Химиялық реакциялар және олардың жүру заңдылықтары

Барлық химиялық реакцияларды екі түрге бөлуге болады. 1. Элементтердің тотығу дәрежесін өзгертпей өтетін реакциялар: бастапқы заттардың молекулаларындағы барлық элементтердің тотығу дәрежесі реакция өнімдерінің молекулаларындағы осы элементтердің тотығу дәрежесіне тең. Мысалы: I 2. Элементтердің тотығу дәрежелерінің өзгеруімен өтетін реакциялар: бастапқы заттардың молекулаларындағы барлық немесе кейбір элементтердің тотығу дәрежесі реакция өнімдерінің молекулаларындағы осы элементтердің тотығу дәрежелеріне тең емес. Мысалы: Екінші түрдегі реакциялар тотығу-қалпына келтіру деп аталады. * Тотығу-тотықсыздану реакциялары (ЖВР) — бұл химиялық реакциялар, ол кезде элементтердің тотығу дәрежесі өзгереді • ЖВР барысында тотығу дәрежелерінің өзгеруі электрондардың бір элементтің атомдарынан басқа элементтің атомдарына толық немесе ішінара ауысуына байланысты.

Осылайша, реакцияда (5.2) әрбір магний атомы екі Электрон береді: Бұл электрондар оттегі молекуласына өтеді. O2 молекуласындағы оттегінің әрбір атомы екі электронды қосады, сондықтан оттегі молекуласы төрт электронды қосады: Реакция (5.3) НС1 молекулаларында тотығу дәрежесі -1 болатын хлор атомдары бір электрондан беріледі және хлордың бейтарап атомдарына айналады, олар буланып қосылады және Сl2 хлор молекулаларын құрайды: Бастапқы затта (КМпО4) +7 тотығу дәрежесі бар марганец атомы бес электронды қосады және +2 тотығу дәрежесі бар марганец атомына айналады (бұл тотығу дәрежесі өнім молекуласында мnсl2 реакциясы бар): Жоғарыда қарастырылған ЖВР механизмі неге бұл реакциялар электрондарды тасымалдаумен реакциялар деп атайтынын түсіндіреді. Тотығу дәрежесі өзгермейтін реакциялар электрондарды тасымалдаусыз реакциялар деп аталады. Осылайша, кез келген ЖВР электрондарды жіберу және қосу процестерінің жиынтығы болып табылады. * Электрондарды қайтару процесі тотығу деп аталады.

Тотығу процесінің нәтижесінде элементтің тотығу дәрежесінің алгебралық шамасы артады. (5.4) және (5.6) қарастырылған мысалдар тотығу процестері болып табылады. * Электрондарды қосу процесі қалпына келтіру деп аталады. Қалпына келтіру процесінің нәтижесінде тотығу дәрежесінің алгебралық шамасы төмендейді. (5.5) және (5.7) мысалдар қалпына келтіру процестерінің мысалдары болып табылады. Электрондарды шығаратын бөлшектер (атомдар, молекулалар, иондар) қалпына келтірушілер деп аталады. (5.2) және (5.3) реакцияларда, тиісінше, Mg және НС1 қалпына келтірушілер болып табылады. * Электрондарды қосатын бөлшектер тотықтырғыш деп аталады • (5.2) және (5.3) реакцияларда тотықтырғыштар тиісінше O2 және КМпО4 болып табылады. Демек, жалпы түрде тотығу-қалпына келтіру реакциясын келесі схемамен ұсынуға болады: Қалпына келтіруші тотығу процесіне қатысады, яғни тотығу, ал тотықтырғыш қалпына келтіру процесіне қатысады, яғни қалпына келтіріледі. Қандай заттар тотықтырғыштар және қандай — қалпына келтірушілер болуы мүмкін? Бұл заттардың құрамына кіретін элементтердің тотығу дәрежесіне байланысты. Белгілі болғандай, кейбір элементтер барлық немесе көптеген күрделі заттардың тұрақты тотығу дәрежесі бар.

Мұндай элементтер үшін тотығу дәрежесін өзгерту тән емес. Сондықтан заттардың қасиеттері әдетте осы элементтердің болуына байланысты емес. Тотығу дәрежесі ауыспалы элементтер, әдетте, жеңіл сс өзгертеді, яғни электрондарды жіберу немесе қосу процестеріне қатыса алады. Сондықтан күрделі заттардың қасиеттері олардың құрамында ауыспалы тотығу дәрежесі бар элементтердің болуымен байланысты.

Химиялық реакция біреулердің үзілуінен және басқа байланыстардың пайда болуынан тұрады, сондықтан ол жылу, жарық, пайда болған газдардың кеңею жұмыстары түрінде энергияның бөлінуінен немесе сіңірілуінен болады.

Жылу бөліну немесе жұтылу белгісі бойынша реакциялар экзотермиялық және эндотермиялық болып бөлінеді (сондай-ақ § 7 қараңыз).

Реагенттердің белгілі бір саны арасындағы реакциялар нәтижесінде бөлінетін немесе сіңірілетін жылу мөлшері химиялық реакцияның жылулық әсері деп аталады және әдетте символды білдіреді

Жылу әсерімен қатар, термохимиялық процестер реакция өнімдері мен бастапқы заттардың энтальпияларының әртүрлілігін жиі сипаттайды.

Энтальпия Н-заттың белгілі бір қасиеті, ол зат пайда болған кезде жиналатын энергия өлшемі болып табылады.

