдығы 4 есе
кеміді. Реакция жылдамдығының температуралық коэффициентін табу керек.
Жауабы. 2.
3. Реакция 50 °С кезінде 2 минут 15 секунд ішінде жүреді. Егер
температуралық коэффициент 3-ке тең болса, бұл реакция t = 70 °C кезінде
қанша уақытта аяқталады? Жауабы: 15 секунд.
2.1.2 Термохимиялық теңдеулер
Химиялық теңдеулерден ерекшелігі термохимиялық теңдеулерде химиялық
реакцияның жылулық эффектісі көрсетіліп, теңдеудің сол жақ және оң жақ
бөліктерінің арасына теңдік (=) белгісін қою қабылданған.
Жылулық эффект Q килоджоульмен (кДж) өлшенеді, ол экзотермиялық
реакцияларда оң, эндотериялық реакцияларда теріс болады.
Энтальпия ((Н) – жылулық эффектіге таңбасы бойынша кері, заттың ішкі
энергиясын сипаттайтын шама, ол мольдегі кДж (кДжмоль) өлшеміне ие.
Термохимиялық теңдеулерді жазудың мүмкін болатын екі формасы:
2Н2 (г.) + О2 (г.) = 2Н2О (г.) + 483,6 кДж
Н2 (г.) + 12О2 (г.) = Н2О (г.),
ΔH= –241,8 кДжмоль.
Гесс заңы: треакцияның жылулық эффектісі реакция өнімдерінің түзілу
жылуларының қосындысы мен бастапқы заттардың түзілу жылуларының
қосындысының айырмасына тең:
Q=ΣQтүз. өнім – ΣQбаст. зат
Химиялық реакциялар кезінде жылу бөлінеді немесе сіңіріледі. Жылу
бөлінуімен жүретін реакциялар экзотермиялық, ал жылу сіңіріле жүретін
реакциялар – эндотермиялық реакциялар деп аталады(кесте 4).
4 алгоритм. Белгілі термохимиялық теңдеу бойынша реакцияның жылу
эффектісін есептеңіздер.
Есеп. Төмендегі термохимиялық теңдеу бойынша:
N2 (г.) + О2 (г.) = 2NО (г.) – 180,7 кДж
Реакцияға 5,6 л (қ.ж.) азот түскенде қанша жылудың сіңірілетіндігін
табыңыздар.
Кесте 4.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Термохимиялық теңдеулер үстіне сәйкес 5,6 л
орындарда азоттың белгілі көлемі мен Q
энергияның белгісіз мөлшерін көрсетіңіздерN2(г)+O2(г)=2NO(г)-18 0,7
Vқ.ж.=22,4 л
кДж
2. Пропорция құрыңыздар 5,622,4=Q180,7
3. Теңдеуді шеше отырып, ізделінді энергияQ=45,2 кДж
мөлшерін (жылулық эффектіні) табамыз
5 алгоритм. Термохимиялық теңдеулерді құрыңыздар(кесте 5).
Есеп. 3 г магнийді жаққан кезде 75,15 кДж жылу бөлінді. Магний жануының
термохимиялық теңдеуін құрыңыздар.
Кесте 5.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Жалпы түрдегі термохимиялық теңдеуді 2Мg+О2=2МgO+Q
жазыңыздар
2. Теңдеу үсінде есеп мәндерін көрсетеміз 3 г
75,15 кДж
2Мg+О2=2МgO+Q
3. Есептеуге қатысатын, зат формуласының 3 г
астына сәйкес шамаларды жазамыз 75,15 кДж
2Мg+О2=2МgO+Q
υ=2 моль
М=гмоль, m=48 г
4. Пропорция құрып, реакцияның жылу 348 = 75,15 кДж
эффектісін табамыз Q=1202 кДж
5. Есептың жауабы болып табылатын Термохимиялық теңдеу:
термохимиялық теңдеуді құрамыз 2Мg+О2=2МgO+1202 кДж
6 алгоритм. Заттың жану жылуын есептеңіздер.
Есеп. Төмендегі реакцияның термохимиялық теңдеуі бойынша:
2СО (г.) + О2 (г.) = 2СО2 (г.) + 566,5 кДж
Көміртегі (ІІ) оксидінің жану жылуын есептеңіздер(кесте 6).
Кесте 6.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Термохимиялық теңдеуде көміртегі (ІІ) 2СО2(г)+O2(г)=2СO2(г)+566,5 υ=2
оксидінің формуласының астына зат моль
мөлшерін жазамыз кДж
2. Пропорция бойынша көміртегі (ІІ) 12=Q566,5,
оксидінің жану жылуын анықтаймыз Q=283,25 кДж
7 алгоритм. Заттардың түзілу жылуын есептеңіздер.
Есеп. 93 г ақ фосфорды жаққан кезде 2322 кДж жылу бөлінді. Фосфор (V)
оксидінің түзілу жылуын есептеңіздер(кесте 7).
Кесте 7.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Фосфордың жану реакциясының 4Р+5O2=2Р2О5+Q
термохимиялық теңдеуін жазыңыздар
2. 1 моль заттың түзілу есебімен теңдеуді 93 г
жазып, теңдеу үсінде есеп мәндерін 2322 кДж
көрсетіңіздер 2Р+52O2=Р2О5+Q
3. Фосфор символының астына қажетті 93 г
шамалар мәндерін жазыңыздар 2322 кДж
2Р+52O2=Р2О5+Q
υ=моль
М=31 гмоль
m=62 г
4.Пропорция құрып, фосфор (V) түзілу 9362=2322Q
жылуын таыңыздар Q=1548 кДжмоль
8 алгоритм. Гесс заңы бойынша реакцияның жылу эффектісін
есептеңіздер(кесте 8).
Есеп. Темір (ІІІ) оксидінің түзілу жылуы +821,5 кДжмоль, ал алюминий
оксидінің түзілу жылуы +1675,7 кДжмоль болғанда (жай заттардың түзілу
жылуы нөлге тең), төмендегі реакцияның жылу эффектісін есептеңіздер:
Fe2O3 + 2Al Al2O3 + 2Fe
Кесте 8.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Гесс заңы бойынша реакцияның жылу Q=ΣQтүз.өнім-ΣQбаст.зат
эффектісін есептеу формуласын жазыңыздар
2. Нақты реакция үшін соны жазамыз Q=ΣQтүз.өнім(АІ2О3)-ΣQбаст.зат(
Fe2О3)
3. Формулаға есеп мәндерін қойып, Q=1675,7-821,5=854,2 кДжмоль
реакцияның жылулық эффектісін есептейміз
4. Жауабын жазамыз Q=854,2 кДжмоль
Өзіндік бақылауға арналған тапсырмалар
1. 40 г кальций карбонаты ыдыраған кезде 70,8 кДжмоль жылу бөлінгендегі
кальций карбонатының ыдырау реакциясының термохимиялық теңдеуін құрыңыздар.
Жауабы: CaCO3 = CaO + CO2 – 177 кДжмоль.
2. Этилен мен ацетиленнің 1 молі жанған кезде сәйкесінше 1400 және 1305
кДж бөлінетін болса, 30% (көлем бойынша) этилен және 70% ацетиленнен
тұратын 1 м3 қоспа толық жанғанда қанша жылу бөлінеді?
Жауабы: 59 531 кДж.
3. Көмірқышқыл газының түзілу жылуы 393,5 кДжмоль, су буы – 242
кДжмоль, ал ацетилен – 226,8 кДжмоль болғандағы ацетиленнің С2Н2 жану
жылуын есептеңіздер.
Жауабы: 1604,4 кДж.
2.1.3 Химиялық тепе-теңдік
Қайтымсыз реакция болмайды, қайтымсыз ретінде қарастырылатын кех-з-
келген үрдіс қайтымдыға (және керісінше) айнала алады. Кальций карбонатының
ыдырауы:
t
СаСО3 →СаО+СО2↑
Егер реакция ашық жүйеде жүзеге асса, онда ол қайтымсыз (яғни, мұнда
реакция сферасынан көміртегі (IV) оксидінің ұшуы мүмкінболады). Дегенмен
тұйық жүйеде үрдіс толығымен жүрсейді. Жүйеде ыдырауға кедергі келтіретін
газдың белгілі-бір қысымы орнаған кезде, үрдіс қайтымды болады. Қайтымды
реакция үшін келесі түрде жазуға болады:
aA + bB = cC + dD,
тура реакция жылдамдығы (тура төмендегі қатынаспен анықталады:
υ=k1∙саА∙сbВ
мұндағы k1 – тура реакция жылдамдығының константасы, cA және cB – А және
В заттарының молярлық концентрациялары. А және В заттарының
концентрациялары азайып, артынан, тура реакция жылдамдығы да төмендейді.
Жүйеде С және D өнімдерінің пайда болуы жылдамдығы (түз төмендегідей
математикалық түрде өрнектелетін қайтымды үрдістің жүру мүмкіндігін
көрсетеді:
υтүз=k2∙ссС∙сdD
Жүйеде С және D заттарының жинақталу шамасына қарай қайтымды үрдіс
жылдамдығы тура және кері реакция жылдамдықтары теңескенше үздіксіз артатын
болады: (тура= (кері. Жүйенің мұндай күйі химиялық тепе-теңдік деп аталады.
Тепе-теңдік кезіндегі концентрациялар арасындағы қатынас төмендегі
формуламен өрнектеледі:
Кт-т=k1k2=[С]с∙[D]d[А]а∙[В]b
мұндағы Kт-т – тепе-теңдік константасы, [A], [B], [C], [D] – заттардың тепе-
теңдік концентрациялары. Химиялық тепе-теңдік константасы шамасы
әрекеттесуші заттар табиғаты мен температураға тәуелді. Егер Kт-т 1
болса, онда (тура (кері болады, егер Kт-т 1 болса, онда (тура (кері
болады. Жағдайдың өзгеруіне байланысты тепе-теңіктің ығысуы әмбебап Ле
Шателье қағидасымен анықталады: егер тепе-теңдік күйдегі жүйеге
концентрация, температура немесе қысым өзгерісін өрнектейтін әсер
көрсетсек, онда жүйе осы әсерлердің әлсіреудіне жол ашатын бағытқа қарай
ығысатын болады.
1 мысал. Қышқылдық ортада лакмус (HInd) неліктен (артықша H3О+) – қызыл,
сілтілік ортада (артықша гидратталған ОН–, рН 7) – көк?
Шешуі
Индикатордың диссоциациялану теңдеуін келесі түрде көрсетуге болады:
HInd Н+ + Ind–.
Хиимялық тепе-теңдік жағдайында:
υтура=υкері, k1∙сHInd=k∙сH+∙сInd
1) Ертіндіде артықша гидратталған Н+ болғанда (қышқылдық орта, рН 7)
Кт-т 1. Химиялық тепе-теңдік кері реакция бағытына ығысады, яғни
ертіндіде қызыл түсті индикатордың диссоциацияланбаған молекулалары
жинақталады.
2) Артықша ОН– мөлшері (сілтілік орта, рН 7) гидроксоний иондарын
бейтараптайды, яғни олардың концентрацияларын кемітіп, тепе-теңдікті оңға
қарай (Кт-т 1), көк түсті индикатордың гидратталған аниондарының Ind–
жағына қарай ығыстырады.
2 мысал. Төмендегі реакция үшін Кт-т математикалық өрнегін
көрсетіңіздер:
2SO2 + O2 = 2SO3 + Q.
Кт-т сандық мәні мен Ле Шателье қағидасын пайдалана отырып, тепе-
теңдіктің оңға қарай ығысуын қалай болжауға болады.
Шешу:
Кт-т=k1k2=[SO3]2[SO2]2∙[O2]
Тепе-теңдікті келесі әсерлер арқылы оңға қарай ығыстыруға болады.
1) Әрекеттесуші заттар концентрацияларын жоғарылату. Мұндай әсерді
келесі теңсіздікпен суреттеуге болады:
k1∙с2SO2∙сO2k2∙с2SO3
Көлем бірлігіндегі SO2 және O2 молекулаларының саны ұлғайып, олардың
арасындағы соқтығысулар жиілейді де, SO3 концентрациясы да артады(кесте 9).
9 алгоритм. Ле Шателье қағидасын пайдалану
Кесте 9.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
а) 1. Бастапқы заттар мен түзілген өнім 4НСІ+О2=2СІ2+2Н2О
мөлшерін есептеңіздер – жүйедегі барлық 4 моль 1 моль 2 моль 2
зат – газ болғандықтан, олардың молдік моль
қатынастары реакция теңдеуіндегі
коэффициенттерге тең
2. Газдар көлемінің өзгерісін талдап, Мұнда газдар көлемінің кемуі
қорытынды жасаңыздар орын алғандықтан, қысымды
жоғарылату кезінде υтураυтүз
болады
б) 1. Жылулық эффект бойынша реакцияның ΔH=-116,4 кДжмоль
қандай болатындығын анықтаңыздар ΔH0 – экзотермиялық реакция
2. Қорытынды жасаңыздар Экзотермиялық реакция
температурасын жоғарылату
кезінде υтураυтүз болады
в) 1. Қ\Концентрациясын ұлғайтқан кезде О2О2 – бастапқы зат
затының қандай зат болып табылатындығын
табу керек – бастапқы зат па, әлде реакция
өнімі ме?
2. Қорытынды жасаңыздар υтураυтүз
г) Катализатор химиялық тепе-теңдік күйіне әсер етпейді
2) Реакция өнімінің концентрациясын кеміту. SO3 концентрациясын кеміту
кезінде нәтиже алдыңғыға ұқсас болады. Бастапқы заттардың жаңа бөліктері
жойылатын өнімді компенсациялау үшін әрекеттесетін болады.
3) Температураны төмендету. Тура реакция – экзотермиялық болғандықтан,
тепе-теңдікті оңға қарай ығыстыру үшін жүйені салқындату қажет. Жоғаоған
жылу тура реакцияның күшеюі салдарынан толығатын болады. (Керіінше,
температураның жоғарылауы тепе-теңдіктің солға қарай жылжуын туындатады).
4) Қысымды жоғарылату. Бастапқы заттар – газтектес, өнім – сұйық зат (бу
түрінде). Тура реакция көлемнің кемуімен жүреді, артынан біз қысымды
арттыра отырып, тепе-теңдікті оңға қарай, ал кеміте отырып – солға қарай
ығыстырамыз. Егер реакция көлем өзгерісінсіз жүрсе, онда қысым өзгерісі
тепе-теңдікке әсер етпегені.
5) Катализаторды қолдану тепе-теңдіктің ығысуын тудырмайды. Химиялық
реакция жылдамдығына елеулі әсер ететін катализатор екі: тура және кері
реакцияны да бірдей жылдамдатады.
Есеп. Белгілі-бір жағдайлар кезіндегі хлорсутектің оттегімен реакциясы
қайтымды болып табылады:
4НСl (г.) + O2 (г.) 2Сl2 (г.) + Н2O (г.), (H = –116,4 кДж.
Жүйенің тепе-теңдік күйіне төмендегі қандай ықпал әсер етеді:
а) қысымның ұлғаюы;
б) температураның артуы;
в) оттегі концентрациясының жоғарылауы;
г) катализатор енгізу?
10 алгоритм. Реакцияның тепе-теңдік константасын есептеңіздер
Есеп. Көмірқышқыл газының тепе-теңдік концентрациясы 0,02 мольг, сутегі
– 0,005 мольг, ал көмір қышқылы мен су – 0,01 мольл-ден болғандағы,
төмендегі реакция үшін тепе-теңдік константасын есептеңіздер(кесте 10):
СО2 + Н2 СО + Н2О
Кесте 10.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Ұсынылған реакция үшін тепе-теңдік K=[СО]∙[Н2О][СО2]∙[Н2]
константасы өрнегін жазыңыздар
2. Мәндерді формулаға қойып, есептеу K=0,01∙0,010,02∙0,005=1
жүргізіңіздер
11 алгоритм. Заттардың бастапқы концентрацияларын есептеңіздер.
Есеп. Қайтымды реакция төмендегі теңдеумен өрнектеледі:
2SO2 + O2 2SO3.
Күкір (ІV) оксиді үшін – 0,0002 мольл, оттегі үшін – 0,004 мольл,
күкірт (VІ) оксиді үшін – 0,003 мольл болатын тепе-теңдік концентрациялары
белгілі. Оттегі мен күкіртті газдың бастапқы концентрацияларын табыңыздар.
Кесте 11.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Рекция теңдеуін жазып, заттардың 2SO2+O2=2SO3
молдік қатынастарын көрсетіңіздер 2 1 2
2. Реакция теңдеуі бойынша мольл-дегі х у 0,003
SO2 және О2 үшін сәрекет 2SO2+O2=2SO3
концентрациясын табыңыздар 2 1 2
х=0,003 мольл,
у=0,0015 мольл
3. Бастапқы заттар концентрацияларын сбаст=сыдыр+сәрекет
анықтауға арналған формуланы жазыңыздар
4. Бастапқы заттардың концентрацияларынсбаст(SO2)=0,0002 +0,003=0,0032
есептеңіздер мольл,
Сбаст(О2)=0,004+0,0015=мольл
Өзіндік бақылауға арналған тапсырмалар:
1. Реакция теңдеуі:
Н2 + I2 2HI
Сутегі үшін – 0,004 мольл, йод үшін – 0,25 мольл, йодсутек үшін – 0,08
мольл болатын тепе-теңдік концентрациялары берілген. Сутегі мен йодтың
бастапқы концентрацияларын және тепе-теңдік константасын есептеңіздер.
Жауабы: [H2] = 0,044 мольл, [I2] = 0,29 мольл, К = 6,4.
2. Азоттың бастапқы мөлшерінің 10%-ы әрекеттескен кезде тепе-теңдік
орнап, азот пен сутегінің бастапқы концентрациялары сәйкесінше 2 және 6
мольл-ге тең болатын болса, тұрақты температура кезінде жабық ыдыста
жүретін N2+3Н2=2NН3 реакциясындағы тепе-теңдіктің орнау сәтінде қысым
қалай өзгеретін болады?
Жауабы: 1,05 есе кемиді.
3. Төмендегі өзгерістер кезінде реакция тепе-теңдігі қай жаққа қарай
өзгереді:
2H2S 2Н2 + 2S – Q,
N2O4 2NO2 – Q,
CO + H2O (г.) СО2 + Н2 + Q,
а) температура төмендеген кезде;
б) қысым жоағрылауы кезінде?
Жауабы. Реакциялардағы тепе-теңдік:
а) температура төмендеуі кезінде:
2Н2S 2Н2 + 2S – Q – солға қарай,
N2O4 2NO2 – Q – солға қаай,
CO + H2O (г.) СО2 + Н2 + Q – оңға қарай ығысады;
б) қысым жоғарылауы кезінде:
2Н2S 2Н2 + 2S – Q – ығыспайды,
N2O4 2NO2 – Q – солға қарай ығысады,
CO + H2O (г.) СО2 + Н2 + Q – ығыспайды [5].
2.2 Тақырып бойынша сарамандық жұмыстар жасалымы
2.2.1 Химиялық реакциялар жылдамдығына катализаторлар әсері сарамандық
жұмысы
Мақсаты. Катализаторлар, олардың белгілі-бір ортадағы әрекет мәні,
ингибиторлар мен промоторлар туралы ұғымды қайталап, қорыту.
Қондырғы және реактивтер. Шыра, спирт шамы, сіріңке, шпатель, шыны
таяқша, сынауықтары бар штатив, санитарлық склянка; сутегі асқын тотығы,
мыс (ІІ) тераамины [Сu(NH3)4](OH)2, Na2SO3, MnCl2, CoCl2, BaCl2, тұз
қышқылы (сұй.), темір (III) оксиді Fe2O3, ацетон (диметилкетон)
ертінділері.
Катализ – Белгілі-бір заттардың (катализаторлардың) қатысында химиялық
реакция жылдамдығының ұлғаю құбылысы.
Катализаторлар – реакция жылдамдығын арттырып, өздері үрдіс соңында
құрамы мен массасы бойынша өзгеріссіз қалатын заттар. Үрдістің жылдамдауы –
катализ. Катализ сызбасын келесі түрде көрсетуге болады:
А + К → АК
+
АК + В → АВ + К
_________________
К
А + В → АВ
Мұндағы А және В – әрекеттесуші заттар, К – катализатор, АК – аралық
қосылыс, АВ – реакция өнімі.
Үрдісті баяулату – ингибирлеу. Катализдің екі түрі болады – гомогендік
және ный и гетерогендік. Гомогендік катализ кезінде реагенттер, реакция
өнімдері және катализатор бір (газы немесе сұйық) фазаны құрайды да, беттер
бөлінісі болмайды. Гомогендік катализдің ерекше жағдайы – автокатализ
(реакция өнімдерінің біреуінің үрдісті жылдамдатуы). Мысалы, қышқылдық
ортадағы калий перманганатының калий сульфитімен реакцияласу жылдамдығы
Mn2+ иондарының түзілуі есебінен артады:
+7 +4
+2 +6
2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4=2MnSO4+6K2SO4+ 3H2O
Ертінділердегі көптеген реакциялар H3O+ (pH 7) және ОН- (pH 7)
иондарымен үдейді: крахмал гидролизі, эфирлердің сабындалуы, сахарозалар
гидролизі және басқалар. NH+4, HCO-3, CH3COO– иондары да органикалық заттар
реакциясын қатты жылдамдатады.
диэтил эфирі
Гетерогендік катализ ерекшелігі болып мұндағы катализатордың (негізінен
қатты заттың) реагенттер мен өнімдерге қарағанда басқаша фазалық күйде
болатындығы табылады. Қатты зат бетіндегі реакция зат ішіндегі
байланыстардың түзілуіне қатыспайтын электрондық жұптардың қатысуымен
координациялық байланыстар есебінен іске асады. Нәтижесінде ішкі
байланыстар әлсіреп, молекулалар не бұзылады, не белсенді радикалдар
түзеді.
Қатты зат бетіне реагенттер қаншалықты жақсы адсорбцияланып, реакция
өнімдері қаншалықты әлсіз ұсталса, осы заттың катализдік белсенділігі де
соғұрлым жоғары болады. Гетерогендік катализатордың барлық беті катализдік
белсенділік көрсетпейді. Белсенді орталықтар беттің бір бөлігін ғана алып
тұрады:
-3 0 300 С, Pt +2 -2 -2
4NH3+5О2→→→4NO+6H2O+932 кДж
т-сыз-ш тот-ш
Отындарды жағудың катализдік әдістерін қолдану оны пайдалану
коэффициентін (қазір 0,45) екі есе жоғарылатып, көмірстутектік шикізаттың
үлкен химиясын қамтамасыз ету мәселесін шешеді(кесте 12).
Кесте 12.
Сарамандық жұмыстар
Жұмыстың реті Тапсырма Бақылау ... жалғасы
Сіз бұл жұмысты біздің қосымшамыз арқылы толығымен тегін көре аласыз.
Заманауи жағдайларда мектепте химияны оқыту әдістемесінің ең өзекті
мәселелерінің бірі - пәндік білімнің практикалық бағдарлануын қамтамасыз
ету болып табылады. Бұл зерттелуші теориялық қағидалар, өмір практикасы мен
қолданбалы сипаттағы химиялық білімді демонстрациялау арасындағы тығыз
өзарабайланысты анықтау қажеттігін білдіреді.
Оқушылардың танымдық қызығушылығын сақтау үшін олардың көздерін химиялық
білімнің қосарлы табиғатына жеткізіп, оқу материалын меңгерудегі тұлғалық
қажеттілікті қалыптастыру қажет. Бұған құрамында өзіндік бақылау
сұрақтарынан басқа, тұрмысқа пайдалы қолданбалы сипаттағы ақпараты бар
арнайы құрылған тапсырмалар жол ашуы мүмкін [1].
Осыған байланысты, магистрлік жұмыс тақырыбы – орта мектепте химия
сабақтарында Химиялық реакция жылдамдығы және катализ тақырыбының
қолданбалы аспектілерін зерттеу барынша өзекті болып табылады.
Зерттеудің ғылыми жаңашылдығы химиядан жеке тақырып, нақтылап айтқанда
Химиялық реакция жылдамдығы және катализ тақырыбы бойынша сабақты өтудің
тиімді әдістемелік жасалымының алғаш рет ұсынылып, оның оқу үрдісінде
практикалық сыналуымен ерекшеленеді.
Ғылыми жұмыстың мақсаты – химиялық реакция жылдамдығы және катализ
теориясының орта мектеп курсында орны мен маңызын анықтау және қазіргі
заманға сай әдістемелік нұсқауларды құру.
Осы мақсатты орындау үшін мынадай міндеттер көзделіп отыр:
- химиялық кинетика және катализ ұғымы мен осыған байланысты ережелер
туралы мәліметтер жинақтау, оларды тереңірек зерттеу және мәндерін ашу;
- мектеп химия курсындағы химиялық реакциялардың жүру заңдылықтары,
реакция жылдамдығы және химиялық тепе-теңдік тақырыпшалары бойынша сабақ
(дәстүрлі, сарамандық және зертханалық) түрлерінің әдістемелік жасалымдарын
жасау және оларды ұсыну;
- Химиялық реакциялардың жүру заңдылықтары тақырыбында технологиялық
үрдіс мысалында құбылыстар мен өзгерістер мәнін ашу, осыған сай оқушылар
білімін бағалау тесттерін ұсыну;
- Ұсынылған тақырып бойынша әдістемелік сабақтың енгізілу нәтижесіндегі
тиімділігін анықтау және ұсыныстар беру.
1 Әдеби шолу. Химиялық кинетика және катализ ұғымдары
Химиялық кинетика – химиялық реакциялардың жылдамдығы мен механизмдеріне
түрлі факторлар әсерін зерттейтін физикалық химияның бөлігі.
Химиялық реакция мехнизмі ретінде бастапқы заттардың реакция өнімдеріне
айналуы кезінде жүретін аралық реакциялар түсіндіріледі.
Химиялық кинетаиканың негізгі ұғымы болып химиялық реакция жылдамдығы
түсінігі табылады. Реакция жүретін жүйеге байланысты реакция жылдамдығы
ұғымы біршама ерекшеленеді.
Гомогендік химиялық реакциялар деп әрекеттесуші заттар бір фазада
болатын реакцияларды айтады. Бұл газтектес заттар арасындағы немесе сулы
ертінділердегі реакциялар болуы мүмкін. Мұндай реакциялар үшін орташа
жылдамдық (уақыт бірлігінде әрекеттесуші заттардың біреуінің
концентрациясының өзгерісіне тең):
Химиялық реакцияның мезеттік немесе шынайы жылдамдығы келесіге тең:
Теңдеудің оң жақ бөлігіндегі теріс таңба бастапқы зат концентрациясының
кеміп жатқандығын көресетді. Демек, гомогенді химиялық реакция жылдамдығы
дегеніміз - уақыт бойынша бастапқы заттардың туынды концентрациялары.
Гетерогенді реакция дагеніміз әрекеттесуші заттар түрлі фазада болатын
реакция. Гетерогенді реакцияларға түрлі агрегаттық күйде болатын заттар
арасындағы реакциялар жатады.
Гетерогенді химиялық реакция жылдамдығы уақыт бірлігінде фазалар
бөлінісі бетінің аудан бірлігіндегі кез-келген бастапқы зат мөлшерінің
өзгерісіне тең:
Химиялық реакцияның кинетикалық теңдеуі деп зат концентрацияларымен
реакция жылдамдығын байланыстыратын математикалық формуланы айтады. Бұл
теңдеу тек эксперименттік жолмен ғана анықталуы мүмкін.
Механизмге байланысты барлық химиялық реакциялар жай және күрделі болып
жіктеледі. Жай реакциялар деп теңдеудің сол жақ бөлігінде жазылған
молекулалардың бірмезгілде соқтығысуы есебінен бір сатыда орын алатын
реакцияларды айтамыз. Жай реакцияларға бір, екі немесе кейде сирек те болса
үш молекула қатысуы мүмкін. Сондықтан жай реакцияларды мономолекулалық,
димолекулалық және тримолекулалық реакциялар деп жіктейді. Ықтималдық
теориясы тұрғысынан бірмезгілде төрт және одан да көп молекуланың
бірмезгілде соқтығысуы өте қиын болғандықтан, тримолекулалықтан жоғары
реакциялар кездеспейді. Жай реакциялар үшін кинетикалық теңдеулер
салыстырмалы түрде қарапайым. Мысалы, H2+I2=2HI реакциясы үшін кинетикалық
теңдеу келесі түрге ие:
= k ∙ C(I2) ∙ C(H2)
Күрделі реакциялар бірнеше сатыда жүріп, мұндағы барлық сатылар өзара
байланысты болады. Сондықтан күрделі реакциялардың кинетикалық теңдеулері
жай реакцияларға қарағанда біршама үлкен болады. Мысалы, күрделі
H2+Br2=2HBr реакциясы үшін келесі белгілі:
=
Кинетикалық теңдеудің күрделілігі реакция механизмінің күрделілігімен
тікелей байланысты.
Химиялық кинетиканың негізгі заңы эксперименттік мәліметтердің көптеген
санынан шығатын және реакция жылдамдығының концентрацияға тәуелділігін
өрнектейтін постулат болып табылады. Бұл заң әрекеттесуші массалар заңы деп
аталады. Ол әрбір уақыт мезетіндегі химиялық реакция жылдамдығының біршама
дәрежеге келтірілген әрекеттесуші заттар концентрацияларына пропорционалды
екендігін көрсетеді.
Егер химиялық реакция теңдеуі келесі түрге ие болса:
a A + b B + d D → өнімдер,
онда әрекеттесуші массалар заңының формуласын келесі түрде жазуға
болады:
= k ∙ .
Бұл теңдеудегі k – химиялық реакция жылдамдығының константасы –
концентрацияға емес, температураға тәуелді реакцияның маңызды сипаттамасы.
Егер барлық заттар концентрациясы 1 мольл-ге тең болса, онда химиялық
реакция жылдамдығының константасы реакция жылдамдығына тең. n1, n2, n3
дәрежелік көрсеткіштері А, В және D заттары бойынша химиялық реакцияның
жекелеген реттері деп аталады. Жай реакциялар үшін жекелеген реттер –
нөлден үшке дейінгі кішігірім бүтін сандар. Күрделі реакциялар үшін
жекелеген реттер бөлшектік те, теріс сандар да болуы мүмкін. Жекелеген
реттер қосындысы химиялық реацияның n = n1+ n2+ n3 реті деп аталады.
Осылайша, химиялық реакция реті дегеніміз кинетикалық теңдеудегі
концентрация дәрежелері көрсеткіштерінің қосындысы.
Катализ – өздері реагенттермен әрекеттеспей, химиялық реакция соңында
өзгеріссіз қалатын, катализаторлар деп аталатын заттардың қатысындағы
химиялық реакция жылдамыдығының өзгерісі.
Барлық маңызды өнеркәсіптік үрдістер катализаторлар қатысында жүзеге
асады. Жануарлар мен өсімдік жүйелерінде катализдік реакциялардың ауқымды
мөлшері жүріп жатады. Катализаторлар әсерінен бұл кездегі жылдамдық миллион
есе артуы мүмкін.
Катализдік реакциялардың ортақ қасиеттері:
1. Реакцияға катализатрдың қатысуы оның химиялық теңдеуінде көрініс
бермейді. Дегенмен реакция жылдамдығы катализатор мөлшеріне пропорционал.
2. Катализатор спецификалық әсерге ие. Ол бір реакция жылдамдығын
өзгертсе, ал екіншісіне әсер етпеуі де мүмкін.
3. Катализатор химиялық тепе-теңдікті ығыстырмайды, өйткені ол тура және
кері реакция жылдамдықтарын бірдей шамада өзгертеді.
4. Кейбір заттар (промоторлар) катализаторлар әсерін күшейтсе, ал
кейбіреулері (улар) - әлсіретеді.
Оң және теріс катализ деп бөлінеді. Оң катализді жай ғана катализ десе,
ал терісін – басытқылау (ингибирлеу) деп атайды.
Катализ гомогенді және гетерогенді болып та бөлінеді. Гомогенді катализ
катализатор мен реагенттер бірдей фазада болған жағдайда байқалады.
Гомогендік катализге мысал болып қышқылдар немесе сілтілер қатысындағы сулы
ертінділердегі реакциялар табылады.
Гетерогенді катализ кезінде катализатор мен әрекеттесуші заттар түрлі
фазада болады. Катализдік реакциялардың басым бөлігі қатты катализатордағы
гетерогендік жүйелерде жүреді.
Катализатордың әсер теу механизмін келесі сызбамен көрсетуге болады:
1. А + В = АВ (катализаторсыз);
2.
а) А + К = АК;
б) АК + В = АВ + К (катализатормен).
Катализатордың алғашында заттардың біреуімен тұрақсыз байланысып, ал
кейін екінші реагенттің оны осы қосылыстан ығыстырып шығаратындығы көрініп
тұр.
Қазіргі кездегі катализаторлардың химиялық реакция жылдамдығына әсері
туралы түсінік катализатордың активтендіру энергиясын ұлғайтса және
(немесе) химиялық реакцияның активтендіру энергиясын арттырса, реакция
жылдамдығының да артатындығын түсіндіреді.
1.1 Химиялық реакция жылдамдығына температураның әсері
Көптеген химиялық реакциялар жылдамдығының температура жоғарылауымен
артатындығы белгілі. Реакция жылдамдығына температураның сандық әсерін екі
жолмен есептеуге болады.
Салыстырмалы төмен температуралар кезінде ертінділерде жүретін
реакциялар үшін Вант-Гоффтың эмпирикалық ережесін қоладнуға болады:
температураны әрбір 10оС-қа жоғарылатқан кезде реакция жылдамдығы 2-4 есе
артады.
Реакция жылдамдығына температураның нақты, әрі ғылыми негізделген
әсерін негізін швед ғалымы С. Аррениус ұсынған активті соқтығысулар
теориясы суреттейді. Бұл теорияның мәні оның үш қағидасында көрсетілген:
Химиялық реакциялардың жүру заңдылықтар тақырыбында технологиялық үрдіс
мысалында құбылыстар мен өзгерістер мәнін ашу, осыған сай оқушылар білімін
бағалау тесттерін ұсыну;
- Ұсынылған тақырып бойынша әдістемелік сабақтың енгізілу нәтижесіндегі
тиімділігін анықтау және ұсыныстар беру.
1. Молекулалар әрекеттесуі үшін олар соқтығысулар тиіс.
2. Бөлшектер соқтығысулары шынымен де химиялық айналуға алып келуі үшін,
соқтығысушы молекулалардың артықша энергиялары активтендіру энергиясынан
(Еа) асуы тиіс, яғни реагент молекулалары бір потенциалдық кедергіні жеңуі
қажет.
Химиялық реакцияның активтендіру энергиясы деп әрекеттесуі үшін
соқтығысу сәтінде молекулалар иеленуі тиіс артықша энергияны айтады.
Активтендіру энергиясымен салыстырғанда артықша энергияға ие молекулалар
активті молекулалар деп аталады. Активті молекулалар үлесіне байланысты
реакция жылдамдығы жоғары немесе төмен болуы мүмкін. Реакция жылдамдығы
константасының температура мен активтендіру энергиясына тәуелділігін
Аррениус теңдеуі суреттейді:
Мұндағы k0 – экспоненциалалды көбейткіш – тұрақты шама.
Химиялық кинетика мәселерінің бірі болып эксперименттік мәліметтер
бойынша k0 және Еа мәндерін табу табылады. Мысал ретінде келесі реакция
үшін осы шамалар мәндерін табу әдістемесін қарастырайық:
С12Н22О11 + Н2О → С6Н12О6 + С6Н12О
Сахароза
Глюкоза Фруктоза
Бұл рекцияның кинетикасы түрлі температуралар кезінде 1,45 мольл
концентрациялы күкірт қышқылы қатысында зерттелді. Эксперименттік
мәліметтер бойынша ln k – 1T тәуелділік графигі тұрғызылады. Аррениус
теңдеуінен шығатыны – бұл сызықты тәуелділік (1 сурет). Тура теңдеу
табылып, оны Аррениустың логарифмделген теңдеуімен салыстыра отырып:
ln k = ln k0 –
ізделінді шаманы аламыз:
Ea = 12064∙R = 12064∙8,314 = 100300 Джмоль,
k0 = e36,729 = 8,94 ∙ 1015
1 сурет – Аррениус теңдеуінің коэффициенттерін табу
Кейбір, әсіресе органикалық химиядағы химиялық реакциялар үшін реакция
жылдамдығы, тіпті активті молекулалардың жоғары үлесі кезінде де төмен
болды. Активті соқтығысулар теориясы мұны молекулалардың соқтығысу
ерекшеліктерімен түсіндіреді.
3. Соқтығысар алдында молекулалар бір-біріне салыстырмалы түрде
бағдарлануы тиіс.
Салыстырмалы бағдарланудың қажетті нұсқасы реакцияға алып келеді, ал
қарама-қарсы жағдайда әрекеттесу болмайды. Термодинамикадан жүйедегі
ретсіздікті (молекулалар қозғалысын) сипаттайтын функция белгілі – бұл
энтропия. Аррениус теңдеуі теориясының үшінші қағидасына сай келесіні
аламыз:
Бұл теңдеудегі Sa – химиялық реакцияның активтендіру энергиясы.
Активтендіру энтропиясы, активтендіру энергиясы секілді эксперименттік
мәліметтерден табылады.
1.2 Гомогенді және гетерогенді реакциялар. Вант–Гофф ережесі
Бір фаза бойында жүретін химиялық реакция гомогенді химиялық реакция деп
аталады.
Фазалар бөлінісі шекарасында жүретін химиялық реакция гетерогенді
химиялық реакция деп аталады.
Гомогенді реакцияларға мысал болып ертіндідегі кез-келген реакция
табылады.
Гетерогенді реакцияға мысал болып қатты катализатор бетінде жүретін
реакциялардың кез-келгені табылады (гетерогенді катализдік реакция).
Аррениус теңдеуінен ерекшелігі реакция жылдамдығы константасының
температураға қатаң тәуелділігін эмпирикалық сипатқа ие Вант–Гофф ережесі
береді. 1884 жылы Вант–Гофф температураны 10 градусқа арттырған кезде
көптеген реакциялар жылдамдығының 2-4 есе артатындығын анықтады. Бұл
тәуелділік математикалық түрде келесі қатынаспен өрнектеледі:
= (, (1)
мұндағы: VT және kT – Т температура кезіндегі сәйкесінше реакция
жылдамдығы мен оның константасы; VТ + 10 және kТ + 10 – (Т+10) кезіндегі
сол шамалар, (= 2(4 – реакция жылдамдығының температуралық коэффициенті.
Жалпы жағдайда, егер температура (Т = Т2 – Т1 градусқа өзгерсе, (1) теңдеу
келесі түрге енеді:
(Т10 (2)
Вант-Гофф ережесін реакция бөлме температурасына жақын температура
кезінде жүргізген уақытта Вант–Гофф ережесін қолдануға болады.
Температураның жоғарылауымен ( кеміп, өте жоғары температуралар кезінде
көптеген реакциялар үшін тіпті бірден де кем болуы мүмкін, яғни температура
жоғарылауы реакция жылдамдығын арттырмай, қайта кемітуі мүмкін.
Ферменттік үрдістер, әсіресе, ақуыздардың денатурациялану үрдістері
температуралық коэфффициенттердің біршама жоғары мәндерімен (7–10)
сипатталады. Мұндай жағдайлар кезінде 100-дегі аралық барынша кең болып,
алынған коэффициенттерден соң сол үрдіс механизміндегі болған өзгерістер
байқалмай қалуы мүмкін. Мұның алдын-алу үшін біршама тар температуралар
аралығын (20,30,50) алып, алынған нәтижелерді төмендегі формула бойынша (
10 шамасына келтіру ұсынылады:
= 10 (3)
Өмірлік үрдістердің барлығы шегінен шыққанда өлім орын алатын тар
температуралық аралықта жүреді. Негізінен бұл – 00С-тан 45-50 0С-қа дейінгі
аралықтағы температуралар.
Биологиялық үрдістер жылдамдығының температураға тәуелділік қисығы үш
нүктеге ие: минимум, оптимум және максимум. Минимумнан оптимумға дейін
үрдістер қарқындылығы артады. Жануарлардағы температуралық оптимум 35-400С
шамасында ауытқыса, ал өсімдіктерде ол жоғары болады. Оптимумнан максимумға
дейінгі аралық үрдістердің жүру жылдамдықтарының кемуімен сипатталады.
Тіршіліктің температуралық шекаралары ақуыздардың денатурациялық
өзгерістерімен және ферменттердің инактивтелуімен себептендіріледі.
1.3 Катализаторлар және катализ теориясы
Катализаторлар деп химиялық реакция жылдамдығын өзгерткенімен өздерінің
құрамы мен мөлшері реакция соңында өзгеріссіз қалатын заттарды айтады.
Катализаторлар қатысында химиялық реакциялар жылдамдықтарының өзгерісі
катализ, ал катализаторлар қатысында жүретін реакциялардың өзі катализдік
деп аталады.
Катализаторлар химиялық реакциялар жылдамдығына түрліше әсер етеді:
біреулері жылдамдатады – оң катализаторлар, екіншілері баяулатады – теріс
катализаторлар. Катализатор қызметін реакция өнімдірінің бірі де атқаруы
мүмкін, бұл жағдайда құбылыс – автокатализ деп аталады.
Егер катализатор мен әрекеттесуші заттар бірдей фазада болса, онда
катализ гомогенді, ал түрлі фазада болса – гетерогенді катализ деп аталады.
Катализатор шынайы тепе-теңдікке әсер етпейді, яғни тепе-теңдік
константасын және тепе-теңдік концентрациясын өзгертпейді. Ол тура және
кері реакциялар жылдамдықтарын бірдей дәрежеде жылдамдатып, тек тепе-
теңдіктің орнау уақытын өзгертеді.
Бөгде заттар катализаторға түрліше әсер етеді: біреулері бейтарап болса,
екіншілері катализато әсерін күшейтеді; ал үшіншілері оны әлсіретеді немесе
тоқтатады. Катализдік үрдістерді үдеткіштер промоторлар немесе активаторлар
деп аталады. Реакция жылдамдығын төмендететін заттар басытқылар
(ингибиторлар) деп аталады. Олардың бір бөлігі антиоксиданттар –
органикалық заттардың тотығуын баяулататын немесе алдын-алатын, бәрінен
бұрын тамақ өнімдерін бұзатын заттар болып табылады. Олар азғана мөлшерде
(0,01–0,001%) қолданылады. Сонымен, құрамында майлары мен дәрумендері бар
тамақ өнімдерінің бұзылуының алдын-алу үшін Е дәруменін, галлов қышқылының
пропил және додецил эфирлерін, ионол және басқаларды қосады.
Оң катализаторлар әсері әрекеттесуші заттар жүйесіндегі активтендіру
энергиясының төмендеуіне алып келеді. Катализдік реакциялар төмен
активтендіру энергиясын қажет ететіндіктен, олар жоғары жылдамдықпен
жүреді.
Катализаторлардың әсер ету механизмін түсіндіретін бірқатар теориялар
бар. Гомогендік катализ механизмін түсіну үшін аралық қосылыстар теориясы
ұсынылды. Бұл теорияның мәні, егер баяу жүретін А + В = АВ реакциясын К
катализатор қатысында жүргізсе, онда катализатор бастапқы заттардың бірімен
химиялық әрекеттесуге түсіп, берік емес аралық қосылыс: А + К = АК
түзетіндігінен тұрады. Реакция жылдам жүреді, яғни бұл үрдістің
активтендіру энергиясы аз болады. Кейін аралық АК қосылысы басқа бастапқы
қосылыспен әрекеттесіп, бұл кезде катализатор босап шығады: АК + В = АВ +
К. Бұл үрдістің активтендіру энергиясы да аз болғандықтан, реакция
жеткілікті жылдамдықпен жүреді. Нақ осы теория көмегімен келесі реакция
бойынша NO катализаторы қатысында күкіртті ангидридтің:
2SO2 + O2 2SO3
немесе су буы қатысында хлорлы аммонийдің түзілуі түсіндіріледі:
NH3 + HCl NH4Cl
Кейбір реакциялар қышқылдармен және сілтілермен катализденуі мүмкін.
Қышқылдар мен негіздердің протондық теориясына сай, қышқыл – бұл протонын
бөліп жіберетін, ал негіз – протонды қосып алуға қабілетті қосылыс. Катализ
барысында субстрат молекуласында электрондардың қайтатаралуы орын алып,
активтілігі жоғары аралық қосылыстар (карбоний иондары, карбоаниондар,
полярлық кешендер) түзіледі. Бұл кезде активтендіру энергиясы төмендеп,
реакция жылдамдайды.
Қышқылды-негіздік катализ міндетті түрде бір молекуладан екіншісіне
протонның тасымалдану сатысын қамтиды. Реакциялық ортада донорлар мен
акцепторлар болуы тиіс. Егер қышқылды НА, субстратты НХ, В және А– негіз,
НХН+ және Х– – субстраттың иондалған формалары, ХН – реакция өнімдері деп
алсақ, онда катализді келесі түрде жазуға болады:
Қышқылмен катализдену:
HX + HA ⇄ HXH+ + A–
B + HXH+ ⇄ BH+ + XH
BH+ + A–⇄ B + HA
Негізбен катализдену:
B + HX⇄ BH+ + X–
X– + HA ⇄ XH + A–
BH+ + A–⇄ B + HA
Гидроксид және сутегі иондарымен жылдамдайтын ертінділердегі гомогенді
катализдік реакциялар біршама көп. Осы типтегі реакцияларға этерификация,
қанттардың инверсиялану, күрделі эфирлердің сабындану және басқа да
реакциялар жатады.
Күрделі эфирлердің сабындануы қышқылмен де, сілтімен де катализденеді.
Соңғы жағдайда ол 2-інші реттік теңдеу бойынша жүріп, келесі теңдікпен
суреттелуі мүмкін:
CH3COOC2H5 + OH– ( CH3COO– + C2H5OH
Гетерогендік катализ механизмін түсіндіру негізінде адсорбциялық катализ
теориясы жатыр. Осы теорияға сай, әрекеттесуші заттар молекулалары активті
орталықтар деп аталатын катализатор бетінде адсорбцияланады. Нәтижесінде
катализатор бетінде осы заттардың жоғары концентрациясы пайда болады; бұл
жекелей реакцияның жылдамдауына алып келеді. Бірақ реакция жылдамдығы
артуының басты себебі болып аралық беттік қосылыстардың түзілуі салдарынан
активтендіру энергиясының төмендеуі табылады.
1.4 Ферменттер биологиялық катализаторлар ретінде
Тірі ағзалардағы химиялық үрдістер биологиялық катализаторлар –
ферменттер көмегімен жүзеге асады. Қазіргі кезде белгілі ферменттер болып
көпшілігі металл иондарын қамтитын ақуыздар табылады.
Ферменттер өздерінің тиімділігі бойынша химиялық катализаторлардан
миллион және миллиард есе асып түседі. Реакцияның бұлайша жылдамдауы
ферменттердің реакциялық жолдағы энергетикалық барьерлерді шұғыл түрде
төмендетуімен байланысты. Мысалы, темір (ІІІ) ионы мен каталаза
молекуласының әсерінен сутегі асқын тотығының ыдырау реакциясы үшін
активтендіру энергиясы сәйкесінше 42 және 7,1 кДжмоль, қышқылмен және
уреазамен мочевинаның гидролизі үшін – сәйкесінше 103 және 28 кДжмоль
болады.
Ферменттер жоғары спецификалығымен және әрекет бағыттылығымен
ерекшеленеді. Сонымен, сілекей құрамында болатын амилаза молекуласы бірдей
глюкозалық звенолардың үлкен санынан тұратын крахмалды оңай, әрі жылдам
ыдыратады. Бірақ ол сахарозаның ыдырау үрдісін катализдемейді.
Ферменттердің катализдік әсері салыстырмалы түрде алғанда жеңіл
жағдайларда (37 – 400С температура, жоғары емес қысым мен белгілі-бір рН
мәндері кезінде), орын алады, яғни әрбір фермент оптималды технологиялық
шешімдер іздемей-ақ белгілі-бір химиялық реакцияны жүргізеді.
Ферменттер активтілігінің өзгеру салдарынан аурулар туындайды. Мысалы,
ферменттік жасушалар тирозинінің меланинге айналуын катализдейтін
тирозиназа ферменті активтілігінің төмендеуі нәтижесінде альбигизм ауруы
пайда болады.
Ағзада түрлі ферменттер жетіспеушілігінен туындайтын ауруларды емдеудің
заманауи әдістерінің бірі болып ағзаға жетіспеуші немесе өз активтілігін
төмендеткен ферменттерді енгізу әдісі табылады. Дегенмен, ағзаға таза,
түрлендірілмеген ферменттерді енгізу олардың жылдам бұзылуына алып
келетіндіктен, қымбат тұратын осы препараттардың ауқымды мөлшері қажет. Осы
мәселені шешу жолдарының бірі – ферменттердің иммобилизацияланған
формаларын, яғни органикалық және бейорганикалық тасымалдағыштары бар
химиялық байланыстардың алуан типтерімен байланысқан ферменттер жасау.
2 Әдістемелік бөлім
2.1 Химиялық реакциялар жүрісінің заңдылықтары сабағы
Химиялық үрдістерді саналы түрде ұғыну үшін химиялық тепе-теңдік және
катализ туралы түсініктің болуы ерекше маңызға ие. Бұл мәселелер тек
оқушылар үшін ғана емес, сонымен қатар мұғалімдер үшін де әрқашан күрделі
болып табылады. Тақырыптың оқу материалы 6 сабаққа бөлінген, мұндағы бір
сабақта оқушыларды екіден артық ұғыммен таныстыруға болмайды.
Тақырыпты өту жоспары
1. Химиялық реакциялар жылдамдығы.
2. Реакциялар жылдамдығының сыртқы факторларға тәуелділігі.
3. Температураның реакция жылдамдығына әсері.
4. Катализ.
5-6. Химиялық тепе-теңдік және оның ығысуы.
Келесілерді: химиялық айналулар энергетикасын; Гесс заңын; реакция
реакциялар жылдамдығының температураға, концентрацияға, әрекеттесуші
заттардың жанасу аудандарына, әрекеттесуші заттар табиғатына,
катализаторлар мен ингибиторлар қатысуына тәуелділігін; Вант-Гофф ережесін;
Ле-Шателье қағидасын; химиялық тепе-теңдіктің ығысу шарттарын білуі тиіс.
Келесілерді: нақты мысалдармен химиялық реакция жылдамдығының түрлі
факторларға тәуелділігін және химиялық тепе-теңдіктің реакцияның жүріс
жағдайларына байланысты ығысуын; химиялық реакция жылдамдығы ұғымын,
есептік тапсырмаларды шешу кезінде түзілу және жану жылуларын қолдана білу
қажет.
Негізгі ұғымдар: жылулық эффект, термохимиялық теңдеулер, экзотермиялық
және эндотермиялық реакциялар, энтальпия, активтендіру энергиясы, заттардың
түзілу және жану жылулары, энтропия, химиялық тепе-теңдік, қайтымды және
қайтымсыз реакциялар, тура және кері реакциялар, тепе-теңдік
концентрациялары, химиялық тепе-теңдік константасы, химиялық реакциялар
жылдамдығы, катализатор, ингибитор, катализдік реакция [2].
Бақылау сұрақтары
1. Реакция жылдамдығы қандай факторларға тәуелді?
2. Химиялық реакция жылдамдығы деп нені атаймыз?
3. Реакция жылдамдығы шамасын қанлай формуламен есептеуге болады?
4. Массалар әрекеттесу заңын қалай өрнектейді?
5. Вант-Гофф ережесі қалай оқылады?
6. Температураны жоғарылатқан кезде неліктен реакция жылдамдығы артады?
7. Қандай заттарды катализаторлар деп, ал қандай заттарды ингибиторлар
деп атайды?
8. Реакцияның кинетикалық теңдеуі деп нені айтады?
9. Активтендіру энергиясы дегеніміз не?
10. Қандай реакциялар қайтымды, ал қандай реакциялар қайтымсыз деп
аталады?
11. Химиялық тепе-теңдік дегеніміз не?
12. Тепе-теңдік константасы деп нені айтамыз?
13. Хиимялық тепе-теңдіктің ығысуы деп нені айтады?
14. Ле Шателье қағидасы қалай оқылады?
15. Кез-келген химиялық реакция неліктен жылулық эффектімен іске асады?
16. Қандай реакцияларды экзотермиялық, ал қандайларын эндотермиялық деп
атайды?
17. Гесс заңы мен одан шығатын салдардарды тұжырымдаңыздар.
2.1.1 Химиялық реакциялар жылдамдығы
Химиялық реакция жылдамдығы ( – физикалық шама.
мұндағы С1 – (1 уақыт сәтіндегі әрекеттесуші заттардың бірінің бастапқы
концентрациясы, С2 – (2 уақыт сәтіндегі концентрация, (1 – бастапқы уақыт,
(2 – реакцияның аяқталу уақыты. Мұндағы реакция жылдамдығының мәні теріс
бола алмайтындықтан, біз теріс мән алу жағдайында оның математикалық
модулін аламыз.
Шамамларды өлшеу бірліктері: С – мольл, ( – с (секунд), ( – моль(л•с).
Химиялық реакция жылдамдығы: әрекеттесуші заттар табиғатына;
температураға; реагенттер концентрациясына; әрекеттесуші заттардың жанасу
беттеріне (гетерогендік жүйелер үшін); катализатор немесе ингибитордың
болуына тәуелді.
А + В = С реакциясы үшін:
( = k[A]•[B],
мұндағы k – жылдамдық константасы, [A] – А затының концентрациясы, [В] –
В затының концентрациясы.
Егер реакцияларда жекелеген соқтығысуларға А молекуласынан а және В
молекуласынан b қатысса, яғни аА + bВ = С болса, онда ( = k•[A]а•[B]b
өрнегін әрекеттесуші массалар заңы деп атайды. (а және b дәрежелерінің
көрсеткіштері реакция механизмінің күрделі болу салдарынан көбінесе
стехиометриялық коэффициенттермен тең емес).
Температураны әрбір 10°-қа жоғарылату кезінде реакция жылдамдығы 2–4 есе
артады (Вант-Гофф ережесі):
мұндағы (2 – (2 температурасы кезіндегі реакция жылдамдығы, (1 – (1
температурасы кезіндегі реакция жылдамдығы, ( – температуралық коэффициент,
ол 2-ден 4-ке дейінгі мәндерді қабылдайды. Реакция жылдамдығы уақытқа кері
пропорционал:
Химиялық реакция жылдамдығы тақырыбы бойынша алгоритмдер
1 алгоритм. Химиялық реакция жылдамдығын есептеңіздер.
Есеп. Егер реакция басталған сәттен кейін 20 секундтан соң заттар
концентрациясы 0,05 мольл, ал 40 секундтан кейін – 0,04 мольл болса, онда
химиялық реакцияның орташа жылдамыдығы қандай болады(кесте 1).
Кесте 1
Әрекеттесулер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Есеп мәліметтерін жазу Берілгені: τ1=20 секунд,
τ2=40 секунд,
с1=0,05 мольл,
с2=0,04 мольл.
Табу керек: υ=?
2. Реакция жылдамдығын есептеуге υ=(с2-с1)(τ2-τ1)
арналған формуланы жазамыз
3. Мәліметтерді формулаға қойып, υ=(0,05-0,04)(40-20)=0,0005
математикалық модулін ала отырып, моль(л·с)
Химиялық реакция жылдамдығын табамыз
2 алгоритм. Химиялық реакция жылдамдығының реагенттер концентрациясына
тәуелділігі(кесте 2).
Есеп. Егер газды қоспа көлемін 2 есе кемітсек, 2СО + О2 2СО2
химиялық реакциясының жылдамдығы қалай өзгеретін болады?
Кесте 2.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Берілген реакция үшін әрекеттесуші массаларυ0=k[О2]·[СО]2
заңының өрнегін жазамыз
2. Газды қоспа көлемінің 2 есе кемуінің заттарυ1=k[2О2]·[2СО]2=
концентрациясын 2 есе ұлғайтатындығын есепке k·2[О2]·4[СО]2=8k[О2]·[СО]2
ала отырып, химиялық реакция жылдамдығы υ2
өрнегін жазамыз да, есептеулер жүргіземіз
3. Жауабын жазамыз Реакция жылдамдығы 8 есе
артады
3 алгоритм. Реакция жылдамдығының температураға тәуелділігі
Есеп. Егер температуралық коэффициент 2-ге тең болса, температураны 300-
ден 350 0С-қа дейін жоғарылату кезінде химиялық реакция жылдамдығы неше
есеге артады(кесте 3)?
Кесте 3.
Әрекетер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Реакция жылдамдығының температураға υ2=υ1·γ(t2-t1)10,
тәуелділік өрнегін жазамыз
2. Мәндерді формулаға қоя отырып, υ350=υ300·2(350-300)10=υ300·32
есептеулер жүргіземіз
3. Жауабын жазамыз Реакция жылдамдығы
32 есе артады
Өзіндік бақылауға арналған тапсырмалар
1. Егер жүйе қысымы 5 есе артса:
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
реакциясының жылдамдығы қалай өзгереді? Жауабы: 125 есе артады.
2. 80-нен 60-қа дейін салқындату кезінде реакция жылдамдығы 4 есе
кеміді. Реакция жылдамдығының температуралық коэффициентін табу керек.
Жауабы. 2.
3. Реакция 50 °С кезінде 2 минут 15 секунд ішінде жүреді. Егер
температуралық коэффициент 3-ке тең болса, бұл реакция t = 70 °C кезінде
қанша уақытта аяқталады? Жауабы: 15 секунд.
2.1.2 Термохимиялық теңдеулер
Химиялық теңдеулерден ерекшелігі термохимиялық теңдеулерде химиялық
реакцияның жылулық эффектісі көрсетіліп, теңдеудің сол жақ және оң жақ
бөліктерінің арасына теңдік (=) белгісін қою қабылданған.
Жылулық эффект Q килоджоульмен (кДж) өлшенеді, ол экзотермиялық
реакцияларда оң, эндотериялық реакцияларда теріс болады.
Энтальпия ((Н) – жылулық эффектіге таңбасы бойынша кері, заттың ішкі
энергиясын сипаттайтын шама, ол мольдегі кДж (кДжмоль) өлшеміне ие.
Термохимиялық теңдеулерді жазудың мүмкін болатын екі формасы:
2Н2 (г.) + О2 (г.) = 2Н2О (г.) + 483,6 кДж
Н2 (г.) + 12О2 (г.) = Н2О (г.),
ΔH= –241,8 кДжмоль.
Гесс заңы: треакцияның жылулық эффектісі реакция өнімдерінің түзілу
жылуларының қосындысы мен бастапқы заттардың түзілу жылуларының
қосындысының айырмасына тең:
Q=ΣQтүз. өнім – ΣQбаст. зат
Химиялық реакциялар кезінде жылу бөлінеді немесе сіңіріледі. Жылу
бөлінуімен жүретін реакциялар экзотермиялық, ал жылу сіңіріле жүретін
реакциялар – эндотермиялық реакциялар деп аталады(кесте 4).
4 алгоритм. Белгілі термохимиялық теңдеу бойынша реакцияның жылу
эффектісін есептеңіздер.
Есеп. Төмендегі термохимиялық теңдеу бойынша:
N2 (г.) + О2 (г.) = 2NО (г.) – 180,7 кДж
Реакцияға 5,6 л (қ.ж.) азот түскенде қанша жылудың сіңірілетіндігін
табыңыздар.
Кесте 4.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Термохимиялық теңдеулер үстіне сәйкес 5,6 л
орындарда азоттың белгілі көлемі мен Q
энергияның белгісіз мөлшерін көрсетіңіздерN2(г)+O2(г)=2NO(г)-18 0,7
Vқ.ж.=22,4 л
кДж
2. Пропорция құрыңыздар 5,622,4=Q180,7
3. Теңдеуді шеше отырып, ізделінді энергияQ=45,2 кДж
мөлшерін (жылулық эффектіні) табамыз
5 алгоритм. Термохимиялық теңдеулерді құрыңыздар(кесте 5).
Есеп. 3 г магнийді жаққан кезде 75,15 кДж жылу бөлінді. Магний жануының
термохимиялық теңдеуін құрыңыздар.
Кесте 5.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Жалпы түрдегі термохимиялық теңдеуді 2Мg+О2=2МgO+Q
жазыңыздар
2. Теңдеу үсінде есеп мәндерін көрсетеміз 3 г
75,15 кДж
2Мg+О2=2МgO+Q
3. Есептеуге қатысатын, зат формуласының 3 г
астына сәйкес шамаларды жазамыз 75,15 кДж
2Мg+О2=2МgO+Q
υ=2 моль
М=гмоль, m=48 г
4. Пропорция құрып, реакцияның жылу 348 = 75,15 кДж
эффектісін табамыз Q=1202 кДж
5. Есептың жауабы болып табылатын Термохимиялық теңдеу:
термохимиялық теңдеуді құрамыз 2Мg+О2=2МgO+1202 кДж
6 алгоритм. Заттың жану жылуын есептеңіздер.
Есеп. Төмендегі реакцияның термохимиялық теңдеуі бойынша:
2СО (г.) + О2 (г.) = 2СО2 (г.) + 566,5 кДж
Көміртегі (ІІ) оксидінің жану жылуын есептеңіздер(кесте 6).
Кесте 6.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Термохимиялық теңдеуде көміртегі (ІІ) 2СО2(г)+O2(г)=2СO2(г)+566,5 υ=2
оксидінің формуласының астына зат моль
мөлшерін жазамыз кДж
2. Пропорция бойынша көміртегі (ІІ) 12=Q566,5,
оксидінің жану жылуын анықтаймыз Q=283,25 кДж
7 алгоритм. Заттардың түзілу жылуын есептеңіздер.
Есеп. 93 г ақ фосфорды жаққан кезде 2322 кДж жылу бөлінді. Фосфор (V)
оксидінің түзілу жылуын есептеңіздер(кесте 7).
Кесте 7.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Фосфордың жану реакциясының 4Р+5O2=2Р2О5+Q
термохимиялық теңдеуін жазыңыздар
2. 1 моль заттың түзілу есебімен теңдеуді 93 г
жазып, теңдеу үсінде есеп мәндерін 2322 кДж
көрсетіңіздер 2Р+52O2=Р2О5+Q
3. Фосфор символының астына қажетті 93 г
шамалар мәндерін жазыңыздар 2322 кДж
2Р+52O2=Р2О5+Q
υ=моль
М=31 гмоль
m=62 г
4.Пропорция құрып, фосфор (V) түзілу 9362=2322Q
жылуын таыңыздар Q=1548 кДжмоль
8 алгоритм. Гесс заңы бойынша реакцияның жылу эффектісін
есептеңіздер(кесте 8).
Есеп. Темір (ІІІ) оксидінің түзілу жылуы +821,5 кДжмоль, ал алюминий
оксидінің түзілу жылуы +1675,7 кДжмоль болғанда (жай заттардың түзілу
жылуы нөлге тең), төмендегі реакцияның жылу эффектісін есептеңіздер:
Fe2O3 + 2Al Al2O3 + 2Fe
Кесте 8.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Гесс заңы бойынша реакцияның жылу Q=ΣQтүз.өнім-ΣQбаст.зат
эффектісін есептеу формуласын жазыңыздар
2. Нақты реакция үшін соны жазамыз Q=ΣQтүз.өнім(АІ2О3)-ΣQбаст.зат(
Fe2О3)
3. Формулаға есеп мәндерін қойып, Q=1675,7-821,5=854,2 кДжмоль
реакцияның жылулық эффектісін есептейміз
4. Жауабын жазамыз Q=854,2 кДжмоль
Өзіндік бақылауға арналған тапсырмалар
1. 40 г кальций карбонаты ыдыраған кезде 70,8 кДжмоль жылу бөлінгендегі
кальций карбонатының ыдырау реакциясының термохимиялық теңдеуін құрыңыздар.
Жауабы: CaCO3 = CaO + CO2 – 177 кДжмоль.
2. Этилен мен ацетиленнің 1 молі жанған кезде сәйкесінше 1400 және 1305
кДж бөлінетін болса, 30% (көлем бойынша) этилен және 70% ацетиленнен
тұратын 1 м3 қоспа толық жанғанда қанша жылу бөлінеді?
Жауабы: 59 531 кДж.
3. Көмірқышқыл газының түзілу жылуы 393,5 кДжмоль, су буы – 242
кДжмоль, ал ацетилен – 226,8 кДжмоль болғандағы ацетиленнің С2Н2 жану
жылуын есептеңіздер.
Жауабы: 1604,4 кДж.
2.1.3 Химиялық тепе-теңдік
Қайтымсыз реакция болмайды, қайтымсыз ретінде қарастырылатын кех-з-
келген үрдіс қайтымдыға (және керісінше) айнала алады. Кальций карбонатының
ыдырауы:
t
СаСО3 →СаО+СО2↑
Егер реакция ашық жүйеде жүзеге асса, онда ол қайтымсыз (яғни, мұнда
реакция сферасынан көміртегі (IV) оксидінің ұшуы мүмкінболады). Дегенмен
тұйық жүйеде үрдіс толығымен жүрсейді. Жүйеде ыдырауға кедергі келтіретін
газдың белгілі-бір қысымы орнаған кезде, үрдіс қайтымды болады. Қайтымды
реакция үшін келесі түрде жазуға болады:
aA + bB = cC + dD,
тура реакция жылдамдығы (тура төмендегі қатынаспен анықталады:
υ=k1∙саА∙сbВ
мұндағы k1 – тура реакция жылдамдығының константасы, cA және cB – А және
В заттарының молярлық концентрациялары. А және В заттарының
концентрациялары азайып, артынан, тура реакция жылдамдығы да төмендейді.
Жүйеде С және D өнімдерінің пайда болуы жылдамдығы (түз төмендегідей
математикалық түрде өрнектелетін қайтымды үрдістің жүру мүмкіндігін
көрсетеді:
υтүз=k2∙ссС∙сdD
Жүйеде С және D заттарының жинақталу шамасына қарай қайтымды үрдіс
жылдамдығы тура және кері реакция жылдамдықтары теңескенше үздіксіз артатын
болады: (тура= (кері. Жүйенің мұндай күйі химиялық тепе-теңдік деп аталады.
Тепе-теңдік кезіндегі концентрациялар арасындағы қатынас төмендегі
формуламен өрнектеледі:
Кт-т=k1k2=[С]с∙[D]d[А]а∙[В]b
мұндағы Kт-т – тепе-теңдік константасы, [A], [B], [C], [D] – заттардың тепе-
теңдік концентрациялары. Химиялық тепе-теңдік константасы шамасы
әрекеттесуші заттар табиғаты мен температураға тәуелді. Егер Kт-т 1
болса, онда (тура (кері болады, егер Kт-т 1 болса, онда (тура (кері
болады. Жағдайдың өзгеруіне байланысты тепе-теңіктің ығысуы әмбебап Ле
Шателье қағидасымен анықталады: егер тепе-теңдік күйдегі жүйеге
концентрация, температура немесе қысым өзгерісін өрнектейтін әсер
көрсетсек, онда жүйе осы әсерлердің әлсіреудіне жол ашатын бағытқа қарай
ығысатын болады.
1 мысал. Қышқылдық ортада лакмус (HInd) неліктен (артықша H3О+) – қызыл,
сілтілік ортада (артықша гидратталған ОН–, рН 7) – көк?
Шешуі
Индикатордың диссоциациялану теңдеуін келесі түрде көрсетуге болады:
HInd Н+ + Ind–.
Хиимялық тепе-теңдік жағдайында:
υтура=υкері, k1∙сHInd=k∙сH+∙сInd
1) Ертіндіде артықша гидратталған Н+ болғанда (қышқылдық орта, рН 7)
Кт-т 1. Химиялық тепе-теңдік кері реакция бағытына ығысады, яғни
ертіндіде қызыл түсті индикатордың диссоциацияланбаған молекулалары
жинақталады.
2) Артықша ОН– мөлшері (сілтілік орта, рН 7) гидроксоний иондарын
бейтараптайды, яғни олардың концентрацияларын кемітіп, тепе-теңдікті оңға
қарай (Кт-т 1), көк түсті индикатордың гидратталған аниондарының Ind–
жағына қарай ығыстырады.
2 мысал. Төмендегі реакция үшін Кт-т математикалық өрнегін
көрсетіңіздер:
2SO2 + O2 = 2SO3 + Q.
Кт-т сандық мәні мен Ле Шателье қағидасын пайдалана отырып, тепе-
теңдіктің оңға қарай ығысуын қалай болжауға болады.
Шешу:
Кт-т=k1k2=[SO3]2[SO2]2∙[O2]
Тепе-теңдікті келесі әсерлер арқылы оңға қарай ығыстыруға болады.
1) Әрекеттесуші заттар концентрацияларын жоғарылату. Мұндай әсерді
келесі теңсіздікпен суреттеуге болады:
k1∙с2SO2∙сO2k2∙с2SO3
Көлем бірлігіндегі SO2 және O2 молекулаларының саны ұлғайып, олардың
арасындағы соқтығысулар жиілейді де, SO3 концентрациясы да артады(кесте 9).
9 алгоритм. Ле Шателье қағидасын пайдалану
Кесте 9.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
а) 1. Бастапқы заттар мен түзілген өнім 4НСІ+О2=2СІ2+2Н2О
мөлшерін есептеңіздер – жүйедегі барлық 4 моль 1 моль 2 моль 2
зат – газ болғандықтан, олардың молдік моль
қатынастары реакция теңдеуіндегі
коэффициенттерге тең
2. Газдар көлемінің өзгерісін талдап, Мұнда газдар көлемінің кемуі
қорытынды жасаңыздар орын алғандықтан, қысымды
жоғарылату кезінде υтураυтүз
болады
б) 1. Жылулық эффект бойынша реакцияның ΔH=-116,4 кДжмоль
қандай болатындығын анықтаңыздар ΔH0 – экзотермиялық реакция
2. Қорытынды жасаңыздар Экзотермиялық реакция
температурасын жоғарылату
кезінде υтураυтүз болады
в) 1. Қ\Концентрациясын ұлғайтқан кезде О2О2 – бастапқы зат
затының қандай зат болып табылатындығын
табу керек – бастапқы зат па, әлде реакция
өнімі ме?
2. Қорытынды жасаңыздар υтураυтүз
г) Катализатор химиялық тепе-теңдік күйіне әсер етпейді
2) Реакция өнімінің концентрациясын кеміту. SO3 концентрациясын кеміту
кезінде нәтиже алдыңғыға ұқсас болады. Бастапқы заттардың жаңа бөліктері
жойылатын өнімді компенсациялау үшін әрекеттесетін болады.
3) Температураны төмендету. Тура реакция – экзотермиялық болғандықтан,
тепе-теңдікті оңға қарай ығыстыру үшін жүйені салқындату қажет. Жоғаоған
жылу тура реакцияның күшеюі салдарынан толығатын болады. (Керіінше,
температураның жоғарылауы тепе-теңдіктің солға қарай жылжуын туындатады).
4) Қысымды жоғарылату. Бастапқы заттар – газтектес, өнім – сұйық зат (бу
түрінде). Тура реакция көлемнің кемуімен жүреді, артынан біз қысымды
арттыра отырып, тепе-теңдікті оңға қарай, ал кеміте отырып – солға қарай
ығыстырамыз. Егер реакция көлем өзгерісінсіз жүрсе, онда қысым өзгерісі
тепе-теңдікке әсер етпегені.
5) Катализаторды қолдану тепе-теңдіктің ығысуын тудырмайды. Химиялық
реакция жылдамдығына елеулі әсер ететін катализатор екі: тура және кері
реакцияны да бірдей жылдамдатады.
Есеп. Белгілі-бір жағдайлар кезіндегі хлорсутектің оттегімен реакциясы
қайтымды болып табылады:
4НСl (г.) + O2 (г.) 2Сl2 (г.) + Н2O (г.), (H = –116,4 кДж.
Жүйенің тепе-теңдік күйіне төмендегі қандай ықпал әсер етеді:
а) қысымның ұлғаюы;
б) температураның артуы;
в) оттегі концентрациясының жоғарылауы;
г) катализатор енгізу?
10 алгоритм. Реакцияның тепе-теңдік константасын есептеңіздер
Есеп. Көмірқышқыл газының тепе-теңдік концентрациясы 0,02 мольг, сутегі
– 0,005 мольг, ал көмір қышқылы мен су – 0,01 мольл-ден болғандағы,
төмендегі реакция үшін тепе-теңдік константасын есептеңіздер(кесте 10):
СО2 + Н2 СО + Н2О
Кесте 10.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Ұсынылған реакция үшін тепе-теңдік K=[СО]∙[Н2О][СО2]∙[Н2]
константасы өрнегін жазыңыздар
2. Мәндерді формулаға қойып, есептеу K=0,01∙0,010,02∙0,005=1
жүргізіңіздер
11 алгоритм. Заттардың бастапқы концентрацияларын есептеңіздер.
Есеп. Қайтымды реакция төмендегі теңдеумен өрнектеледі:
2SO2 + O2 2SO3.
Күкір (ІV) оксиді үшін – 0,0002 мольл, оттегі үшін – 0,004 мольл,
күкірт (VІ) оксиді үшін – 0,003 мольл болатын тепе-теңдік концентрациялары
белгілі. Оттегі мен күкіртті газдың бастапқы концентрацияларын табыңыздар.
Кесте 11.
Әрекеттер
Әрекеттер бірізділігі Әрекеттердің орындалуы
1. Рекция теңдеуін жазып, заттардың 2SO2+O2=2SO3
молдік қатынастарын көрсетіңіздер 2 1 2
2. Реакция теңдеуі бойынша мольл-дегі х у 0,003
SO2 және О2 үшін сәрекет 2SO2+O2=2SO3
концентрациясын табыңыздар 2 1 2
х=0,003 мольл,
у=0,0015 мольл
3. Бастапқы заттар концентрацияларын сбаст=сыдыр+сәрекет
анықтауға арналған формуланы жазыңыздар
4. Бастапқы заттардың концентрацияларынсбаст(SO2)=0,0002 +0,003=0,0032
есептеңіздер мольл,
Сбаст(О2)=0,004+0,0015=мольл
Өзіндік бақылауға арналған тапсырмалар:
1. Реакция теңдеуі:
Н2 + I2 2HI
Сутегі үшін – 0,004 мольл, йод үшін – 0,25 мольл, йодсутек үшін – 0,08
мольл болатын тепе-теңдік концентрациялары берілген. Сутегі мен йодтың
бастапқы концентрацияларын және тепе-теңдік константасын есептеңіздер.
Жауабы: [H2] = 0,044 мольл, [I2] = 0,29 мольл, К = 6,4.
2. Азоттың бастапқы мөлшерінің 10%-ы әрекеттескен кезде тепе-теңдік
орнап, азот пен сутегінің бастапқы концентрациялары сәйкесінше 2 және 6
мольл-ге тең болатын болса, тұрақты температура кезінде жабық ыдыста
жүретін N2+3Н2=2NН3 реакциясындағы тепе-теңдіктің орнау сәтінде қысым
қалай өзгеретін болады?
Жауабы: 1,05 есе кемиді.
3. Төмендегі өзгерістер кезінде реакция тепе-теңдігі қай жаққа қарай
өзгереді:
2H2S 2Н2 + 2S – Q,
N2O4 2NO2 – Q,
CO + H2O (г.) СО2 + Н2 + Q,
а) температура төмендеген кезде;
б) қысым жоағрылауы кезінде?
Жауабы. Реакциялардағы тепе-теңдік:
а) температура төмендеуі кезінде:
2Н2S 2Н2 + 2S – Q – солға қарай,
N2O4 2NO2 – Q – солға қаай,
CO + H2O (г.) СО2 + Н2 + Q – оңға қарай ығысады;
б) қысым жоғарылауы кезінде:
2Н2S 2Н2 + 2S – Q – ығыспайды,
N2O4 2NO2 – Q – солға қарай ығысады,
CO + H2O (г.) СО2 + Н2 + Q – ығыспайды [5].
2.2 Тақырып бойынша сарамандық жұмыстар жасалымы
2.2.1 Химиялық реакциялар жылдамдығына катализаторлар әсері сарамандық
жұмысы
Мақсаты. Катализаторлар, олардың белгілі-бір ортадағы әрекет мәні,
ингибиторлар мен промоторлар туралы ұғымды қайталап, қорыту.
Қондырғы және реактивтер. Шыра, спирт шамы, сіріңке, шпатель, шыны
таяқша, сынауықтары бар штатив, санитарлық склянка; сутегі асқын тотығы,
мыс (ІІ) тераамины [Сu(NH3)4](OH)2, Na2SO3, MnCl2, CoCl2, BaCl2, тұз
қышқылы (сұй.), темір (III) оксиді Fe2O3, ацетон (диметилкетон)
ертінділері.
Катализ – Белгілі-бір заттардың (катализаторлардың) қатысында химиялық
реакция жылдамдығының ұлғаю құбылысы.
Катализаторлар – реакция жылдамдығын арттырып, өздері үрдіс соңында
құрамы мен массасы бойынша өзгеріссіз қалатын заттар. Үрдістің жылдамдауы –
катализ. Катализ сызбасын келесі түрде көрсетуге болады:
А + К → АК
+
АК + В → АВ + К
_________________
К
А + В → АВ
Мұндағы А және В – әрекеттесуші заттар, К – катализатор, АК – аралық
қосылыс, АВ – реакция өнімі.
Үрдісті баяулату – ингибирлеу. Катализдің екі түрі болады – гомогендік
және ный и гетерогендік. Гомогендік катализ кезінде реагенттер, реакция
өнімдері және катализатор бір (газы немесе сұйық) фазаны құрайды да, беттер
бөлінісі болмайды. Гомогендік катализдің ерекше жағдайы – автокатализ
(реакция өнімдерінің біреуінің үрдісті жылдамдатуы). Мысалы, қышқылдық
ортадағы калий перманганатының калий сульфитімен реакцияласу жылдамдығы
Mn2+ иондарының түзілуі есебінен артады:
+7 +4
+2 +6
2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4=2MnSO4+6K2SO4+ 3H2O
Ертінділердегі көптеген реакциялар H3O+ (pH 7) және ОН- (pH 7)
иондарымен үдейді: крахмал гидролизі, эфирлердің сабындалуы, сахарозалар
гидролизі және басқалар. NH+4, HCO-3, CH3COO– иондары да органикалық заттар
реакциясын қатты жылдамдатады.
диэтил эфирі
Гетерогендік катализ ерекшелігі болып мұндағы катализатордың (негізінен
қатты заттың) реагенттер мен өнімдерге қарағанда басқаша фазалық күйде
болатындығы табылады. Қатты зат бетіндегі реакция зат ішіндегі
байланыстардың түзілуіне қатыспайтын электрондық жұптардың қатысуымен
координациялық байланыстар есебінен іске асады. Нәтижесінде ішкі
байланыстар әлсіреп, молекулалар не бұзылады, не белсенді радикалдар
түзеді.
Қатты зат бетіне реагенттер қаншалықты жақсы адсорбцияланып, реакция
өнімдері қаншалықты әлсіз ұсталса, осы заттың катализдік белсенділігі де
соғұрлым жоғары болады. Гетерогендік катализатордың барлық беті катализдік
белсенділік көрсетпейді. Белсенді орталықтар беттің бір бөлігін ғана алып
тұрады:
-3 0 300 С, Pt +2 -2 -2
4NH3+5О2→→→4NO+6H2O+932 кДж
т-сыз-ш тот-ш
Отындарды жағудың катализдік әдістерін қолдану оны пайдалану
коэффициентін (қазір 0,45) екі есе жоғарылатып, көмірстутектік шикізаттың
үлкен химиясын қамтамасыз ету мәселесін шешеді(кесте 12).
Кесте 12.
Сарамандық жұмыстар
Жұмыстың реті Тапсырма Бақылау ... жалғасы
Сіз бұл жұмысты біздің қосымшамыз арқылы толығымен тегін көре аласыз.
Ұқсас жұмыстар
Пәндер
- Іс жүргізу
- Автоматтандыру, Техника
- Алғашқы әскери дайындық
- Астрономия
- Ауыл шаруашылығы
- Банк ісі
- Бизнесті бағалау
- Биология
- Бухгалтерлік іс
- Валеология
- Ветеринария
- География
- Геология, Геофизика, Геодезия
- Дін
- Ет, сүт, шарап өнімдері
- Жалпы тарих
- Жер кадастрі, Жылжымайтын мүлік
- Журналистика
- Информатика
- Кеден ісі
- Маркетинг
- Математика, Геометрия
- Медицина
- Мемлекеттік басқару
- Менеджмент
- Мұнай, Газ
- Мұрағат ісі
- Мәдениеттану
- ОБЖ (Основы безопасности жизнедеятельности)
- Педагогика
- Полиграфия
- Психология
- Салық
- Саясаттану
- Сақтандыру
- Сертификаттау, стандарттау
- Социология, Демография
- Спорт
- Статистика
- Тілтану, Филология
- Тарихи тұлғалар
- Тау-кен ісі
- Транспорт
- Туризм
- Физика
- Философия
- Халықаралық қатынастар
- Химия
- Экология, Қоршаған ортаны қорғау
- Экономика
- Экономикалық география
- Электротехника
- Қазақстан тарихы
- Қаржы
- Құрылыс
- Құқық, Криминалистика
- Әдебиет
- Өнер, музыка
- Өнеркәсіп, Өндіріс
Қазақ тілінде жазылған рефераттар, курстық жұмыстар, дипломдық жұмыстар бойынша біздің қор #1 болып табылады.
Ақпарат
Қосымша
Email: info@stud.kz