Mavzu: Termokimyo. Gess qonuni. Kirxgoff qonuni Reja: Termakimyo. Gess qonuni. Kirxgoff qonuni

Mavzu: Termokimyo. Gess qonuni. Kirxgoff qonuni


Reja:


1.Termakimyo.
2.Gess qonuni.
3.Kirxgoff qonuni.

Termokimyo — kimyoviy termodinamikaning bir boʻlimi. Kimyoviy reaksiyalar jarayonida issiklik effektini oʻlchash yoki hisoblash, moddaning agregat holati oʻzgarishi bilan bogʻliq fizikkimyoviy jarayonlar, suyulish, erish, suyultirish va boshqalarni tadqiq qiladi. T. fizikkimyoviy sistemalarning issiklik sigʻimini va ularning haroratga bogʻliqligini ham miqdoriy jihatdan oʻrganadi.T.da issiqlik sigʻimi, yonish issiqligi, entalpiya, entropiya, izobari zotermik potensial kabi kattaliklar qoʻllanadi. Ulardan kimyotexnologiya jarayonlarining issiklik muvozanatini hisoblashda foydalaniladi. T.ning amaliy usuli — kalorimetriya. Reaksiyalarning tezligini aniqlashda moddalarning energetik xususiyatlarini bilish, shuningdek, birikmalarning tuzilishini hisobga olish muhim. Reaksiyalarning issiklik effekti yoki issiklik sigʻimini oʻlchashda kalorimetriyadan foydalaniladi. Reaksiyada ajralib chiqayotgan yoki yutilayotgan issiklik miqdori ifodalangan kimyoviy tenglamalar termokimyoviy tenglamalar deyiladi. T.da gomogen (bir jinsli) va geterogen (har xil jinsli) sistemalar maʼlum boʻlib, bular bitta yoki bir necha fazalardan tashkil topadi. Gomogen sistemata azot bilan kislorod gazlari aralashmasi, geterogen sistemata. esa suv bilan muzning aralashmasi yoki havo (atmosfera)dagi kumir va oltingugurt zarralarining aralashmasi misol boʻla oladi. Soʻnggi sistema 3 fazadan — 2 ta qattiq va 1 ta gaz fazasidan iborat.

T. ga G. I. Gess asos solgan. U 1840-yil termokimyoviy hisoblarga asoslangan prinsipni eʼlon qiladi, keyinroq mazkur prinsip Gess konuni nomini oladi. Baʼzi reaksiyalarning issiklik effektini toʻgʻridantoʻgʻri oʻlchash imkoni yoʻqligi yoki qiyinligi tufayli ularni Gess qonuni yordamida aniklanadi.
T. 20-asrning 2yarmida kvant kimyosi, zanjir va yadro reaksiyalari tasavvurlari bilan boyidi, reaksiyalar issiklik effekti mutlaq nolga yaqin haroratlardan bir necha ming darajaga boʻlgan oraliqlarda oʻlchanilishiga erishildi. Biologik jarayonlar radiokimyoviy hodisalar, kosmik va yulduzlararo masofalardagi reaksiyalardan olingan maʼlumotlar T.ning rivojlanishiga olib keldi. T. krnuniyatlari texnologik jarayonlarning issiklik muvozanatini hisoblashda qullanib, kimyo sanoatida maqbul sharoitlarni aniqlashga yordam beradi.
Gess qonuni—kimyoviy reaksiya issiqlik effektlari yigʻindisining doimiyligi haqidagi qonun, termokimyoning asosiy qonuni. Bu qonunga koʻra, reaksiyaning issiqlik effekti reaksiya uchun olingan dastlabki moddalar va reaksiya mahsulotlarining holatiga bogʻliq boʻlib, reaksiyaning oraliq bosqichlarida hosil boʻladigan moddalar holatiga bogʻliq emas.
G. q. kimyoviy reaksiyaning issiqlik effektini tajriba oʻtkazmasdan nazariy yoʻl bilan hisoblab chiqarishga imkon beradi. Mas, reaksiya mahsulotlarining hosil boʻlishi issiqlik effektlari yigʻindisidan dastlabki moddalarning hosil boʻlish issiqdik effektlari yigʻindisi ayiriladi.
Gess qonuni. Kirxgoff qonuni.
Reaksiya issiqlik effektining jarayon bosib o’tgan yo’liga bog’liq emasligini 1836 yilda Rossiya akademigi Gess tajribada aniqladi. Gess qonuniga ko’ra, kimyoviy reaksiyalarning issiqlik effekti reaksiyada ishtirok etadigan moddalarning boshlang’ich va oxirgi holatlarigagina bog’liq. Lekin boshlang’ich holatdan oxirgi holatga qanday yo’l bilan o’tganligiga bog’liq emas.

