Термохимияның І- заңы.

Жү йеге берілген жылу тек жү йенің энергиясының ұ лғ аюына жә не оның сыртқ ы кү штерге қ арсы істелетін жұ мысқ а жұ мсалады.

Q= U +A

Изобарлы процесс (р-const) кезінде жү йеге берілген жылу энтольпия ө згерісіне жұ мсалады.

Q= Н; мұ нда Н=U +pV
Энтольпия-р, V жә не Uнақ ты жү йенің бір қ асиеттерін сипаттайтын термохимиялық функция.

Егер жылу изохорлы процесс (V-const) жағ дайында жү йеге берілсе, онда жү йе сыртқ ы қ ысымғ а қ арсы жұ мыс істемейді, ол тек қ ана ішкі энергияның ө згерісіне жұ мсалады.

Q= U

Қ алыпты жағ дайда (Т=298, p=101, 3kПа) кез-келген 1 моль заттың жай заттардан тү зілу кезіндегі реакцияның жылу эффектісін қ алыпты жағ дайдағ ы заттардың жылуы (Н₂₉₈) деп

атайды. Заттардың жә не жү йенің ретсіздік ө лшемін жә не ық тималдық кү йін S қ амтамассыз етеді. Ол жү йенің табиғ атына жә не кү йіне тә уелді.

Q

S=------ тең деуі, егер жү йеге жылу Q берілсе, онда ретсіздік туып, Т- тө мен

Т

болғ ан сайын, жылу жұ тылып, энтропия ө седі. Ә рқ ашан энтропия заттардың кристаллды кү йінен сұ йық немесе бу кү йіне ауысқ анда (мұ з-су-бу) ө седі. Егер химиялық реакция бө лшек сандарының жоғ арлауымен жү рсе мұ нда да энтропия артады. Ө здігінен жү ретін процесстердің бағ ыты екі факторғ а тә уелді:

а) жү йенің ішкі энергия қ орын минимумғ а ұ мытылдыру энтальпия Н жә не U энтальпиялық фактор ішкі энергияның ө згеруімен беріледі.

б) жү йенің ретсіздік хаостикалық жә не мү мкіндік кү йге ұ мытылуы S энтропияның ө згеруімен беріледі.

Энтальпиялық жә не энтропиялық факторлар жә не Т арасында ө зара байланыс бар.

G= H-T- S Гибсс энергиясы немесе бос энергия деп аталады.

Q биіктігі бойынша берілген бағ ытта химиялық процесстің ө здігінен ө ту мү мкіндігін анық тауымызғ а болады.

Егер QQ> O боса, онда тура реакция жү рмейді, кері реакция жү реді. Егер Q=O боса, онда жү йе тепе-тең дік кү йде болады. Гибсс энергиясы, энтальпия, энтропия p=const жә не T=const –кезіде жү йенің қ асиеттері болып табылады жә не олар Гесс заң ы мен оның салдарына бағ ынады.

Термохимия – химиялық термодинамиканың негізгі бө лімдерінің бірі. Термохимиялық зерттеулер термодинамиканың 1-ші заң ына, яғ ни энергияның сақ талу заң ына негізделген.

Энергетикалық ө згерулер жылудың бө лінудың бө лінуі не сің ірлуі тү рінде байқ алады. Сондық тан химиялық реакцияларды энергетикалық жағ ынан алғ анды экзотермиялық - жылуды сыртқ а шығ аратын, эндотермиялық -жылуды ішке сің іретін деп екіге бө лінеді.

Химиялық реакцияның жылу эффектісі деп оның тұ рақ ты қ ысымда не тұ рақ ты кө лемде ө ткендегі бө ліп шығ аратын немесе ө зіне сің іретін энергиясының мө лшерін айтады.

.