Тұрақты қысымда өтетін процестер химияда тұрақты көлемде өтетін процестерге қарағанда жиі кездеседі, өйткені олардың көпшілігі ашық ыдыстарда жүргізіледі. Тұрақты қысым кезінде өтетін химиялық процестерде бөлінген (немесе жұтылған) жылу реакция энтальпиясының азаю (немесе тиісінше ұлғаю) шарасы екендігі дәлелденді

Осылайша, экзотермиялық реакциялар кезінде, жылу бөлінетін кезде, теріс. Эндотермиялық реакциялар кезінде (жылу сіңеді) оң.

Жоғарыда атап өтілгендей, химияны зерттеудің бірінші кезеңдерінде сіз абсолюттік шамаға тең және белгі бойынша қарама-қарсы белгіні жиі пайдаландыңыз, мысалы:

мұнда Q-бөлінген жылу мөлшері.

Егер энтальпияны қолданса( жүйенің энергия құрамының сипаттамасы), онда бұл теңдеуді басқаша жазу керек:

Анықтамалық кестелерде әдетте Q шамасының мәні емес, белгілі бір жағдайларда өлшенген шаманың мәні (көбінесе 298 К кезінде) келтіріледі; оларды

Интеллектуалды ұлт: ғылым, білім қосылыстар деп аталады жылу саны, ол бөлінеді немесе поглощается құрған кезде бір моля химиялық қосылыстар қарапайым заттардың стандарттық жағдайлар кезінде . Ол кДж/моль өлшенеді. Осы анықтамаға сәйкес, стандартты жағдайларда қарапайым заттың түзілу жылуы 0-ге тең.

Энтальпияның өзгеруі қысым мен температураға байланысты. Сондықтан әртүрлі реакциялар үшін термохимиялық деректерді салыстыруды жеңілдету үшін белгілі бір стандартты жағдайлар (шарттар) қабылданды.

Мысалы, мұздың балқу энергиясы, жылу сыйымдылығы және судың бу түзілу энергиясы туралы есіңізде болсын, онда сізге судың 1 буының пайда болу жылуы әр түрлі болады және 1 судың пайда болу жылулығынан, бірақ 25 °С кезінде, немесе 0 °С кезінде мұздың пайда болу жылулығынан айтарлықтай байқалатыны түсінікті болады.

Термохимиялық теңдеулерді жазу кезінде қатты зат, сұйықтық және газ міндетті түрде символдармен белгіленеді, өйткені энтальпияның өзгеруі реакция заттары мен өнімдерінің агрегаттық жағдайына байланысты болады. Стандартты жағдайы: газ үшін — Па кезіндегі таза газдың жай — күйі; сұйықтық үшін-Па кезіндегі таза сұйықтықтың жай-күйі; қатты зат үшін-Па қысымында ең тұрақты кристалды жай-күй, мысалы көміртегідегі графит, күкірт және т. б. ромбикалық күкірт. Мысалы, сутегі мен оттегіден су түзудің термохимиялық теңдеуі келесідей жазылады:

286 кДж мәні стандартты жағдайларда судың пайда болуының жылуы болып табылады және 1 моля су пайда болған кезде 286 кДж жылу бөлінетінін білдіреді:

Газ тәрізді судың пайда болу жылуының мәні басқаша болады:

Термохимиялық есептеулердің көпшілігі негізделген маңызды заң-Гесса заңы (ол сондай-ақ жылу әсерлерінің сомасы заңы деп аталады):

Химиялық реакцияның жылулық әсері бастапқы заттар мен реакция өнімдерінің жағдайына байланысты, бірақ реакциялардың аралық сатыларына байланысты емес.

Мысалы, көміртегі оксидіне (IV) көміртегі тотығу реакциясының жылулық әсері бұл тотығудың тікелей жүргізілуіне байланысты емес:

немесе көміртегі оксиді түзудің аралық сатысы арқылы (II)):

Гесс Заңы бойынша, егер реакцияның жалпы жылу әсері мен оның аралық екі сатысының жылу әсері белгілі болса, онда екінші аралық сатының жылу әсерін есептеуге болады, яғни, егер онда .

Бұл жағдай өте маңызды, өйткені тікелей тәжірибелік зерттеуге келмейтін реакциялар үшін жылу әсерлерін есептеуге мүмкіндік береді.

Мысалы, көміртек оксидіне дейін көміртек жану жылуын шектеулі мөлшерде өлшеу мүмкін емес, себебі реакция өнімі әрқашан көміртек оксидінің қоспасынан және көміртек оксидінен (IV) тұрады. Алайда көміртегі оксидіне дейін көміртектің толық жану жылуын өлшеуге болады (IV), ол тең

Көміртегі оксиді (II) көміртегі оксиді (IV) дейін жану жылуын да өлшеуге болады, ол тең . Бұл деректер бола отырып, Гесса Заңы бойынша көміртегі оксидіне дейін көміртегінің жану жылуын есептеу оңай (және):

Егер қарапайым заттардан қандай да бір заттың пайда болу жылуы эксперименталды өлшенбесе, онда есептеу үшін басқа қосылыстардың бірқатар мәндерін пайдалануға болады; осы мәндерді біріктіре отырып, көміртегі оксидін (II) есептеу кезінде біз жоғарыда жасаған сияқты іздестірілетін қосылысты алуға болады.

Көптеген қосылыстардың энтальпиялары үлкен дәлдікпен белгілі. Стандартты жағдайларда кейбір заттардың пайда болуының стандартты энтальпияларының мәндері 5.1-кестеде келтірілген. Осы кестенің деректерін пайдалана отырып, Гесса Заңының негізінде көптеген реакциялардың жылу әсерлерін есептеуге болады.

Басқа да ұқсас мәліметтер

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *