O‘zbekiston respublikasi oliy va o`rta maxsus ta’lim vazirligi

2. 1. Tеrmоkimyoviy jаrаyonlаr.
Tеrmоdinаmikа issiqlik enеrgiyasi bilаn bоshqа хil enеrgiyalаr оrаsidа bo’lаdigаn
muоsаbаtlаr hаqidаgi tа’limоtdir. Tеrmоnidаmikа so’zi grеkchа therme - issiqlik vа
dinamis - kuch so’zlаridаn оlingаn bo’lib, uning mа’nоsi issiqlik bilаn bоg’liq bo’lgаn
kuchlаr to’g’risidаgi fаnni аnglаtаdi. Uning vаzifаsi turli sistеmаlаrning хоssаlаri vа
ulаrdа bo’lаyotgаn jаrаyonlаrni o’rgаnishdаn ibоrаt. Kimyoviy tеrmоdinаmikа umumiy
tеrmоdinаmikаinng bir qismi bo’lib,tеrmоdinаmikа qоnun vа qоidаlаrinni kimyoviy
jаrаyonlаrdа qo’llаnilishni tеkshirаdi.
Kimyoviy reaksiyalarda ajralib chiqadigan yoki yutiladigan issiqlik miqdori reaksiyaning
issiqlik effekti deyiladi. Issiqlik ajralib chiqishi bilan boradigan reaksiyalar ekzotermik
reaksiyalar, issiqlik yutilishi bilan boradigan reaksiyalar endotermik reaksiyalar deyiladi.
Kimyoviy tizimini tavsiflash uchun bosim (P) , hajm (V) , va haroratdan tashqari yana ichki
energiyasini (U) , entalpiya (H) , entropiya (S) va Gibss energiyasi (G) kabi holat funksiyalari
ham ishlatiladi.
Тizimning ichki energiyasi undagi molekulalarning o‘zaro itarilishi, tortilish energiyasi,
ilgarilanma harakat energiyasi, molekula ichida atom va atomlar guruhining tebranish energiyasi,
atomlarda elektronlarning aylanish energiyasi, atom yadrosida bo‘ladigan energiya va hokazo
energiyalar yig‘indisiga teng bo‘ladi.
Agar o‘zgarmas hajmdagi tizimning harorati dan ga ko‘tarilguncha qizdirsak, tizimga
berilgan issiqlik uning ichki energiyasining ortishiga teng bo‘ladi:
= — =  U
Demak, o‘zgarmas hajmdagi reaksiyaning issiqlik effekti uning ichki energiyasining
o‘zgarishiga teng. Odatda, kimyoviy reaksiyalar o‘zgarmas bosimda sodir bo‘ladi. O‘zgarmas
bosimda tizimga berilgan issiqlik uning ichki energiyasining ortishiga hamda tashqi kuchlarga
qarshi ma’lum A ish bajarilishiga sarf bo‘ladi:
=  U + A; A = P  V
=  U + P  V =  H
Ya’ni, o‘zgarmas bosimda reaksiyaning issiqlik effekti uning entalpiyasi o‘zgarishiga teng:
 H =  U + P  V
Ekzotermik jarayonlarda tizimning ichki energiyasi hamda entalpiyasi kamayadi, ya’ni
U2< U1 va H2 < H1 bo‘lganligi uchun
 U =U2-U1
hamda  H = — ifodalar manfiy qiymatga ega bo‘ladi. Aksincha, endotermik
jarayonlarda tizimning ichki energiyasi va entalpiyasi ortganligi sababli  U va  H larning
qiymati musbat bo‘ladi.
Standart sharoitda 1 mol murakkab moddaning oddiy moddalardan hosil bo’lish
reaksiyasining issiqlik effekti shu moddaning standart hosil bo’lish issiqligi (Ho298)
deyiladi. Oddiy moddalarning standart hosil bo’lish issiqligi nolga teng.
Тermokimyoning asosiy qonuni Gess qonunida mujassam bo‘lgan: reaksiyaning issiqlik effekti
boshlang‘ich moddalarning va reaksiya mahsulotlarning tabiatiga va holatigagina bog‘liq
bo‘lib, jarayonning yo‘liga, ya’ni oraliq bosqichlariga bog‘liq emas.
Gess qonunidan ikkita muhim xulosa kelib chiqadi:
1. Kimyoviy reaksiyaning issiqlik effekti reaksiya mahsulotlari — hosil bo‘lish issiqliklari
yig‘indisidan boshlang‘ich moddalar hosil bo‘lish issiqliklari yig‘indisining ayirmasiga teng:
ΔHg 0=
2. Reaksiyalarning issiqlik effekti boshlang‘ich moddalar yonish issiqliklari yig‘indisidan
reaksiya mahsulotlari yonish issiqliklari yig‘indisining ayirmasiga teng:
ΔHr 0= -
Reaksiyaning issiqlik effekti bosim va haroratga bog‘liq holda o‘zgarishi mumkin. Shuning
uchun issiqlik effektlarini 1 mol modda uchun standart sharoitda, ya’ni 101,325 kPa bosim va
25°C (298 K) haroratda hisoblash qabul qilingan.
Standart yonish issiqligi deb, bir mol moddani kislorod atmosferasida 101,325 kPa
bosimda oddiy oksidlargacha yonishida chiqadigan issiqlik effektiga aytiladi. Bunda
reaksiyaning barcha ishtirokchilari barqaror agregat holatlarda bo‘lishi kerak.
Odatda, yonish mahsulotlari (g) , O (s) , (g) , (g) va boshqalar bo‘ladi. Eng
oddiy oksidlarning yonish issiqliklari nol deb qabul qilingan. Yonish issiqligi Δ — qilib
belgilanadi (C — ingliz tilidagi combustion—yonish so‘zidan olingan) .
Moddalarning hosil bo‘lish issiqligi ularning agregat holatiga bog‘liq bo‘lib, bir mol moddaga
tegishli bo‘ladi.
1 mol vodorod va gidroksid ionlarining o‘zaro birikib, suvhosil qilish reaksiyasida ajralib
chiqqan issiqlik miqdori neytrallanish issiqligi deyiladi. Kuchli kislota va asoslarning
suyultirilgan eritmalarida ular to‘la dissotsiyalangan bo‘ladi. Shuning uchun bir ekvivalent
kuchli kislota va kuchli asos o‘zaro reaksiyaga kirishganda ajralib chiqqan issiqlik neytrallanish
issiqligi bo‘lib, uning son qiymati — 57,2 kJ/molni tashkil qiladi. Reaksiyada kuchsiz kislota
yoki asos ishtirok etsa, neytrallanish issiqligi 57,2 kJ/moldan kichik chiqadi, chunki ma’lum
miqdori issiqlik kuchsiz kislota yoki asosning dissotsilanishi uchun sarf bo‘ladi.
Bir mol moddaning to‘la erishidan ajralgan yoki yutilgan issiqlik miqdori erish
issiqligi deyiladi. 1 mol kristallogidratning hosil bo‘lishidan ajralgan yoki yutilgan issiqlik
miqdori gidratlanish issiqligi deyiladi.
Betartib harakat mayda zarrachalar, molekulalar, atomlar, ionlar uchun xos bo‘lgan
xususiyatdir. Masalan, kislorod to‘latilgan idishni azot gazi to‘latilgan idish bilan tutashtirilsa, bu
gazlar har ikkala idishda azot tekis taqsimlangunicha aralashib ketadi. Bu jarayon energiya
o‘zgarishisiz o‘z-o‘zicha boradi. Bunda tizim tartibli holatdan betartib holatga o‘tadi, chunki
tabiatda har qanday tizim o‘zining tartibsizligini oshirishga intiladi, teskari jarayon, ya’ni gazlar-
ning dastlabki holatiga qaytishi o‘z-o‘zidan sodir bo‘lmaydi.
Betartiblikni miqdor jihatidan ifodalovchi holat funksiyasi entropiyadir. Тizim tartibli
holatdan betartib holatga o‘tganida uning entropropiyasi oshadi. Moddalar qattiq holatdan
suyuqlikka, suyuqlikdan gaz holatiga o‘tganda ular molekulalarining betartibligi, ya’ni
entropiyasi oshadi. Molekulalarning soni oshishi bilan boradigan reaksiyalarda ham tizimning
entropiyasi ortadi. Kimyoviy reaksiyaning yo‘nalishi ikki omilning o‘zaro ta’siri yordamida
aniqlanadi. Zero, kimyoviy tizim o‘zining energiyasini (entalpiyasini) kamaytirishga va
betartibligini (entropiyasini) oshirishga intiladi. Bir vaqtning o‘zida har ikkala omilning ta’sirini
ifodalovchi holat funksiyasi Gibbs energiyasi deb ataladi.  G =  H — Tꞏ  S. Doimiy harorat
va bosimda kimyoviy reaksiyalar Gibbs energiyasining kamayishi tarafiga o‘z-o‘zidan boradi.
Ekzotermik reaksiyalarda  HO, bunday reaksiya har qanday
haroratda borishi mumkin. Masalan:
C6H6(g)+ 7,5 O2(g)=6CO2+3H2O
Endotermik reaksiyada  H > O entropiya kamaysa  Sharoratda sodir bo‘lmaydi. Masalan:
N2(g)+2O2(g)=NO2(g)
Ekzotermik reaksiyalarda entropiya kamaysa  Smutloq qiymati  H- absolyut qiymatidan kichik bo‘lganda sodir bo‘ladi:
|T S| < |H|
Bu tengsizlik past haroratlardagina o‘rinli bo‘lishi mumkin. Masalan:
3 H2 + N2 = 2NH3
Endotermik reaksiyalarda  H>O entropiya oshsa  S>O, bunday reaksiyalarning boorish sharti
|T  S | |H|
N2O4(g) = 2NO2(g)
Yonish rеаksiyasining issiqlik effеkti. Yonish issiqligi dеb bir mоl mоddа to’lа
yonib, yuqоri оksid hоsil bo’lishi hаm stаndаrt shаrоitdа hisоblаnаdi vа аniqlаnаdi.
Mаsаlаn, NH3 mоlеkulаsining yonish rеаksiyasi tеnglаmаsi quyidаgichа yozilаdi:
2NH3 + 4O2 = N2 O5 + 3H2 O + 2H (d)
bu еrdа
N2 + 3H2 = 2NH3 - H
N2 + 2,502 = N2 O5 -H1
3H2 + 1,502 = 3H2 O + H2 (v) rеаksiyalаrining issiqlik effеktlаri hisоbgа оlingаn hоldа, (b) vа
(v) tеnglаmаlаrdаn (d) tеnglаmаni аyirib tаshlаb (а) tеnglаmа kеlib chiqishini ko’zdа tutgаn
hоldа
H = H1 + 3 H2 + 2 H2 / 2 ni kеltirib chiqаrаmiz.
Nеytrаllаnish issiqlik effеkti 1mоl-ekv.kislоtа bilаn 1 mоl-ekv. ishqоrning o’zаrо
tа’siri nаtijаsidа аjrаlib chiqаdigаn issiqlik miqdоri nеytrаllаnish rеаksiyasining
issiqlik effеkti dеb аtаlаdi. Nеytrаllаsh issiqligi quyidаgi fоrmulа yordаmidа hisоblаb
tоpilаdi:
Qn =t (m1. c1 + m2 . c2) . e k-tа/ m k-tа
Bundа: с1- shishаning sоlishtirmа issiqlik sig’imi, 0,753 kJ/g-grаd
с2- erituvchining sоlishtirmа issiqlik sig’imi,4,184 kJ/g-grаd
Ek-tа - kiClоtаning ekvivаlеnti mk-tа - kiClоtаning mаssаsi m1
- ichki stаkаnning mаssаsi, g m2 - eritmаning mаssаsi, g.
1 mоl mоddа erishi jаrаyonidа аjrаlib chiqаdigаn yoki yutilаdigаn issiqlik miqdоri
erish issiqlik effеkti dеyilаdi vа u rеаksiyaning issiqlik effеkti kаbi Qe yoki He bilаn
bеlgilаnаdi. Erish issiqligi quyidаgi fоrmulа boyichа hisоblаnаdi:
He = s. m . _t . M mоddа / m1 . 1000
bundа: s-erituvchining sоlishtirmа issiqlik sig’imi, suv uchun s=4,18
kJ/g-grаd gа tеng, m-eritmа mаssаsi, t - tеmpеrаturаlаr аyirmаsi, Mmоddа -erigаn
mоddаning nisbiy mоlеkulyar mаssаsi, m1-erigаn mоddаning mаssаsi. Suvsiz tuz bilаn
suvdаn 1 mоl tuz gidrаti hоsil bo’lishdа аjrаlib chiqаdigаn issiqlik miqdоri
gidrаtlаnish issiqligi dеyilаdi. Gidrаtlаnish issiqligi Qg (Hg) ni tоpish uchun suvsiz
tuzning erish issiqligi Qe dаn hоsil bo’lgаn gidrаtning erish issiqligi Qe1 аyirib tаshlаnаdi:
Qr = Qe - Qe1 yoki Hr = He - He1
Mаsаlаn, 2 g suvsiz CuSO4 50 g suvdа eritilgаndа tеmpеrаturа 4 dаrаjаgа ko’tаrilаdi.
CuSO4 ning gidrаtlаnish issiqligini hisоblаng.
Еchish: а) suvsiz CuSO4 ning erish issiqligini hisоblаymiz:
He = CmH2O . Mcuso4 . t / mcuso4 .1000 = 4,187 . 50 . 4 . 160 / 2 . 1000
b)Nr =He -He1 = 66,992 -(-11,52)= 73,512 kJ/mоl.
Born-Gaber sikli: KCI kristall panjarasi energiyasini aniqlash




II gruppa metall karbonatlarini parchalanishini termodinamik sikli
MCO3(kr)→MO(kr)+CO2(g)


Entropiya va entalpiya faktorlari ∆G = ∆H - T∆S tenglamada; ∆H — entalpiya faktori va T∆S
uning entropiya faktori deb yuritiladi. Ular bir-biriga qarama-qarshi intilishlarni ifodalaydi. ∆H
sistemada tartibsizlik darajasini kamaytiradi yoki tartibsizlik darajasini kamaytirishga intiladi. T∆S esa
tartibsizlik darajasini ko'paytirishga intiladi. ∆G = 0 boiganida entalpiya faktori uning entropiya
faktoriga teng bo'ladi:
∆H0 = T∆S
Bu sharoitda sistema muvozanatda bo'ladi. O'z-o'zicha sodir boiadigan reaksiyalar uchun ∆G<0 dir.
Bu sharoitda sistema muvozanat holatga keladi. Bu yerda uchta muhim holat boiishi mumkin.
1. ∆H0 ham, AS ham reaksiyaning borishiga yordam beradi. Buning uchun ∆H<0 va ∆S>0 boiishi
kerak. Bunda asosiy vazifani entalpiya faktori bajaradi.
2. Reaksiyaning borishiga faqat ∆H0 yordam beradi. Bu holda ∆H0 manfiy qiymatga ega bo'ladi:
∆H<0, T∆S<0 entropiya qarshilik qiladi.
3. ∆H°>0 boiib, entropiya faktori T∆S ∆H0 dan katta boiganida ham reaksiya o'z-o'zicha borishi
mumkin. Dernak, ekzotermik reaksiyada entalpiya ∆H0 ning ortishi entropiya faktori T∆S° ning ortishini
"bosib ketadi". Endotermik reaksiyalarda (yuqori temperaturalarda) entalpiya faktori
bosa olmaydi". Masalan:
1/2 N2+ 1/2 02= NO
reaksiya uchun ∆H°= 91,37 kJ. T∆S = 298-[210,6—(1/2-199,9 - 1 / 2 -205,4)] - 3kJ.