Химиялық процестердегі жылу қ айдан шығ ады? (Физика курсынан энергия сақ талу заң ы былай тұ жырымдалады «энергия жоқ тан пайда болмайды жә не ізсіз жоғ алмайды»)

Ә рбір дененің ө зіндік ішкі энергиясы (Е) бар. Ішкі энергия деп дененің ө зінің потенциалдық жә не кинетикалық энергиясынан басқ а да энергия тү рлер жиынтығ ын жиынтығ ын айтады. Кинетикалық энер гия – бұ л бө лшектің қ озғ алыс энергиясы. Потенциалдық энергия бө лшектердің ө зара тебілу жә не тартылу кү штермен анық талады. Кез келген химиялық реакция жү рген кезде заттар молекуласындағ ы химиялық байланыстар ү зіледі (белгілі бір мө лшерде энергияның сің ірлуі) жә не реакция ө німдері молекуласындағ ы жаң а химиялық байланыстардың тү зілуі (белгілі бір мө лшерде энергияның бө лінуі) жү реді. Реакция нә тижесінде осы сандардың қ атынасына тә уелділікте энергия бө лінеді немесе сің ірледі. Берілген реакция барысында:

А₂ + В₂ = 2АВ

А₂ жә не В₂ молекулаларындағ ы химиялық байланыстар ү зіледі де АВ молекуласында жаң а байланыстар тү зіледі:

(А – А) + (В – В) = 2 (А – В)

↑ ↑ ↓

Е_А Е _В 2Е_АВ

Е_А - А₂ молекуласындағ ы байланыстар ү зілген тұ ста сің ірілетін энергия;

Е_В – А₂ молекуласындағ ы байланыстар ү зілген тұ ста сің ірілетін энергия;

Е_АВ – АВ молекуласындағ ы байланыстар тү зілген кездегі бө лінетін энергия;

Егер 2Е_АВ > (Е_А + Е _В) болса, онда реакция нә тижесінде энергия бө лінеді. Бастапқ ы заттар энергиясының қ оры реакция ө німдерінің энергия қ орынан ү лкен. Реакция барысында ішкі энергияның артық мө лшері босайда да жылу тү рінде бө лінеді.

Егер 2Е_АВ < (Е_А + Е _В) болса, онда реакция нә тижесінде энергия сің ірледі. Бұ л бастапқ ы заттар энергиясының қ оры реакция ө німдерінің энергия қ орынан кіші деген сө з. Жаң а зат тү зілуі ү шін энергияның келуі қ ажет, жылу тү ріндегі энергия сің ірледі.

Энергия сақ талу заң ына сә йкес егер жү йеге жылу берілсе, сол жү йенің ішкі энергиясын (Δ U) арттыруғ а жә не жұ мыс (А) жасауғ а жұ мсалады.

Q =Δ U + А

Δ U=U₂ – U₁ бастапқ а жә не соң ғ ы энергия айырмасы.

Химиялық реакциялар кө біне тұ рақ ты қ ысымда (р) (ашық ыдыста) жү реді.

Энтальпия – (Н) деп жү йенің ішкі энергиясы мен сыртқ ы қ ысымғ а қ арсы жасалатын жұ мыстың (А) қ осындысына тең шаманы айтады

Δ H=Δ U+A

Егер жү йеде жұ мыс жасалмаса, онда А=O, демек Δ H=Δ U, яғ ни бұ л екі тү сінік бірдей.

Реакцияғ а қ атысқ ан жә не реакция нә тижесінде тү зілген заттармен бірге реакцияның жылу эффектісі кө рсетілген тең деулерді термохимиялық деп атайды

2Н_2(г) + О_2(г) ↔ 2Н₂О_(г) + 476кДж

Қ азіргі кезде реакцияның энтальпиясын процесс тең деуімен қ атар жазады:

2Н_2(г) + О_2(г) ↔ 2Н₂О_(г) , Δ Н = -476кДж
Термохимиялық жү йедегі реакцияның жылулық эффекті белгісін жү йе энтальпиясының ө згеруімен тең естіріледі, ө йткені химиялық реакциялардың басым кө пшілігі тұ рақ ты қ ысымда ө теді. Сондық тан реакцияның жылулық эффектісі реакцияның энтальпиясы деп атайды да Δ Н белгілейді.

Мысалы: N_2(г) + О_2(г) = 2NО_(г) берілген тең деу бойынша жү ретін реакция нә тижесінде 180кДж сің ірілді. Осы реакцияның термохимиялық тең деуін жазың дар. Бір моль NО термохимиялық тү зілу тең деуі қ алай жазылады?

Азот пен оттектен азот (ІІ) оксидінің тү зілу эндотермиялық реакциясының термохимиялық тең деуі:

N_2(г) + О_2(г) = 2NО_(г) -180кДж

Нақ осы реакция ү шін бұ л тең деуді басқ а тү рде де жазуғ а болады:

N_2(г) + О_2(г) = 2NО_(г), Δ Н⁰ = +180кДж

Ал азот пен оттектен 1 моль азот (ІІ) оксидінің термохимиялық тү зілу реакциясының тең деуі:

½ N_2(г) + ½ О_2(г) = NО_(г), Δ Н⁰ = +90кДж

Гесс заң ы. Термохимиялық тең деулерді пайдаланып химиялық реакциялардың жылу эффетісін немесе заттардың тү зілу жылуын есептеп шығ аруғ а болады. Бұ л есептеулер Гесс заң ына негізделеді:

Химиялық реакциялардың жылу энтальпиясы реакцияғ а қ атысқ ан заттар мен реакция нә тижесінде тү зілген заттардың кү йіне ғ ана байланысты, ал реакцияның кандай жолмен жү руіне байланысты емес.

Гесс заң ының мә ні СО₂ ә р тү рлі жолдармен алу реакциялары арқ ылы кө рсетуге болады. Кө міртек (ІУ) оксидін екі тү рлі жолмен алуғ а болады. 1 тә сіл:

С + О₂ = СО₂, Δ Н⁰₁ = -394кДж

2 тә сіл:

С + ½ О₂ = СО, Δ Н⁰₂ = - 111кДж

СО + ½ О₂ = СО₂ Δ Н⁰₂ = - 283кДж

Δ Н⁰₁ = Δ Н⁰₂ + Δ Н⁰₃ = -394кДж

Гесс заң ын пайдалана отырып, кез келген реакцияның жылу энтальпиясын есептеп шығ аруғ а болады. Гесс заң ынын маң ызды 2 салдары бар. Екеуі де реакцияның жылу эффектісін табу жолдарын белгілеп береді.

Бірінші салдары:

Реакцияның жылу эффектісі реакция нә тижесінде шық қ ан заттардың тү зілу жылуларының қ осындысы мен реакцияғ а қ атысқ ан заттардың тү зілу жылуларының қ осындысының айырмасына тең:

Мынадай жалпы реакция берілген:

аА + bВ = сС + dD

a, b, c, d – А, В, С, D заттарының формулаларының коэффициенттері.

Δ Н₁, Δ Н₂, Δ Н₃, Δ Н₄ сә йкес А, В, С, D заттарының тү зілу жылулары.

Δ Н – реакцияның жылу энтальпиясы.

Кө рсетілген реакцияның жылу энтальпиясын (Δ Н) былай табады:
Δ Н⁰_хр= (с Δ Н₃ + d Δ Н₄) – (а Δ Н₁ + bΔ Н₂ )
Екінші салдары:

Химиялық реакцияның жылулық эффектісі бастапқ ы реакцияғ а тү суші заттардың жану жылуларының қ осындысынан реакция ө німдерінің жану жылуларының қ осындысына алғ анғ а тең.

Δ Н⁰_хр = Σ Δ Н⁰_{жану баст} - Σ Δ Н⁰ _{ө нім}

Химиялық реакциялардың бағ ыттылығ ы.
Кө птеген процестер сыртқ ы кө зден энергия жеткізбей-ақ жү реді. Мұ ндай процестерді ө здігінен жү ретін дейді. Мысал: судың сайғ а ағ уы, жылы бө лмедегі жылулық тың салқ ын бө лмеге ауысуы, қ ыздырылғ ан дене жылуының салқ ын денеге ө туі, металдағ ы таттың пайда болуы т.б. Ал ө здігінен жү рмейтін химиялық реакциялар ү шін тұ рақ ты энергетикалық қ олдау керек. Мысалы: фотосинтез реакциясы кү н сә улесінің энергиясынсыз жү рмейді. (электролиз кезінде тоқ берілмесе).

Химиялық реакциялардың қ озғ аушы кү штерінің бірі – энтальпиясының азаюы болып келеді. Экзотермиялық реакциялардың (Δ Н< 0) басым кө пшілігі ө здігінен жү ріп ө теді. Бірақ та Δ Н< 0 шартты химиялық реакцияның ө здігінен ө туіне шекті ө лшем (критерий) бола бермейді, ө йткені Δ Н> 0 болатын ндотермиялық реакциялар да ө здігінен жү ре береді.

Демек, жү йенің энтальпиясы азаюынан басқ а, ө здігінен жү ретін процестің басқ ада да қ озғ аушы кү ші бар болғ аны. Мұ ндай кү ш бө лшектердің (молек, атом, иондар) ретсіз қ озғ алысқ а ұ мытылуы, ал жү йенің –реттелген кү йден ретсіз кү йге ауысуы болады.

Энторпия S – ол кү йдің термодинамикалық функциясы жә не жү йенің ретсіздік ө лшемі. Бө лшектер қ озғ алысы кө бейген сайын энтропия ө седі.
S_ГАЗ > S_{СҰ ЙЫҚ} > S_АМОРФ > S_{КРИСТАЛЛ}
Қ ысым артқ ан сайын заттардың энторпиясы тө мендейді.

Стандартты жағ дайда (Т=298 К, Р= 1 атм.) анық талғ ан зат энтропиясы стандартты деп аталады. Химиялық реакция кезінде энтропия ө згерісін мына тең деумен анық талады:

Δ S⁰_хр = Σ Δ S⁰_{ө нім} - Σ Δ S⁰_баст

Δ S> 0 болғ ан жағ дайда реакция ө здігінен жү реді.

Процестердің ө здігінен жү ру мү мкіндігі
1 жағ дай: Δ Н < 0, Δ S> 0 болса, кез келген температурада жү реді

2 жағ дай Δ Н < 0, Δ S< 0 болса, тө менгі температурада жү реді

3 жағ дай Δ Н > 0, Δ S> 0 болса, жоғ ары температурада жү реді

4жағ дай Δ Н > 0, Δ S< 0 ешқ андай температурада ө здігінен жү рмейді

Осы 2 (энтальпия, энтропия) себептің айырмасы процестің ө здігінен ө ту мү мкіндігін анық тайды

Δ G=Δ H - TΔ S

Егер Δ GO (оң мә нді) болса, онда реакция жү рмейді, Δ G=O жағ дайда химиялық тепе-тең дік орнайды.
Тірі ағ зада жү ретін зат алмасу процестері нә тижесінде энергия бө лінеді не сің ірледі. Ас тағ амдарын қ олданғ анда олардың ағ зағ а қ андай энергия (қ уат) мө лшерін беретінін білудің маң ызы жоғ ары. Ас тағ амдарын пайдаланғ анда бө лінетін энергияның мө лшерін зерттейтін медицина ғ ылымының саласын диетология деп атайды.

Д.И. Менделеевтің периодтық жү йесі элементтерінің химиясы. Табиғ атта таралуы. Негізгі минералдар. Физика-химиялық қ асиеттері. Алынуы, Қ олданылуы. Токсикология.

Периодтық жү йе – периодтық заң ның графиктік кө рінісі болғ андық тан ө зара тығ ыз байланысты, бірін-бірі толық тыра тү седі. Екеуі де химиялық элементтерді материя дамуының бір сатысы деп қ арап, олардың арасындағ ы табиғ и байланысты ашып, заң дылық тарын табады.

Периодтық жү йенің жә рдемімен жер шарында жә не организмдерде химиялық элементтердің таралуы анық талуда.

Периодтық заң болмаса элементтердің атомдарының қ ұ рылысын жете білу мү мкін болмас еді. Осы заң ның кө мегімен табиғ аттың аса бір кү рделі сыры – атомның ішкі дү ниесі айқ ындалды. Периодтық заң теория мен практика ү шін маң ызы ү лкен жай жә не кү рделі заттардың физикалық, химиялық қ асиеттерінің дұ рыс-бұ рыстығ ын бағ алауғ а мү мкіндік берді. Тіпті, ол атом мен молекуланың электрондық қ ұ рылымының негізінде болжап не теориялық жолмен есептеп табуғ а болмайтын кө птеген қ асиеттерді дә л анық тауғ а жол ашты.

Д.И.Менделеевтің периодтық заң ы химияда болатын сан алуан процестер мен қ ұ былыстарды сипаттауда бірден-бір бұ лжымайтын, ә рі кең кө лемде қ амтитын заң. Сондық тан химия ғ ылымында дү ниеге келетін кө птеген жаң алық тардың ө міршең дігі олардың заң ғ а қ аншалық ты сай келіп тұ рғ андығ ымен анық талады да, бағ аланады.

Периодтық заң жә не периодтық жү йенің жә рдемімен химиялық қ осылыстар синтезделеді, арнайы қ ажетті қ асиеті бар қ ұ ймалар жасалады, полимерлер алынады. Кейінгі жылдарды ашылғ ан жаң а элементтердің жә не олардың қ осылыстарының қ асиеттері, радиоактивтік ұ ғ ымының дамуы, изотопия, т.т. бә рі де периодтық заң ғ а бағ ынып оны байыта тү сті. Менделеевтің кө регендікпен айтқ ан “… келешек периодтық заң ды бұ збай тек ә рі қ арай жаң алай дамыта тү седі” деген сө здерін бү гінгі ө мір шындығ ы расқ а шығ арып отыр.

Периодтық заң химия ғ ылымында ашылғ ан жә не болашақ та ашылатын шексіз мә ліметтерді бір жү йеге келтіретін, ә рі олардың басын біріктіретін толып жатқ ан заң дылық тар мен топшылауларды тудыратын бірден-бір негіз дедік. Бірақ, оның маң ызы бір химия ғ ылымымен шектелмейді, ол бү кіл табиғ аттың, табиғ и ғ ылымдардың ортақ заң ы. Бұ ғ ан ә йгілі физик Н.Бордың периодтық заң “…химия, физика, минерология, техника салаларындағ ы зерттеулердің жол кө рсететін жұ лдызы” деген ә діл бағ асы куә. Шынында да периодтық заң мен периодтық жү йе геология, геохимия, ядролық физика, астрофизика, металлогения, космогония тә різді ғ ылым салаларының дамуына ү лкен ә сер етті, кө птеген табыстарғ а қ ол жеткізді. Сө йтіп периодтық заң ғ ылымды ү немі байытып, толық тырып отыратын табиғ аттың аса маң ызды заң дарының біріне айналды.

Негізгі минералдар Жер қ ыртысының жоғ арғ ы қ абаты ә ртү рлі тау жыныстарынан қ ұ ралғ ан болып, ол ө з ретінде минералдардан тұ рады. Минералдар бұ л табиғ и зат, олар химиялық қ ұ рамы, жә не физикалық қ асиеттері бойынша бір тү рлі болып жер қ ыртысындағ ы физикалық -химиялық процестердің нә тижесінде пайда болғ ан. Қ азіргі кү нде 3000-астам минералдар белгілі. Осылардың ішінде қ ұ рылысқ а керекті тау жыныстарын қ ұ райтын минералдар небә рі 250-300. Осы тау жыныстарын қ ұ райтын минералдардың ішінде басты (кө кейтасты) жә не екінші дә режелі минералдар болады. Ә рбір тау жыныстарын қ ұ райтын топтың ө зіне тиісті минералы бар. Минералдардың кө шілігі кристалдық заттардан тұ рады. Олар тү зу кө пбұ рышты болып келеді.

Минералдар химиялық қ ұ рамы бойынша классификацияланады. (жіктелінеді). Осылардың ішінде кө п таралғ аны С.Д.Четвериковтың классификациясы. Бұ л классификация бойынша минералдар 10топқ а бө лінеді. Олар тө мендегілер: