Атом-молекулалық ілім. Стехиометриялық заңдар



жүктеу 1.4 Mb.
бет2/8
Дата25.04.2016
өлшемі1.4 Mb.
1   2   3   4   5   6   7   8
: attachments
attachments -> Лекции 30 часов Семинарские занятия -15 часов срс 60 часов срсп 30 часов КарагандЫ 2010 Форма 2 Силлабус составлен к э. н., доцентом Абеуовой С. Т., на основании госо рк, типовой программой дисциплины «Международные организации»
attachments -> «атф полис» Сақтандыру Қазақстан Республикасының компаниясы» АҚ акционерінің қаржы нарығы мен Шешімімен бекітілген қаржылық ұйымдарды реттеу
attachments -> «атф и ее роль в клетке. Ферменты» Карагулян Олеся Владимировна
attachments -> Программа дисциплины «Западноевропейское искусство и дизайн (XX-XXI век)»
attachments -> Тәуелсіз эксперттердің филиалдар, өкілдіктер тізімі
attachments -> Бір көзден алу тәсілімен мемлекеттік сатып алу қорытындысы туралы хаттама

Молекулалық орбиталдар теориясы (МОТ). Молекулалық орбиталдар әдiсi бойынша молекуладағы электронды бiрнеше орталықты қамтитын (атомдардың ядроларын) толқындық функция арқылы өрнектеуге болады. Оның негiзгi қaғидасы мынадай: молекулада бастапқы атомдарды байқамайды, тек ядроларды бөлiп қарайды. әрбiр электрон барлық ядролар жэне молекуладағы барлық электрондар өрiсiнде қарастырылады. Ең қарапайым жақындасуда молекулалық орбиталдар Шредингер теңдеуiнен шығатын атомдық орбиталдардың сызықтық комбинациясы болып табылады. қазiргi уақытта молекулалық орбиталдар теориясы бiрте-бiрте кеңiнен қолданыла бастады.

Молекулалық орбиталдар теориясы (МО) - молекуланың электрондық құрылысын анықтайтын әдiс. Бұл теорияның негiзгi принципi - молекула бутiн бiр тұтac жүйе. Молекулаға барлық электрондар мен ядролар ортақ. Химиялық байланыстың түзiлуiнiң себебi - барлық электрондардың барлық ядролар мен электрондарға ортақ өpicтe қозғалуы.



МО ерекшелiктерi. Валенттiк байланыс әдiсi АО (атомдьық орбитал) жеке бiр атомның электронының козғалысын сипаттайды. Молекулалық орбиталдар (МО) бүкiл молекуладағы ядроларға ортақ МО – көп центрлi орбиталдар. МО әдiсi молекуладағы әр электронға сәйкес молекулалық орбиталды сипаттайды.

Молекулалық орбитал атомдық орбиталды сызықты комбинациялау нәтижесiнде түзiледi деп саналады. Бастапқы әрiптерiн алып қысқартқанда былай жазылады: АОСК=МО, молекулалық орбитал ол атомдық орбиталдардың сызықты комбинациясы.

Бiрақ, молекулалық орбиталдар түзiлу үшiн АО - орбиталдар кесімді шарттарға сай болу қажет:

_ атомдық орбиталдар энергияларының шамасы жақын болуы;

_ атомдық орбиталдағы бүркескен электрон бұлттары тығыздығының шамасы улкен болуы;

- атомдық орбиталдардың байланыс орталығы бiр симметрияда болуы. молекулалық орбиталдар әдiсiнiң принципi - молекуладағы әp электронды сипаттайтын толқындық функция молекула құрамындағы барлық ядролар өpiciне қатынасты болуы қажет. Ең қарапайым турiнде: молекулалық орбитал дегенiмiз атомдык орбиталдардың өзара сызықты комбинациясын құру нәтижесiнде түзiлген жаңа орбитал.

Молекулалық орбиталдар әдісi молекуладағы электрондар бiрнеше орталықгарға ие болған (атомдардың ядролары) толқындық функциялармен сипатталады. Атомдық орбиталдарды өзара қосып не алып тастаса молекулалық орбиталдар тузiледi.

12Иондық байланыс және қасиеті. Металдық байланыс туралы түсінік. Иондық байланыстың бірінші теориясын 1916ж.немісғалымы Коссель ұсынды.Оның теориясы бойынша иондық байланыс қарама-қарсы зарядталған иондардың электростатикалық тартылысуынан болады.Иондық байланыс қарама-қарсы зарядталған иондардың кулон күштері арқылы тартылысу ы нәттижесінде түзіледі.Ал кулондық күштер қанықпайтын күштер,демек иондық байланыс қанықпаған байланыс.Иондық байланыстың кесімді бағыты жоқ,бағыттылық көрсетпейді.иондық байланыс қарама-қарсы зарядталған иондардың электростатикалық күштер арқылы тартылысуынан болады.Металдардың сыртқы валенттік электрондары барлық металдарға бірдей тең таралған,яғни ұжымдық боп саналады.Металдардың оң зарядты иондары ортақ электрон бұлттарымен қоршалған және байланысқан,байланыстың мұндай түрі металдық деп аталады.металдардың электрөткізгіштігін осымен түсіндіруге болады.ол тек біртекті атомдар арасында ғана пайда болып қоймайды,құймаларда,металдардың бір-бірімеен қосылыстарында және басқа заттармен қосылысында болады.Металдық байланыстың таби ғатын квант механикалық көзқараспен қарағанда валенттік байланыс әдісі де,молекулалық орбиталь әдісі де тусіндіре алады.Молекулалық орбмталь әдісі бойынша,екі атом әрекеттескенде,атомдық орбитальдар бүркесіп,байланыстыратын және босаң молекулалық орбитальдар пайда болады.Сонымен қатар жүйеде неғұлым атомдар көп болса соғұрлым молекулалық күйлер де көп болады. Металдық байланыс қатты және сұйық күдегі металдардың бәріне тән, ол жекелеген бөлшектердің қасиеті емес,олардың агрегаттарының қасиеті.Металдардың буы жекелегген молекулалардан тұратындықтан,газ тәрізді заттардай қасиет көрсетеді.Металдық байланыс металдардың барлық қасиеттерін:физикалық, механикалық, оптикалық, магниттік,т.б. түсіндіре алады.

13.Молекулаларалық әсерлесу.Ван-дер Ваальс күштері.Сутектік байланыс

Химиялық заттар үш агрегаттық күйде болады: газ,сұйық,қатты.Тіпті,инертті газдар атомдарының валенттік АО толық электрондармен толсада,өте төмен температурада әуелі сұйықталып,әрі қарай қатты затқа айналады. Инертті газдардың ковалентті байланыс түзе алмайтындығы жақсы белгілі. Инертті газдардың әуелі сұйықталып ,сонан кейін кристаллға айналуы,олардың атомдарының арасында тартылыс күштері бар екендігін дәлелдейді. Газдар,сұйық,қатты заттардың молекула арасындағы тартылыс күштерді молекула арасындағы күштердеп атайды.Молекулалар арасындағы тартылыс күштері бар екендігін бірінші рет 1873ж Ван-дер-Ваальс түсіндірген.Идеал газдарға мына теңдеу PV=nRT орындалуы керек.Бірақ іс жүзінде реальды газдарға мұндай заңдылық көп жағдайда орындала қоймайды.Ван-дер –Ваальс осы заңдылықтың орындалмайтын себебін газ молекулаларының арасында өздеріне тән тартылыс күштері арқылы түсіндіреді. Қазіргі кезде молекулалар аралық күштер бірнеше құбылыстардың негізінде пайда болады деп есептейді. Молекулаларды байланыстыратын күштердің табиғатын Ван-дер-Ваальс зерттеген,кейін Дебай,Кезон,Лондон өзінің үлесін қосты.Бүгінгі күні Ван-дер-Ваальс күштері (Ев) бірнеше күштерден тұратындығы айқындалды:Ев= Ек + Ед + Ел + Ет Ек-Кезюм,Ед- Дебай Ел-Лондон Ет-тебісу күштері.Молекулалар арасындағы әрекеттесулер:ориентациялық әрекеттесу,индукциялық әрекеттесу,дисперсиялық әрекеттесу.Полюсті молекулалар біріне-бірі жақындасып,қарсы зарядтармен тартылысып,бағдарласады,ориентацияланады. Осы күштерді оринтациялық күштер деп атайды.Лездік дипольдар бірімен-бірі әрекеттесуі-дисперсиялық әрекеттесу деп аталады.

Молекулалардың өзара әрекеттесуінің тағы да бір түрі – сутекті байланыс. Қайнау температурасы өте биік молекулалар арасында сутекті байланыс түзілетіндігімен түсіндіруге болады. Жалпы сутектік байланыс күші Ван-дер-Ваальс байланыстарына қарағанда күштірек,бірақ ковалентті байланысқа қарағанда төмен. Сутектік байланыстың күші сутекті байланысты тудыратын атомдардың табиғатына тәуелді.Неғұрлым сутек атомымен байланысқан атомның электртерістілігі көбірек болса,соғұрлым сутекті байланыстың энергиясы көбірек,молекула тұрақтылау болады.Жалпы топ бойынша сутектік байланыстың энергиясы кемиді. Электростатикалық әрекеттесу негізінде сутекті байланыс түзіледі.

14.Ішкі энергия.Энтальпия.Термодинамиканың бірінші заңы.

Ішкі энергия- берілгенжүйенің толық энергисы,яғни энергия мөлшеріни заттың бір моліне жатқызады және олДж,кДж немесе кал,ккал бойынша анықталады.Снымен жүенің толық энергиясы үш санның қосындысына тең:


Жүйенің ішікі энергиясы өз кезегінде бірнеше құрамдарды біріктіреді.Ішкі энергия – бұл осы жүйеге кіретін барлық бөлшектердің өзара әрекетесуі және қозғалысы.Ішкі энергия молекулааралық энергия жүйесін құрайтын бөлшектердің алға жүрүші,айналмалы және тербелмелі қозғалысының кинетикалық энергиясының қосындысы. Ішкі энергия ядроның ядромен, электронның электронмен,ядроның электронмен әрекеттесуінің потенциалдық энергиясы,ядролық энергия,ядроның тебілуіне сай энергия.Сонымен бөлшектердің өзара тартылысу және тебілісу энергиясы,ішкі молекулярлық немесе атомдар арасындағы әрекеттесу энергиясы,сонымен қатар, ішкі ядролық процестер энергиясының барлықтары ішкі энергияға жатады.Жүйенің энергиясыз күйге әкелуге мүмкіншілік болмағандықтан,заттардың ішкі энергиясының абсолюттік мәні белгісіз.Әдетте,процестегі жүйенің ішкі энергиясының өзгерісін анықтайды:
Ішкі энергия жүйе күйінің функциясы болып табылады,яғни оның өзгерісі жүенің бастапқы және соңғы күйімен анықталады және процестің жүру жолына тәуелді емес. Ішкі нергияның,жұлудың, жұмыстың өзара байланыстылығы термодинамиканың бірінші заңымен-энергияның сақталу және өзгеру заңымен анықталады:Клаузиус тұжырымы әлем энергиясы тұрақты, Энергия өзінен өзі пайда болмайды және жоғалмайды,ол тек бір түрден екінші бір түрге ауысады.термодинамиканың бірінші заңы былай аталады:кез келген процесте жүйенің сіңірген жылуы жүйенің іішкі энергиясының өзгеруіне және белгілі жұмыс жасауға жұмсалады.

Бұл теңдеудің метематикалық түрі мынадай:


Термодинамикада реакцияның жылу эффектінің бұрынғы мектепте берілген таңбаға қарама-қарсы етіп алынады.Оның себебі термодинамикада жылу эффектілерінің бәрі бір жүйе тұрғысынан қаралады.Реакция нәтижесінде жылу жүеден сыртқа шығып жатқанда,жүйенің жылуы кері кемиді,сол себептен теріс таңбалы етіп алынады.Ал,керісінше жылу сырттан жүйеге сіңіріліп жатса,оның энергиясы артатындықтан жылу эффектісінің тваңбасы оң етіп алынады.Энетальпия да ішкі энергия сияқты жүенің негізгі қасиеттерінің бірі:
Болғандықтан,энтальпияны жүйенің ұлғаю энергиясы немесе P,T=const жағдайдағы ішкі және сыртқы энергияларының қомындысы деп қарастыруға болады.Әдетте энтальпияның өзгеруін заттың моліне қатынасты қарастырады және Дж/моль немесе кал/мольөлшем бірліктерімен белгілейді,

1кал=4,187Дж.



15.Термодинамикалық теңдеулер.Гесс заңы

әрбір химиялық реакция энергияны сіңіру немесе бөліп шығару арқылы жүреді. Химиялық реакцияның жылу эффектісі деп тұрақты қысымда немесе көлемде шығарылған немесе сіңірілген энергия мөлшерін айтадыЖылу эффектісі 1 моль затқа қатысты болады.Заттардың химиялық формуласымен бірге жылу эффектілері көрсетілетін химиялық реакцияларды термохимиялық реакциялар деп атайды.Әртүрлі процесстердің жылу эффектілерін салыстыру және термодинамикалық есептеулерін жүргізу үшін оларды анықтайтын стандартты жағдайларды таңдап алу қажет.Стандартты жағдайда 1 моль таза зат Р-101,325кПа қысымда 298,15К температурада есептеледі.Термохимиялық теңдеуді жазудың екі түрі бар: термохимиялық және термодинамикалық.Термодинамикалық әдіс бойынша реакцияның жылу эффектісін химиялық теңдеуден кейін бөлек жазады. 1840 жылы Гесс атты химик тамаша заң ашты, кейіннен осы заңға оның аты беріліп, бұл заң реакцияның жылу эффектісін, заттардың түзілу жылулығын немесе олардың жануын есептеуге мүмкіндік береді. Сонымен қатар тузілуі қиын, ал кейде мүлде мүмкін емес реакцияның жылу эффектісін табуға жол ашты. Есептеуге қажетті стандартты жылу түзілулер DНтүзо фундаменталды термохимиялық анықтамаларда жиылған.Гесс заңы: реакцияның жылу эффектісі заттың тек бастапқы және соңғы күйінің түріне(ТАБИҒАТЫНА) ТӘУЕЛДІ БОЛАДЫ,БІРАҚ РЕАКЦИЯ ЖҮРУ БАҒЫТЫНА ,яғни аралық сатылардың сипатына және санына тәуелді емес.∆Нхим.реак=Qp=∑∆Hреак.өнімдері-∑∆Нбастапқы реагенттер. Салдары:1Реакция жылу эффектісі ,өнімнің түзілу жылуларының қосындысынан бастапқы заттардың түзілу жылуларының қосындысын алып тастағандағы айырымына тең.2. Реакцияның жылу эффектісі бастапқы заттардың жанужылуларының қосындысынан реакция өнімдерінің жану жылуларының қосындысын алып тастағандағы айырымына тең.



16.Түзілу жылуы және жану жылуы.

Химиялық реакцияның жылуы-реакцияға қатысушы заттардың біреуінің моліне есептелген,берілген реакция жүру кезінде бөлінген немесе сіңірілген жылу мөлшері.Мысалы мына жазу:


Күшті қышқылдардың сілтілермен барлық бейтараптау реакциялары жылу бөлінумен жүреді:
Кейбір заттардың ыдырауы бірсыпыра жылу бөліп жүреді:
Реакция басталуы үшін жылулық импульс қажет.Одан әрі реакция жылудың көп мөлшерін бөліп жүреді.Заттың түзілу жылу.Берілген жағдайда тұрақты күйде алынған жай заттардан заттың бір молінің түзілу реакциясыныңжылу эффектісі заттың түзілу жылуы деп аталады:

Түзілу жылуын заттың стандартты күйімен салыстырады.сұйық заттардың стандартты күйі ретінде Р=1атм(101,325кПА) таза сұйықтың күйі,газдар үшін Р=1атм(101,325 кПА) газ күйі,қатты заттар үшін Р=1атм(101,325 кПА) тұрақты кристалдық күйін алу қабылданған.Стандартты түзілу жылуы немесе стандартты түзілу энтальпиясы деп 1 моль заттың стандартты жағдайда өзіне сәйкес тұрақты жай заттардан түзілгендігі жылу энтальпиясының мөлшерін айтады,әрі

деп белгілейді.Күрделі заттардың түзілу жылуын білу үшін жай заттардың стандартты жағдайдағы тұрақты түр өзгерістерін білу қажет.Мәселен ақ және қызыл фосфор,графит және алмаз т.б. Стандартты жағдайда аққа қарағанда қызыл фосфор, алмазбен салыстырғанда графит тұрақтылау деп есептелінеді. Шынында да қалыпты жағдайда ақ фосфор тұрақты қызыл фосфорға,алмаз графитке өздігінен айналатыны мәлім.

17.Энтропия.Термодинамиканың 2 заңы

Табиғатта өз бетінше сыртқы әсерсіз жүретін процесстер қатары бар. Олар,мысалы: қолдан лақтырылған тас жерге қарай өздігінен қозғалады. Тас құлағанда потенциалдық энергиясын жоғалтады.Осы процесте тастың потенциалдық энергиясы кинетикалық энергияға айналады. Ретсіздік дәрежесі энтропия деп аталатын,физикалық ұғыммен өрнектеледі және ∆S таңбасымен белгіленеді. ∆S=∆Q/T Энтропия –бөлшектің қозғалысын сипаттайтын заттың қасиеті-ол берілген жүйенің ықтималдық сипаты болуы мүмкін.Термодинамиканың 2 заңының бірнеше түсініктемелері бар. Олардың біреуі аса қарапайым: жылу өздігінен суық денеден ыстыққа беріле алмайды. Термодинамиканың 2 заңы тікелей энтропиямен байланысты



18.Гиббсэнергиясы. Үрдістің бағытын анықтайтын энатальпиялық және энтропиялық факторлар. Химиялық термодинамиканың негізгі теңдеуі Гиббс энергиясы болып табылады. ДельтаG=дельта H-TдельтаS. Мұндағы делтаН және делтаS күй функциялары: дельтаН-энтальпия, дельтаS-энтропия,Т-температура. Дельта G- Гиббстің еркін энергиясы, оны алғаш рет ұсынған американдық ғалым математик және термодинамик Д.У.Гиббстің атымен аталады. Дельта G- Гиббстің еркін энергиясы –энтальпия мен энтропияның дельта S арасындағы өзара байланысты көрсетеді. Энтальпия кез келген химиялық реакцияны энергиясы төмен күйде жүруіне жағдай жасайды, бөлшектерді мейлінше күрделі қосындыға біріктіруге бағыт береді.энтропия жүйеде «ретсіздіктің» максимальды өсу бағытына ұмтылатын, яғни бөлшектер мейлінше ретсіз орналасатын күй функциясы. Н және S функциялары бір бірімен тәуелсіз болса да, көптеген хим-қ процестер осы екі функцияның өзгерісімен жүреді. Хим-қ реакцияларда бөлшектер құрылысы күрделі бөлшектерге бірігуге ұмтылып, энтальпияны төмендетеді. Екінші жағынан бөлшектер жекеленіп, энтропияны үлкейтеді. Бұл функцияны изобара-изотермиялық потенциал д.а., кейде оны жай ғана «термодинамикалық потенциал» д.а. гиббс энергиясы,энтальпия Н және энртопия S тәрізді физ-қ шамалар күй функциясы д.а. кейбір заттар мен иондардың стандартты түзілу Гиббс энергиясы G298 (кДж/моль). Стандартты түзілу энергиясының көмегімен кез келген хим-қ процестің стандартты бос энергиясының өзгерісін есептеу ыңғайлы. Стандартты бос энегрияның өзгерісі былайша өрнектеледі:

Келтірілген теңдеуден мынадай қорытынды шығады: хим-қ реакцияның бос энергиясы жеке реакция өнімдерінің түзілу бос энергияларының қосындысынан бастапқы реагентттердің мәндерінің қосындысын алып тастағандағы айырымға тең. Дельта Gº шамасы бойынша процестің мүмкнідігін және мүмкін еместігін анықтауға болады. барлық өздігінен жүретін хим-қ процестер жүйеде Гиббс энергиясы төмендейтін бағытта жүреді. Процестің жүру мүмкіндігі дельта G<0 орындалуына байланысты болады, яғни дельта G өзгерісі теріс таңбалы шама болуға тиіс. Егер G~=40 кДж/моль град немесе бұдан да төмен болса, онда реакция өздігінен жүреді.



Энтропиялық фактор- Т дельта S реакцияның өздігінен жүру қабілетіне белгілі бір дәрежеде әсер етеді. 0ºК жақын температурада, Т дельта S шамасы 0-ге жақын болады, сондықтан дельтаG шамасы мен таңбасына ең алдымен энтальпиялық фактор әсер етеді. Гиббс энергиясының шамасына әсер ететін энтропиялық фактор температураның жоғарылауымен үлкейеді. өте жоғары температурада энтропиялық фактор Тдельта S энтальпиялық факторды бүркелемейді. Жоғары да емес, төмен де емес температурада дельта G- ге екі фактор да әсер етеді.

Энтальпия, энтропия және Гиббс энергиясының өзара және температурамен байланысты.

Гиббс энергиясының өзгерісі реакция өнімдері мен бастапқы заттардың табиғатына және физ-қ күйіне тәуелді болады, процестің жүру жолына тәуелді емес.

19.Химиялық кинетика.

Химиялық кинетика –химиялық реакцияның жылдамдығы мен механизмі туралы ілім. Хиимиялық кинетика – химиялық технология процестерінің жаңа түрлерін құру мен оларды жетілдірудің ғылыми негіздері.Химиялық кинетика әдістерін биологияда және жаратылыстану ғылымының басқа салаларында қолданады.Химиялық реакцияның молекулалығы- химиялық реакцияның бірлік актісіне қатынасатын молекула сандарымен анықталады.Реакция молекулалығы бойынша мынандай айырмашылықтар байқалады;а)мономолекулярлы реакциялар-бірлік актіде бір молекула қатысады.б) бимолекулярлы реакциялар- реакцияның елементарлы актісінде екі молекула қатынасады.в) үшмолекулярлы реакциялар- элементарлы актісінде үш молекула қатынасады.Төртмолекулярлы және одан да көп реакциялардың болу мүмкіншілігі нольге тең.Реакцияның реті деп реакцияның жылдамдық теңдеуіндегі концентрацияның стехиометриялық көрсеткішінің қосындысын айтады.Реакцияның реттігі мен молекулалығы тек қарапайым реакцияларға ғана сәйкес келеді. Реакцияның реттігін эксперимент әдісімен анықтайды,ол үшін реакция жылдамдығының концентрацияға тәуелділігін зерттейді.Реакция реті тәжірибе бойынша анықтаған реакцияның реттігін химиялық реакция бойынша табылған шамаға сәйкес келмесе ,онда реакция күрделі бірнеше сатымен жүреді деп күмәнсіз айтуға болады.



20.Химиялық реакция жыдамдығына әсер ететін факторлар. Вант-Гофф ережесі мен Аррениус теңдеуі. Активтену энергиясы. Актвтенген комплекс. Химиялық реакцияның жылдамдығы әр түрлі болады. Кейбіреулері өте тез, біреулері баяу болады. Оның жылдамдығы басқа процесстердің жылдамдығы сияқты уақытпен өлшенеді.химиялық реакция жылдамдығына : әрекеттесуші заттардың табиғаты, қысым, температура, әрекеттесуші заттардың концентарциясы және катализатор әсер етеді. Әрекеттесуші заттардың табиғатының әсері. Заттың табиғатының хим.реакцияның жылдамдығына әсері үлкен. Кейбір реакциялар өте тез, біреулері баяу жүреді. Мыс: а) 2Rb

2H2O=2RbOH+H2(қопарылыс болады). б) Ag+H2O=реакция өте баяу жүреді,айлап, жылдап өтеді. Температураның әсері. Заттардың өзара әрекеттесулері үшін олардың бөлшектері бір- бірімен соқтығысуы қажет. Соның нәтижесінде бөлшектердің электрон бұлттарының тығыздықтары өзгеріп, жаңа хим-қ байланыстар түзіледі. Жылдамдықтың тем-ға тәуелділігін Вант- Гоффтың эмпирикалық ережесімен бағалуға облады: «тем.әрбір 10ºС-қа артқанда реакцияның жылдамдығы 2-4 есе өседі»:Вант-Гофф ережесінің математикалық теңдеуін реакцияның жылдамдық константаларының не жылдамдықтарының арақатынасы арқылы өрнектейді:

Kt+10 =y=2-4 Ut2 t2-t1

Kt Ut1=y 10


Аррениус теңдеуі. Аррениус көптеген реакцияларда температура жоғарылаған кезде жылдамдықтың артып сызықты болмайтынына назар аударады. Реакция жылдамдығының константасы мына теңдеуге бағынады.

lgK=lgA-Eакт



2,3RT Бұл теңдеу Аррениус теңдеуі деп аталады. Мұнда Еакт – активтену энергиясы, R- молярлы газ тұрақтысы, Т-абсолют температура, А-молекулалар арасындағы бір секунд ішіндегі жалпы соқтығысу саны. Соқтығысу молекулалардың рекацияға қолайлы ориентациялары кезінде молекулалар арасында болады. реакция жылдамдығына концентарцияның әсері. Хим-қ реакцияның тез жүруі үшін әрекеттесуші заттардың молекулалары жиі түйісулері қажет екендігі анықталды. Түйісуді жиілендіру үшін алдымен әрекеттесуші молекулалардың санын, демек концентрациясын өсіру керек. Реакцияның жылдамдығына әрекеттесуші заттардың концентарциясының әсерін Норвегия ғалымдары Гульдберг және Вааге 1867 жылы мынадай қорытындыға келді: Хим-қ реакцияның жылдамдығы реакцияласушы заттардың концентарцияларының көбейтіндісіне тура пропорционал. Мұны әрекеттесуші массалар заңы деп атайды. Катализатордың әсері. Хим-қ реакцияның жүру жылдамдығына «бөгде» заттардың әсері болатындығы XVIII-ғасырда белгілі болды. 1812 жылы орыс химигі Кирхгоф крахмалға күкірт қышықылын араластырып қыздырса оның қантқа айналатынын, бірақ реакция нәтижесінде күкірт қышықылы өзгермей қалатынын байқаған. Сөйтіп реакцияның жылдамдығына катализатор заттардың үлкен әсері болатындығы анықталды.Катализатор- реакцияның жылдамдығын өзгертіп, бірақ реакция нәтижесінде өздері хим-қ өзгермей қалатын заттарды айтамыз.Қалыпты жағдайда әрекеттеспейтін кейбір заттар катализатор қатысында реакцияласа бастайды. Катализаторлар реакцияның жылдамдығын млн есеге дейін өсіре алады. Катализатор қатысуымен жүретін процестер табиғатта және өнеркәсіпте өте көп. Тірі организмдегі толып жатқан процестерде, мысалы ас сіңіруде, органикалық катализаторлар- ферменттер, өсімдіктердің қоректенуіне топырақта болатын минералдық ферменттер қатысады. Кей жағдайда әр түрлі катализатор қолдану арқылы бір заттан түрлі өнімдер алуға болады. Катализатор қатты, сұйық, газ күйінде болады.Қатты катализаторлардың катализаторлық активтігінен айырылып қалуы оп-оңай, себебі кейбір басқа заттар аз мөлшерде араласып кетсе катализатор уланып қалады, мұндай заттарды каатлизатордың уы деп атайды.Мыс:H2S,HNC,As,Se,Te қосылыстары платина катализаторын уландырады. Реакцияны баяулататын заттарды ингибаторлар деп атайды. Катализатордың әсерінен жылдамдығы өзгеретін процесті каталитикалық процесс не катализ дейді.Активтену энергиясы.Активтенген компелкс. Молекулаларды активті күйіне айналдыру үшін жұмсалатын қосымша энергия активтену энергиясы деп аталады. Активті молекулалардың соқтығысуы нәтижесінде хим-қ реакция жүруі мүмкін. Жүйенің энергетикалық өзгеруі нәтижесінде активті молекулалардың жалпы саны өсуі мүкін. Электрон тығызыдығының қайта таралуы және жаңа хим-қ байланыстардың тууы мүмкін болатын ара қашықтыққа бөлшектер жақындайды. Соған байланысты соқтығысатын бөлшектердің электрон бұлттарының арасында туатын тебісу кұштерін игеруге жеткілікті энергиясы болуы керек. Мұндай реакцияға қабілетті бөлшектер активтігі деп аталады, ал энергетикалық барьерді игеруге қажетті энергия реакцияның активтену энергиясы деп аталады. Өзара әрекеттесу процесінде болатын бөлшектер тобы активті компелкстер деп аталады. Молекулалар реакциясына қатысатын байланыстар толық үзілгендегі реакция жолына, активті комплекс түзу арқылы жүретін реакцияның жолы энергетикалық тиімді болатыны көрсетілген. Сондықтан, көптеген реакциялар аралық активті комплекстер түзу арқылы өтеді. Олай болса, активтену энергиясы әрекеттесуші заттарды активті комплекс күйіне ауыстыруға қажетті энергия болып табылады.

21.Қайтымды және қайтымсыз реакциялар.химиялық тепе-теңдік. Ле-Шателье принципі



Барлық химиялық реакцияларды екі түрге бөледі.Қайтымсыз реакциялар деп тек бір бағытта ,бастапқы заттар толығымен біткенше жүретін реакцияларды айтады және мұндай реакциялар аса көп емес.Бір мезетте қарама-карсы екі бағытта жүретін реакцияларды (тіке және кері) қайтымды деп атайды. Тура және кері бағытта жүретін реакциялардың жылдамдығы өзара теңескен сәтте ,реакцияда жүретін ортада химиялық тепе-теңдік орнайды.Тепе-теңдікте тұрған жүйенің жағдайын өзгертсе(температура,қысым,концентрация) тіке және кері реакциялар жылдамдықтарының әр түрлі өзгеруіне байланысты тепе –теңдік бұзылады.Белгілі уақыттан кейін жаңа күйге сәйкес жаңа химиялық тепе-теңдік орнайды.Тепе-теңдіктің бір күйден екінші күйге ауысуын тепе-теңдіктің ығысуы деп атайды.тепе-теңдіктің ығысу бағыты Ле-Шателье принципімен анықталады: тепе-теңдікте тұрған жүйенің жағдайына әсер етсе (концентрация,қысым,температура - өзгертсе) онда тепе-теңдік әсер етуші жағдайды азайту бағытына қарай ығысады.Тепе-теңдікке әсер етуші факторлар: Концентрацияның әсері,температураның әсері,қысымның әсері,катализатор әсері.

22. Дисперстік жүйе. Ерітінділер. Ерітінділердің физ-қ және хим-қ теориялары. Ерітінді д\з дисперсті жүйенің бір түрі. Қандай да бір затқа екінші заттың өте ұсақ бөлшектері араласуын дисперстік жүйе (лат.ұсатылып тараған) деп атайды. Ұсақталатын заттың және ұсақтайтын ортаның агрегаттық күйіне қарай дисперсті жүйенің мынадай 9 түрі бар: г1+г2-ауа; с+г-ауадағы тамшы; қ+г-түтін; г+с-судағы ауа; с1+с2-судағы спирт; қ+с- судағы тұз; г+Қ-Pt,Pd,H2; с+қ-ылғал болған қатты зат; қ1+қ2- құймалар; дисперстік жүйелер араласатын заттың ұсатылған бөлшектерінің мөлшеріне қарай, әр түрлі болады. келісім б\ша бөлшектердің мөлшері 100 нм-нан үлкен болса, ондай жүйені жүзгін дейді. Бөлшектердің мөлшері 100 нм мен 1 нм арасында болса, ондай жүйені коллоидтық ерітінді дейді. Бөлшектердің мөлшері 1 нм-нан кіші болса, ондай жүйені шын не молекулалық ерітінді дейді.Ерітінді д\з ең кемі екі компонентттен тұратын біртекті жүйе. әрбір ерітінді еріген зат пен еріткіштен тұрады. Еріткші деп ішінде еріген зат молекула, не тіпті ион түрінде біркелкі болып аралсатын ортаны айтамыз. Тепе-теңдік күйде белгілі температурада ерітіндінің концентрациясы өспейді, яғни ерітінді қанық ерітіндіге айналады. Қанық ерітінді д\з белгілі бір температурада затты одан әрі еріте алмайтын ерітінді.Еріген заттың жаңа мөлшерін әлі де еріте алатын ерітіндіні қанықпаған ерітінді дейді.Қаныққан ерітінділер аз қолданады, көбінесе қанықпаған ерітінділер пайдаланады. Ерітінділердің хим-қ теориясы. Менделеев күкірт қыш., этил спиртінің тағы да басқа заттың ерітінділерінің қасиеттерін, оның ішінде физ-қ қасиеттерін зерттей келіп, оның барлық қасиеттерін дұрыс түсіну үшін, еріген зат пен еріткіштің арасында болатын хим-қ әрекеттесудің зор мәнінің барлығын көрсетті. Менделеев ерітінділерде еріген зат пен еріткіш арасында хим-қ қосылыс түзіледі, ол қосылыстар тұрақсыз болғандықтан аздап ыдыраған күйде болады деді. Менделеевтен бергі уақыттағы зерттеу жұмыстарының нәтижесі еріген зат еріткіштен хим-қ қосылысады деген Менделеев пікірін дәлелдейді. Ол қосылыстарды сольват(лат.еріту) деп, еріткіш су ьолса, гидрат деп атайды. Еріген заттың сумен қосылысу процесін гидратация дейді. Гидраттар тұрақсыз қосылыстар. Көпшіліг суалтқанда ыдырап кетеді. Кей жағдайда гидраттанған су еріген затпен өте берік қосыласатындықтан еріген зат бөлініп шыққанда, су оның кристалының құрамына кіреді. Құрамына судың молекулалары кіретін мұндай кристалдық түзінділер кристаллогидрат деп аталады, ондағы су кристалоогидраттық су деп аталады.

1   2   3   4   5   6   7   8


©netref.ru 2017
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет