Ф КГМУ 4/3-04/02

ИП №6 от 14 июня 2007 г.

Қарағанды мемлекеттік медицина университеті

Химия курсымен фармацевтикалық пәндер кафедрасы

ДӘРІС
Тақырыбы: Химиялық процестердің энергетикасы және бағыты.

Пәні: Бейорганикалық химия

Мамандығы: 5В110300 «Фармация»

Курс: 1

Уақыт (ұзақтығы): 50минут

Қарағанды 2012

Кафедраның жиналысында бекітілген

___.___. 2012. № _1___ Хаттама

Курсқа жауапты Власова Л.М.

Тақырыбы: Химиялық процестердің энергетикасы және бағыты.

Мақсаты: Негізгі термохимиялық түсініктер мен шамалар, эндотермиялық және экзотермиялық реакциялар, химиялық процестердің энергетикасы және бағыты туралы жалпы түсінік беру.

Дәріс жоспары

1. Тотығу-тотықсыздану реакциялары (ТТР) және олардың жіктелуі.

2. ТТР құрастыру және теңестіру әдістері.

3. Маңызды тотықтырғыштар және тотықсыздандырғыштар.
Химиялық процестердің энергетикасы және бағыты.
Тірі жүйелерде, табиғатта, өндірісте жүретін барлық химиялық процесстерде жылу эффектілері түзіледі. Жылу эффектісі бойынша процесстер экзотермиялық және эндотермиялық деп бөлінеді.

1840 жылы Г.И. Гесс термохимияның негізгі заңын ашты:” Реакцияның жылу эффектісі тек қана бастапқы заттардың және соңғы өнімдердің күйіне және табиғатына тәуелді, бірақ процесстің өту жолына тәуелсіз “деді.

Термохимиялық есептеулер үшін Гесс заңының салдары қолданылады. Мысалы І-салдары. “Реакцияның жылу эффектісі, стеохиметриялық коэффиценттер ескерілгенде, соңғы өнімдердің түзілу жылуларының қосындысынан бастапқы заттардың түзілу жылуларының қосындыларын алып тастағанға тең”

Q_{реакция} = Q _{түзілген өнім} --- Q_{бастапқы өнім}

Жүйелердің күйі осы мезетте физико-химиялық қасиеттерінің жиынтығымен сипатталады.

Жүйенің бір қасиеті ретінде оның ішкі энергиясы U болып табылады. Жүйенің ішкі энергиясына молекулалардың, атомдардың, иондардың, электорндардың, протондардың және нейтрондардың қозғалысымен пайда болатын энергияларды жатқызуға болады.

Термохимияның І- заңы.

Жүйеге берілген жылу тек жүйенің энергиясының ұлғаюына және оның сыртқы күштерге қарсы істелетін жұмысқа жұмсалады.

Q= U +A

Изобарлы процесс (р-const) кезінде жүйеге берілген жылу энтольпия өзгерісіне жұмсалады.

Q= Н; мұнда Н=U +pV
Энтольпия-р, V және Uнақты жүйенің бір қасиеттерін сипаттайтын термохимиялық функция.

Егер жылу изохорлы процесс (V-const) жағдайында жүйеге берілсе, онда жүйе сыртқы қысымға қарсы жұмыс істемейді, ол тек қана ішкі энергияның өзгерісіне жұмсалады.

Q=U

Қалыпты жағдайда (Т=298, p=101,3kПа) кез-келген 1 моль заттың жай заттардан түзілу кезіндегі реакцияның жылу эффектісін қалыпты жағдайдағы заттардың жылуы (Н₂₉₈) деп

атайды. Заттардың және жүйенің ретсіздік өлшемін және ықтималдық күйін S қамтамассыз етеді. Ол жүйенің табиғатына және күйіне тәуелді.

Q

S=------ теңдеуі, егер жүйеге жылу Q берілсе, онда ретсіздік туып, Т- төмен

Т

болған сайын, жылу жұтылып, энтропия өседі. Әрқашан энтропия заттардың кристаллды күйінен сұйық немесе бу күйіне ауысқанда (мұз-су-бу) өседі. Егер химиялық реакция бөлшек сандарының жоғарлауымен жүрсе мұнда да энтропия артады. Өздігінен жүретін процесстердің бағыты екі факторға тәуелді:

а) жүйенің ішкі энергия қорын минимумға ұмытылдыру энтальпия Н жәнеU энтальпиялық фактор ішкі энергияның өзгеруімен беріледі.

б) жүйенің ретсіздік хаостикалық және мүмкіндік күйге ұмытылуы S энтропияның өзгеруімен беріледі.

Энтальпиялық және энтропиялық факторлар және Т арасында өзара байланыс бар.

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

Q биіктігі бойынша берілген бағытта химиялық процесстің өздігінен өту мүмкіндігін анықтауымызға болады.

Егер QQ>O боса, онда тура реакция жүрмейді, кері реакция жүреді. Егер Q=O боса, онда жүйе тепе-теңдік күйде болады. Гибсс энергиясы, энтальпия, энтропия p=const және T=const –кезіде жүйенің қасиеттері болып табылады және олар Гесс заңы мен оның салдарына бағынады.

Термохимия – химиялық термодинамиканың негізгі бөлімдерінің бірі. Термохимиялық зерттеулер термодинамиканың 1-ші заңына, яғни энергияның сақталу заңына негізделген.

Энергетикалық өзгерулер жылудың бөлінудың бөлінуі не сіңірлуі түрінде байқалады. Сондықтан химиялық реакцияларды энергетикалық жағынан алғанды экзотермиялық- жылуды сыртқа шығаратын, эндотермиялық-жылуды ішке сіңіретін деп екіге бөлінеді.

Химиялық реакцияның жылу эффектісі деп оның тұрақты қысымда не тұрақты көлемде өткендегі бөліп шығаратын немесе өзіне сіңіретін энергиясының мөлшерін айтады.

.

Химиялық процестердегі жылу қайдан шығады? (Физика курсынан энергия сақталу заңы былай тұжырымдалады «энергия жоқтан пайда болмайды және ізсіз жоғалмайды»)

Әрбір дененің өзіндік ішкі энергиясы (Е) бар. Ішкі энергия деп дененің өзінің потенциалдық және кинетикалық энергиясынан басқа да энергия түрлер жиынтығын жиынтығын айтады. Кинетикалық энергия – бұл бөлшектің қозғалыс энергиясы. Потенциалдық энергия бөлшектердің өзара тебілу және тартылу күштермен анықталады. Кез келген химиялық реакция жүрген кезде заттар молекуласындағы химиялық байланыстар үзіледі (белгілі бір мөлшерде энергияның сіңірлуі) және реакция өнімдері молекуласындағы жаңа химиялық байланыстардың түзілуі (белгілі бір мөлшерде энергияның бөлінуі) жүреді. Реакция нәтижесінде осы сандардың қатынасына тәуелділікте энергия бөлінеді немесе сіңірледі. Берілген реакция барысында:

А₂ + В₂ = 2АВ

А₂ және В₂ молекулаларындағы химиялық байланыстар үзіледі де АВ молекуласында жаңа байланыстар түзіледі:

(А – А) + (В – В) = 2 (А – В)

↑ ↑ ↓

Е_А Е _В 2Е_АВ

Е_А - А₂ молекуласындағы байланыстар үзілген тұста сіңірілетін энергия;

Е_В – А₂ молекуласындағы байланыстар үзілген тұста сіңірілетін энергия;

Е_АВ – АВ молекуласындағы байланыстар түзілген кездегі бөлінетін энергия;

Егер 2Е_АВ > (Е_А + Е _В) болса, онда реакция нәтижесінде энергия бөлінеді. Бастапқы заттар энергиясының қоры реакция өнімдерінің энергия қорынан үлкен. Реакция барысында ішкі энергияның артық мөлшері босайда да жылу түрінде бөлінеді.

Егер 2Е_АВ < (Е_А + Е _В) болса, онда реакция нәтижесінде энергия сіңірледі. Бұл бастапқы заттар энергиясының қоры реакция өнімдерінің энергия қорынан кіші деген сөз. Жаңа зат түзілуі үшін энергияның келуі қажет, жылу түріндегі энергия сіңірледі.

Энергия сақталу заңына сәйкес егер жүйеге жылу берілсе, сол жүйенің ішкі энергиясын (ΔU) арттыруға және жұмыс (А) жасауға жұмсалады.

Q =ΔU + А

ΔU=U₂ – U₁ бастапқа және соңғы энергия айырмасы.

Химиялық реакциялар көбіне тұрақты қысымда (р) (ашық ыдыста) жүреді.

Энтальпия – (Н) деп жүйенің ішкі энергиясы мен сыртқы қысымға қарсы жасалатын жұмыстың (А) қосындысына тең шаманы айтады

ΔH=ΔU+A

Егер жүйеде жұмыс жасалмаса, онда А=O, демек ΔH=ΔU, яғни бұл екі түсінік бірдей.

Реакцияға қатысқан және реакция нәтижесінде түзілген заттармен бірге реакцияның жылу эффектісі көрсетілген теңдеулерді термохимиялық деп атайды

2Н_2(г) + О_2(г) ↔ 2Н₂О_(г) + 476кДж

Қазіргі кезде реакцияның энтальпиясын процесс теңдеуімен қатар жазады:

2Н_2(г) + О_2(г) ↔ 2Н₂О_(г) , ΔН = -476кДж
Термохимиялық жүйедегі реакцияның жылулық эффекті белгісін жүйе энтальпиясының өзгеруімен теңестіріледі, өйткені химиялық реакциялардың басым көпшілігі тұрақты қысымда өтеді. Сондықтан реакцияның жылулық эффектісі реакцияның энтальпиясы деп атайды да ΔН белгілейді.

Мысалы: N_2(г) + О_2(г) = 2NО_(г) берілген теңдеу бойынша жүретін реакция нәтижесінде 180кДж сіңірілді. Осы реакцияның термохимиялық теңдеуін жазыңдар. Бір моль NО термохимиялық түзілу теңдеуі қалай жазылады?

Азот пен оттектен азот (ІІ) оксидінің түзілу эндотермиялық реакциясының термохимиялық теңдеуі:

N_2(г) + О_2(г) = 2NО_(г) -180кДж

Нақ осы реакция үшін бұл теңдеуді басқа түрде де жазуға болады:

N_2(г) + О_2(г) = 2NО_(г), ΔН⁰ = +180кДж

Ал азот пен оттектен 1 моль азот (ІІ) оксидінің термохимиялық түзілу реакциясының теңдеуі:

½ N_2(г) + ½ О_2(г) = NО_(г), ΔН⁰ = +90кДж

Гесс заңы. Термохимиялық теңдеулерді пайдаланып химиялық реакциялардың жылу эффетісін немесе заттардың түзілу жылуын есептеп шығаруға болады. Бұл есептеулер Гесс заңына негізделеді:

Химиялық реакциялардың жылу энтальпиясы реакцияға қатысқан заттар мен реакция нәтижесінде түзілген заттардың күйіне ғана байланысты, ал реакцияның кандай жолмен жүруіне байланысты емес.

Гесс заңының мәні СО₂ әр түрлі жолдармен алу реакциялары арқылы көрсетуге болады. Көміртек (ІУ) оксидін екі түрлі жолмен алуға болады. 1 тәсіл:

С + О₂ = СО₂, ΔН⁰₁ = -394кДж

2 тәсіл:

С + ½ О₂ = СО, ΔН⁰₂ = - 111кДж

СО + ½ О₂ = СО₂ ΔН⁰₂ = - 283кДж

ΔН⁰₁ = ΔН⁰₂ + ΔН⁰₃ = -394кДж

Гесс заңын пайдалана отырып, кез келген реакцияның жылу энтальпиясын есептеп шығаруға болады. Гесс заңынын маңызды 2 салдары бар. Екеуі де реакцияның жылу эффектісін табу жолдарын белгілеп береді.

Бірінші салдары:

Реакцияның жылу эффектісі реакция нәтижесінде шыққан заттардың түзілу жылуларының қосындысы мен реакцияға қатысқан заттардың түзілу жылуларының қосындысының айырмасына тең:

Мынадай жалпы реакция берілген:

аА + bВ = сС + dD

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

ΔН₁, ΔН₂, ΔН₃, ΔН₄ сәйкес А, В, С, D заттарының түзілу жылулары.

ΔН – реакцияның жылу энтальпиясы.

Көрсетілген реакцияның жылу энтальпиясын (ΔН) былай табады:
ΔН⁰_хр= (с ΔН₃ + d ΔН₄ ) – (а ΔН₁ + bΔН₂ )
Екінші салдары:

Химиялық реакцияның жылулық эффектісі бастапқы реакцияға түсуші заттардың жану жылуларының қосындысынан реакция өнімдерінің жану жылуларының қосындысына алғанға тең.

ΔН⁰_хр = ΣΔН⁰_{жану баст} - ΣΔН⁰ _өнім

Химиялық реакциялардың бағыттылығы.
Көптеген процестер сыртқы көзден энергия жеткізбей-ақ жүреді. Мұндай процестерді өздігінен жүретін дейді. Мысал: судың сайға ағуы, жылы бөлмедегі жылулықтың салқын бөлмеге ауысуы, қыздырылған дене жылуының салқын денеге өтуі, металдағы таттың пайда болуы т.б. Ал өздігінен жүрмейтін химиялық реакциялар үшін тұрақты энергетикалық қолдау керек. Мысалы: фотосинтез реакциясы күн сәулесінің энергиясынсыз жүрмейді. (электролиз кезінде тоқ берілмесе).

Химиялық реакциялардың қозғаушы күштерінің бірі – энтальпиясының азаюы болып келеді. Экзотермиялық реакциялардың (ΔН<0) басым көпшілігі өздігінен жүріп өтеді. Бірақ та ΔН<0 шартты химиялық реакцияның өздігінен өтуіне шекті өлшем (критерий) бола бермейді, өйткені ΔН>0 болатын ндотермиялық реакциялар да өздігінен жүре береді.

Демек, жүйенің энтальпиясы азаюынан басқа, өздігінен жүретін процестің басқада да қозғаушы күші бар болғаны. Мұндай күш бөлшектердің (молек, атом, иондар) ретсіз қозғалысқа ұмытылуы, ал жүйенің –реттелген күйден ретсіз күйге ауысуы болады.

Энторпия S – ол күйдің термодинамикалық функциясы және жүйенің ретсіздік өлшемі. Бөлшектер қозғалысы көбейген сайын энтропия өседі.
S_ГАЗ > S_СҰЙЫҚ > S_АМОРФ > S_{КРИСТАЛЛ}
Қысым артқан сайын заттардың энторпиясы төмендейді.

Стандартты жағдайда (Т=298 К, Р= 1 атм.) анықталған зат энтропиясы стандартты деп аталады. Химиялық реакция кезінде энтропия өзгерісін мына теңдеумен анықталады:

ΔS⁰_хр = ΣΔS⁰_өнім - ΣΔS⁰_баст

ΔS> 0 болған жағдайда реакция өздігінен жүреді.

Процестердің өздігінен жүру мүмкіндігі
1 жағдай: ΔН < 0, ΔS> 0 болса, кез келген температурада жүреді

2 жағдай ΔН < 0, ΔS< 0 болса, төменгі температурада жүреді

3 жағдай ΔН > 0, ΔS> 0 болса, жоғары температурада жүреді

4жағдай ΔН > 0, ΔS< 0 ешқандай температурада өздігінен жүрмейді

Осы 2 (энтальпия, энтропия) себептің айырмасы процестің өздігінен өту мүмкіндігін анықтайды

ΔG=ΔH - TΔS

Егер ΔGO (оң мәнді) болса, онда реакция жүрмейді, ΔG=O жағдайда химиялық тепе-теңдік орнайды.
Тірі ағзада жүретін зат алмасу процестері нәтижесінде энергия бөлінеді не сіңірледі. Ас тағамдарын қолданғанда олардың ағзаға қандай энергия (қуат) мөлшерін беретінін білудің маңызы жоғары. Ас тағамдарын пайдаланғанда бөлінетін энергияның мөлшерін зерттейтін медицина ғылымының саласын диетология деп атайды.

• 
  Иллюстрациялы материалдар: Таблицалар, слайдтар.
  

• 
  Әдебиеттер
  

Қазақ тіліндегі
негізгі

1. 
   Бірімжанов Б.А., Нурахметов Н.Н. Жалпы химия- Алматы, 2001
   
2. 
   Аханбаев К.А. Химия негіздері, Алматы, 1998.
   

• 
  Бақылау сұрақтары ( кері байланысы):
  

1. 
   Термодинамиканың 1-ші және 2-ші заңдары.
   
2. 
   Гесс заңы және оның салдары.
   
3. 
   Бұл түсініктердің реакцияның жылу эффектісі түсінігінен қандай айырмашылығы бар?