Термодинамиканың 2 заңы. Энтропия. Гиббс энергиясы.

1. Гиббс энергиясы

2. Энтропия

Табиғатта өз бетінше  сыртқы әсерсіз жүретін үдерістер қатары бар. Олар, мысалы: қолдан лақтырылған тас жерге қарай өздігінен қозғалады. Тас құлағанда потенциалдық энергиясын жоғалтады. Осы үдерісте  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 бірінші заңы энергиямен байланысты болса, екінші заңы энтропиямен байланысты. Екінші заң былай айтылады: жылу мөлшері Q жүйеге Т температурада қайтымды процесс арқылы сіңірілсе, жүйенің энтропиясы S мына шамаға тең болады

∆S=R1nW

Мұндағы S-энтропия; k=R/N_A; R-универсаль газ түрақтысы;

N_A -Авагадро түрақтысы; W -жүйенніңықтималтық жағдайы

Система реттілігі төменгі жағдайдан реттілігі жоғарғы жағдайға ауысса энтропия кемиді, ∆S<0 мәні теріс. Сұйық – буға айналғанда, кристалл заттар ерігенде S – энтропия артады. Бұл жағдайларда бөлшектердің өзара орналасуы реттілігі кемиді, ретсіздік артады. Керісінше конденсация, кристализация процестерінде энтропия кемиді.

Мыс: судың ст. энтропиясы S ^о₂₉₈ =69,96 Дж/моль*град.,

су буының ст. энтропиясы S ^о₂₉₈=188,74 Дж/моль*град

S ^о₂₉₈графиттікі (5,74) алмазтікінен жоғары (2,38).

Реакция кезіндегі энтропияның өзгерісін реакция нәтижесінде көлемнің өзгеруімен анықтауға болады. Мыс:

1/2С_{(графит)}+1/2 CO_2(г)= CO_(г) көлем артады ∆V>0, сондықтан этропия артады ∆S>0, (∆S=87,7 кДж/моль*град)

Аммиак синтезі кезінде, 3/2Н_2(г)+1/2N_2(г)=Н₃N_(г)

3Н₂+N₂=2NH₃ / 4:2/

керісінше, системаның көлемі кемиді ∆V<0, сондықтан энтропия кемиді ∆S<0 (∆S=99 кДж/моль*град)

Егер реакция қатты заттар арасында жүрсе, бұл жағдайда көлем өзгермейді, энтропияда өзгермейді

Al_(к)+Sb_(к)=AlSb_(к) ( ∆S₂₉₈=4,03)

Сол сияқты кей процестерде газдардың мол саны өзгермесе энтропия өзгермейді С_{(графит)}+О_2(г)= CO_2(г) ∆S=2,9

Хим. реакцияның S есептеу үшін Гесс заңының салдары пайдаланады. Мыс: А+В=АВ

∆ S ^о₂₉₈= S ^о_{298 АВ}- (S ^о_{298 А}+ S ^о_{298 В})

(∆S^o ₂₉₈)_{x. p} = ∑ (S^o ₂₉₈)_KOH — ∑ (S^o ₂₉₈)_ИСХ

Так, изменение энтропии в реакции

С (графит)+ С0₂ (г) = 2СО (г)

_{5,7 213,7 197,5}

составит (под формулами поставлены значения S^o ₂₉₈ , взятые из табл. 11)

(∆S^o ₂₉₈)_{X. р} = 2 (S^o ₂₉₈)cо — [(S^o ₂₉₈)c + (S^o ₂₉₈) cо ₂] =

= 2·197,5—(5,7 + 213,7) = 175,6 Дж/(моль·К).

Энтропияның өлшемі ретінде шартты энтропиялық бірлік (э.б.) пайдаланылады, э.б.= 4,1840 кДж/моль-К.

Энтропияның физикалық мағынасы энергияның физикалық мағынасындай айқын емес.

Энергияның кезкелген түрі - механикалық, электрлік, химиялық және басқалары түгелімен жылуға өте алады. Алайда, қайтымды толық ауысу бола алмайды, өйткені жылу энергиясының бір бөлімі таралып кетеді. Әртүрлі физикалық және химиялық процестерде энергетикалық өзгерудің қайтымсыздық дәрежесін сипаттауға энтропия қолданылады.

Термодинамиканың 2 заңының бірнеше түсініктемелері бар.

Олардың біреуі аса қарапайым: жылу өздігінен суық денеден ыстыққа беріле алмайды. Термодинамиканың 2 заңы тікелей энтропиямен байланысты.

Гиббс энергиясы. Үрдістің бағытын анықтайтын энтальпиялық және энтропиялық факторлар.

Химиялық термодинамиканың негізгі теңдеуі Гиббс энергиясы болып табылады.

∆G = ∆H-T∆S.

Мұндағы ∆Н және ∆S күй функциялары: ∆Н-энтальпия, ∆S-энтропия, Т-температура.

∆G - Гиббстің еркін энергиясы, оны алғаш рет ұсынған американдық ғалым математик және термодинамик Д.У.Гиббстің атымен аталады.

∆G - Гиббстің еркін энергиясы – энтальпия мен энтропияның ∆S арасындағы өзара байланысты көрсетеді.

Энтропиялық фактор- Т ∆S реакцияның өздігінен жүру қабілетіне белгілі бір дәрежеде әсер етеді. 0ºК жақын температурада, Т ∆S шамасы 0-ге жақын болады, сондықтан ∆G шамасы мен таңбасына ең алдымен энтальпиялық фактор әсер етеді. Гиббс энергиясының шамасына әсер ететін энтропиялық фактор температураның жоғарылауымен үлкейеді. өте жоғары температурада энтропиялық фактор Т ∆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.

Термодинамиканың екінші заңы. Энтропия.

Энергияның бір түрінен екінші түріне ауысуымен байланысты барлық процестер термодинамиканың бірінші заңына бағынады. Бірақ, үдерістің энергиясын (мысалы, түзілу жылуы немесе заттың ыдырауы немесе оның басқа заттармен реакцияласуы) ғана білу маңызды емес. Онымен қатар, қандай берілген жағдайда процестің бағыты, жүру жолы қандай дәрежеде екенін білу қажет. Химиялық реакцияның жүру бағыты мен тендігіне эсер ететін факторларды білу керек.

Табиғатта бірсыпыра процестер сырттан эсер етпей-ак өздігінен жүреді, жүйенің потенциал энергиясы азаятын бағытта жүреді: мысалы, судың жоғарыдан томен қарай ағуы немесе кішкене шардың орден томен қарай домалауы өздігінен жүреді, өйткені сол бағытта потенциал энергияның азайғаны байқалады.

Бірқатар химиялық процестер жүйенің ішкі энергиясы азаятын бағытта өздігінен, яғни экзотермиялық реакциялар бағытында жүреді. Бірақ, қалыпты жағдайда көптеген тұздардың еру процесі оздігінен, жылу сіңіре жүреді. Температураның жогарылауына байланысты эндотермиялық процестер бағытында оздігінен жүретін реакциялардың саны артады.

Сонымен қатар, табиғатта жүйенің ішкі энергиясы өзгермей өздігінен жүретін процестер жеткілікті. Ішінде газы жоқ ыдысты, ішінде газы бар ыдыспен жалгастырсақ газ өздігінен бірінші ыдысқа ауыса бастайды. Егер әртүрлі газы бар екі ыдысты жалгастырсақ, диффузия жүріп, газдар араласады. Осы өздігінен жүретін процестер бір бағытта жүріп, жүйенің ең ықтимал болу күйіне қарай үмтылады, яғни берілген жүйедегі болшектердің таралу ретсіздігі максимал жағдайда болады. Бүл процестердің өздігінен кері жүруі белгісіз. Газ өздігінен сыгьшмайды, еріген заттың молекулалары сыртқы эрекетсіз алғашқы түздың кристалдарын түзбейді.

Өздігінен жүретін химиялық процестердің багыты eid фактордың біріккен әрекеттерімен анықталады: жүйенің ішкі энергиясы аз күйіне қарай ыгысу мүмкіншілігі және жүйенің ықтимал күйі жогары болатын бағытта үмтылуы. Олай болса, көптеген термодинамикалық процестер, оның ішінде химиялык реакциялар да екі қүбылыстың нәтижесі: жылуды жүйенің бір болігінен екінші бөлігіне беру немесе жүйеден сыртқы ортаға беру және осы жүйені қүрайтын бөлшектердің бір-біріне қарағанда орын ауыстыру мүмкіншілігі.

Мынадай бір мысал қарайық. Кобальт хлориді кристаллогидратына тионил хлориді деген сұйық затты құйып байқайық. Олар өзара жылдам әрекеттеседі:

СоС1₂ • 6H₂0_(K)+6S0Cl_2(c)=C0Cl₂+12HCl_(r)+6S0_2(r)

Үдерістің жүргені қызғылт түсті кобальт хлориді кристалдарының көкшіл түзға айналғандығынан, газдың мол бөлінгендігінен де айқын көрінеді. Реакция жүріп өткен ыдыстың сыртын ұстасақ оның күрт суып кеткендігін көреміз, бұл процестің эндотермиялық екендігін сипаттайды,

Бақылау сұрақтары:

1. Энтропия

2.Термодинамиканың екінші заңы

3.Гиббс энергиясы

Негізгі және қосымша әдебиет

Негізгі әдебиет

1. Ахметов Н.С. «Жалпы және бейорганикалық химия». Баспа «Жоғары мектеп». М. 2005 г.

2. Глинка Н.Л. «Жалпы химия» - И. Интеграл-пресс. 2003.

3. Некрасов Б.В. «Жалпы химияның негіздері» т.1,2,3. Химия –М 1976 г.

4. Н.Н. Нурахметов, М.Б. Муратбеков, Ә.К. Тәшенов «Бейметалдар химиясы», Алматы, «Қазақуниверситеті», 2009 ж.

5. Н.Н. Нурахметов, Ә.К. Тәшенов «Бейметалдар химиясы», Алматы 2011 ж.

16. Бiрiмжанов Б., Нұрақметов Н. Жалпы химия. Алматы. Ана тiлi. 1992.

17. Ақанбаев Қ. Химия негiздерi. Алматы.: Мектеп. 1987.

18. Бегалиева Ж., Самыратов С., Қолұшпаева А. Химия курсы. Алматы.: ҚазКҚА. 2002, 292 б.

Қосымша әдебиет

2. Кусепова Л.А., Кусепов А.К. «Практикум по общей химии», ЕНУ 2003

3. Нурпейсова Д.Т. Лабораторный практикум по общей химии, Астана 2008

	Л.Н.Гумилев атындағы Еуразия ұлттық университеті	Күні: _______ 2011 ж.	Басылым: бірінші
	Дәріс	ЕҰУ	5-бет

Дәріс 7