Moddalar o’zaro reaktsiyaga kirishib boshqa moddalarga aylanishida qancha issiqlik chiqishi yoki yutilishini aniqlash uchun Gess qonuniga ko’ra, boshlang’ich va oxirgi moddalarning hosil bo’lish issiqligini bilish kerak. Masalan:
CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O + Q
reaksiyada moddalarning elementlardan hosil bo’lish issiqliklari quyidagicha:
C + 2H₂ = CH­₄ + 74,6 kJ
C + O₂ = CO₂ + 394 kJ
2H₂ + O₂ = 2H₂O + 2 · 286 kJ
Reaksiyaning issiqlik effekti:
demak, Gess qonuniga ko’ra, reaksiyaning issiqlik effekti reaksiya mahsulotlarining hosil bo’lish issiqliklari yig’indisi bilan dastlabki mahsulotlarning hosil bo’lish issiqliklari yig’indisi orasidagi ayirmaga teng.
Gess qonuni fiziologiyada katta ahamiyatga ega: organizmda ovqat mahsulotlar oksidlanganda qancha energiya chiqishi shu qonun asosida hisoblab topiladi.
Kirxgoff qonuni
Reaksiya olib borilayotgan temperatura o’zgarishi bilan issiqlik effektining qiymati ham o’zgaradi, ya‘ni ΔH = (Т⁰). Bu qonun shu o’zgarishni miqdoriy jihatdan ifodalaydi. Masalan, o’zgarmas bosimda quyidagi reaktsiya borayotgan bo’lsin:
аА + вВ + ... = dD + gG + ...
а, в, d, g – stexiometrik koeffitsientlar. Bu reaksiyada entalpiyaning o’zgarshi:
ΔH=ΔH_маh–ΔH_dast.=(dHD+gHG)...–(_aH_a+vH_v+...)
bo’ladi. ΔH = (Т) ifodasini topish uchun tenglama T
bo’yicha differentsiallangan.
Bu yerda ΔСp – mahsulotlar issiqlik sig’imining yig’indisi bilan dastlab moddalarning issiqlik sig’imi yig’indisi farqi.
bunda, ΔH₂, ΔH₁ lar Т₁ va Т₂ dagi entalpiya o’zgarishlaridir.
Bu Kirxgof qonuni tenglamasidir.
Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi.
1887 yilda shved olimi Svante Arrenius eritmalarning elektr o’tkazuvchanliklarini o’lchab, elektrolitik dissotsilanish nazariyasini taklif qildi. Bu nazariyaga muvofiq kislota, asos va tuzlar suvda erigan vaqtda qarama – qarshi zaryadli ionlarga ajraladi. Arreniusdan ilgari, Klauzius, Grotgus, Faradey, Gittorf va boshqa olimlar ham molekulalar ionlarga ajraladi, degan fikrni aytganlar. Ularning fikricha faqat eritmadan elektr oqimi o’tgan vaqtdagina molekulalar ionlarga ajraladi, elektr oqimi o’tish to’xtadi deguncha ionlar yana bir – biri bilan birikadi.

Arreniusning fikricha, molekulalarning ionlarga ajralish jarayoni uchun elektr oqimining hech qanday ahamiyati yo’q; elektrolitlar suvda erigandayoq ularning molekulalari ionlarga ajraladi. Natijada, eritmadagi zarrachalarning soni ortib, elektrolit eritmalarning osmotik bosimi noelektrolit modda eritmasining osmotik bosimidan 2, 3, 4 va hokazo marta ortiq (ya‘ni izotonik koeffitsienti i ga ko’paytirilgan qymatga baravar) bo’ladi. Elektrolit molekulalarining ionlarga ajralishi qaytar jarayondir; tubandagi moddalarning dissotsilanishi bunga misol bo’la oladi;

NH_4­OH  NH + OH^-; CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺.

Arrenius nazariyasi kimyo fanining rivojlanishiga katta foyda keltirdi va kuchsiz elektrolitlar uchun hozirga qadar tatbiq etilib kelinmoqda.
Dissotsilanish darajasi
Kuchsiz elektrolit eritmasida molekulalarning bir qismigina ionlarga ajraladi. Arrenus fikricha, to’la dissotsilanish bo’lmasligining sababi shuki, eritmada molekulalar ionlarga ajralishi bilan bir vaqtda hosil bo’lgan ionlar o’zaro birikib, yana molekulalarga aylanadi. Molekulalar ajralgan sari dissotsilanish tezligi kamayadi, lekin ionlarning o’zaro birikish tezligi ortadi. Nihoyat, ikki jarayon tezligi baravarlashadi; shu vaqtdan boshlab, eritmada molekulalar va ionlar orasida muvozanat qaror topadi. Shundan so’ng eritmada ion va molekulalarning soni o’zgarmay qoladi. Bu holatni xarakterlash uchun dissotsilanish darajasi tushunchasi kiritilgan.Ionlarga dissotsilangan molekulalar sonini eritilgan moddaning barcha molekulalari soniga bo’lgan nisbati elektrolitning dissotsilanish darajasi deb ataladi.Uni α bilan ishoralanadi. Dissotsilanish darajasi elektrolit tabiatiga, haroartga vakonsentratsiyaga bog’liq. Eritma konsentratsiyasi pasayganda dissotsilanish darajsi ortadi.

SHu sababli, elektrolit eritmalarning dissotsilanish darajasini aytishda ular bilan birga, eritma konsentratsiyasini ham ko’rsatish kerak.

Elektrolitlarning dissotsilanish darajasini aniqlash uchun shu elektrolit eritmalarining muzlash va qaynash haroratini, osmotik bosimini, to’yingan bug’i bosimini yoki elektr o’tkazuvchanligini o’lchash natijalaridan foydalanish mumkin.

Kuchli va kuchsiz elektrolitlar

Suyultirilgan eritmalarda ham oz darajada dissotsilanadigan elektrolitlar kuchsiz elektrolitlar deyiladi. Ular qatoriga ba‘zi kislotalar (masalan, sirka kislota, sianid kislota, karbonat kislota va hokazo), ba‘zi asoslar (masalan, ammoniy gidroksid, organik asoslar, suvda yomon eriydigan asoslar va hokazo) va ba‘zi tuzlar (masalan, simob sianid, simob xlorid, FeF₃ va hokazo) kiradi.

Kuchsiz elektrolitlarning suvdagi eritmalarida ionlar bir – biriga deyarli ta‘sir ko’rsatmaydi.Ular o’z xossalari jihatidan suyultirilgan ideal eritmalarga o’xshab ketadi. Shuning uchun, ideal eritma qonunlarini kuchsiz elektrolitlar eritmalariga qo’llay olamiz; biroq bunda eritma ichida dissotsilanish sodir bo’lganligi tufayli zarrachalar sonining ortib ketishini nazarda tutish kerak; boshqacha aytganda, ideal eritmalar qonunlarini kuchsiz elektrolit eritmalari uchun tatbiq etishda ularning ifodalariga izotonik koeffitsient i ni kiritish kerak.

Kuchsiz elektrolit eritmalarining ekvivalent elektr o’tkazuvchanligi faqat eritmadagi ionlar sonigagina bog’liq; kuchsiz elektrolitlarning dissotsilanishi uchun massalar ta‘siri qonunini tatbiq etish mumkin.

Suvdagi eritmalarda batamom dissotsilanadigan birikmalar kuchli elektrolitlar deyiladi.Ularning dissotsilanish darajasi 1 ga yaqin bo’ladi. Kuchli elektrolitlar jumlasiga deyarli barcha tuzlar, kuchli kislota va kuchli asoslar kiradi. Kuchli elektrolit eritmalarida ionlar ko’p bo’lgani sababli ionlararo tortishuv kuchlarini nazarga olmasdan bo’lmaydi.

Atom tuzilishi va kristall panjaralarning tiplari aniqlangandan keyin, 1920 yilda Arrenus nazariyasiga bir necha izoh va qo’shimchalar kiritishga to’g’ri keldi. So’ngra kuchli elektrolitlar nazariyasi yaratildi.Bu nazariyaga muvofiq ionlardan tuzilgan moddalar suvda erigan vaqtda ionlarga batmom ajraladi. Masalan, osh tuzining kristall panjarasida Na⁺va Cl^- ionlar borligidan, osh tuzi suvga solinganda suv molekulalari manfiy qutbini Na⁺ ionga, musbat qutbini esa Cl^- ionga qaratadi. Suv molekulalari Na⁺va Cl^- ionlarni ikki qarama – qarshi tomonga torta boshlayli. Natijada Na⁺va Cl^- ionlar kristall panjaradan eritmaga o’tadi. Demak, osh tuzi eritmasida faqat Na⁺ va Cl^- ionlari bo’lib, NaCl molekulalari bo’lmaydi. Binobarin, osh tuzi eritmada to’la (100%) dissotsilangan bo’lishi kerak. Boshqa tuzlar haqida ham xuddi shu fikrni aytsa bo’ladi.Bundan ko’rinib turibdiki, kuchli elektrolitlar uchun dissotsilanish darajasi degan tushuncha o’z ma‘nosini yo’qotadi, chunki kuchli elektrolit eritmalarida dissotsilanmagan molekulalar bo’lmaydi. Lekin tajribada NaCl ning 0,1 n li eritmasi uchun α = 85% ekanligini ko’ramiz. Agar eritmaning konsentratsiyasi oshirilsa, αyana kamayadi.

Demak, kuchli elektrolitlarnig tajribada topilgan dissotsilanish darajasi va Arrenius nazariyasi asosida va yana to’la dissotsilanish nazariyasi asosida hisoblab topilgan α ga barvar bo’ladi.

Dissotsilanish konstantasi

Elektrolitlarning dissotsilanishi qaytar jarayon bo’lib, molekulalardan hosil bo’lgan ionlar o’zaro uchrashuvi natijasida qaytadan molekulalar hosil qilishi mumkin. Shuning uchun, masalan, binar АВ elektrolitning dissotsilanish muvozanatining konstantasi quyidagicha bo’ladi, АВ  А⁺ + В⁺ reaktsiya uchun:

yoki suyultirilgan eritma uchun

bu yerda, а_АВ, , – dissotsilanmagan molekula, kation va anionlarning muvozanat qaror topgan paytdagi termodinamikaviy faolligi suyultirilgan eritmalar uchun [A⁺], [B^-], [AB] kosentratsiyalardan foydalanish mumkin. Bu kostentratsiya muvozanat kontsentratsiyasi deyiladi.

Dissotsilanish konstantasining qiymatini Vant – Goffning izoterma tenglamasidan foydalanib hisoblab chiqarish mumkin:

Muvozanat konstantasining dissotsilanish darajasini α bilan ifodalash ham mumkin. Agar binar elektrolit АВ ning dastlabki konsentratsiyasi С dissotsilanish darajasi α bo’lsa, kation va anionning kontsentratsiyasi [A⁺] = [B^-] = – αС bo’ladi, dissotsilanmagan molekulalar kontsentratsiyasi [AB] = С – Са = (1 – α) bo’lad.

Foydalanilgan Adabiyotlar
Dikerson R., Grey G., Xeyt Dj., Osnovnie zakonoʻ ximii, t. 1 i 2, M., 1982; Karapetyans M. X., Drakin S. I., Obhaya i neorganicheskaya ximiya, M., 2000.Qydpat Axmerov.
OʻzME. Birinchi jild. Toshk 2000-yil