ҚАЗАҚСТАН РЕСПУБЛИКАСЫНЫҢ ДЕНСАУЛЫҚ САҚТАУ ЖӘНЕ ӘЛЕУМЕТТІК ДАМУ МИНИСТРЛІГІ ОҢТҮСТІК ҚАЗАҚСТАН МЕМЛЕКЕТТІК ФАРМАЦЕВТИКА АКАДЕМИЯСЫ АЛИХАНОВА Х.Б.

ҚАЗАҚСТАН РЕСПУБЛИКАСЫНЫҢ ДЕНСАУЛЫҚ САҚТАУ ЖӘНЕ ӘЛЕУМЕТТІК ДАМУ МИНИСТРЛІГІ ОҢТҮСТІК ҚАЗАҚСТАН МЕМЛЕКЕТТІК ФАРМАЦЕВТИКА АКАДЕМИЯСЫ АЛИХАНОВА Х.Б. «Дәрігерлік емдеу ісі» мамандығы студенттеріне «Химия» пәнінен оқулық Оқулық Шымкент, 2015жыл

УДК ББК П Пікір берушілер: Ержанов К.Б. А.Б. Бектуров атындағы химия ғылымдары институтының физологиялық белсенді заттар химиясы зертханасының меңгерушісі, х.ғ.д., профессор. Юлдашев А.Ю. ОҚМФА-сы биохимия, микробиология және медбиология кафедрасының х.ғ.д., профессор. Серикбаева Т.С. ОҚМФА-сы терминологиялық тілдер комиссиясының мүшесі. П Алиханова Х.Б. «Дәрігерлік емдеу ісі» мамандығы студенттеріне «Химия» пәнінен оқулық, оқулық, Шымкент, 2015ж., - 190 бет ISBN Ұсынылған оқулық Қазақстан Республикасының 2009 жылғы мемлекеттік жалпыға міндетті білім беру стандарты, 5В110400 «Дәрігерлік емдеу ісі» мамандығына сай жазылған. Оқулықтың негізгі өзектілігі болашақ медицина қызметкерлерінің тәжірибелерінде кездесетін мәселелерді, яғни адам ағзасында өтетін түрлі физикалық, химиялық үдерістерді түсіндіру және де бейорганикалық, физикалық, коллоидтық, аналитикалық химиялардың негізгі тақырыптарын қарастыру болып табылады. Оқулықтағы әрбір тарау медициналық жоғарғы оқу орнының студентіне адам ағзасындағы орын алатын үдерістердің физикалық, химиялық мәні мен механизмдерін қарастыруға қажетті теориялық білім береді. Қарастырған тараулар бойынша тест тапсырмалары берілген. Жалпы оқулық химияның негізгі бөліктерінен тұратын біртұтас пән болып табылады. Оқулық дәрігерлік емдеу ісі мамандықтары бойынша оқитын студенттерге арналып жазылған. УДК ББК ОҚМФА-сы Ғылыми кеңесінде талқыланды және баспадан шығаруға ұсынылды. Хаттама «13» 24.06. 2015 жыл. ISBN Алиханова Х.Б. 2015 ж.

Қысқартулар тізімі: м.а.б массаның атомдық бірлігі Мr салыстырмалы молекулалық масса т.б. тағы басқалар C - концентрация P қысым V көлем T температура сonst - тұрақты m масса ε а активтендіру энергиясы ί - изотонды коэффициент рон гидроксилді көрсеткіш рн сутектік көрсеткіш F Фарадей саны φ электродтық потенциал ЭҚК электрқозғаушы күш σ беттік керілу ЖМҚ- жоғары молекулалық қосылыстар қ.б.қ-қаныққан бу қысымы 3

Мазмұны: 1 Қысқартулар --------------------------------------------------------------- 3 2 Мазмұны ------------------------------------------------------------------- 4 3 Алғы сөз --------------------------------------------------------------------- 5 4 Кіріспе ----------------------------------------------------------------------- 5 5 І тарау Термодинамика элементтері -------------------------------------------- 13 6 ІІ тарау Химиялық реакцияның жылдамдығы. Химиялық кинетика және катализ ----------------------------------------------------------------------- 27 7 ІІІ тарау Ерітінділер ------------------------------------------------------------------- 38 8 ІV тарау Протолиттік тепе-теңдік -------------------------------------------------- 56 9 V тарау Буферлі ерітінділер --------------------------------------------------------- 64 10 VІ тарау Электродтық потенциалдар ----------------------------------------------- 67 11 VІІ тарау Коллоидтық жүйелер ------------------------------------------------------ 82 12 VІІІ тарау Жоғары молекулалық қосылыстар ----------------------------------- 114 13 ІX тарау Беттік құбылыстар ----------------------------------------------------------- 118 14 X тарау Хроматография ---------------------------------------------------------------- 136 15 XІ тарау Титриметрия әдісі ------------------------------------------------------------- 143 16 XІІ тарау Кешенді қосылыстар -------------------------------------------------------- 151 17 XІІІ тарау Биогенді элементтер --------------------------------------------------------- 155 18 Тест тапсырмалары------------------------------------------------------------ 159 19 Тест тапсырмаларының дұрыс жауаптары-------------------------------- 188 20 Қорытынды --------------------------------------------------------------------- 188 21 Әдебиеттер-------------------------------------------------------------------- 190 4

А л ғ ы с ө з Химия заттардың құрамын, құрылысын, қасиеттерін және химиялық қосылыстардың өзге заттарға айналу үдерістерін, тәжірибеде қолданылуын зерттейтін ғылым. Осы ғылымнан алған білімді пайдалана отырып, адамзатқа қажетті оттек, сутек, шыны, керамика бұйымдарын, кокс, минералдық тыңайтқыштар, пластмассалар, жасанды талшықтар, дәрілер, күкірт, азот, фосфор, тұз қышқылдарын дәрі-дәрмектерді өндіреді. Сонымен қатар, химия пәні химиялық құбылыстарды, физикалық үдерістерді, атомдар арасындағы байланыстарды, химиялық реакцияларды, электродтардағы тотығу- тотықсыздану үдерістерін зерттейді. Химияның зерттеу әдістері, теориялық сұрақтары маңызы жоғары ғылыми пәндердің бірі болып табылады. Химияның жетістіктері медицина мен биологияда кеңінен қолданылып келеді. Қазіргі медицинаның негізгі ерекшелігі химия жетістіктерін теория мен тәжірибеде көптеп қолдану. Сондықтан биогенді элементтер, кешенді қосылыстар мен биофизикалық химия туралы білімді қалыптастыру болашақта биологиялық химия, фармакология, физиология, гистология пәндерін меңгеруде маңызды рөл атқарады. Бейорганикалық, физикалық, аналитикалық, органикалық химиямен нақты мәселелерді шешу үшін физика-химиялық заңдылықтарды және зерттеу әдістерін қолданады. Автор оқулыққа пікір жазған профессорларға үлкен алғысын білдіреді және болашақ мамандарды дайындауда химияның маңызы мен мақсатын анықтауда, берген ақыл кеңестерге, оқулықта жіберілген кемшіліктерді көрсетіп, оқулықтың мазмұны бойынша айтылған ұсыныстарға ризашылығын білдіреді. Кіріспе Атом-молекулалық ілім Атом-молекулалық ілім заттардың бір түрден екінші түрге айналуын дұрыс түсінуге мүмкіндік береді. Заттар элементтерден құралған. Атом ХХ ғасырдың басына дейін бөлінбейтін кіші бөлшек деген ұғым қалыптасып келді, «Атомос» бөлінбейді. Бірақ атом құрылысы өте күрделі. Ол электрондар құрылысы ашылғаннан соң ғана қалыптасты. Сонымен теріс зарядталған бөлшектер электрондар, оң зарядталған бөлшектер зарядтар ашылды. Атомдардың мөлшері, массасы, электрондар мен протондар массасы мен зарядтары анықталды. Атомдар электронобейтарап болғандықтан, оларда электрондар басқа, оң зарядталған бөлшектер де болады. Бұл бөлшектер ядро деп аталады. Ядро атомдардың ішкі бөлшегі, көлемі өте аз 1 10-13 см, бірақ өте тығыз орналасқан. Заттардың атомдардан тұратындығын біздің жыл санауымызға дейінгі IV ғасырда өмір сүрген грек философы Демокрит айтқан болатын. Бұл ойшылдың түсінігі бойынша заттар бір-бірінен өздерін құрайтын атомдардың саны, пішіні және орналасу ретімен ажыратылады. Ол әлемдегі болып жататын 5

құбылыстарды атомдардың өзара қосылуы және айырылуымен түсіндірді. Бірақ, бұл түсініктер тәжірибе арқылы дәлелденбеген, философиялық жорамалдар еді. Ертедегі грек философтарының атом туралы түсініктерін М.В.Ломоносов дамытып, жүйелі атом-молекулалық ілімге айналдырды. Бұл ілімнің негізі мына қағидалардан тұрады: Барлық заттар үнемі қозғалыста болатын «корпускулалардан» (молекулалардан) тұрады. Молекулалар «элементтерден» (атомдардан) тұрады. Атомдар үнемі қозғалыста болады. Әрбір атомның өзіне тән қасиеттері, мөлшері және массасы болады. Жай заттардың молекулалары бірдей атомдардан, ал күрделі заттың молекулалары әр түрлі атомдардан тұрады. Молекулалардың қасиеттері олардың құрамына кіретін атомдардың түрлері мен санына ғана емес, атомдардың молекулалардағы орналасу ретіне де байланысты болады. Атомдар мен молекулалар Атом-молекулалық ілімнің негізгі қағидалары XIX ғасырдың орта кезінде 1860 жылы Карлсруэ қаласында болған дүниежүзі химиктерінің бірінші съезінде анықталды. Атом химиялық қосылыстардағы элементтің ең кіші бөлшегі. Осы кездегі көзқарас тұрғысынан қарағанда атом дегеніміз оң зарядты ядродан және саны сол оң зарядтарды теңгеретін электрондардан тұратын нейтрал бөлшек. Атомның әрбір жеке түрін химиялық элемент деп атайды. Қазіргі кезде 106 химиялық элемент белгілі. Молекула дегеніміз осы заттың химиялық қасиеттерін сақтап тұратын ен кіші бөлшегі. Заттың физикалық қасиеттері (қайнау және қату температуралары, агрегаттық күйі, меншікті салмағы және сол сияқты) жеке молекуланың қасиеттері емес, сол затты құрайтын барлық молекулалар жиынтығына тән қасиеттер. Мысалы, су молекуласы 0 С қатады деуге болмайды, ал 0 С көптеген молекулалар жиынтығынан тұратын су қатады. Молекулалары бір элементтің атомдарынан тұратын заттарды жай заттар деп атайды. Жай заттарға сутек (Н 2 ), хлор (С1 2 ), натрий (Na), оттек (О 2 ), азот ( N 2 ) тағы басқалар жатады. Кейбір жай заттардың молекулалары бір атомнан тұрады. Оған көбінесе металлдар жатады. Көптеген химиялық элементтер бірнеше жай заттар түзеді. Бір элементтің бірнеше жай заттар түзуін аллотропиялық құбылыс дейді. Молекулалары әр түрлі элементтің атомдарынан тұратын заттарды к ү р д е л і з а т т а р деп атаймыз. Мысалы, мыс (II) оксиді CuO мыс және оттек атомдарынан, күкірт қышқылы H 2 SO 4 сутек, күкірт және оттек атомдарынан құралады. Күрделі заттарға барлық оксидтер, қышқылдар, негіздер, тұздар және көптеген органикалық қосылыстар мысал бола алады. 6

Атомдық және молекулалық массалар Атомның ең маңызды көрсеткіштерінің бірі оның массасы. Атомдардың массалары өте кішкентай шама. Мысалы сутек атомының массасы 1,67 10-24 г, оттектікі 26,60 10-24 г, көміртектікі 19,93-10 -24 г. Мұндай аз шамаларды қолданып, түрлі есептер шығару өте қолайсыз. Сондықтан атомдардың салыстырмалы массаларын пайдаланады. 1961 жылы халықаралық келісім бойынша массаның атомдық бірлігі ретінде атомдық массасы 12 ге тең көміртек изотопы массасының 1/12 бөлімі қабылданды. Көміртек (С 12) атомы массасының 1/12 бөлімі массасының атомдық бірлігі (м. а. б) деп аталады. Элементтердің салыстырмалы атомдық массалары Д.И.Менделеевтің кестесінде көрсетілген. Молекулалық масса, оны құрайтын атомдардың массаларының жиынтығынан тұратындықтан молекулалық масса да массаның атомдық бірлігімен көрсетіледі (м.а.б.). Салыстырмалы молекулалық масса дегеніміз сол зат молекуласы массасының 1 массаның атомдық бірлігінен неше есе ауыр екенін көрсететін сан. Салыстырмалы молекулалық массаны (Mr) табу үшін молекула құрамына кіретін барлық атомдардың массаларын қосу керек. Мысалы MrAl 2( so 2)3 =27 2 + 32 3+16 12 = 342. Осыған сәйкес молекулалық массасы 342 1 м. а. б. = 342 м. а. б. тең. Заттар массасының сақталу заңы М.В.Ломоносов 1748 жылы аса маңызды табиғат заңдарының бірі заттар массасының сақталу заңын ашты. Бұл заңның анықтамасы қазіргі кезде былай айтылады: Реакцияға кіріскен заттардың массасы реакция нәтижесінде түзілген заттардың массасына тең болады. Реакцияға қатысқан заттардың құрамында қандай атомдар қанша мөлшерде болса, реакция нәтижесінде шыққкан заттардың құрамында сондай атомдар сонша мөлшерде болады. Химиялық реакциялар кезінде атомдар массалары өзгермейтіндіктен реакцияға қатысқан заттардың массасы тұрақты болады. Барлық химиялық реакциялар заттар массасының сақталу заңына бағынады. Мысал ретінде фосфордың тотығу реакциясының теңдеуін келтірейік: 4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5 4 31 + 10 16 = 4.31 + 10 16 Бұл теңдеуден реакцияға төрт атом фосфор, он атом оттек қатысса, реакция нәтижесінде шыққан фосфор (V) оксидінде төрт атом фосфор мен он 7

атом оттек бар екенін кереміз. Олай болса реакцияға қатысқан заттардың массасы (284) реакция нәтижесінде шыққан заттардың массасына (284) тең. Зат құрамының тұрақтылық заңы дегеніміз реакцияға қатысқан және реакция нәтижесінде шыққан заттардың массасы тұрақты болса, сол заттардың сандық құрамы да тұрақты болады. Көптеген зерттеулер химиялық таза заттардың сапалық және сандық құрамы тұрақты болатынын көрсетті. Француз ғалымы Ж.Л.Пруст көптеген тәжірибелердің нәтижелерін қорытындылай келіп, 1808 жылы химияның негізгі зандарының бірі заттар құрамының тұрақтылық заңын ашты: алыну тәсілдеріне қарамастан әрбір химиялық молекулалық қосылыстар сапалық және сандық құрамы тұрақты болады. Мысалы су молекуласын мынадай әр түрлі тәсілдермен алуға болады: 2Н2 + О2=2Н2О NaOH + HCl = H2О + NaCl Cu(ОH)2 = H2О + CuО СН4 + 2О2=2Н2О + СО2 Бірақ қандай жолмен алса да, су молекуласы сапалық құрамы жағынан сутек пен оттектен, сандық құрамы жағынан екі атом сутектен және бір атом оттектен тұрады. Қандай жолмен алынса да су молекуласының құрамында 11,2% сутек, 88,8% оттек болады. Авогадро заңы А в о г а д р о есімімен аталған заңның анықтамасы: Бірдей жағдайдағы (бірдей температурада және қысымда) әр түрлі газдардың бірдей көлемдеріндегі молекулалар саны да бірдей болады. Авогадро заңынан шығатын салдар: бірдей жағдайда әр түрлі газдардың бірдей молекулалары бірдей көлем алады; әр түрлі газдар молекулалары мөлшерлерінің бір-бірінен үлкен айырмасы бола тұрса да кәдімгі температурада және қысымда газдар молекулаларының ара қашықтығы молекулалардың мөлшерлерінен көптеген есе үлкен болады. Сондықтан газдар көлемі бірдей жағдайда молекулалардың молшерлеріне емес, олардың ара қашықтығына ғана байланысты болады. Газдардың қысымын арттырғанда, температурасын өте төмендеткенде олардың молекулалары бір-бірімен шегіне жете жақындасады. Мұндай жағдайларда газдар сұйық немесе қатты күйге айналуы мүмкін. Бұл сұйық немесе қатты заттардың көлемдері молекулалардың өздерінің алатын көлемдеріне байланысты болады. Сондықтан да Авогадро заңы заттардың сұйық және қатты күйлері үшін қолданылмайды. Басқа газ заңдары сияқты Авогадро заңы идеал газдар мен 8

төменгі қысымдағы және жоғарғы температурадағы реал газдар үшін қолданылады. Авогадро заңынан мынадай өте маңызды салдар шығады: барлық заттардың моліндегі молекулалар саны бірдей, олай болса әр түрлі газдардың моліндегі молекулалар саны бірдей болғандықтан олар бірдей жағдайда бірдей көлем алады. Сонымен, кез келген газ молі қалыпты жағдайда 22,4 л көлем алады.бүл көлемді газдардың мольдік көлемі деп атайды, оның есептер шығаруда маңызы зор. Д. И. Менделеевтің периодтық заңы XIX ғасырдың екінші жартысында алпыстан астам химиялық элементтер ашылып, олардың қасиеттері және ол элементтердің қосылыстарының қасиеттері зерттелді. Осы материалдарды бір жүйеге келтіру қажет болды. Көптеген ғалымдар элементтерді бір жүйеге келтіруге тырысты. Мысалы, неміс ғалымы И. Деберейнер қасиеттері ұқсас үш элементтің ортаңғысының атомдық массасы екі шеткісінің атомдық массаларының орташа арифметикалық мөлшеріне тең екенін айтты. Неміс ғалымы Мейер элементтерді атомдық массаларының өсу ретімен орналастырып, ұқсас элементтердің алты тобын жасады. Бірақ аталған ғалымдар элементтердің ұқсас топтарын бір-бірінен жеке қарап, олардың арасындағы ішкі байланысты аша алмады. Сондықтан олар ұқсас және ұқсас емес элементтердің топтарын сипаттайтын теориялық шолу жасай алмады. Элементтерді жүйеге келтіру мәселесін орыстың ұлы ғалымы Д. И. Менделеев (1834 1907 ж.) шешті. Ол 1869 жылы периодтық заңды ашып, 1871 жылы анықтамасын берді және сол заңның негізінде элементтердің периодтық жүйесін жасады. Элементтерді жүйеге келтірудің негізі етіп олардың атомдық массаларын алды. Д.И. Менделеев сол кезде белгілі химиялық элементтерді атомдық массаларының өсу ретімен бір қатарға орналастырып, олардың қасиеттері белгілі бір элементтердің санынан кейін қайтадан қайталап отыратынын байқады. Элементтердің қасиеттерінің өзгеруін және периодты түрде өзгеруін литийден кальцийге дейінгі элементтер қатарынан көруге болады. Элементтің астына атомдық массасы, жоғары оксидінің формуласы жазылған: Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl 7 9 11 12 14 16 19 23 24 27 28 31 32 35,5 Li 2 O BeO B 2 O 3 CO 2 N 2 O 5 Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 2 O 5 SO 3 Cl 2 O 7 K Ca 39 40 K 2 O CaO Келтірілген элементтер қатарында литийден фторға дейін металдық қасиет біртіндеп кеміп, металл еместік қасиет артады және элементтердің 9

қосылыстарындағы валенттілігі бірден беске дейін өседі. Фтордан кейін келетін элемент натрийдың қасиеттерінін фтордан ерекше айырмашылығы бар, бірақ өзінің қасиеттері жағынан литийге ұқсас. Атомдық массаларының өсу ретіне қарай натрийден хлорға дейін тағы да металдық қасиеттері бірте-бірте кеміп металл еместік қасиет арта береді. Хлордан кейін келетін элемент калий тағы да литий мен натрийдың қасиеттерін, ал кальций, берилий мен магнийдың қасиеттерін қайталайды тағысын тағы осылай қайталанады. Осылай Д. И. Менделеев элементтердің қасиеттерінің өзгеруі олардың атомдық массаларының өсуіне тәуелді екенін дәлелдеп, периодтық заңға мынадай анықтама берді: Жай заттардың қасиеттері, сондай-ақ олардың қосылыстарының формалары мен қасиеттері элементтердің атомдары массаларының шамасына периодты түрде тәуелді болады. Қасиеттері ұқсас элементтерді бірінің астына бірін орналастыру нәтижесінде шыққан вертикаль қатарларды Д. И. Менделеев т о п т а р деп атады. Сілтілік металмен басталып нағыз металл емеспен аяқталатын горизонталь элементтер қатарын периодтар деп атады. Барлық периодтарды бірінің астына бірін орналастырып Д. И. Менделеев элементтердің периодтық жүйесі деп аталатын кестесін жасады. Периодтық жүйені жасауда Д. И. Менделеев элементтердің атомдық массаларын негізге алумен қатар, олардың қасиеттерін де ескеріп отырды. Кейбір жағдайларда кестедегі элементтердің атомдық массалары өсу ретімен орналасу тәртібі бұзылғаны байқалады. Мысалы, теллурдың атомдық массасы иодтан ауыр болса да, оны иодтан бұрын, қасиеттері ұқсас элементтермен бірге, алтыншы топқа орналастырған. Д. И. Менделеев периодтық жүйені жасауда көптеген қиыншылықтарға кездесті. Себебі ол кезде көптеген элементтер ашылмаған еді, кейбір элементтердің қасиеттері, кейбіреулерінің атомдық массалары дұрыс анықталмаған болатын. Д. И. Менделеев өзі ашқан периодтық заңның шындықты бейнелейтіндігіне толық сенді. Ол ашылмаған элементтерге экабор, экаалюминий, экасилиций деп ат беріп, кестеден оларға арнап орын қалдырды. Атом құрылысы және периодтық заң Атом құрылысы туралы ілімнің дамуы периодтық заңның физикалық мәнін толық түсіндіріп берді. Элементтің периодтық жүйедегі реттік нөмірі оның кестедегі орнын көрсетіп қана қоймай, элементтің ең басты қасиеті болып табылатын ядросындағы оң зарядтарының санын да көрсетеді. Элементтің реттік нөмірі мен атомының ядро зарядтарының саны бірдей болатынын 1912 жылы ағылшын ғалымы Г. Мозли тәжірибе жүзінде дәлелдеді және заң түрінде тұжырымдады. Бұл заңның негізгі мәні мынадай: бастапқы элементтен кейінгі элементке ауысқанда атомдардың ядро зарядтары бірге өсіп отырады. Мысалы, сутек ядро заряды 1, гелийдікі 2, литийдікі 3, берилийдікі 4 тағы сол 10

сияқты. Атом ядросының оң зарядтарының саны қанша болса, оны айналып жүретін электрондардың да саны сонша болады және бір элементтен келесі элементке ауысқанда электрондардың саны да бірге артып отырады. Жай заттардың қасиеттері, сондай-ақ элементтердің қосылыстарының формалары мен қасиеттері олардың атомдарының ядро зарядтарының шамасына периодты түрде тәуелді болады. Бұл заңның қысқаша түрін былай айтуға болады: элементтердің қасиеттері олардың ядро зарядтарының шамасына периодты түрде тәуелді болады. Периодтық занның жана анықтамасы оған Д. И. Менделеев берген анықтамасына еш уақытта қайшы келмейді, қайта оны жаңа ғылыми деректермен толықтыра түседі және заңның дұрыстығын дәлелдейді. Ядроны құрайтын бөлшектер-протондар мен нейтрондар-нуклондар ( лат. nucleus-ядро) деп аталады. Нейтрондар мен протондар саны қосындысы массалық сан деп аталады. Ядродағы нейтрондар санымен ерекшеленетін атомдар түрлерін изотоптар деп атаймыз. Атомдық және иондық байланыстар Электртерістілік. Химиялық байланыс түзілгенде атомдардың өздеріне қарай электрондарды ығыстыру қабылетін электртерістілік деп аталады. Бұл ұғымды Полинг енгізген. Металдардың электртерістілігі төмен. Фтор электротерістілігі жоғары элементке жатады. Табиғатта элементтердің атомдары бос күйінде ұзақ бола алмайды. Олар бір-бірімен қосылып жай немесе күрделі заттардың молекулаларын түзеді. Атомдардан молекулалар түзілгенде көп жағдайда энергия бөлініп шығады. Энергияның бөлінуі молекулалардың беріктігін арттырады. Молекулалар тұрақтылығының басты себебі оның құрамына кіретін атомдардың арасында химиялық байланыс түзілуінен. Химиялық байланыстар белгілі бір химиялық реакциялар кезінде үзіліп және түзіліп отырады. Химиялық байланыстың беріктігі оны үзуге кеткен энергия мөлшерімен (ккал/моль немесе кдж/моль) өлшенеді. Табиғатта тек инертті газдар атомдары бос күйінде кездеседі. Оның себебі барлық инертті газдардың (гелийден басқалары) сыртқы электрондық деңгейлерінде сегіз электрондық тұрақты қабат болады. Басқа элементтердің атомдары бір-бірімен қосылғанда молекуланы құрайтын әрбір атом өзінің ең сыртқы қабатындағы электрондар санын, инертті газдардікі сияқты, сегізге жеткізуге тырысады. Химиялық реакциялар нәтижесінде молекула түзілгенде ондағы әрбір екі атомның арасында бір немесе бірнеше жұп электрондардан тұратын химиялық байланыс түзіледі. Бұл жұп электрондардың екі атомға ортақ болуы да немесе бір атомнан екінші атомға мүлде ауысуы да мүмкін. Бірақ қалай болғанда да молекуладағы әрбір атомның сыртқы деңгейінде, инертті газдардағыдай, сегіз электрондық тұрақты қабат түзіледі. Бірдей атомдар немесе химиялық қасиеттері ұқсас атомдар атомдық 11

немесе химиялық ковалентті байланыс түзеді. Химиялық ковалентті байланыс полюссіз және полюсті болып екі топқа бөлінеді. П о л ю с с і з к о в а л е н т т і б а й л а н ы с. Бір элементтің атомдары полюссіз химиялық байланысты молекулалар түзеді. Мысал ретінде фтор (Ғ 2 ) молекуласын келтіруге болады. Фтор атомдарының сыртқы қабатындағы электрондарын нүкте арқылы белгілейміз. Молекула түзу үшін фтордың әрбір атомы бір электроннан ортақ пайдалануға жұмсайды. Осының нәтижесінде түзілген жұп электрон екі ядроны бірдей айналып жүреді. Фтор молекуласындағы химиялық байланыс бір жұп электрон арқылы түзіледі. Сонымен фтор молекуласының әрбір атомының сыртқы деңгейінде аяқталған 8 электроны бар қабат түзіледі, оның екі электроны екі атомға да ортақ болады. Молекуладағы атомдар бір жұп электрон арқылы байланысса, оны дара байланыс дейді. Фтор молекуласы дара байланыс арқылы түзілген. Оттек молекуласын түзуге оның әр атомы екі дара электроннан жұмсайды. Сондықтан оттек молекуласындағы атомдардың арасында екі қос электрондық химиялық байланыс түзіледі Мұндай екі жұп электроннан тұратын химиялық байланысты қос б а й л а н ы с деп атайды. Азот молекуласы түзілу үшін оның әрбір атомы үш дара электроннан жұмсайды. Азот молекуласындағы атомдардың арасында үш жұп электроннан тұратын химиялық байланыс түзіледі. Үш жұп электроннан тұратын байланысты үш б а й л а н ы с деп аталады. Молекулалардағы байланыстардың саны артқан сайын олардың беріктігі де артады. Фтор мен оттек молекулаларына қарағанда азот молекуласының беріктігі артық болуға тиіс. Екі атомнан бірдей қашықтықта орналасқан қос электрондар арқылы түзілген химиялық байланысты ковалентті немесе атомдық байланыс дейді, ал осындай байланыс арқылы түзілген молекулаларды ковалентті немесе атомдық (полюссіз) молекулалар депте атайды. Сутек (Н 2 ), оттек (О 2 ), азот (N 2 ), хлор (С1 2 ) молекулаларындағы атомдар арасындағы байланыс ковалентті немесе атомдық байланысқа, ал осы молекулалар ковалентті немесе атомдық молекулаларға жатады. Ковалентті молекулалардың қайнау және балқу температуралары төмен болады және суда еріткенде иондарға ыдырамайды. П о л ю с т і к о в а л е н т т і б а й л а н ы с. Әр түрлі элементтердің атомдары озара әрекеттескенде олардың арасында да кос электрондық байланыс түзіледі. Бірақ бұл жағдайда қос электрон екі атомнан бірдей қашықтықта орналаспайды. Молекуладағы қай атомның электртерістігі басым болса, қос электрон сол атомға жақын орналасады. Мысал ретінде фторсутек молекуласының түзілу реакциясын келтіруге болады. Молекула түзу үшін сутек пен фтор атомдары бір-бір дара электрондарын жұмсап, олардың арасында кос электрондық байланыс түзіледі. Бірақ сутекпен салыстырғанда фтордың электртерістігі басым болғандықтан қос электрон фторға қарай ауысып, оған жақын орналасады. 12

Осының нәтижесінде фторсутек молекуласының фтор жағы біршама теріс зарядталады, ал сутек жағы біршама оң зарядталады. Молекуладағы екі атомның біреуіне жақын орналасқан қос электрондар арқылы түзілген химиялық байланысты п о л ю с т і к о в а л е н т т і б а й л а н ы с дейді, ал осындай байланыс арқылы түзілген молекулаларды п о л ю с т і м о л е к у л а л а р деп атайды. Полюсті молекулаларға фторсутек (НҒ), хлорсутек (НС1), бромсутек (НВг), күкіртсутек (H 2 S), аммиак (NH 3 ), су (Н 2 О) т. б. жатады. Полюссіз жэне полюсті молекулалардағы қос электрондар екі атомға да ортақ болғандықтан, яғни, екі ядроны да бірдей айналатындықтан байланыстың бұл түрлерін ковалентті байланыс деген жалпы атпен атайды. И о н д ы қ б а й л а н ы с. Химиялық қасиеттерінің арасында үлкен айырмашылықтары бар элементтер бір-бірімен әрекеттесіп ионды молекулалар түзеді. Ионды молекулаларды негізінен металдар мен металл еместер түзеді. Бұл жағдайда металл атомы мен металл емес атомынын, арасында түзілген кос электрон электртерістігі басым металл емеске толыктай ауысып кетеді. Осының нәтижесінде электрондарынан айрылып қалған металл оң зарядталады, ал электрондар қосып алған металл емес теріс зарядталады. Электрондарын беріп жіберген металдың сырттан санағанда екінші қабаты тұрақты сегіз электронды немесе екі электронды қабат түзеді, ал электрондар қосып алған металл еместер сыртқы қабатындағы электрондар санын сегізге дейін жеткізеді. I ТАРАУ 1. Термодинамика элементтері Термодинамика заңдары әрекеттесуші заттардың физика-химиялық қасиеттерін, жылу бөле немесе сіңіре жүретін химиялық реакциялар мен үдерістерді зерттейді. Термодинамика заңдары негізінде реакцияның өздігінен жүру бағытын, химиялық тепе-теңдік шарттарын анықтауға болады. Термодинамиканың негізін салушы итальян ғалымы Сади Казио (1792-1832) осы салада көптеген еңбектер жасады. Термодинамикада зерттелетін обьектіні жүйе деп атайды. Жүйедегі бөлшектердің жылуы, қозғалыс мөлшері температура арқылы өлшенеді. Термодинамика жүйенің макроқасиеттерін (температура, қысым, көлем) зерттейді, бірақ үдеріс өту себебін түсіндіре алмайды. Олардың микробөлшектер қасиеттері өзгерісіне байланысты екендігін мүлде қарастырмайды. Бұл термодинамиканың кемшілігі болып саналады. Термодинамика биохимиялық реакциядағы энергия өзгерістерін сандық есептеуге және олардың бағытын алдын-ала анықтауға мүмкіндік береді. Энергияның сақталу және оның түрлену заңдары ашылған соң энергия түрлерінің өзара айналымы жөніндегі ілім физикадан және ғылыми пәнге - физикалық термодинамикаға бөлініп шықты. Оның негізгі мазмұны материя қозғалысының жылулық түрінің заңдылықтарын зерттеу болып табылады Кез-келген заттар мен фазалардан тұратын тепе-теңдіктегі гетерогенді жүйелер Гиббстің фазалар ережесіне бағынады. Фазалар ережесіне сүйене отырып, диаграммалар салуға болады. Бұл диаграммалар қыздырғанда, 13

суытқанда не құрамын өзгерткенде жүйе күйінің қалай өзгеретін көрсетеді. Фазалық тепе-теңдіктерді зерттеу дәрілік заттарды су буымен айдау тәсілімен тазарту және ректификация әдісімен заттарды бөліп алу мәселелерін дұрыс шешу үшін маңызды рөл атқарады. 1.1. Химиялық термодинамика негіздері Химиялық термодинамика пәнінің негізгі мақсаты - химиялық және физикалық құбылыстарды зерттеу үшін термодинамиканың зерттеу әдістерін және олардың негізіндегі заңдарды қолдану болып табылады. Химиялық термодинамиканың маңызды міндеттерінің бірі - дара заттардың термодинамикалық тұрақтыларын тәжірибелік анықтау, бұл қандай-да бір физикалық-химиялық үдерістердің жүру мүмкіндігі мен оның шекарасын алдын-ала болжам жасауға көмек береді. Мұнан басқа ол химиялық реакциялардың жылу эффектісін, жеке заттар мен қоспалардың фазалық ауысуларын, химиялық тепе-теңдікті қарастырады. Физикалық және химиялық құбылыстарды зерттеуде термодинамика өзінің бірінші және екінші деп аталатын негізгі заңдарына сүйенеді. Бірінші бастама энергия мен материяның сақталу заңына негізделген. Екінші бастама үдерістер бағытын анықтайды. Термодинамика пәні классикалық және статистикалық болып екі топқа бөлінеді. Классикалық (дәстүрлі) термодинамика жеке атом, молекула сияқты бөлшектерді емес, бу машиналарының, іштен жанатын двигательдердің жұмыс жасау ерекшеліктерін, сұйықты қайнатып айдау, кристалдану, электролиз сияқты көп бөлшектерден тұратын денелердегі макроскопиялық үдерістерін зерттейтін ғылым. Ал статистикалық термодинамика жекеленген атом, молекула секілді болшектерді қарастырады, олардың біріккен сипаты мен қасиеттерін айқындайды термодинамиканың бұл екі саласын білу болашақ химиктердің, биологтардың, дәрігерлердің кәсіби дәрежесіне тигізер үлесі көп. Термодинамикалық зерттеу әдісі атом және молекула құрылысы, қарастырылатын үдеріс механизмі туралы қазіргі көзқарастармен шектелмейді. Термодинамикалық зерттеу нәтижесінде тек қандай-да бір үдерістің іске асу мүмкіндігі туралы пікір айтылып, тепе-теңдік күйді сипаттауға болады. Бірақ тепе-теңдікке жету үшін қанша уақыт қажет, бұл үдеріс қандай жылдамдықпен өтеді деген сұрақтарға жауап бере алмайды. Термодинамикалық зерттеу әдісі тірі ағзада жүретін заттар мен энергия алмасуын анықтаудың ең ыңғайлы және тиімді жолдарының бірі болып саналады. Мұнан басқа, термодинамикалық әдістер дәрілер технологиясында, медицинада, химиялық талшықтар өндірісінде, отынды химиялық әдіспен өңдеуде кеңінен қолданылып келеді. 1.1.2. Химиялық термодинамикада қолданылатын негізгі түсініктер Термодинамикада қолданылатын негізгі түсініктерге жалпы шолу жасалық: Жүйе дегеніміз қоршаған ортадан ойша немесе нақты бөлініп алынған және онымен әрекеттесуде болатын дене немесе денелер тобы болып табылады. 14

Бөліну қабаты қандай-да бір нақты қабықшаны береді, бірақ көбінесе ол қасиеттер алдын-ала белгілі шартты ұғымдармен анықталады. Жүйеге реакция жүретін ыдысты, гальваникалық элементті, адам ағзасын жатқызуға болады. Жүйе толық термодинамикалық параметрлермен сипатталады. Қоршаған орта - жүйемен тікелей немесе жанама түрде әрекеттеседі. Жүйелер қоршаған ортамен әрекеттесуіне байланысты төмендегідей бөлінеді: 1. Оқшауланған жүйе - қоршаған ортамен зат та, энергия да алмаспайды. Мысал ретінде Дьюар ыдысының қабырғасымен шектелген су-бу жүйесін жатқызуға болады. 2. Жабық жүйе - қоршаған ортамен тек энергия алмасады, бірақ зат алмаспайды. Мысалы, аузы толық жабылған колбаға құйылған қайнаған су. 3. Ашық жүйе - қоршаған ортамен затта, энергия да алмасады. Мысалы, кезкелген аузы ашық ыдысқа құйылған су, адам ағзасын жатқызуға болады. Адам ағзасы оны қоршаған ортадан бөліп тұратын нақты физикалық шекара болып саналады. Егер жүйе біртекті және оның бөліктері арасында физикалық-химиялық қасиеттерімен ерекшеленбейтін бөліну қабаттары болмаса, онда оны гомогенді (грекше «гомос»-бірдей, тең) деп атайды. Демек, бір фазадан тұратын жүйе гомогенді болып саналады. Бірнеше фазадан тұратын жүйе гетерогенді деп аталады (мысалы, су-мұз, су-бензол т.б.). Фаза деп құрамы, физикалық және химиялық қасиеттері бірдей, жүйенің басқа бөліктерінің бөліну қабатымен шектелген, жүйенің біртекті бөліктерінің жиынтығын айтамыз. Фаза жәй және күрделі болып бөлінеді (1 сурет). (1сурет Әртүрлі фазалы жүйелер) Тепе-теңдік жүйенің компоненті деп тәуелсіз құрамдас бөліктерді айтады. Олардың кіші саны кез келген фазаның құрамын көрсетеді. 15

Әр компонент дара химиялық зат, олар жүйеден бөлініп шығуы мүмкін және оқшауланған күйде ұзақ уақыт бола алады. Мысалы, тұз қышқылының ерітіндісі, ол НСІ және Н 2 О молекулаларынан, сонымен бірге Н + (немесе Н 3 О + ), ОН - иондарынан, иондарға ыдырамаған Н 2 О және НСІ-нан тұрады. Аталған иондар жүйеден бөлінбейтіндіктен, оқшауланған күйде ұзақ болмайтындықтан жүйе екі компоненттен - судан және хлорсутектен тұрады. 1.1.3. Жүйенің күйі. Термодинамикалық параметрлер Жүйе күйі - берілген уақытта жүйеге ие бола алатын физикалықхимиялық қасиеттердің жиынтығы. Егер жүйенің макроскопиялық күйі оның ішінде өздігінен өтетін үдерістердің нәтижесінде ешқандай өзгеріске ұшырамаса, онда бұл жағдайда жүйе тепе-теңдік күйде қалады. Тепе-теңдік күйдегі жүйені өзінің макроқасиеттерін толығымен өзгертпейтін, бірақ ондағы өзара қарсы үдерістер (булану және конденсация, еру және кристалдану) бірдей жылдамдықпен өтетін микробөлшектердің үздіксіз қозғалысы нәтижесінде динамикалық қалыптасқан бейне деп түсіну қажет. Осындай күйге сәйкес келетін шамалар тепе-теңдік параметрі деп аталады. Жүйе күйін сипаттайтын термодинамикалық параметрлер былай жіктеледі: 1. Негізгі параметрлер - жүйенің әртүрлі қасиеттерін тікелей сипаттайды. Оларға: температура (Т), көлем (V), қысым (Р), концентрация (С) жатады. 2. Қосымша параметрлер немесе күй функциялары - олардың көмегімен жүйе күйін тікелей сипаттай алмаймыз, бірақ бұл шамалардың өзгерістері арқылы үдерістердің жүру мүмкіндігі, оның бағыты, тепе-теңдік күй туралы үдерістің жүру жағдайына байланысты толық мағлұмат алуға болады. Күй функцияларына жатады: ішкі энергия (U), энтальпия (Н), энтропия (S), Гиббс энергиясы немесе изобаралық-изотермалық потенциал (G), Гельмгольц энергиясы немесе изохоралық-изотермалық потенциал (Ғ). Күй функцияларының абсолют мәнін анықтай алу мүмкін емес, тек жүйе бір күйден екіншісіне өткендегі өзгерісін ғана табуға болады. Ішкі энергия өзгерісі мына формуламен өрнектеледі (1.3.1): U = U2-U1. (1.3.1) Күй параметрлері экстенсивтік және интенсивтік деп екіге бөлінеді. Экстенсивтік параметрлер массаға тәуелді жүйенің қасиеттері. Мысалы, көлем, масса, жылу сыйымдылық, ішкі энергия, энтальпия, энтропия, термодинамикалық потенциалдар. Интенсивті қасиеттер массаға тәуелсіз және жүйелер жанасқанда теңеледі (температура, қысым, тығыздық, концентрация, химиялық потенциалдар). 1.3.1 кестеде энергияның параметрлермен табиғи байланысын көруге болады, көптеген коэффициенттерді пайдаланып, энергияның бір түрі басқа түрге қалай ауысатынын және олардың өлшем бірліктерінің қалай өзгеретінін, ішкі байланысын байқаймыз. 16

Энергияның әртүрлі мәнінде тұрған интенсивтік немесе экстенсивтік параметрлердің орнын ауыстыруға болатыны сияқты, жекеленген параметрлерді осындағы басқа параметрлермен ауыстыруға болмайды. Жүйе күйін сипаттайтын параметрлердің кез-келген өзгерісі үдеріс деп аталады. Олардың негізгі түрлері: 1.3.1 - кесте Энергия Интенсивтік параметр Экстенсивтік параметр Кинетикалық Жылдамдық (υ 2 /г) Масса (m) Беттің тұтқырлығы Беттік тұтқырлық (η) Беттің ауданы (S) Жылулық Температура (τ) Жылу сыйымдылық Электрлік Потенциал (вольт) Заряд (кулон) Химиялық Химиялық потенциал (μ) Компоненттің мольдік саны (n 1,) (с) Е - Изобаралық процесс - тұрақты қысымда (p = const) өтетін үдеріс; - Изохоралық процесс - тұрақты көлемде (V = const) өтетін үдеріс; - Изотермалық процесс - тұрақты температурада (τ = const) өтетін үдеріс; - Адиабатты процесс - жүйе қоршаған ортамен жылу алмаспайтын, тек жұмыспен байланысқан үдеріс. Егер өздігінен жүретін үдеріс оқшауланған жүйеде өтсе, онда ол соңында тепе-теңдік күйге келеді. Ортадан тепкіш күштің, электрлік және басқа сыртқы әсер ету күштерінің өрісіндегі жүйенің тепе-теңдік кезіндегі интенсивті қасиеттері бір нүктеден екінші нүктеге ауыса алады, яғни өзгереді, бұл өзгерістерді ескермеуге да болады. Жүйенің тепе-теңдік күйін уақыт өткен сайын қасиеті өзгеріссіз қалатын тұрақты күйден ажырата білу қажет. - Қайтымды термодинамикалық үдеріс - жүйенің қоршаған ортада еш өзгеріс қалдырмай бастапқы күйге оралуға мүмкіндігі бар тепе-теңдіктегі үдеріс. - Қайтымсыз үдеріс - қоршаған ортада өзгеріс тудыратын тепе-теңдіктегі емес үдеріс. 17

1.2 Ішкі энергия Термодинамика денелердегі энергияның түрленуін, олардың кеңістіктегі орналасу жағдайына тәуелсіз қарастырады. Бөлшектердің кинетикалық энергиясы олардың тәртіпсіз қозғалысынан пайда болатын энергия және ол температураға байланысты. Бөлшектердің потенциалдық энергиясы олардың өзара тартылысын сипаттайды (ішкі қысым). Жүйенің ішкі энергиясы (U) оны құрайтын молекулалар, атомдар, иондар, электрондар қозғалыстары мен әрекеттесу түрлерінің жалпы энергия қоры. Мұнда молекулалар, атомдар, иондар, электрондар, протондар, нейтрондар үдемелі, тербелмелі және айналмалы қозғалыстардың энергиясы, аталған бөлшектердің күштік әрекеттесу энергиясы және кинетикалық, потенциалдық энергиядан басқа барлық энергия түрлері енеді. Берілген жүйе үшін оның абсолют мәнін табу мүмкін емес, себебі ол есептеуге көнбейтін және қазіргі ғылымға белгісіз құрамдас бөліктерден де тұрады. Негізінде зерттеушілерді ішкі энергияның абсолют мәні емес, тек жүйенің бастапқы (U 1 ) және соңғы күйлеріндегі (U 2 ) ішкі энергия қорларының айырмашылығы ғана қызықтырады. Дәл осы шама U=U 2 -U 1 термодинамиканың бірінші заңының бастамасының математикалық өрнегі ретінде саналатын теңдеуге жатады. Ішкі энергия күй функциясы және оның өзгерісі ( U) үдерістің бастапқы күйіне (температура, қысым, заттар құрамы) және соңғы жағдайларына тәуелді, бірақ оның өту жолына тәуелсіз. Химиялық термодинамика тек атомдар, молекулалар, иондардың қозғалу үдерістері және олардың электрондық құрылысының конфигурация өзгерісі қарастырылатындықтан, жүйе күйі оның химиялық құрамы мен негізгі үш параметрдің: (Т) температура, (Р) қысым және (V) көлем мәндерімен анықталады. Демек жүйе күйі және оның ішкі энергиясы (U) берілген жүйенің физикалық-химиялық қасиеттерінің жиынтығымен байланысты. Бірақ, ішкі энергия жүйенің толығымен алғанда қандай-да бір сыртқы күштердің өрісіндегі орны немесе қозғалыс сипатының айырмашылығына тәуелсіз, оны бақылау үшін жүйенің тыныш күйде, не қозғалыста болуының мәні жоқ. Ішкі энергия өзгерісін ( U)-деп, ал шексіз аз өзгерісін (du) деп белгілейді. U және du мәндері үдеріс кезінде ішкі энергия өссе, оң шама деп, ал кемісе-теріс шама деп қабылданады. Ішкі энергия қарастырылатын заттың түрі мен мөлшеріне және оның болу шарттарына байланысты. Зат мөлшері артқан сайын ішкі энергия да өседі. 1.3 Жұмыс пен жылу Қоршаған орта мен жүйе немесе жүйе бөліктері арасындағы энергияның тасымалдануы жылу (Q), немесе жұмыс (А) түрінде іске асады. Жылудың мәнін түсіну үшін жылу өткізгіш арқылы екіге бөлінген ыдысты елестетелік. Ыдыстың екі бөлігінде де молекулалары тәртіпсіз қозғалыстағы газ орналасқан. Ыдыстың сол бөлігіндегі температура (Т 1 ), ал оң бөлігінде температура (Т 2 ), болатын (Т 1 >Т 2 ) жағдайда сол бөліктегі газ молекулалары жоғарырақ жылдамдықпен қозғалысы өткелге үздіксіз соғылады. Молекулалардың өткелге соқтығу кезіндегі бөлінетін жылу ыдыстың оң 18

бөлігіндегі молекулаларға беріледі, себебі бұл молекулалар жылдам қозғалады, өткелге соқтығысу кезінде аз жылу бөледі. Нәтижесінде ыдыстың сол бөлігіндегі молекулалар энергиясы кемиді, оң бөлікте артады, (Т 1 ) және (Т 2 ) температуралар теңесуге ұмтылады. Молекулалардың тәртіпсіз (хаосты) қозғалысының нәтижесінде жүйенің бір бөлігінен екіншісіне энергияның берілу тәсілін жылу деп атайды. Жылу мөлшері - жүйе бөліктерінің бөліну қабатына молекулалардың соқтығысуы нәтижесінде тасымалданған энергияның шамасы. Жүйе қоршаған ортадан алған жылу мөлшерін оң жылу (+Q) деп, ал жүйеден қоршаған ортаға берілген жылу мөлшерін теріс жылу (-Q) деп қабылдаймыз. Жылу мөлшері джоульмен (Дж) немесе калориямен (кал) өлшенеді. Нәтижесінде жылу бөлінетін үдерістерді экзотермиялық, ал жылу сіңірілетін үдерістерді эндотермиялық деп атайды. Жұмыс - белгілі бір күштің әсерінен молекулалардың тәртіппен қозғалысының нәтижесінде жүйе мен қоршаған орта немесе жүйенің әртүрлі бөліктері арасында энергияны тасымалдау тәсілі. 1.4. Термодинамиканың бірінші заңы Термодинамиканың бірінші заңы 2-ші заңға қарағанда кейінірек ашылды. Көптеген тәжірибелерге сай энергияның әртүрлі формалары эквивалентті түрде бір-біріне өтетіні анықталды. Нәтижесінде жалпы табиғатқа тән энергияның сақталу заңы ашылды, осы заңға термодинамиканың бірінші заңы негізделген. 1. Егер қандай-да үдеріс кезінде энергияның бір түрі жоғалса, онда оның орнына басқа түрдегі энергия эквивалентті түрде пайда болады. 2. Энергияның әртүрлі формалары өзара эквивалентті түрде алмасады. 3. Кез-келген оқшауланған жүйеде энергия қоры тұрақты. Энергияның сақталу заңы қозғалыстың мәңгілік сипатын және өшпейтінін дәлелдейді, яғни энергия материяның бір түрінің екіншісіне айналғандағы оның қозғалысының мөлшерін көрсетеді. Демек, материя мәңгі және өшпейді, себебі қозғалысты материядан бөліп алу мүмкін емес, материяның өмір сүруінің тәсілінің бірі-қозғалыс. 4. І-ші текті мәңгі двигатель жасау мүмкін емес, яғни қандай-да бір энергия жұмсамай, жұмыс жасайтын механизм жасау мүмкін емес. Термодинамиканың бірінші заңының келесі анықтамасы үдеріс кезіндегі бөлінген немесе сіңірілген жылу мөлшерін жасалынған немесе алынған жұмыс шамасын және ішкі энергияның өзгерісін байланыстырады. 5. Қандайда бір жүйенің кез-келген үдерістегі ішкі энергиясының өзгерісі ( U) жүйеге берілген жылу (Q) шамасынан жүйе жасаған жұмыс (А) мөлшерін алғанға тең. Термодинамиканың бірінші заңы былай өрнектеледі (1.4.1): U = Q - A (1.4.1) 19

Жүйеге берілген жылу сол жүйенің ішкі энергиясын арттыруға және қандай-да бір жұмыс жасауға жұмсалады. Жұмыс (А) пен жылу (Q) энергияны бір жүйеде 2-ші жүйеге тасымалдау тәсілдері болғандықтан, олардың өзгерісі жүйе күйлеріне тәуелді емес, сондықтан кез-келген үдерістегі энергия мөлшері тұрақты, энергия жоқтан бар болмайды және өшпейді, жұмыс пен жылу қосындысы жүйенің толық энергиясын береді, ол ішкі энергия деп аталады (U). СИ жүйесінде энергия мөлшерінің және жұмыстың негізгі өлшем бірлігі ретінде джоуль (Дж) қабылданады. Тәжірибеде жүйеден тыс бірлік калория (кал) да қолданылады, бір термохимиялық калория 4,1840Дж-ға тең. Химиялық үдерістердің энергетикалық эффектісі әрекеттесуші жүйенің жылуды бөлу, не жұту түрінде, не энергияның басқа түрлерін бөлу, жұту түрінде байқалуы мүмкін. 1. Изохоралық үдерісте жүйе көлемі тұрақты болады, V=const, dv=0. Сонда, қарапайым ұлғаю жұмысы тең (1.4.2): δa= pdv=0 (1.4.2) Демек,көлем тұрақты болған (V=const) кезде жүйеге келтірілген барлық жылу оның ішкі энергиясын арттыруға жұмсалады. 2. Изобаралық үдерісте қысым тұрақты жағдайда жылу былай өрнектеледі: (p=const) (1.4.3): pdv = d(pv) Qp = H2-H1 = H (1.4.3) (H=U+pV) күй функциясы болғандықтан,(p=const) жағдайда Qp да күй функциясы қасиетіне ие болады, яғни, тұрақты қысым жағдайында жүйеге берілген жылу ішкі энергияны арттырумен қатар, қандай-да бір сыртқы қысымға қарсы ұлғаю жұмысын жасайды (1.4.4): (p=const) v2 А = pdv = p(v2-v1) v1 (1.4.4) 20

Тепе-теңдік изобаралық үдерістер үшін қолданылады. 3. Изотермалық үдерісте температура тұрақты болған (T=const) жағдайда бір денеден екіншісіне жылудың берілуі тепе-теңдік үдеріс ретінде саналады. Идеал газ үшін, және төменгі қысымдағы реал газ үшін ішкі энергия тек температураның функциясы болып саналады. Осыдан, изотермиялық үдерістерде мынадай өрнектеледі (1.4.5): δqт = δa = pdv QТ = A (1.4.5) демек, изотермалық үдерістердегі жүйеге берілген жылу толығымен ұлғаю жұмысына айналады. 1 моль идеал газ үшін Менделеев-Клапейрон теңдеуі былай жазылады: Р = RТ /V 4. Адиабатты үдерісте жүйе қоршаған ортамен жылу алмаспайды, яғни δq=0. Газдың адиабатты ұлғаюы кезіндегі жасалатын жұмыс шамасы (1.4.6) тең болады: δа=du A= U1-U2 (1.4.6) Яғни, адиабатты үдерісте жұмыс жүйенің ішкі энергиясының кемуі арқылы жасалады. 1.5. Энтальпия Тірі ағзада өтетін химиялық үдерістер, сонымен бірге өндірісте және техникалық мақсатта қолданылатын көптеген реакциялар, тұрақты қысым (р=сonst) шартында өтеді. Егер осы жағдайда тек сыртқы қысым меңгерілсе, онда жасалатын жұмыс тең болады (1.5.1): А=р(V2-V1) (1.5.1) Жүйенің ішкі энергиясы және қысым мен көлемінің көбейтіндісінің қосындысы термодинамикада энтальпия Н деп аталады (1.5.2): 21

Н=U+рV (1.5.2) Энтальпия-күй функциясы. Энтальпия термодинамикалық функция, ол температура, қысым, көлем және ішкі энергия сияқты жүйенің қандай-да бір қасиетін сипаттайды. Берілген жүйе үшін энтальпияның абсолют мәнін анықтау мүмкін емес; термодинамикалық есептеулерде жүйе бір күйден екіншісіне өткен кездегі энтальпия өзгерісін табуға болады. Бұл өзгеріс жүйе бастапқы күйден соңғысына қандай жолмен, қандай аралық физикалық-химиялық өзгерістерден өткеніне тәуелсіз күйде болады. Энтальпияның бірқатар қасиеттері бар: үдерістер энтальпияларының қосындысы жекеленген сатылары энтальпияларының қосындысына тең: H x.p = H 1 + H 2 + H n ; 1.6. Термохимиялық теңдеулер Термохимия дегеніміз химиялық термодинамиканың негізгі бөлімдерінің бірі. Ол химиялық реакциялардың жылу эффектілерін, жылу сыйымдылықтарын және оларға байланысты шамаларды зерттейді. Термохимиялық зерттеулер термодинамиканың І-ші заңына, яғни энергияның сақталу заңына негізделген. Реакцияға қажетті бастапқы заттар мен өнімдердің формулаларымен қатар, осы реакциялардың жылу эффектілері (энтальпия өзгерісі) қоса көрсетілген химиялық реакциялардың теңдеулері термохимиялық теңдеулер деп аталады. Термохимияда реакцияның жылу эффектісін термохимиялық теңдеудің оң жағына қосымша ретінде жазады және оның таңбасы жүйенің энтальпия өзгерісіне қарама қарсы болады. Мысалы, қандай-да бір А+В = С+Д реакциясы үшін энтальпия өзгерісі теріс шама болса, Н=20кДж, онда термохимиялық теңдеу былай жазылады: А+В = С+Д + 20кДж Егер басқа М+N = P +Q реакциясы үшін энтальпия өзгерісі оң мәнді болса, Н=20кДж, онда термохимиялық теңдеу мынадай болады: M+N = P+Q -20 кдж Энтальпияның өзгеру шамасы жүйедегі энергетикалық, ал жылу эффектісінің өзгерістерге қатысты екенін білдіреді. Реакцияның жылу эффектісі зат күйіне тәуелді, сондықтан термохимиялық теңдеуде әр зат үшін оның агрегаттық күйі немесе модификациясы көрсетіледі. Мысалы, 1моль көміртек диоксидін қалыпты жағдайда бос көміртекпен монооксидке айналдыру үшін 172,58кДж жылу қажет деген пікір реакцияға қатысатын диоксид пен көміртек монооксиді газ күйінде, ал бос көміртек - қатты (графит) күйде болғанда дұрыс деп саналады. С (графит) +СО 2 (г) = 2СО(г) +172,58кДж 22

1 моль күрделі заттың 298,15К және 101325гПа жағдайда қарапайым заттардан түзілу реакциясының жылу эффектісі түзілу жылуы немесе қалыпты жағдайдагы заттың түзілу энтальпиясы деп саналады ( Н 298 ). Түзілу жылуы әрдайым күрделі заттың 1ноліне тиісті есептелетіндіктен реакцияның термохимиялық теңдеулерінде бөлшектік стехиометриялық коэффициенттер кездесуі мүмкін. Мысалы, аммиактың газ тәріздес сутек пен азоттан түзілу реакциясы үшін: 3Н 2 (г)+n 2 (г)=2nh 3 (г)+91,608кдж Егер осы термохимиялық теңдеулерді 1 моль аммиакқа қатысты жазсақ, келтірілген теңдеудегі стехиометриялық коэффициенттерді реакцияның жылу эффектісін екіге бөлу қажет. 3/2 H 2 (г)+l/2n 2 (г) = NH 3 (г) +45,804 кдж (бұл мәнді бірақ теріс таңбамен, анықтама кітапшаларында аммиактың қарапайым заттардан түзілу жылуы ретінде табамыз). 1.7. Гесс заңы Термохимия негізгі екі заңға негізделген. Термохимияның I -ші (Лавуазье-Лаплас) заңы: Жай заттар өзара әсерлесіп күрделі зат түзгенде бөлінетін, немесе сіңірілетін жылу мөлшері сол күрделі зат қайтадан жай заттарға ыдырағанда сіңірілетін немесе бөлінетін жылу мөлшеріне тең (1.7.1): A+B = AB -Q1 AB = A+B +Q2 (1.7.1) Термохимияның екінші негізгі заңын Г.И. Гесс (1840ж.) ашқан, ол жылу қосындыларының тұрақтылық заңы деп аталады. Реакцияның жылу эффектісі тек бастапқы заттар мен өнімдердің табиғаттарына және күйлеріне тәуелді, ол реакция өтетін жолға тәуелсіз. Гесс заңының тәжірибелік маңызы жоғары. Оны қолданып, кейбір реакциялардың жылу эффектілерін жанама жолмен есептеп табуға болады. Гесс заңының маңызды екі салдары бар. Гесс заңының бірінші салдарын былай тұжырымдарға болады. Реакцияның жылу эффектісі өнімдердің түзілу жылуларының қосындысынан бастапқы заттардың түзілу жылуларының қосындысын алғанға тең (1.7.2): Н 0 х.р = Σ Н 0 т.ж.(өнім) - Σ Н 0 т.ж.баст.өнім (1.7.2) Әртүрлі заттардың түзілу жылулары анықтама кітапшаларында қалыпты жағдайда және 298,15 K температураға сай келтіреді, осы 23

жағдайда реакцияның жылу эффектісін есептейді. Реакцияға қатысатын заттардың түзілу жылуларын қосқанда олардың әрқайсысының мәнін реакция теңдеуіндегі сәйкес стехиометриялық коэффициенттерге көбейту керек. 1.8. Жылу сыйымдылығы Жылу сыйымдылығы заттардың термиялық шамаларының бірі болып саналады. Заттардың жылу сыйымдылығы термодинамикалық есептеулерді, жылу эффектілерін, энтропияны, химиялық тепе-теңдікті жүргізгенде кеңінен қолданылады. Жылу сыйымдылығы (С) дегеніміз берілген дененің температурасын 1 С арттыру үшін қажетті жылу мөлшерін айтады, жылу сыйымдылығының мынадай түрлері болады: - Шынайы жылу сыйымдылығы С - дене қабылдаған шексіз аз жылу мөлшерінің δq сәйкес температура өсімінің қатынасына тең шаманы айтады (1.8.1): δq С = ; (Дж/К) dt (1.8.1) - Молярлы жылу сыйымдылығы да (С моль) қолданылады. Ол 1моль заттың 1 0 С-қа қыздыру үшін қажетті жылу шамасы. Өлшем бірлігі: Дж/(моль.К). - Меншікті жылу сыйымдылық деп 1г заттың температурасын 1 0 С арттыру үшін қажетті жылу мөлшерін айтады. Өлшем бірлігі (Дж/г.к). - Егер массасы (m) немесе зат мөлшері (n )болатын жүйеге қандай-да бір Q жылу мөлшерін берсек, онда жүйе температурасы Т 1 -ден Т 2 -ге дейін артады. Жүйе массасының m (немесе мөлшері n) жылу мөлшерімен Q және температура өзгерісімен байланысы мына теңдеумен беріледі (1.8.2): Q=mс (Т2-Т1) =nсм(т2-т1) (1.8.2) мұнда, С-орташа меншікті жылу сыйымдылық; С м - орташа молярлы жылу сыйымдылық. Демек, mс=nс м көбейтіндісі қарастырылған температура арасындағы орташа жылу сыйымдылық болып саналады (1.8.3). δq С = ; T2-Т1 (1.8.3) 24

Көптеген заттар үшін 298К-дан тұрақты қысымдағы орташа жылу сыйымдылықтарының шамасы белгілі. Шынайы жылу сыйымдылық зат табиғатына, температураға және жүйеге жылу берілудің жағдайларына байланысты. 1.9 Термодинамиканың 2-ші заңы Термодинамиканың 1-ші заңы табиғатта өздігінен жүретін үдерістердің бағытын анықтай алмайды. Ол тек оқшауланған жүйенің энергиясы тұрақты екенін, энергия түрлерінің өзара өзгерістерінің эквивалентті екенін көрсете алады. Термодинамиканың 2-заңы бойынша үдерістің бағытын, шекарасын, өту мүмкіндігін табуға болады. Бұл заң бойынша кез-келген тепе-теңдіктегі жүйе өзінің күйін белгілі, өзіне тән бағытқа ауыстыра алады. Мысалы, темірдің қаққа айналуы немесе тоңазытқыштың буландырғышында судың қатуы. Бұл үдерістер өту үшін сыртқы энергия көзі қажет емес, ол өздігінен өтеді, жүйе күйін кері бағытқа өзгерту үшін оған энергия әкелу қажет. Бір бағытқа өздігінен өтетін үдерістер кері бағытта өздігінен жүрмейді, жүйеде энергияның кемуіне (экзотермиялы) және жүйенің ретсіз әрекеттер жасайтын үдерістері өздігінен жүреді. Термодинамиканың 2-ші заңының бірнеше салдары бар: 1. P. Клаузиус (1850ж) ұсынған анықтамасы: жылу өздігінен суық денеден ыстық денеге беріле алмайды. 2. В. Оствальд ережесі бойынша «II текті мәңгі двигатель жасау мүмкін емес, яғни жылуды толығымен жұмысқа айналдыратын машина жасау мүмкін емес, себебі жылудың бірәз бөлігі міндетті түрде суытқышқа беріледі». Энтропия Термодинамиканың ІІ-заңы бойынша айналмалы үдерісте жылуды толығымен жұмысқа айналдыруға болмайды. Молекулалардың тәртіпсіз жылулық қозғалысының бағытталған қозғалысқа (жұмысқа) айналу мүмкіндігі өте аз. Керісінше молекулалардың бағытталған қозғалысы толығымен тәртіпсіз қозғалысқа (немесе жұмыстың жылуға) айналады. Газ өздігінен ұлғаяды, бірақ өздігінен сығыла алмайды, себебі сығылу кезінде табиғи хаостық қозғалысы табиғи болғандықтан, энергияның әр формулалары жылуға айналуға ұмтылады, ал жылу суығырақ «денелерге» беріледі. Бұл үдерістер өздігінен жүреді, табиғи және қайтымсыз. Өздігінен жүретін үдерістер жылу энергиясының шашырауы арқылы жүреді. Энергияның шашырау үдерісін сандық түрде белгілеу үшін, жүйенің бір күйден екіншісіне өткен кездегі энергия шашырауының өзгерісін көрсету үшін термодинамикалық функция керек болды. Бұл функцияны 1868ж. Р.Клаузиус енгізеді, оны энтропия деп атап, (S) әрпімен өрнектеді. (S) ол математикалық түрде үдерістің қайтымсыздық мөлшерін көрсетеді, ол дененің, жүйенің энергия шашырау дәрежесіне тәуелді. Энтропия-күй функциясы, яғни оның мәні үдерістің өту жолына тәуелсіз, ол тек жүйенің бастапқы және соңғы күйлеріне тәуелді (1.9.1): 25