16. Сутектік байланыс. Оның түзілу механизмі.

Сутектік байланыс құрамына сутегі мен электртерістігі күшті элемент-O,N,S,F,кіретін молекулалар арасында пайда болады. Сутектік байланыс әртүрлі молекулалар арасында ж\е бір молекула ішіндегі әртүрлі топтар арасында пайда болады. Сутек атомының ішкі электрондық қауызы болмағандықтан,теріс полюстенген атомның электрондық қауызының ішіне еніп кете алады. Сутектік байланыс суда ғана емес,полимерлерде,белокта,сан алуан кристалдық заттарда түзіледі.

17.Химиялық термодинамика.

1заңы.Энтальпия,Гесс-термодинамиканың заңдарың химиялық процестерге қолданады – сөзі гректің «термос» – жылу және «динамос» – күш, қозғалыс. Химиялық реакциялар кезінде байқалатын энергияның бір түрден басқа түрге айналуын, реакциялардың осы жағдайда өздігінен жүру шегін, сонымен қатар химиялық тепе-теңдіктің болу жағдайларын анықтайтын ғылым.

Термодинамика жүйелерді зерттейді.

Термодинамиканың бірінші заңы – энергияның әртүрлі формалары бір-біріне тек эквивалентті мөлшерде ауысады. Басқаша сөзбен айтқанда, сыртқы ортамен зат және энергия алмаспайтын жекеленген жүйенің барлық энергия түрлерінің қосындысы әр уақытта тұрақты болады. Жекеленген жүйе жылу сіңіру арқылы бір күйден екінші күйге ауысқанда жұмсалған жылу (Q) мөлшері жүйенің ішкі энергиясын (ΔU) өзгертуге және белгілі бір жұмыс (А) жасауға пайдаланылады

A+ U =Q

ΔH – жүйенің энтальпиясы деп аталады

Реакцияның жылуы (энтальпиясы) – реакцияның қандай жолмен жүруіне байланысты емес, тек реакцияларға қатысатын бастапқы заттардың және реакция нәтижесінде түзілетін заттардың түріне және күйіне ғана байланысты.

Көміртегі (IV) оксидін екі түрлі реакция жәрдемімен алуға болады.

I әдіс: C(граф) + O2(газ) = CO2( газ), ΔH1;

II әдіс: C(граф) + 1/2O2(газ) = CO(газ), ΔH2;

CO(газ) + 1/2O2(газ) = CO2(газ), ΔH3.

Г.И. Гесс заңынан бірнеше салдар шығады. Олардың аса маңыздылары мыналар:

Тура реакцияның жылу эффектісі кері таңбамен алынған кері реакцияның жылу эффектісіне тең.

A→B +ΔH1; B→A –ΔH2,

мұнда Гесс заңынан шығатын салдар бойынша ΔH1 = –ΔH2 тең болады.

Жылу эффектісін өлшеу үшін калориметрді пайдаланады.

Гесс заңының екінші салдары: химиялық реакцияның жылу эффектісі бастапқы заттардың жану жылулықтарының қосындысынан реакция өнімдерінің жану жылулығының қосындысын шегергенге тең

18.Термодинамиканың 2 заңы.Энтропия.Гиббс — статистикалық нысандардың (мысалы, атомбеидардың, молекулалардың) үлкен санынан тұратын жүйелердің өз бетінше ықтималдығы аздау күйден ықтималдығы молырақ күйге ауысу процесін сипаттайтын табиғаттың түбегейлі заңы

Энтропия. Екі газдың молекулалары бір-бірімен өздігінен араласып, біраздан кейін ыдыстың барлық көлеміне біркелкі тарайды.

Энергиясы өзгермей өздігінен жүретін процестер жүйеде реттілік азайып күшейетін бағытта жүреді. Жүйедегі ретсіздіктің сандық мәнін энтропия анықтайды, оны S әрпімен белгілейді.

Энтропияның сандық мәні Дж/(моль∙К).

G – изобара-изотермиялық потенциал немесе Гиббстің еркін энергиясы

. S +TH= G

Бұл функцияның өзгеру белгісі, сол заттар арасындағы реакцияның өздігінен жүру мүмкіндігін анықтайды:

- егер ΔG ˂ 0 – онда реакция тура бағытта мүмкін;

- егер ΔG ˃ 0 – онда реакция мүмкін емес;

- егер ΔG = 0 – онда реакция тура және кері бағытта мүмкін, және реакция кайтымды.

19. Химиялық реакциялардың жылдамдығы. Реакция жылдамдығына температураның әсері. Вант – Гофф ережесі. Аррениус теңдеуі. Реакциялардың молекулалығы мен реті.Активтендіру энергиясы,оның физикалық мағынасы. Химиялық реакциялардың жылдамдығы V бірлік көлеміндегі реакциялық кеңістіктің бірлігінде бірлік өлшем уақытындағы әрекеттесуші заттар концентрацияларының өзгеруі.Реакциялардың орташа және лездік жылдамдықтарын ажыратады.Орташа жылдамдық тең v = (C1-C2) / (t1-t2) = -ΔC /Δt мұндағы C1,C2 ─ тиісінше t2 және t1 уақытына сәйкес болатын әрекеттесуші заттардың концентрациясы,ал ондағы “минус”таңбасы концентрациясының азайятындығын бірдіреді.Берілген уақынтағы реакция жылдамдығы лездік жылдамдығы дейді,ол тең V = ±dC/dt

Реакция жылдамдығының температурадан тәуелділігі Вант–Гофф ережесімен анықталынады:температураны әрбір 10º көтергенде көптеген реакциялардың жылдамдығы 2 –4 есе артады.Бұл тәуелділікті математикалық тұрғыдан алғанда келесідей қатынаспен өрнектейдіv(t2)=v(t1)*γ(t2-t1)/10 мұндағы Vt2 және Vt1 ─ бастапқы (t1) және соңғы (t2) температуралар кезіндегі тиісті реакция жылдамдықтары:γ─ реакция жылдамдығының температуралық коэффициенті,ол температураны он градусқа көтергендегі реакция жылдамдығының қанша есе артатындығын көрсетеді.Әрекеттесуші заттар молекуласын белсенді ету үшін оларға берілетін энергияны ─ белсенділеу энергиясы Ea деп атайды да кДж/мольмен өрнектейді.Бұл әуелгі берілген заттар молекуласындағы байланыстарды үзу немесе әлсірету үшін керек.Реакция жылдамдығы тұрақтысының белсенділеу энергиясы мен температурадан тәуелділігі Аррениус теңдеуімен өрнектеледі:

-Ea/RT

k=A·e мұндағы А ─ пропорционалдылық коэффициенті, е ─ натуралдық логарифмдер негізі.Берілген реакция жүрген кезде әрбір қарапайым актіге қатысатын молекулалар санын сол реакцияның молекулалығы д.а.Егер қарапайым актқа бір молекула қатысса оны мономолекулалық реакция,2-у бимолекула д.а.

20. Реакция жылдамдығына реагенттер концентрацияларының әсері.Әрекеттесуші массалар заңы.Химиялық реакция жылдамдығының тұрақтысы,оның физикалық мағынасы.Химиялық реакция тездеу үшін,реакциялаушы заттардың молекулалары жиі түйісуі қажет.Түйісуді жиілендіру үшін алдымен реакцияласушы молекуланың санын демек,концентрациясын өсіру керек.Химиялық реакцияның жылдамдығы реакциялаушы заттар концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал.Мұны әрекеттесуші массалар заңы деп атайды.V=k·[A]·[B] k ─ пропорционалдық коэффициенті деп аталады.1867ж Гульдбергпен Вааге әрекеттесуші:Берілген температурадағы хим-қ реакцияның жылдамдығы реакция теңдеуіндегі стехиометриялық коэфицеттерге тең болатын көрсеткіш дәрежесіндегі әрекеттесуші заттар концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорцияналды.Әрекеттесуші заттардың концентрациялары 1моль\л тең болса реакция жылдамдығы жылдамдық тұрақтысына тең болады. 21. катализатор Өзі реакцияға түспейтін және өнім құрамына енбейтін бірақ химиялық реакцияның жылдамдығын өзгер-н затты катализатор деп атайды.Бір қатар кат-рлар реакцияны күшті тездетеді-оң катализ дейді.Басқалары реакцияны баяулатады.Бұл теріс катализ.Теріс катализді жиі ингеберлеу деп ал реакция жылдам-н төмендететін катализаторларды-ингибитор деп атайды.Катализатордың қатынасуымен жүретін химиялық реакцияларды -каталиттік дейді.Катализдің 2 түрі бар:гомогенді ж/е гетерогенді.Гомогенді катализ кезінде әрекеттесуші заттар мен катализатор бір фазалы жүйені түзеді-газды н/се сұйық,катализатормен әрекеттесуші заттардың арасында жанасу беті жоқ..Мысалы : SO₂+1/2*O₂^NO₌SO₃

Гомогенді катализ үшін химиялық реакция жылдам/ң катализатор концентрацияларына пропорцианалды екендігі айқындалған.Гетерогенді катализ кезінде әрекеттесуші заттар мен катализатор әртүрлі фазадан тұратын жүйені түзеді.Мұндай жағдайда катализатор мен әрекеттесуші заттар арасында беттік жанасу шегі болады.Әдетте , катализатор қатты түрдегі зат ,ал әрекеттесуші заттар газдар немесе сұйықтық.SO₂(г)+1/2*O₂(г) = SO₃(г)

Гетерогенді катализ кезіндегі барлық реакциялар катализатордың беттік ауданында жүреді.Сондықтан қатты катализатордың белсенділігі беттік аудан/ң қасиеттеріне тәуелді.Тек бір бағытта жүретін реакцияларды қайтымсыз,тура ж\е кері бағытта жүре алатын реакцияны қайтымды д.а.

22. Химиялық реакциялар қайтымды ж/е қайтымсыз болады.

Қайтымды реакциялар деп тура ж/е кері бағытта жүретін реакцияларды айтады. Мұндай реакция теңдеуін жалпы түрде былай өрнектейді: aA+bB cC Қайтымды реакцияларда тура ж/е кері реакциялардың жылдамдықтары теңескн күйді химиялық тепе-теңдік дейді. Заттардың конц. Температурасы , қысымы өзгергенкезде химиялық тепе-теңдіктің бағыты ығысады, бұл бағытты Ле-Шателье принципі анықтайдыхим-қ тепе-теңдікте тұрған жүйенің жағдайының біреуін өзгерту,тепе-теңдікті солөзгертуге қарсы әрекет туғызатын реакция бағытына қарай ығыстырады.:а)конц. әсері: бастапқы заттың концен. арттырса теңдік оң жаққа ығысады,реак өнімдерінің концен артса сол жаққа ығысады.б) реакцияға қатсатын заттардың біреуі газ болса, онда тепе-теңдікке қысым әсер етеді, қысым артқанда теңдеудің сол жғындағы молекулалар саны оң жағынан көбірекболса, тепе-теңдік оңға,қысымды азайтса солға ығысады.в)Темп.(эндотермиялық) әсері:темп.жоғарлату теңдікті оң жаққа ығыстырады,темп.азайту- сол жаққа ығыстырады.

23.Тотығу-тотықсыздану реакциялары деп электрондардың бір бөлшектерден екіншіге ауысуымен байланысты жүретін реакцияларды айтады,яғни әрекеттесуші молекулалар құрамына енетін элемент атомдарының тотығу дәрежесінің өзгеру.Тотығу процесі– атомның электрондарды беріп тотығу дәрежесінің өсуі.Тотықсыздану процесі-атомның электронды қосып алып тотығу дәрежесінің кемуі.Тотығу-тотықсыздану реакциялары 4 бөлінеді: 1)молекула ішілік – тотықтырғышпен тотықсыздандырғыштың ролін иондағы элемент атомдары атқарады. Бұл реакция температуралық қыздырумен альфа бөлшекпен атқылау кезінде жүреді. 2)молекулааралық – жай ж\е күрделі заттармен иондардың қатысуымен жүреді. Бір заттағы екі элемент атомы бірден тотығуға да тотықсыздануғада қатыса алады. 3)дисмутация – элемент атомдарының тотығу дәрежесінің бірден жоғарылауымен төмендеуңі арқылы жүреді. 4)конпропорциялану – реакцияда атомдардың тотығу дәрежесі теңеседі.Қасиеттеріне қарай элементтері 3 топқа бөлінеді 1) тотықтырғыш а) қосылыстарда ең жоғары тотығу дәрежесін көрсететін элем атомы. б) F,O атомдары мен молекулалары

2) тотықсыздандырғыштар а) s,p,d,f ұяшықтарының металдың бос атомдары б) қосылыстарда ең теріс тотықсыздану дәрежесін көрсететін элем атомдары

3) тотықтырғыш та,тотықсыздандырғыш та жатады. а) 4-6 топшалардың бейметал молекулалары;

б) қосысылғыштар аралығында оң тотығу дәрежесін көрсететін элем атомдары; в) асқын тотық қосылыстар

Электрондық баланыс әдісі реакцияға қатысқан және түзілген заттардағы элементтердің тотығу дәрежелерін салыстыруға негізделген.

Мысалы

1 тотықсыздану пр зат тот-р-ғыш

4 тотығу пр зат тот-сыз-ғыш

Ионды-электрондық әдіс тотықсыздандырғыштың тотығуының, тотықтырғыштың тотықсыздануының иондық теңдеулерін жеке-жеке құрып, содан соң оларды жалпы иондық теңдеуге біріктіруге негізделген.