სპონტანური პროცესების კრიტერიუმები. რატომ ხდება ქიმიური რეაქციები - ცოდნის ჰიპერმარკეტი როგორ განვსაზღვროთ მოხდება თუ არა ქიმიური რეაქცია

ქიმიური რეაქციის დროს ენთალპიის ცვლილებები არ შეიძლება იყოს მოცემული რეაქციის განხორციელების შესაძლებლობის ან შეუძლებლობის კრიტერიუმი, რადგან რეაქციები შეიძლება მოხდეს სპონტანურად არა მხოლოდ სითბოს გამოყოფისას, არამედ ქიმიური რეაქციის დროს სითბოს შთანთქმისას. თერმოქიმიაში ამ საკითხის განხილვა ეფუძნება თერმოდინამიკის მეორე კანონს, რეაქციაში მონაწილე S ნივთიერების ენტროპიისა და ΔS ქიმიური რეაქციის ენტროპიის ცნებების გამოყენებით. ენტროპიის ცნების ინტერპრეტაცია შესაძლებელია როგორც სისტემის მოწესრიგების ხარისხის, ასევე სტატისტიკური თერმოდინამიკის თვალსაზრისით (ბოლცმანის განტოლება).

სპონტანური რეაქციის შესაძლებლობის უნივერსალური კრიტერიუმი არის სისტემის მდგომარეობის ფუნქცია, როგორიცაა გიბსის თავისუფალი ენერგია ΔG. თუ რაიმე რეაქციისთვის ΔG< 0, то такая реакция может протекать самопроизвольно, если же ΔG >0, შემდეგ არა. ეს განცხადება წარმოადგენს თერმოდინამიკურ მდგომარეობას ქიმიური რეაქციის სპონტანური წარმოშობისთვის. თუ რაიმე ქიმიური პროცესისთვის ΔG = 0, მაშინ სისტემის მდგომარეობას ეწოდება წონასწორობა, მას ახასიათებს წონასწორობის მუდმივი K ტოლი = 1.

ქიმიური წონასწორობის მდგომარეობაში მყოფ თერმოდინამიკურ სისტემაზე გავლენას ახდენს თერმოდინამიკური პარამეტრების ცვლილებები: ტემპერატურა, წნევა, ნივთიერების რაოდენობა. სისტემა აღდგენილია შესაბამისად, რაც შეიძლება აღწერილი იყოს Le Chatelier-ის პრინციპით.

ტერმინები და განმარტებები

თერმოდინამიკური სისტემაარის სხეულების ერთობლიობა, რომელშიც შესაძლებელია სითბოს და მასის გაცვლა მათ შორის. თერმოდინამიკური სისტემის განსაკუთრებული შემთხვევაა ქიმიური სისტემა, რომელშიც ქიმიური პროცესები მიმდინარეობს.

TO თერმოდინამიკური პარამეტრებისისტემის (ან ცვლადები) შედის: წნევა p, მოცულობა V, ტემპერატურა T, ნივთიერების მოლების რაოდენობა ν. ზოგჯერ ისინი ასევე შეიცავს სისტემას მიწოდებულ ან გარედან ამოღებულ სითბოს Q რაოდენობას. ძირითადი თერმოდინამიკური პარამეტრები ერთმანეთთან დაკავშირებულია ცნობილი მენდელეევ-კლაპეირონის განტოლებით: pV = ν RT.

TO თერმოდინამიკური ფუნქციებისისტემის მდგომარეობებში შედის: შინაგანი ენერგია U, ენთალპია H, თბოტევადობა მუდმივ წნევაზე cp, თბოტევადობა მუდმივ მოცულობაზე cv, ენტროპია S, გიბსის თავისუფალი ენერგია G.

პირველი კანონი თერმოდინამიკანათქვამია, რომ სისტემაში გადაცემული სითბო იხარჯება სისტემის შიდა ენერგიის გაზრდაზე და გარე ძალების წინააღმდეგ სამუშაოების შესრულებაზე, კერძოდ, სისტემის გაფართოებაზე:

შინაგანი ენერგიაუ არის მთლიანი ენერგიის რეზერვი სისტემაში, მთლიანი სისტემის პოტენციური და კინეტიკური ენერგიის გამოკლებით. სისტემის შიდა ენერგია განისაზღვრება მოლეკულების მოძრაობის ენერგიით, ატომებში მოძრავი ელექტრონების ენერგიით, ატომების და ატომური ჯგუფების შიდამოლეკულური ვიბრაციების ენერგიით, ელექტრული ურთიერთქმედებებით, ინტრაბირთვული ენერგიით და ა.შ. აქედან გამომდინარე, შეუძლებელია შინაგანი ენერგიის აბსოლუტური მნიშვნელობის დადგენა.

სითბო Q, რომელიც მიეწოდება გარედან ან ამოღებულია სისტემიდან, არის თერმოდინამიკური ცვლადი. ამით გამოწვეული სისტემის მდგომარეობის ცვლილება ხასიათდება შესაბამისი მდგომარეობის ფუნქციის ცვლილებით, ე.წ ენთალპია H სისტემა: ΔH = ΔU + pΔV.

როგორც შინაგანი ენერგიის შემთხვევაში, შეუძლებელია ენთალპიის აბსოლუტური მნიშვნელობის დადგენა.

ტეპლოვმა ქიმიური რეაქციის ეფექტიეწოდება ქიმიური სისტემის ΔH ენთალპიის ცვლილებას რეაქციის შედეგად.

ენდოთერმული რეაქციაარის რეაქცია, რომელსაც თან ახლავს ენერგიის შთანთქმა; მას ახასიათებს თერმული ეფექტის დადებითი მნიშვნელობა მოცემულ ტემპერატურაზე ΔH > 0.

ეგზოთერმული რეაქციაარის რეაქცია, რომელსაც თან ახლავს ენერგიის გამოყოფა; მას ახასიათებს თერმული ეფექტის უარყოფითი მნიშვნელობა მოცემულ ტემპერატურაზე ΔH.< 0.

ქვეშ სტანდარტული პირობებიქიმიური რეაქციის მიმდინარეობა გაგებულია შემდეგნაირად: p = 1,013·10 5 Pa, T = 298 K, ν = 1 მოლი. სისტემის მდგომარეობის სტანდარტული ფუნქციები ΔНº 298, ΔUº 298, ΔGº 298 გამოიხატება SI სისტემაში კჯ/მოლში.

სტანდარტული ფორმირების ენთალპიაΔНº arr.298, ან ΔНº f .298, არის მარტივი ნივთიერებისგან რთული ნივთიერების წარმოქმნის რეაქციის თერმული ეფექტი, შემცირებული სტანდარტულ პირობებში. მარტივი ნივთიერებების წარმოქმნის ენთალპიები ითვლება ნულის ტოლად.

Პირველი თერმოქიმიის კანონი: მარტივი ნივთიერებისგან რთული ნივთიერების წარმოქმნის რეაქციის თერმული ეფექტი ტოლია აბსოლუტური სიდიდით, მაგრამ საპირისპირო ნიშნით მოცემული ნაერთის მარტივ ნივთიერებებად დაშლის რეაქციის თერმული ეფექტის: ΔНº arr = –ΔНº დაშლა. .

თერმოქიმიის მეორე კანონი: ქიმიური რეაქციის თერმული ეფექტი , მიმდინარეობს მუდმივი წნევით ან მუდმივი მოცულობით, არ არის დამოკიდებული მისი შუალედური სტადიების რაოდენობაზე, თანმიმდევრობასა და ბუნებაზე, მაგრამ განისაზღვრება მხოლოდ სისტემის საწყისი და საბოლოო მდგომარეობით.

პირველი შედეგითერმოქიმიის მეორე კანონიდან: ქიმიური რეაქციის თერმული ეფექტი უდრის რეაქციის პროდუქტების წარმოქმნის ენთალპიების ჯამს გამოკლებული მოცემულ ტემპერატურაზე რეაქტორების წარმოქმნის ენთალპიების ჯამს:

ΔН х.р = ΣΔН arr. გაგრძელება – ΣΔΝ arr რეაქცია.

მარტივი ნივთიერებების წარმოქმნის ენთალპია ნავარაუდევია ნულის ტოლფასად.

მეორე შედეგითერმოქიმიის მეორე კანონიდან: ქიმიური რეაქციის თერმული ეფექტი უდრის რეაქციის რეაქტიული ნივთიერებების წვის ენთალპიების ჯამს გამოკლებული პროდუქტების წვის ენთალპიების ჯამს მოცემულ ტემპერატურაზე:

ΔН х.р = ΣΔН წვის რეაქცია – ΣΔН combustion. გაგრძელ.

არაწვადი ნივთიერებების წვის ენთალპია ნავარაუდევია ნულის ტოლფასად.

ქვეშ სითბოს ტევადობაგააცნობიეროს სითბოს რაოდენობა, რომელიც უნდა გადაეცეს სისტემას, რათა გაიზარდოს მისი ტემპერატურა 1 K-ით. ისინი განასხვავებენ სითბოს სიმძლავრეს მუდმივ წნევაზე cp = ΔH/ΔT, სითბოს სიმძლავრეს მუდმივ მოცულობაზე c v = ΔU/ΔT. ისინი ერთმანეთთან დაკავშირებულია შემდეგნაირად:

c p = c v + R.

კირჩჰოფის თერმოქიმიური კანონი: ქიმიური რეაქციის თერმული ეფექტი გარკვეულ ტემპერატურაზე ΔН Т1 დაკავშირებულია იმავე რეაქციის თერმულ ეფექტთან სხვადასხვა ტემპერატურაზე ΔН Т2, პროდუქტებისა და რეაგენტების თბოტევადობის ცვლილებებით Δс р რეაქციის შემდეგნაირად:

ΔН Т2 = ΔН Т1 + ΣΔს р · ΔT.

სულ, ან საერთო თერმული ეფექტირეაქცია, მოიცავს ქიმიური რეაქციის ფაქტობრივი ენთალპიის წვლილს ΔН ch.r. , ენთალპიის ცვლილებები ΔН T ტემპერატურის ცვლილების შედეგად და ენთალპიის ცვლილებები ფაზური გადასვლების დროს სისტემაში ΔН f.p. : ΔН = ΔН სთ. + ΔН Т + ΔН f.p.

თერმოქიმიის ყველაზე მნიშვნელოვანი მნიშვნელობა შემდეგი ფორმულირებაა თერმოდინამიკის მეორე კანონი: შეცვლა ენტროპიასისტემის ნებისმიერი ცვლილებისთვის, ის უდრის სისტემაში სითბოს შემოდინების თანაფარდობას Q (ე.ი. ΔН) აბსოლუტურ ტემპერატურასთან T: ΔS = ΔН/Т.

ენტროპია S არის სისტემის არეულობის ხარისხის რაოდენობრივი საზომი. თერმოდინამიკის მეორე კანონის მიხედვით, ენტროპია განისაზღვრება მისი ცვლილებით, როდესაც იცვლება სისტემის ენთალპია. განასხვავებენ კონკრეტული ნივთიერების ენტროპიას გარკვეულ პირობებში, მაგალითად, სტანდარტულ ΔSº-ში და ენტროპიის ცვლილებას გარკვეული პროცესის შედეგად, კერძოდ, ქიმიურ რეაქციას შორის სტანდარტულ პირობებში ΔSº x.r. . ეს უკანასკნელი შეიძლება მოიძებნოს თერმოქიმიის მეორე კანონის პირველი დასკვნის მსგავსი გამონათქვამიდან: ΔS x.r = ΣΔSº cont – ΣΔSº რეაქცია.

ბოლცმანის განტოლებამოცემულია ენტროპიის სტატისტიკური წარმოდგენა:

სადაც R არის უნივერსალური აირის მუდმივი, ხოლო W არის სისტემის მოცემული მდგომარეობის განხორციელების თერმოდინამიკური ალბათობა (მიკრომდგომარეობების რაოდენობა, რომლის განხორციელებაც მოცემულ სისტემას შეუძლია).

უფასო ენერგია გიბსი G არის სისტემის მდგომარეობის ფუნქცია ენთალპიისა და ენტროპიის ჩათვლით, მისი ცვლილება ქიმიური პროცესის დროს მოცემულია გამოთქმით: ΔG = ΔН – ТΔS.

სპონტანური ნაკადის თერმოდინამიკური მდგომარეობაქიმიური რეაქცია არის მოთხოვნა გიბსის თავისუფალი ენერგიის შესამცირებლად: თუ რაიმე რეაქციისთვის ΔG< 0, то такая реакция может протекать самопроизвольно в прямом направлении, если же ΔG >0, შემდეგ არა.

დამახასიათებელია ქიმიური წონასწორობის მდგომარეობა წონასწორობის მუდმივიქიმიური რეაქცია, რომელიც უდრის წინა და საპირისპირო რეაქციების სიჩქარის მუდმივთა თანაფარდობას: K r = k წინ / k arr.

რეაქციის წონასწორობის მუდმივი დაკავშირებულია გიბსის თავისუფალ ენერგიასთან: ΔG = – RT · ln K р. თუ K р = 1, მაშინ ΔG = 0 და რეაქცია თანაბრად განვითარდება ორივე მიმართულებით. თუ K р > 1, მაშინ ΔG< 0, и реакция смещена в сторону образования продуктов. Если K р < 1, то ΔG >0, რეაქცია უპირატესად მიდის რეაგენტების წარმოქმნისკენ, ანუ ჭარბობს საპირისპირო რეაქცია.

ლე შატელიეს პრინციპიასეთია: თუ ქიმიურ წონასწორობაში მყოფ თერმოდინამიკურ სისტემაზე გარე ზემოქმედება ხორციელდება, მაშინ სისტემა ისე აღდგება, რომ გარე გავლენის ეფექტი შემცირდეს.

კონკრეტული რეაქციის განხორციელების შესაძლებლობის პროგნოზირება ქიმიკოსების ერთ-ერთი მთავარი ამოცანაა. ქაღალდზე შეგიძლიათ დაწეროთ ნებისმიერი ქიმიური რეაქციის განტოლება („ქაღალდი ყველაფერს გაუძლებს“). შესაძლებელია თუ არა ასეთი რეაქციის პრაქტიკულად განხორციელება?

ზოგიერთ შემთხვევაში (მაგალითად, კირქვის კალცინისას: CaCO 3 = CaO + CO 2 - Q), საკმარისია ტემპერატურის გაზრდა რეაქციის დასაწყებად, ხოლო ზოგ შემთხვევაში (მაგალითად, კალციუმის მისი ოქსიდიდან წყალბადით შემცირებისას). : CaO + H 2 → Ca + H 2 O) - რეაქცია ვერ განხორციელდება არავითარ პირობებში!

სხვადასხვა პირობებში კონკრეტული რეაქციის წარმოშობის შესაძლებლობის ექსპერიმენტული ტესტირება შრომატევადი და არაეფექტურია. მაგრამ ამ კითხვაზე თეორიულად პასუხის გაცემა შესაძლებელია ქიმიური თერმოდინამიკის კანონების - ქიმიური პროცესების მიმართულებების მეცნიერების საფუძველზე.

ბუნების ერთ-ერთი ყველაზე მნიშვნელოვანი კანონი (თერმოდინამიკის პირველი კანონი) არის ენერგიის შენარჩუნების კანონი:

ზოგადად, ობიექტის ენერგია შედგება სამი ძირითადი ტიპისაგან: კინეტიკური, პოტენციური, შინაგანი. ამ ტიპებიდან რომელია ყველაზე მნიშვნელოვანი ქიმიური რეაქციების განხილვისას? რა თქმა უნდა, შინაგანი ენერგია (E)\ ბოლოს და ბოლოს, ის შედგება ატომების, მოლეკულების, იონების მოძრაობის კინეტიკური ენერგიისგან; მათი ურთიერთმიზიდვისა და მოგერიების ენერგიიდან; ატომში ელექტრონების მოძრაობასთან დაკავშირებული ენერგიიდან, ბირთვისკენ მათი მიზიდულობით, ელექტრონებისა და ბირთვების ურთიერთ მოგერიებით, აგრეთვე ინტრაბირთვული ენერგიისგან.

თქვენ იცით, რომ ქიმიური რეაქციების დროს ზოგიერთი ქიმიური ბმა ნადგურდება, ზოგი კი წარმოიქმნება; ამ შემთხვევაში, იცვლება ატომების ელექტრონული მდგომარეობა და მათი შედარებითი პოზიციები და, შესაბამისად, რეაქციის პროდუქტების შიდა ენერგია განსხვავდება რეაქტანტების შიდა ენერგიისგან.

განვიხილოთ ორი შესაძლო შემთხვევა.

1. E reactants > E პროდუქტები. ენერგიის შენარჩუნების კანონის საფუძველზე, ასეთი რეაქციის შედეგად, ენერგია უნდა გათავისუფლდეს გარემოში: თბება ჰაერი, საცდელი მილი, მანქანის ძრავა და რეაქციის პროდუქტები.

რეაქციებს, რომლებშიც ენერგია გამოიყოფა და გარემო თბება, მოგეხსენებათ ეგზოთერმული ეწოდება (სურ. 23).

ბრინჯი. 23.
მეთანის წვა (ა) და ამ პროცესში ნივთიერებების შიდა ენერგიის ცვლილებების დიაგრამა (ბ)

2. რეაგენტების E ნაკლებია პროდუქტების E-ზე. ენერგიის შენარჩუნების კანონიდან გამომდინარე, უნდა ვივარაუდოთ, რომ ასეთ პროცესებში საწყისი ნივთიერებები უნდა შთანთქას ენერგიას გარემოდან, ხოლო რეაქტიული სისტემის ტემპერატურა უნდა შემცირდეს (სურ. 24).

ბრინჯი. 24.
კალციუმის კარბონატის დაშლისას ნივთიერებების შინაგანი ენერგიის ცვლილებების დიაგრამა

რეაქციებს, რომლის დროსაც ენერგია შეიწოვება გარემოდან, ეწოდება ენდოთერმული (სურ. 25).

ბრინჯი. 25.
ფოტოსინთეზის პროცესი არის ენდოთერმული რეაქციის მაგალითი, რომელიც ხდება ბუნებაში

ენერგიას, რომელიც გამოიყოფა ან შეიწოვება ქიმიურ რეაქციაში, ეწოდება, როგორც მოგეხსენებათ, ამ რეაქციის თერმული ეფექტი. ეს ტერმინი ყველგან გამოიყენება, თუმცა უფრო ზუსტი იქნებოდა რეაქციის ენერგეტიკულ ეფექტზე საუბარი.

რეაქციის თერმული ეფექტი გამოიხატება ენერგიის ერთეულებში. ცალკეული ატომებისა და მოლეკულების ენერგია უმნიშვნელოა. ამიტომ, რეაქციების თერმული ეფექტები ჩვეულებრივ მიეკუთვნება ნივთიერებების იმ რაოდენობას, რომლებიც განისაზღვრება განტოლებით და გამოხატულია J ან kJ-ში.

ქიმიური რეაქციის განტოლებას, რომელშიც მითითებულია თერმული ეფექტი, ეწოდება თერმოქიმიური განტოლება.

მაგალითად, თერმოქიმიური განტოლება:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + 484 კჯ.

ქიმიური რეაქციების თერმული ეფექტების ცოდნას დიდი პრაქტიკული მნიშვნელობა აქვს. მაგალითად, ქიმიური რეაქტორის დაპროექტებისას მნიშვნელოვანია ან ენერგიის შემოდინება რეაქტორის გახურებით რეაქციის შესანარჩუნებლად, ან, პირიქით, ზედმეტი სითბოს მოცილება ისე, რომ რეაქტორი არ გადახურდეს ყველა შემდგომი შედეგით. მათ შორის აფეთქება.

თუ რეაქცია მიმდინარეობს მარტივ მოლეკულებს შორის, მაშინ რეაქციის თერმული ეფექტის გამოთვლა საკმაოდ მარტივია.

Მაგალითად:

H 2 + Cl 2 = 2HCl.

ენერგია იხარჯება ორი ქიმიური ბმის H-H და Cl-Cl გაწყვეტაზე, ენერგია გამოიყოფა, როდესაც წარმოიქმნება ორი ქიმიური ბმა H-Cl. სწორედ ქიმიურ ბმებშია კონცენტრირებული ნაერთის შიდა ენერგიის ყველაზე მნიშვნელოვანი კომპონენტი. ამ ობლიგაციების ენერგიების ცოდნით, განსხვავებიდან შეიძლება განვსაზღვროთ რეაქციის თერმული ეფექტი (Q p).

ამიტომ, ეს ქიმიური რეაქცია ეგზოთერმულია.

როგორ გამოვთვალოთ, მაგალითად, კალციუმის კარბონატის დაშლის რეაქციის თერმული ეფექტი? ყოველივე ამის შემდეგ, ეს არის არამოლეკულური სტრუქტურის ნაერთი. როგორ განვსაზღვროთ ზუსტად რომელი ბმები და რამდენი მათგანი განადგურებულია, რა არის მათი ენერგია, რა ბმები და რამდენი მათგანი წარმოიქმნება კალციუმის ოქსიდში?

რეაქციების თერმული ეფექტების გამოსათვლელად გამოიყენება რეაქციაში მონაწილე ყველა ქიმიური ნაერთის (საწყისი ნივთიერებები და რეაქციის პროდუქტები) წარმოქმნის სითბოს მნიშვნელობები.

ამ პირობებში მარტივი ნივთიერებების წარმოქმნის სითბო განსაზღვრებით ნულის ტოლია.

C + O 2 = CO 2 + 394 კჯ,

0.5N 2 + 0.5O 2 = NO - 90 კჯ,

სადაც 394 kJ და -90 kJ არის CO 2 და NO-ის წარმოქმნის სითბო, შესაბამისად.

თუ მოცემული ქიმიური ნაერთის მიღება შესაძლებელია უშუალოდ მარტივი ნივთიერებებისგან და რეაქცია ხდება რაოდენობრივად (პროდუქტის 100%-იანი გამოსავალი), საკმარისია რეაქციის ჩატარება და მისი თერმული ეფექტის გაზომვა სპეციალური მოწყობილობის - კალორიმეტრის გამოყენებით. ასე დგინდება მრავალი ოქსიდის, ქლორიდის, სულფიდის და ა.შ წარმოქმნის სიცხეები, თუმცა ქიმიური ნაერთების აბსოლუტური უმრავლესობის მიღება ძნელია ან შეუძლებელია უშუალოდ მარტივი ნივთიერებებისგან.

მაგალითად, ჟანგბადში ნახშირის წვისას შეუძლებელია ნახშირბადის მონოქსიდის CO-ს Q arr-ის დადგენა, რადგან სრული დაჟანგვის პროცესი ყოველთვის ხდება CO 2 ნახშირორჟანგის წარმოქმნით. ამ შემთხვევაში სამაშველოში მოდის რუსი აკადემიკოსის გ.ი.ჰესის მიერ 1840 წელს ჩამოყალიბებული კანონი.

ნაერთების წარმოქმნის სიცხეების ცოდნა საშუალებას გვაძლევს შევაფასოთ მათი შედარებითი სტაბილურობა, ასევე გამოვთვალოთ რეაქციების თერმული ეფექტი ჰესის კანონის შედეგად.

ქიმიური რეაქციის თერმული ეფექტი უდრის ყველა რეაქციის პროდუქტის წარმოქმნის სითბოს ჯამს გამოკლებული ყველა რეაქტანტის წარმოქმნის სითბოს ჯამს (რეაქციის განტოლების კოეფიციენტების გათვალისწინებით):

მაგალითად, თქვენ უნდა გამოთვალოთ რეაქციის თერმული ეფექტი, რომლის განტოლებაც არის

Fe 2 O 3 + 2Al = 2Fe + Al 2 O 3.

საცნობარო წიგნში ჩვენ ვიპოვით მნიშვნელობებს:

Q obp (Al 2 O 3) = 1670 კჯ/მოლი,

Q o6p (Fe 2 O 3) = 820 კჯ/მოლი.

მარტივი ნივთიერებების წარმოქმნის სიცხეები ნულის ტოლია. აქედან

Q p = Q ნიმუში (Al 2 O 3) - Q ნიმუში (Fe 2 O 3) = 1670 - 820 = 850 კჯ.

რეაქციის თერმული ეფექტი

Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

გამოითვლება ასე:

რეაქციის თერმული ეფექტი გამოხატულია სხვა გზით, "ენთალპიის" კონცეფციის გამოყენებით (აღნიშნულია ასო H).

1 ვოლკოვა ს.ა., გუსევი ს.ნ. არ არსებობს ქიმიური რეაქციები, რომლებიც არ ხდება, უბრალოდ, მათთვის კატალიზატორი ჯერ არ არის ნაპოვნი N.Yu. კონოვალოვი რატომ და როგორ ხდება ქიმიური რეაქციები? ხშირად, ნივთიერებების ერთმანეთთან შერევისას, ერთ შემთხვევაში დაუყოვნებლივ ვხედავთ რეაქციაში ცვლილებებს, როგორიცაა, მაგალითად, ნატრიუმის სულფატისა და ბარიუმის ქლორიდის ხსნარების შერწყმისას, ხოლო მეორეში - წყალბადისა და ჟანგბადის ნარევი. გაზები შეიძლება არსებობდეს ხილული ცვლილებების გარეშე საკმაოდ დიდი ხნის განმავლობაში. ცხადია, ამ ფენომენის მიზეზი მდგომარეობს რეაქციის სიჩქარის განსხვავებაში. მოდით ვიფიქროთ იმაზე, თუ რატომ ხდება ქიმიური რეაქციები სხვადასხვა სიჩქარით. თუ ჭურჭელს გავავსებთ წყალბადით და ჟანგბადით (2:1 თანაფარდობით - ამ ნარევს ფეთქებადი ეწოდება), მაშინ თვალსაჩინო ცვლილებას არ ვაკვირდებით. იმისათვის, რომ ერთი წვეთი წყალი მაინც გამოჩნდეს ქილის კედელზე, ძალიან დიდხანს უნდა ველოდოთ. თუმცა, ორი მარილის ხსნარის შერევისას, მაგალითად, ნატრიუმის სულფატი და ბარიუმის ქლორიდი, ჩვენ ვამჩნევთ, რომ რეაქცია მყისიერად ხდება. Რა მოხდა? Na2 SO4  BaCl2  2 NaCl  BaSO4  t , 2 H 2  O2  2 H 2O ქიმიური რეაქციის დასაწყებად, რეაქციაში მყოფი ნივთიერებების მოლეკულები უნდა შეეჯახონ ერთმანეთს და მათ უნდა ჰქონდეთ საკმარისი ენერგია, რომ გადააჭარბონ. ენერგეტიკული ბარიერი (ინტერელექტრონული, ბირთვთაშორისი მოგერიება). სხვადასხვა ქიმიური რეაქციებისთვის, ეს ბარიერი შეიძლება მნიშვნელოვნად განსხვავდებოდეს. პირველი რეაქციისთვის ის მცირეა, რის გამოც მორეაქტიული ნაწილაკების შეჯახება და რეაქცია ადვილია, მაგრამ წყლის სინთეზის რეაქციისთვის მნიშვნელოვანია, ამიტომ ნორმალურ პირობებში არ მიმდინარეობს. საწყისი ნივთიერებების მოლეკულებმა უნდა გადალახონ გაუვალი „მთის ქედი“, როგორც მთამსვლელები, რათა მიაღწიონ მარშრუტის საბოლოო წერტილს. ეს "მთის დიაპაზონი" არის აქტივაციის ენერგია. აქტივაციის ენერგია არის ენერგიის გარკვეული ჭარბი რაოდენობა, რომელიც საჭიროა მოლეკულების რეაქციაში შესვლისთვის. აქ ჩნდება კითხვა: როგორ ვაიძულოთ მოლეკულები „დაძლიონ ეს ქედი“? არის სხვა კითხვები: როგორ განვსაზღვროთ რა არის ზოგადად ქიმიური რეაქციის სიჩქარე; როგორ უკავშირდება სიჩქარის ცნებები ქიმიასა და ცხოვრებაში? ფიზიკის კურსიდან ჩვენ ვიცით რა არის სიჩქარე: ეს არის მანძილი, რომელსაც სხეული მოძრაობს დროის ერთეულზე. როდესაც ქიმიური რეაქციები ხდება, ნივთიერებები არ განიცდიან მოძრაობას, მაგრამ იცვლება მათი კონცენტრაცია. ამრიგად, ქიმიური რეაქციის სიჩქარე გაგებულია, როგორც ნივთიერების კონცენტრაციის ცვლილება დროის ერთეულზე. იმისათვის, რომ მოხდეს ქიმიური რეაქციის "აიძულება", აუცილებელია რეაქტიული ნივთიერებების მოლეკულებისთვის ყველაზე ხელსაყრელი პირობების შექმნა. ჩვენ უნდა მივცეთ მათ დამატებითი ენერგია - გავააქტიუროთ ისინი. ეს შეიძლება გაკეთდეს, მაგალითად, გარე პირობების შეცვლით (ტემპერატურა და წნევა). თუმცა, უნდა ვიფიქროთ იმაზე, მიმდინარეობს თუ არა ბუნებაში და ადამიანის ცხოვრებაში მიმდინარე ყველა ქიმიური პროცესი „ბოლომდე“. თურმე არა. შევეცადოთ გაერკვნენ ამის მიზეზები. ყველა ქიმიური რეაქცია შეიძლება დაიყოს ორ დიდ ჯგუფად: შექცევად და შეუქცევად. შეუქცევადი ქიმიური რეაქციები მიმდინარეობს მკაცრად ერთი მიმართულებით და თან ახლავს ნივთიერებების წარმოქმნა, რომლებიც ტოვებენ რეაქციის ზონას. ასეთი რეაქციები გრძელდება მანამ, სანამ ერთ-ერთი საწყისი ნივთიერება მთლიანად არ მოიხმარება. შეუქცევადი რეაქციები არის წვის რეაქციები, იონური გაცვლის რეაქციები, რომლებიც წარმოიქმნება ნალექის წარმოქმნით, გაზის გამოთავისუფლებით, ძალიან სუსტი ელექტროლიტის წარმოქმნით (მაგალითად, H2O) და ასევე დაშლის ზოგიერთი რეაქცია. 3 შექცევადია ქიმიური რეაქციები, რომლებიც, ერთსა და იმავე პირობებში, ერთდროულად ხდება წინა და საპირისპირო მიმართულებით. ასეთი რეაქციის მაგალითი იქნება წყალბადის იოდიდის სინთეზი მარტივი ნივთიერებებისგან. H 2  I 2  2HI ცხადია, დროთა განმავლობაში, როგორც წინა, ასევე საპირისპირო რეაქციების სიხშირე იცვლება იმის გამო, რომ რეაქციის დროს იხარჯება საწყისი მასალები. მაგრამ შეიძლება შეიქმნას სიტუაცია, როდესაც წინ და უკან სიჩქარე თანაბარი აღმოჩნდება. სისტემის ამ მდგომარეობას ქიმიური წონასწორობა ეწოდება. ქიმიური წონასწორობის მდგომარეობა შეიძლება წარმოვიდგინოთ სასწორის სახით, რომლის ჭიქებზე არის თანაბარი მასის წონა. ამ შემთხვევაში სასწორი სტაციონარული იქნება, ე.ი. იყოს ბალანსის მდგომარეობაში. თუმცა, ქიმიური წონასწორობა არ არის სტაციონარული. არის დინამიური, მოძრავი. ეს ნიშნავს, რომ წინ და საპირისპირო ქიმიური რეაქციები გრძელდება, მაგრამ რადგან მათი სიჩქარე თანაბარია, სისტემაში ყველა რეაქციაში მყოფი ნივთიერების კონცენტრაცია მუდმივი რჩება. ქიმიური წონასწორობა შეიძლება შენარჩუნდეს განუსაზღვრელი ვადით მუდმივ გარე პირობებში. ამასთან, როდესაც იცვლება გარე პირობები - ტემპერატურა, რეაგენტის კონცენტრაცია, წნევა (აიროვანი ნივთიერებებისთვის) - წარმოიქმნება დისბალანსი, რადგან წინა და საპირისპირო რეაქციების სიჩქარე განსხვავებული ხდება. შედეგად, სისტემა კვლავ შეეცდება მიაღწიოს წონასწორობის მდგომარეობას, მაგრამ ახალ პირობებში. პრინციპს, რომელიც საშუალებას გვაძლევს განვსაზღვროთ წონასწორობის სისტემაში მომხდარი ცვლილებები, ეწოდება ლე შატელიეს პრინციპი (მოძრავი წონასწორობის პრინციპი): თუ ქიმიური წონასწორობის მდგომარეობაში მყოფ სისტემაზე ზემოქმედება ხდება, მაშინ წონასწორობა იცვლება მიმართულებით. რაც ასუსტებს ამ გავლენას. 4 შევეცადოთ ერთად ვიფიქროთ იმაზე, თუ როგორ მოქმედებს სხვადასხვა ფაქტორი ქიმიური წონასწორობის ცვლილებაზე. მაგალითად, განვიხილოთ შემდეგი რეაქცია: 2 NO2  N 2O4  54,39 კჯ ქიმიური წონასწორობის ცვლაზე სხვადასხვა ფაქტორების გავლენის არსის გასაგებად, დავახასიათოთ წინა და საპირისპირო რეაქციები. პირდაპირი რეაქცია ეგზოთერმულია, ე.ი. მოდის ენერგიის გამოყოფასთან და მოცულობის შემცირებასთან ერთად. საპირისპირო ენდოთერმული რეაქცია ხდება მოცულობის მატებასთან ერთად. რეაქციების დახასიათების შემდეგ, განვიხილოთ კონკრეტული ფაქტორების გავლენა წონასწორობის შეცვლაზე. საპირისპირო რეაქცია რომ მოხდეს, ენერგია უნდა დაიხარჯოს. ლე შატელიეს პრინციპის მიხედვით, ტემპერატურის მატებასთან ერთად, სითბოს შეწოვით წარმოქმნილი რეაქცია - ენდოთერმული - დაჩქარდება. წონასწორობა გადაინაცვლებს საწყისი ნივთიერებისკენ, ამიტომ საპირისპირო რეაქცია დაჩქარდება. როდესაც ტემპერატურა იკლებს, პირიქით, რეაქცია, რომელიც წარმოიქმნება სითბოს გამოყოფით, დაჩქარდება - ეგზოთერმული. წონასწორობა პროდუქტისკენ გადაინაცვლებს და პირდაპირი რეაქცია დააჩქარებს. ვინაიდან აირისებრი ნივთიერებები შედიან ამ რეაქციაში, ქიმიური წონასწორობის ცვლილებაზე გავლენას მოახდენს წნევის ცვლილებები. ამ რეაქციაში აირების მოცულობითი თანაფარდობაა 2:1. 2 ტომი NO2 შედის პირდაპირ რეაქციაში და წარმოიქმნება 1 მოცულობა N2O4. ეს გვიჩვენებს, რომ ლე შატელიეს პრინციპის მიხედვით, წნევის მატებასთან ერთად, რეაქცია, რომელიც ხდება მოცულობის შემცირებით (პირდაპირი) დაჩქარდება. წნევის კლებასთან ერთად რეაქცია აჩქარდება, რასაც თან ახლავს მოცულობის ზრდა (უკუ). ანალოგიურად, ქიმიურ წონასწორობაზე გავლენას ახდენს ნივთიერებების კონცენტრაციის ცვლილებები. თუ გაზრდით ნივთიერების კონცენტრაციას, მისი მოხმარების რეაქცია დაჩქარდება. ნივთიერების კონცენტრაციის შემცირება (რეაქციის სფეროდან ამოღება) გამოიწვევს ამ ნივთიერების სინთეზის დაჩქარებას. ამრიგად, ჩვენ გავარკვიეთ, რომ გარე ფაქტორების შეცვლით, ჩვენ შეგვიძლია შევცვალოთ ქიმიური რეაქციის სიჩქარე. თუმცა, ამის გაკეთების სხვა გზაც არსებობს, მაგალითად, ნივთიერების დამატება, რომელიც აჩქარებს ამ ქიმიურ რეაქციას. ასეთ ნივთიერებებს კატალიზატორები ეწოდება. კატალიზატორები არის ნივთიერებები, რომლებიც ცვლის ქიმიური რეაქციის სიჩქარეს, მაგრამ მათი რაოდენობა არ იცვლება მისი მიმდინარეობისას. კატალიზურ პროცესებში ძირითადი რეაქციის სიჩქარე შეიძლება გაიზარდოს ან შემცირდეს. შესაბამისად, კატალიზური ეფექტი შეიძლება იყოს დადებითი ან უარყოფითი. რეაქციებს, რომლებიც ხდება კატალიზატორების გავლენის ქვეშ, ეწოდება კატალიზური. ნივთიერებებს, რომლებიც აჩქარებენ რეაქციას, ეწოდება კატალიზატორები, ხოლო ნივთიერებებს, რომლებიც ანელებენ რეაქციას, ინჰიბიტორებს. როგორ მუშაობენ კატალიზატორები? კატალიზატორების მოქმედების მექანიზმები. როგორც ზემოთ აღინიშნა, მოლეკულებმა რეაგირებისთვის საჭიროა გარკვეული ენერგეტიკული ბარიერის გადალახვა. მაგრამ მთათა მწვერვალების დაძლევა შესაძლებელია არა მხოლოდ მათ მწვერვალებზე ასვლით. არსებობს კიდევ ერთი გზა - მთებში გვირაბის "გატეხვა". გამოცდილი ინსტრუქტორი ხომ არასოდეს მიჰყავს ტურისტების ჯგუფს სახიფათო და რთულ გზაზე, ის აირჩევს საუკეთესო ვარიანტს ამ მარშრუტის გასავლელად. ამაში კატალიზატორები ეხმარებიან "ქიმიურ მთამსვლელებს". კატალიზატორი მიმართავს ქიმიურ რეაქციებს სხვა გზაზე, რითაც ამცირებს აქტივაციის ენერგიას. რეაქციის დასაწყებად არ არის აუცილებელი საწყისი მასალების გაცხელება. წყალბადის ჟანგბადთან უკვე განხილულ ქიმიურ რეაქციას რომ დავუბრუნდეთ, შეიძლება აღინიშნოს, რომ ეს რეაქცია შეიძლება დაჩქარდეს როგორც გაცხელების, ასევე კატალიზატორის გამოყენების შედეგად. თუ ამ ნარევს ცეცხლი წაუკიდეს, ძლიერი აფეთქება მოხდება. მაგრამ ამის გაკეთება შეგიძლიათ სხვაგვარად, მცირე რაოდენობით წვრილად დაქუცმაცებული პლატინის ჩასხმით. ეს ქმედება გამოიწვევს მსგავს შედეგს - იქნება ძლიერი აფეთქება. კატალიზატორების მახასიათებლები: - კატალიზატორები აჩქარებენ ქიმიურ რეაქციებს როგორც წინა, ისე საპირისპირო. აქედან გამომდინარეობს, რომ კატალიზატორი გავლენას არ ახდენს ქიმიური წონასწორობის ცვლილებაზე. მაგრამ კატალიზატორები აჩქარებენ მისი დაწყების მომენტს და ამით უზრუნველყოფენ ქიმიური პროცესის ყველაზე ეფექტურ წარმოქმნას. მოდით შევხედოთ კონკრეტულ მაგალითს. ამიაკის სინთეზის პროცესი შექცევადია. თუ არ იყენებთ კატალიზატორს, მაშინ შეგიძლიათ საკმაოდ დიდი დრო დაელოდოთ ქიმიური წონასწორობის დაწყებას და ამიაკის გამოსავლიანობა შეიძლება იყოს უფრო მაღალი. თუმცა, თუ რკინის კატალიზატორი გამოიყენება, მაშინ წონასწორობა უფრო სწრაფად ხდება, თუმცა ამიაკის მოსავლიანობა დაბალი იქნება; ფე.ტ. p 3H 2  N 2  2 NH 3 - როგორც წესი, კატალიზატორი სისტემაში შეჰყავთ ძალიან მცირე რაოდენობით რეაგენტების მასასთან შედარებით. თუმცა, ამ მცირე დანამატების ეფექტურობა უჩვეულოდ მაღალია. რეაქციის შედეგად კატალიზატორი რჩება ქიმიურად უცვლელ მდგომარეობაში და არ მოიხმარება, ე.ი. კატალიზატორის მონაწილეობა რეაქციაში არ აისახება ზოგადი სტექიომეტრიული განტოლებით; - კატალიზატორები შერჩევითია. ეს ნიშნავს, რომ ისინი მოქმედებენ პროცესებზე შერჩევით, მიმართავენ მას გარკვეული მიმართულებით. მაგალითად, ეთანოლი 350°C-ზე ალუმინის ოქსიდზე გადასვლისას გადაიქცევა ეთილენად, ხოლო 250°C სპილენძზე გადაიქცევა აცეტალდეჰიდად; CH 3  CH 2  OH    C 2 H 4  H 2 O Al 2 O3, 350C 7 ეთენი C CH 3  CH 2    CH 3CHO  H 2 აცეტალდეჰიდი ყველაზე არჩევითი კატალიზატორებია H+ - პროტონი და Pt - პლატინი, რადგან ისინი აჩქარებენ ბევრ ქიმიურ რეაქციას როგორც ორგანულ, ასევე არაორგანულ ქიმიაში. თუმცა, არსებობს კატალიზატორები, რომლებსაც აქვთ აბსოლუტური სპეციფიკა (ერთი კატალიზატორი - ერთი დაჩქარებული ქიმიური რეაქცია) - ეს არის ბიოლოგიური კატალიზატორები ან ფერმენტები. საჭმლის მომნელებელ სისტემაში, სისხლში, ცხოველთა და ადამიანის უჯრედებში მომხდარი ქიმიური რეაქციების უმეტესობა კატალიზური რეაქციებია. ამრიგად, ნერწყვი შეიცავს ფერმენტ პტიალინს, რომელიც აჩქარებს სახამებლის ჰიდროლიზს დაბალმოლეკულური წონის შაქრებამდე. კუჭში ნაპოვნი ფერმენტი, პეპსინი, აძლიერებს ცილების დაშლას. ადამიანის ორგანიზმში დაახლოებით 30000 სხვადასხვა ფერმენტია; თითოეული მათგანი ემსახურება როგორც ეფექტური კატალიზატორი შესაბამისი რეაქციისთვის; - კატალიზატორის აქტივობა ძლიერ არის დამოკიდებული უცხო ნივთიერებების არსებობაზე, რომელთა ეფექტი შეიძლება იყოს ორმხრივი: კატალიზატორის აქტივობის გაზრდა ან მისი შემცირება. ნივთიერებებს, რომლებსაც არ გააჩნიათ კატალიზური აქტივობა, მაგრამ ზრდის კატალიზატორის აქტივობას, ეწოდება პრომოტორები ან აქტივატორები. მაგალითად, ამიაკის სინთეზის კატალიზატორები (Fe, Mo, W, Ni, Co) მნიშვნელოვნად გააქტიურებულია ცეცხლგამძლე ოქსიდების AI2O3, MgO, Cr2O3 თანდასწრებით. გოგირდმჟავას წარმოებაში გამოყენებული ვანადიუმის კატალიზატორისთვის გამოყენებული აქტივატორი არის კალიუმის სულფატი; V2 O5 .t 2SO2  O2  2SO3 8 - კატალიზატორის აგრეგატულ მდგომარეობასა და რეაქციულ ნარევს შორის დამოკიდებულების მიხედვით კატალიზი შეიძლება იყოს ერთგვაროვანი და ჰეტეროგენული. ჰომოგენური კატალიზის შემთხვევაში კატალიზატორი და რეაქტიული ნივთიერებები აგრეგაციის ერთსა და იმავე მდგომარეობაში არიან (გაზი ან ხსნარი). მაგალითად, ეთერების სინთეზი, სახამებლის მჟავა ჰიდროლიზი, საქაროზა. განხილული ქიმიური პროცესები აჩქარებულია ძლიერი მინერალური მჟავების (კატალიზატორი - H+) ხსნარების დამატებით. ჰეტეროგენული კატალიზის შემთხვევაში კატალიზატორი და რეაქტანტები აგრეგაციის სხვადასხვა მდგომარეობაშია. ინდუსტრიაში, ჰეტეროგენული კატალიზი უფრო ხშირად გამოიყენება, ეს გამოწვეულია რეაქციის პროდუქტებისგან მათი უფრო ადვილი გამოყოფის შესაძლებლობით. ამრიგად, შეგვიძლია ვთქვათ, რომ კატალიზური პროცესები ძალიან ფართოდ გამოიყენება თანამედროვე ქიმიურ ინდუსტრიაში. ნივთიერებები, რომლებსაც ყოველდღიურ ცხოვრებაში საკმაოდ ხშირად ვხვდებით, ხშირად ახდენენ კატალიზურ ეფექტს. მოდით გადავხედოთ კონკრეტულ მაგალითებს: მეტალის რკინა აჩქარებს ამიაკის სინთეზს მარტივი ნივთიერებებისგან, წყალბადის ზეჟანგის დაშლას აჩქარებს რკინის იონები, ორვალენტიანი სპილენძი, სილიციუმის ოქსიდი (IV) - მდინარის ქვიშა, მანგანუმის დიოქსიდი და ა.შ. გასაკვირია, რომ წყალსაც კი აქვს კატალიზური აქტივობა. თუ კრისტალურ იოდს ურევთ ალუმინის ლითონს, ნივთიერებებს შორის რეაქცია არ შეინიშნება. თუმცა, როგორც კი ამ ნარევს დაუმატებთ წვეთ წყალს, აშკარაა ქიმიური რეაქციის ნიშნები. იწყება იოდის ურთიერთქმედება ალუმინისთან, რასაც თან ახლავს იოდის ორთქლის სწრაფი გამოყოფა. თეთრი თიხა, რომელიც შეიცავს ალუმინის ოქსიდს, აჩქარებს ეთანოლიდან წყლის მოცილების რეაქციას - ეთილენის წარმოების ლაბორატორიული მეთოდი. ამ კატალიზატორს შეუძლია შეცვალოს საკმაოდ საშიში კონცენტრირებული გოგირდის მჟავა, რომელიც ჩვეულებრივ გამოიყენება ამ პროცესში. მაგრამ რაც შეეხება ინჰიბირებას? გამოიყენება თუ არა ის ინდუსტრიაში და ყოველდღიურ ცხოვრებაში? არის შემთხვევები, როცა საჭიროა არა დაჩქარება, არამედ ქიმიური რეაქციის შენელება? გამოდის, რომ ასეთი ფენომენი ხდება. ყველაზე გავრცელებული შემთხვევაა ლითონის კოროზია. კოროზია არის ლითონებისა და შენადნობების განადგურება გარემოს გავლენის ქვეშ. კოროზიის გამო, ლითონის პროდუქტები, რომლებიც კონტაქტშია აგრესიულ გარემოსთან, ვერ ხერხდება. კოროზია ყოველწლიურად იწვევს მნიშვნელოვან ზარალს. ამიტომ, კოროზიისგან ზარალის შესამცირებლად, გამოიყენება სხვადასხვა მეთოდები, მათ შორის ინჰიბიტორების გამოყენება. ისინი გამოიყენება ლითონების დასაცავად, რომლებიც კონტაქტშია მჟავების, ტუტეების, მარილების და ა.შ. კატალიზატორები ცოცხალ ორგანიზმებში. ცოცხალ ორგანიზმებში ქიმიური რეაქციები მიმდინარეობს მაღალი სიჩქარით ცილოვანი კატალიზატორების - ფერმენტების ან ფერმენტების არსებობის გამო (ლათინური fermentum - საფუარი, ფერმენტი - საფუარში). უფრო მკაფიო და ცალსახა ქიმიური იდეები ჩამოყალიბდა შვედი ქიმიკოსის J.Ya-ს მიერ წამოყენებული ქიმიური კატალიზის თეორიის შემუშავებასთან დაკავშირებით. ბერცელიუსმა, რომელმაც პირველმა აღნიშნა ბიოლოგიური კატალიზატორების მაღალი პროდუქტიულობა. იდეა, რომ ცოცხალ სისტემებში ქიმიური რეაქციები ხდება გარკვეული ფაქტორების დახმარებით, წარმოიშვა 200 წელზე მეტი ხნის წინ. XIX საუკუნის დასაწყისში. გაბატონებული იყო მოსაზრება, რომ არსებობდნენ „სასიცოცხლო ძალები“, რომლებიც აკონტროლებდნენ ცხოვრების პროცესებს. 50-იან წლებში XIX საუკუნე. ლ.პასტერმა აჩვენა, რომ საფუარის მიერ შაქრის ალკოჰოლში დუღილის კატალიზება ხდება ცილოვანი ნივთიერებებით - ფერმენტებით. პასტერის შეცდომა ის იყო, რომ ფერმენტებს ცოცხალი უჯრედებისგან განუყოფლად თვლიდა (ამ შემთხვევაში, საფუარი); ამ მცდარ იდეას იზიარებდა მრავალი მეცნიერი, მისი თანამედროვე. ე.ბუხნერმა პირველმა აჩვენა, რომ საფუარის უჯრედების წყლიანი 10 ექსტრაქტი შეიცავს ფერმენტების ერთობლიობას, რომლებიც ახორციელებენ შაქრის ალკოჰოლად გადაქცევას, რაც არის ფერმენტოლოგიის მეცნიერების ჩამოყალიბების დასაწყისი. 20-იან წლებში XX საუკუნე R. Wilsteter იყო პირველი, ვინც მოიპოვა მთელი რიგი ფერმენტები მაღალ გასუფთავებულ მდგომარეობაში. თუმცა, მან არ დაადგინა ფერმენტების ქიმიური ბუნება მცდარი საწყისი იდეის გამო, რომ ფერმენტები დაბალმოლეკულური ნივთიერებების სპეციალური კლასია. 1926 წელს ჯ.სამნერმა პირველად მიიღო მცენარეული ურეაზა ცილის კრისტალების სახით. ოთხი წლის შემდეგ, ჯ. ნორტროპმა და მ. კუნიცმა წარმოადგინეს მონაცემები ტრიფსინისა და პეპსინის კრისტალების წარმოების შესახებ, რაც ადასტურებს მათ ექსკლუზიურად ცილოვან ბუნებას. მეოცე საუკუნის მეორე ნახევარში გამოყენებითი ენზიმოლოგიის მიღწევებმა შესაძლებელი გახადა 2000-ზე მეტი ფერმენტის მიღება მეტ-ნაკლებად გასუფთავებულ მდგომარეობაში. ნივთიერებას, რომელზეც ფერმენტი მოქმედებს, სუბსტრატი ეწოდება. ამრიგად, ფერმენტს, რომელიც აჰიდროლიზებს ცხიმებს, ეწოდება ლიპაზა (სუბსტრატი - ცხიმები), მოქმედებს ჩვეულებრივ შაქარზე - საქაროზა (სუბსტრატი - საქაროზა) და ა.შ. ეთილის სპირტი ფერმენტად იჟანგება ალდეჰიდად ფერმენტ ალკალდეჰიდროგენაზას მოქმედებით. alka oldeg ჰიდროგენაზა O C2 H 5OH  H 3C C  NADH H ეთანოლი აცეტალდეჰიდი რძემჟავა ფერმენტ ლაქტატდეჰიდროგენაზას მოქმედებით შეიძლება ფერმენტულად გარდაიქმნას პირუვინ მჟავად (წყალბადის აბსტრაქციის პროცესი). H3C CH CO OH ლაქტატდეჰიდროგენაზა H3C C C O OH  OH  NADH  O რძემჟავა პირუვინის მჟავა 11 სხვა ფერმენტი აჟანგებს რძემჟავას ძმარმჟავას, ნახშირორჟანგს და წყალბადის ზეჟანგს; ამ ფერმენტს ლაქტატ ოქსიდაზას უწოდებენ. ფერმენტული პროცესები ამჟამად ფართოდ გამოიყენება ბიოტექნოლოგიაში, მედიცინაში, ფარმაკოლოგიაში, ბოტანიკაში, სოფლის მეურნეობაში, გენეტიკასა და მიკრობიოლოგიაში. ზოგიერთი ინდუსტრია: მეღვინეობა, მეღვინეობა, არსებითად ფერმენტოლოგიის დარგია. ამ ტრანსფორმაციებიდან ბევრი წარმოუდგენლად რთულია ორგანული ქიმიის თვალსაზრისით და მათი რეპროდუცირება დღეს შეუძლებელია ქიმიურ ლაბორატორიაში, თუნდაც სხვადასხვა საშუალებების მთელი არსებული არსენალის გამოყენებით. ასევე უნდა აღინიშნოს, რომ ეს გარდაქმნები ხდება ძალიან რბილ პირობებში (ტემპერატურა დაახლოებით 37°C, pH ახლოს არის ნეიტრალურთან ნორმალური ატმოსფერული წნევის დროს). ამ ტიპის პროცესები წარმოუდგენელია კატალიზატორების მონაწილეობის გარეშე, რომლებიც რამდენიმე რიგით უფრო ძლიერია, ვიდრე ქიმიკოსების მიერ ამჟამად გამოყენებული სამრეწველო კატალიზური რეაქციების დროს. ფერმენტებს შეიძლება ჰქონდეთ წმინდა ცილოვანი სტრუქტურა (რიბონუკლეაზა, ურეაზა - არღვევს შარდოვანას; საჭმლის მომნელებელი ფერმენტები: ტრიპსინი, პეპსინი, პაპაინი და სხვ.) - მარტივი ფერმენტები. თუმცა, უმეტეს შემთხვევაში ფერმენტები რთულია, ე.ი. ისინი შედგება ცილოვანი ნაწილისგან - აპოენზიმისგან, რომელსაც ჩვეულებრივ არ გააჩნია კატალიზური აქტივობა და არაორგანული ან ორგანული ბუნების არაცილოვანი ჯგუფისგან. ფერმენტის არაცილოვანი ნაწილი ასრულებს კატალიზურ ფუნქციას, ხოლო ცილოვანი ნაწილი იცავს ფერმენტს განადგურებისგან. ასე რომ, ჩვენ ჩავვარდით ქიმიური რეაქციების სიჩქარის სამყაროში. ჩვენ გავიგეთ, რატომ ხდება ზოგიერთი ქიმიური რეაქცია უზარმაზარი სიჩქარით, ზოგი კი ძალიან ნელა მიმდინარეობს. ახლა შეგვიძლია ვისაუბროთ იმაზე, თუ რა პირობები უნდა შეიქმნას ქიმიური რეაქციის მიმდინარეობის დასაჩქარებლად ან შესანელებლად. ცოცხალ ორგანიზმებში, მ.შ. ხოლო ადამიანის ორგანიზმში უზარმაზარი სიჩქარით მიმდინარეობს ქიმიური რეაქციები, რომლებსაც აჩქარებენ ბიოლოგიური კატალიზატორები – ფერმენტები. მოდით ვაჩვენოთ ეს ექსპერიმენტებით. ექსპერიმენტი 1. წყალბადის ზეჟანგის კატალიზური დაშლა. პეროქსიდი ან წყალბადის ზეჟანგი არასტაბილური ნაერთია და დგომისას თანდათან იშლება ჟანგბადად და წყალში, განტოლების მიხედვით. 2H 2 O2  2H 2 O  O2  Q ეს პროცესი საკმაოდ ნელა მიმდინარეობს, ამიტომ ჩვენ, როგორც წესი, თვალსაჩინო ცვლილებებს ვერ ვამჩნევთ. თუმცა, ეს პროცესი ხშირად გამოიყენება ქიმიის ლაბორატორიაში ჟანგბადის წარმოებისთვის. ქიმიური რეაქციის განტოლებიდან ირკვევა, რომ რეაქცია ენდოთერმულია (- Q), ამიტომ მისი დასაჩქარებლად საჭიროა ენერგიის დახარჯვა - საწყისი ნივთიერების გაცხელება. ეს რეაქცია კატალიზურია, ამიტომ მისი დაჩქარება შესაძლებელია ნივთიერებების - კატალიზატორების დამატებით. ეს რეაქცია კატალიზებულია ლითონის იონებით (Fe3+, Zn2+, Cu2+), მანგანუმის (IV) ოქსიდით, ფერმენტებით და რთული ნაერთებით. ავიღოთ რამდენიმე ჭიქა და იქ მოვათავსოთ წყალბადის ზეჟანგის 3%-იანი ხსნარი. ჭიქაში No1 მოათავსეთ - მანგანუმის დიოქსიდი (MnO2), მინაში No2 - სპილენძის (II) სულფატის ამიაკის ხსნარი (SO4, შუშაში No3 - უმი კარტოფილის ნაჭერი, ჭიქაში No4 - ა. უმი ხორცის ნაჭერი, ჭიქა No5 - მოხარშული კარტოფილის ნაჭერი, ჭიქა No6 - მოხარშული ხორცის ნაჭერი, დავაკვირდებით, რომელ ჭიქებში მოხდა ცვლილებები (გაზის ბუშტების გამოშვება) დავხატავთ დასკვნა ამ ნივთიერებებში კატალიზური აქტივობის არსებობის ან არარსებობის შესახებ. მცენარეული და ცხოველური უჯრედები შეიცავს ფერმენტებს (მაგალითად, კატალაზას), რომლებიც აჩქარებენ წყალბადის ზეჟანგის დაშლას. თუ მცენარეთა და ცხოველთა ქსოვილებს სითბოს გამოვაყენებთ, მაშინ ცილები, რომლებიც ქმნიან. ეს ფერმენტები განიცდიან დენატურაციას და ფერმენტი წყვეტს ფუნქციების შესრულებას 13 ექსპერიმენტი 2. შაქრის წვა აიღეთ რაფინირებული შაქრის ნაჭერი მაშებით და ვცადოთ დავანთოთ ცეცხლი (ფრთხილად!) დიდი ალბათობით ვერ შევძლებთ დადგით ცეცხლი.შაქარი იწყებს დნობას,შავდება,მაგრამ არ ანათებს.რა უნდა გავაკეთოთ ამ შემთხვევაში? გამოდის, რომ ეს რეაქცია შეიძლება დაჩქარდეს კატალიზატორის დამატებით. შაქარი დაასხით სიგარეტის ნაცარი და სცადეთ ისევ ცეცხლი წაუკიდეთ. შაქარი ანათებს კაშკაშა ლურჯი ალით და სწრაფად იწვის. ეს ფენომენი წარმოიშვა სიგარეტის ნაცარში შემავალი ლითიუმის ნაერთების კატალიზური აქტივობის გამო. კატა.t C12 H 22O11  12O2  12CO2  11H 2O კატალიზატორის გარეშე ვერ მოვახერხეთ შაქრის ნაჭერი ცეცხლის წაკიდება. თუ ამ მიზნებისთვის ავიღებთ ფქვილს, მაშინ ჩვენც ჩავვარდებით. მაგრამ აქ არის პარადოქსი: შაქრისა და ფქვილის წარმოების ქარხნებში შეინიშნება ამ ნივთიერებების აფეთქებები (წვის რეაქციები, რომლებიც მიმდინარეობს მაღალი სიჩქარით), კატალიზატორის მონაწილეობის გარეშეც კი. რა შუაშია აქ? აფეთქებები ხდება მაშინ, როდესაც ეს ნივთიერებები, მტვრის სახით, ჰაერშია. ეს ქმნის ურთიერთქმედების დიდ არეალს (შაქრის მტვერი და ჰაერის ჟანგბადი) შორის და, როგორც ცნობილია, ამაზეა დამოკიდებული ქიმიური რეაქციის სიჩქარე. ამიტომ, ამ საწარმოების თანამშრომლებმა კარგად უნდა იცოდნენ ქიმია და გამოიყენონ მეთოდები, რომლებიც ხელს უწყობენ ამ ფენომენის გამომწვევი მიზეზების აღმოფხვრას. 14 განვიხილოთ გაკვეთილის შინაარსი და სტრუქტურა თემაზე „ქიმიური წონასწორობა“ გაკვეთილი ტარდება სემინარის სახით ამოცანების ამოხსნის თემაზე თემაზე „წონასწორობის ნარევების რაოდენობრივი შემადგენლობის გამოთვლა“. გაკვეთილის ხანგრძლივობა – ორი სასწავლო საათი გაკვეთილის მიზანი: წონასწორული ნარევების რაოდენობრივი შემადგენლობის განსაზღვრის უნარის გაუმჯობესება. ინტერდისციპლინარული კავშირები: მათემატიკის (ალგებრული განტოლებების და განტოლებათა სისტემების დახატვა და ამოხსნა) და ფიზიკის კურსებთან (ფიზიკური სიდიდეების ურთიერთობის გამოყენება წონასწორული ნარევების რაოდენობრივი შემადგენლობის გამოსათვლელად). დევიზი: „ალგებრას ჰარმონიაში რწმენა“ გაკვეთილის მიმდინარეობა I. გაკვეთილის დასაწყისი მობილიზება. შემეცნებითი ამოცანების დაყენება. საუბარი შემდეგ კითხვებზე: 1. მოიყვანეთ ნარევების მაგალითები, შეადარეთ ნარევები სუფთა ნივთიერებებთან (კონკრეტული მაგალითების გამოყენებით: ჰაერი, წყალი, სუნამო და ა.შ.) 2. როგორ შეიძლება გამოიხატოს ნარევების რაოდენობრივი შემადგენლობა? ამ კითხვაზე პასუხი მოიცავს ნარევების რაოდენობრივი შემადგენლობის გამოხატვის შემდეგი გზების განხილვას: 1) მასის ერთეულებში (კგ, გ, მგ) და მასის პროცენტულად (ნარევში შემადგენელი კომპონენტების მასური ფრაქციები): m(X ) (X)  m(ნარევი ) 2) მოცულობის ერთეულებში (მ, ლ, მლ) და პროცენტული მოცულობით (კომპონენტების მოცულობითი წილადები ნარევი): V (X)  (X)  V (ნარევი ) 15 3) ნივთიერების ოდენობის ერთეულებში (კმოლი, მოლი, მმოლი) და მოლარულ (მოლარულ) ფრაქციებში  (X) (X)  , ხოლო აირებისთვის არა. –  (ნარევები) V (X) Vm * (X)  (X) (X)     (X) V (ნარევები) Vm * (ნარევები)  (ნარევები) 3. რა არის ქიმიური წონასწორობა? რა ფაქტორები ახდენს გავლენას მის გადაადგილებაზე? აჩვენეთ თქვენი პასუხი მაგალითებით. II. სტუდენტების დამოუკიდებელი მუშაობა. 1. ჩვენ გირჩევთ გავიხსენოთ ნარევზე ამოცანების გადაჭრის განზოგადებული ალგორითმი 1) ყურადღებით შეისწავლოს პრობლემის მდგომარეობა, გადააკეთოს მონაცემები პრობლემურ მდგომარეობაში, გამოვხატოთ ყველა შესაძლო რაოდენობა ნივთიერების ოდენობის ერთეულებში 2) დავწეროთ ყველა აღნიშნული რეაქციის განტოლება პრობლემურ პირობაში 3) პირობის ამოცანებიდან მონაცემები და საჭირო რაოდენობები დაწერეთ რეაქციის განტოლებებში ნივთიერებების ფორმულები 4) რეაქციის განტოლებებში ამ ნივთიერებების ფორმულების ქვეშ ჩაწერეთ: ა) ნივთიერების რაოდენობა ბ) საჭიროების შემთხვევაში, გაზის მოლური მასა ან მოლური მოცულობა (ნულზე) 5) გააკეთეთ სტექიომეტრიული გამოთვლები რეაქციის განტოლებების გამოყენებით 6) თუ გამოთვლები შეუძლებელია, მაშინ შეიყვანეთ უცნობი სიდიდეების აღნიშვნები 7) შექმენით ალგებრული განტოლებები ან განტოლებათა სისტემა და ამოიღეთ ისინი 8 ) გააკეთე ყველა საჭირო გამოთვლა 2. წერილობითი მუშაობა ვარიანტებზე: ვარიანტი I ამოცანა: სარეაქციო ნარევში აზოტისა და წყალბადის საწყისი კონცენტრაციები ამიაკის წარმოებისთვის იყო, შესაბამისად, 4 და 10 მოლ/ლ. როდესაც წონასწორობამ 16-ს მიაღწია, აზოტის 50% რეაგირებდა. გამოთვალეთ აზოტის, წყალბადის და ამიაკის წონასწორული კონცენტრაციები. ამოხსნა: რეაქციაში მოცემული: C(N2) = 4 მოლ/ლ *0.5 = 2 მოლ/ლ Cis (N2) = 4 მოლ/ლ Cis (H2) = 10 მოლ/ლ 50% (N 2) Cp რეაქციაში. (N2 )-? Ოთხ. (H2) - ? Cp.(NH3)-? Ოთხ. (NH3) = 4 მოლ/ლ საშ. (N2) = 4 მოლ/ლ - 2 მოლ/ლ = 2 მოლ/ლ საშ. (H2) = 10 მოლ/ლ - 6 მოლ/ლ = 4 მოლ/ლ პასუხი: 2 მოლ/ლ, 4 მოლ/ლ, 4 მოლ/ლ 17 ვარიანტი II პრობლემა: აზოტის, წყალბადის და ამიაკის წონასწორული კონცენტრაციები ამიაკში. სინთეზის რეაქციას ჰქონდა შემდეგი მნიშვნელობები: 0,5 მოლ/ლ, 1,5 მოლ/ლ და 1 მოლ/ლ, შესაბამისად. გამოთვალეთ აზოტისა და წყალბადის საწყისი კონცენტრაციები მოცემული: ხსნარი: 0,5 მოლი 1,5 მოლი p, t, kat 1 მოლი საშ. (N2) = 0,5 მოლ/ლ საშ. (H2) = 1,5 მოლ/ლ N2 + 3H2 2NH3 საშუალო (NH3) = 1 მოლ/ლ 2 მოლი 1 MOL 3 MOL Sys (N2) =? სისხ (H2) = ? Ოთხ. (N2) = 0,5 მოლ/ლ + 0,5 მოლ/ლ = 1 მოლ/ლ საშ. (H2) =1,5 მოლ/ლ +1,5 მოლ/ლ = 3 მოლ/ლ პასუხი: 1 მოლ/ლ, 3 მოლ/ლ III. სავარჯიშოები ცოდნის გამოყენებაში პრობლემის გადაჭრა. პრობლემა 1: ნახშირბადის მონოქსიდი (II) შერეული იყო წყალბადთან მოლური თანაფარდობით 1:4 10 მპა წნევით და 327 ° C ტემპერატურაზე დახურულ რეაქტორში, რომელიც განკუთვნილია მეთანოლის სინთეზისთვის. პროცესის დასრულების შემდეგ რეაქტორში გაზის წნევა მუდმივ ტემპერატურაზე შემცირდა 10%-ით. განსაზღვრეთ მეთანოლის ორთქლის მოცულობითი წილი სარეაქციო ნარევში და ნახშირბადის მონოქსიდის (II) მეთანოლში გადაქცევის პროცენტი. ამოხსნა: მოცემულია: ორიგინალური ნარევი: ν (CO) = 1 მოლ/ლ 1 მოლი 4 მოლი v (H2) = 4 მოლ/ლ CO H2 ν (ნარევი) = 5 მოლი  (CH3OH) = ? η(СО) = ? 18 ქიმიური რეაქცია: წონასწორული ნაზავი: X MOL (1x) mol (4-2x) mol CO H2 CH3OH წნევა ჭურჭელში მუდმივ ტემპერატურაზე პირდაპირპროპორციულია გაზის ნივთიერების მთლიანი რაოდენობისა, რადგან პროცესი მიმდინარეობს დახურულ სივრცეში. რეაქტორი. ν (ნარევები) = 5 მოლი - 0,5 მოლი = 4,5 მოლი 1-x+4-2x+x=4,5 2x=0,5 x=0,25  (CH3OH) = 0,25 მოლი / 4,5 მოლი 0,0556 ან 5,56% η(CO) = 0,25 მოლი /1 მოლი = 0,25 ან 25% პასუხი: 5,56% და 25%  19 ამოცანა 2: ბენზოლისა და წყალბადის ორთქლისგან შემდგარი აირის ნარევის ოზონის სიმკვრივე ციკლოჰექსანის სინთეზის საკონტაქტო აპარატში გავლამდე იყო 0,2; შემდეგ კი გახდა 0,25-ის ტოლი. განსაზღვრეთ ციკლოჰექსანის ორთქლის მოცულობითი წილი სარეაქციო ნარევში და ბენზოლის ციკლოჰექსანად გადაქცევის პროცენტი. გამოსავალი: მოცემულია: საწყისი ნაზავი: რეაქციამდე: 1 მოლი 0,9 მოლი D (O3) = 0,2 C6H6 H2 რეაქციის შემდეგ D (O3) = 0,25 M (ნარევი) = 0,2 * 48 გ/მოლი = 9,6 გ/მოლი მოდით ν. (ნარევი) = 1 მოლი, =»  (C6H6) = ? ν (С6Н6) = x მოლი, v (H2) = (1-х) მოლი η (С6Н6) = ? 78x + 2(1-x) = 9.6 78x+2-2x = 9.6 76x = 7.6 x = 0.1 ქიმიური რეაქცია: 0.0667 mol 0.0667 mol x mol 3x mol x mol p, t , kat C6H6 + 3H6 mol 1 მოლი 78 გ/მოლი 2 გ/მოლი 84 გ/მოლი 20 წონასწორული ნარევი: (0.1-x) მოლი (0.9-3x) მოლი x მოლი C6H6 H2 C6H12 M (ნარევები) = 0.25*48 გ/მოლი = 12 გ/ mol მოდით ν (C6H12) = x მოლი, შემდეგ ν (C6H6) = (0.1-x) მოლი და ν (H2) = (0, 9-3x) mol ν (ნარევი) = 0.1 - x + 0.9 - 3x + x = (1 - 3x) mol 84x + 78(0.1 - x) + 2 (0.9 - 3x) - 12 (1 - 3x) 84x + 7.8 - 78x + 1.8 - 6x = 12 – 36x 36x = 2.4 x = 0.06 (ნარევები) = 1 - 3*0,0667 = 1 - 0, 2001 = 0,7999 (მოლი)  (C6H12) = 0,0667 მოლი / 0,7999 მოლი = 0,0834 ან 8,34% η (C6H06, 6, 6, 6, 6, 7 = 0,6, 6, 6, 6, 7, 6, 6, 7, 6, 6, 7, 6, 6, 6, 7) = 0. 7% პასუხი: 8,34% და 66,7% პრობლემა 3: აცეტალდეჰიდისა და წყალბადის ნარევი ჰაერში ფარდობითი სიმკვრივით 0,475 გადაიტანეს გახურებულ ნიკელის კატალიზატორზე. რეაქციამ გაიარა 47,5% მოსავლიანობით. გამოთვალეთ გაზის ნარევის წყალბადის სიმკვრივე რეაქტორის გამოსასვლელში. მოცემულია: ხსნარი: D ჰაერი (ნარევი) = 0,475 ორიგინალური ნარევი: 0,2804 მოლი 0,7196 მოლი η (CH3CH2OH) = 47,5% D H2 (ნარევი2) = ? 21 M (ნარევები) = 0,475*29 გ/მოლი = 13,775 გ/მოლი მოდით ν (ნარევები) = 1 მოლი, => ν (CH3SON) = x მოლი, v (H2) = (1-x) მოლი 44x + 2 (1-x) = 13,775 44x+2-2x= 13,775 42x= 11,775 x = 0,2804 1 მოლი 1 მოლი 1 მოლი ν(H2) = 0,7196 მოლი - 0,1332 მოლი = 0,5864 მოლი = 0,5864 მოლი = 0,5864 მოლი = 2 + 0 მოლ. 0,5864 მოლი = 0,8668 მოლი M (ნარევი) = (0,1332 მოლი * 46 გ/მოლი + 0,1472 მოლი * 44 გ/მოლი + 0,5864 მოლი * 2 გ/მოლი) 0,8668 მ(ნარევები) = 15,9 დმიკ/მოლ = 15,9 გ/მოლი 2 = 7,95 2 2 გ/მოლი პასუხი: 7,95 IV. გაკვეთილის შეჯამება. საშინაო დავალება. 1) წონასწორული ნარევის რაოდენობრივი შემადგენლობის გამოსათვლელად ამოცანის შედგენა და ამოხსნა 2) ამოცანის ამოხსნა: ეთილენისა და წყლის ორთქლისგან შემდგარი აირის ნარევის პროპანის სიმკვრივე ეთანოლის სინთეზისთვის კონტაქტურ აპარატში გავლამდე იყო 0,5-ის ტოლი; ხოლო გადაცემის შემდეგ გახდა 0,6-ის ტოლი. განსაზღვრეთ სარეაქციო ნარევში ეთანოლის ორთქლის მოცულობითი წილი და ეთილენის ეთანოლში გადაქცევის პროცენტი. (პასუხი: φ(C2H5OH) = 20%; η(C2H4) = 41.7%) 23 ლიტერატურა გაკვეთილისთვის: 1. ალიკბეროვა ლ., გასართობი ქიმია: წიგნი სტუდენტებისთვის, მასწავლებლებისთვის და მშობლებისთვის. – მ.: AST.-Press, 1999.-560.:ill.- („გასართობი ქიმია“). 2. გლინკა ნ.ე. ზოგადი ქიმია: სახელმძღვანელო უნივერსიტეტებისთვის/რედ. ა.ი. ერმაკოვა. - რედ. 30-ე შესწორებული - მ.: Integral-Press, 2004. - 728გვ. 3. გრანბერგ ი.ი. ორგანული ქიმია: სახელმძღვანელო. სტუდენტებისთვის უნივერსიტეტები, რომლებიც სწავლობენ აგრონომიას. სპეციალისტი. – მე-5 გამოცემა, სტერეოტიპი. – M.: Bustard, 2002. – 672გვ. 4. ზაგორსკი ვ.ვ. „რთული პრობლემები“ ქიმიაში სასკოლო სასწავლო გეგმის მიხედვით: შედგენის პრინციპები, ამოხსნის ტექნიკა, განხორციელების შედეგები // ქიმია: სწავლების მეთოდები. - 2003. - No7. - გვ.36-47. 5. 2001-2003 წლების საერთაშორისო ქიმიური ოლიმპიადების მიზნები: სახელმძღვანელო / რედ. რედ. ერემინა ვ.ვ. - მ.: გამოცდა, 2004. - 416გვ. 6. ზლოტნიკოვი ე.გ. გაკვეთილი დასრულდა - გაკვეთილები გრძელდება: კლასგარეშე აქტივობები. მუშაობა ქიმიაში/E.G. Zlotnikov, L.V. მახოვა, თ.ა. ვესელოვა და სხვები - მ.: პროსვეშჩენიე, 1992. - 160 გვ.: ავადმყოფი - (ქიმიის მასწავლებლის ბიბლიოთეკა). 7. კუზნეცოვა ნ.ე., გერუს ს.ა. სწავლის ალგორითმიზაციასა და კომპიუტერიზაციაზე დაფუძნებული განზოგადებული უნარების ჩამოყალიბება // ქიმია სკოლაში. - 2002. - 5. - გვ. 16-20. 8. კარაპეტიანცი მ.ხ. ქიმიური პროცესების თეორიის შესავალი. სახელმძღვანელო უნივერსიტეტებისთვის. - მ.: უმაღლესი. სკოლა, 1975. - 320გვ. 9. კუზმენკო ნ.ე., ერემინ ვ.ვ. ქიმიის პრობლემების წიგნი. სკოლის მოსწავლეებისთვის და აპლიკანტებისთვის. - მ.: გამოცდა, 1999.-512გვ. 10. კუზმენკო ნ.ე., ერემინ ვ.ვ. 2500 პრობლემა ქიმიაში გადაწყვეტილებებით უნივერსიტეტებში ჩასვლისთვის: სახელმძღვანელო. - მ.: გამოცდა, 2005. - 640გვ. 11. კუზმენკო ნ.ე., ერემინ ვ.ვ., ჩურანოვი ს.ს. ქიმიაში საკონკურსო პრობლემების კრებული სკოლის მოსწავლეებისა და აპლიკანტებისთვის. -მ.: გამოცდა, 2001. - 576გვ. 12. კომოვი ვ.პ. ბიოქიმია: სახელმძღვანელო. უნივერსიტეტებისთვის / V.P. კომოვი, ვ.ნ. შვედოვა. – M.: Bustard, 2004. – 638, გვ.: ილ. – (უმაღლესი განათლება: თანამედროვე სახელმძღვანელო). 23 24 13. სოროკინი V.V., Svitanko I.V., Sychev Yu.N., Churanov S.S. თანამედროვე ქიმია საერთაშორისო ოლიმპიადების პრობლემებში. - M: Chemistry, 1993. - 288გვ. 14. სოროსის ოლიმპიადა სკოლის მოსწავლეებისთვის. პრობლემები და გადაწყვეტილებები. - M: MTsNMO, 1995 წ. - 416 წ. 15. ჩურანოვი ს.ს. ქიმიის ოლიმპიადები სკოლაში: სახელმძღვანელო მასწავლებლებისთვის. - M: განათლება, 1982. - 191გვ. 16. შელინსკი გ.ი. ქიმიური პროცესების თეორიის საფუძვლები: სახელმძღვანელო მასწავლებლებისთვის. - მ.: განათლება, 1989. - 192გვ. 24

წინა აბზაცებში ჩვენ გადავხედეთ რამდენიმე მაგალითს, რომელიც აჩვენებს, რომ გარკვეულ პირობებში, ყოველი ქიმიური რეაქცია სპონტანურად მიმდინარეობს გარკვეული მიმართულებით. ამრიგად, დაბალ ტემპერატურაზე, ორთქლის წყლის წარმოქმნის ეგზოთერმული რეაქცია

მიედინება თითქმის მთლიანად წინა მიმართულებით. მაგრამ მაღალ ტემპერატურაზე, ეს რეაქცია იწყება საპირისპირო მიმართულებით: წყლის ორთქლი იშლება წყალბადად და ჟანგბადად. ყველა შემთხვევაში, რეაქციის შედეგად, შეიძლება მიღწეული იყოს სტაბილური ქიმიური წონასწორობა, მაგრამ თავად წონასწორობის პოზიცია განსხვავებულია სხვადასხვა პირობებში.

ჩნდება კითხვა; რა არის ქიმიური პროცესების გარკვეული მიმართულების მიზეზი, რა ფაქტორები განაპირობებს ქიმიური წონასწორობის ამა თუ იმ მდგომარეობას?

ცნობილია, რომ მექანიკურ სისტემებში სტაბილური წონასწორობა შეესაბამება სისტემის მინიმალურ პოტენციურ ენერგიას. ამრიგად, ბურთი სპონტანურად იშლება ქვემოთ a პოზიციიდან დახრილ ზედაპირზე (ნახ. 69) და მისი პოტენციური ენერგია გარდაიქმნება ჯერ მთლიანად ბურთის მოძრაობის კინეტიკურ ენერგიად, შემდეგ კი მოლეკულების თერმული მოძრაობის ენერგიად. . b პოზიციაზე ბურთი წონასწორობაშია.

ბუნებრივია ვივარაუდოთ, რომ ქიმიური პროცესები ასევე სპონტანურად უნდა მიმდინარეობდეს სისტემის შიდა ენერგიის შემცირების მიმართულებით, ანუ რეაქციის დადებითი თერმული ეფექტის შესაბამისი მიმართულებით. მართლაც, გამოცდილება აჩვენებს, რომ ჩვეულებრივ პირობებში ძირითადად ეგზოთერმული რეაქციები სპონტანურად მიმდინარეობს.

ამასთან, ქიმიური პროცესების მიმართულების ახსნის მცდელობა მხოლოდ შინაგანი ენერგიის მინიმუმამდე შემცირების სურვილით იწვევს ფაქტებთან წინააღმდეგობებს.

ბრინჯი. 69. ბურთი სპონტანურად მოძრაობს a პოზიციიდან b პოზიციაზე.

ბრინჯი. 70. ჭურჭელი, რომელიც შედგება ორი ნაწილისაგან: A ნაწილში არის იშვიათი გაზი, B ნაწილში არის ვაკუუმი.

ამრიგად, უკვე ჩვეულებრივ ტემპერატურაზე სპონტანურად ხდება მრავალი მარილის დაშლის ენდოთერმული პროცესები და ზოგიერთი ენდოთერმული ქიმიური რეაქცია. ტემპერატურის მატებასთან ერთად, რეაქციების მზარდი რაოდენობა იწყებს სპონტანურად მიმდინარეობას ენდოთერმული პროცესის მიმართულებით; ასეთი რეაქციების მაგალითები მოიცავს წყლის ზემოხსენებულ დაშლას ან აზოტის ოქსიდის სინთეზს, რომელიც ხდება მაღალ ტემპერატურაზე.

უფრო მეტიც, მინიმალური შინაგანი ენერგიისკენ სწრაფვის პრინციპი მოითხოვს, რომ ყველა ეგზოთერმული რეაქცია მიაღწიოს დასრულებას, ანუ გამორიცხოს შექცევადი რეაქციების შესაძლებლობა; თუმცა, ასეთი რეაქციები ნამდვილად არსებობს.

ახლა გავიხსენოთ, რომ მექანიკურ სისტემებს შორის არიან ისეთებიც, რომელთა ქცევაც არ შეიძლება აღწერილი იყოს მხოლოდ პროცესების მიმართულებით პოტენციური ენერგიის მინიმალური მიღწევისკენ. ეს არის სისტემები, რომლებიც შედგება ნაწილაკების ძალიან დიდი რაოდენობით. მაგალითად, მოლეკულები, რომლებიც ქმნიან ჰაერს, ნაწილდება დედამიწის ირგვლივ ატმოსფეროს სახით მრავალი კილომეტრის სისქის, მაგრამ არ ეცემა დედამიწაზე, თუმცა თითოეული მოლეკულის მინიმალური პოტენციური ენერგია შეესაბამება მის ყველაზე დაბალ პოზიციას.

ქიმიური სისტემები ასევე შედგება დიდი რაოდენობით ნაწილაკებისგან. ამიტომ გასაკვირი არ არის, რომ აქაც შინაგანი ენერგიის მინიმალური მიღწევის ტენდენცია არ არის მათი ქცევის განმსაზღვრელი ერთადერთი ფაქტორი.

იმისათვის, რომ წარმოდგენა მივიღოთ მეორე ფაქტორზე, რომელიც გავლენას ახდენს რეაქციების მიმართულებაზე, განვიხილოთ სპონტანურად წარმოქმნილი პროცესი, რომელსაც არ ახლავს თერმული ეფექტი. ასეთი პროცესის მაგალითია იშვიათი გაზის გაფართოება.

ორ ნაწილად დაყოფილი ჭურჭლის A ნაწილში იყოს იშვიათი გაზი (სურ. 70). ასეთ აირში მოლეკულებს შორის საშუალო მანძილი დიდია; ამ პირობებში, გაზის შიდა ენერგია არ არის დამოკიდებული მისი იშვიათობის ხარისხზე. ჭურჭლის მეორე ნახევარი (B) არ შეიცავს გაზს. თუ ჭურჭლის ორივე ნაწილის დამაკავშირებელ ონკანს გახსნით, გაზი სპონტანურად გავრცელდება მთელ გემზე.

გაზის შიდა ენერგია არ შეიცვლება; თუმცა, ეს არის გაზის გაფართოების პროცესი, რომელიც სპონტანურად მოხდება, მაგრამ საპირისპირო პროცესი - აირის სპონტანური შეკუმშვა - არ მოხდება.

პროცესის ამ მიმართულების მიზეზები შეიძლება გავიგოთ, თუ ჯერ განვიხილავთ სისტემას, რომელიც შეიცავს მცირე რაოდენობის მოლეკულებს. ჭურჭელში იყოს მხოლოდ ორი მოლეკულა, რომელსაც აღვნიშნავთ როგორც 1 და 2. ჭურჭლის ორივე ნაწილს შორის გაზის ერთგვაროვანი განაწილება, გაზის გარკვეული მაკროსტატის შესაბამისი, შეიძლება მიღწეული იყოს ორი მიკრომდგომარეობით;

მაკროსტატია, რომელშიც მთელი გაზი კონცენტრირებულია ჭურჭლის ერთ-ერთ ნაწილში (მაგალითად, A ნაწილში), რეალიზებულია ერთი მიკრომდგომარეობით:

აშკარაა, რომ სისტემის ესა თუ ის მაკროსტატია უფრო სავარაუდოა, რაც უფრო მეტია მისი რეალიზება. განსახილველ შემთხვევაში (ორი მოლეკულა), გაზის ერთგვაროვანი განაწილება ჭურჭელში ორჯერ უფრო სავარაუდოა, ვიდრე მთელი აირის გადატანა ჭურჭლის A ნაწილზე.

დაე, ახლა ჭურჭელში იყოს ოთხი მოლეკულა, რომლებსაც ისევ დავნომრავთ. ყველა აირის გადასვლა A გემის ნაწილზე კვლავ შეესაბამება ერთ მიკრო მდგომარეობას:

იმავდროულად, გაზის ერთგვაროვანი განაწილება გემის ორივე ნაწილს შორის ახლა შეიძლება მიღწეული იყოს ექვსი სხვადასხვა მიკრომდგომარეობით:

ახლა, ამრიგად, გაზის მოლეკულების ერთგვაროვანი განაწილების ალბათობა ჭურჭლის მთელ მოცულობაში შესამჩნევად უფრო მაღალია, ვიდრე მათი ერთ-ერთ ნაწილზე გადატანის ალბათობა. ბუნებრივია, გაზის ერთგვაროვანი განაწილება შეინიშნება ბევრად უფრო ხშირად, ვიდრე მისი სრული კონცენტრაცია გემის ნაწილში.

თუ ჭურჭელში ექვსი მოლეკულაა, მაშინ მათი გადასვლა ჭურჭლის ერთ-ერთ ნაწილზე (ანუ აირის სპონტანური შეკუმშვა თავდაპირველი მოცულობის ნახევარზე, რომელიც მას უჭირავს), როგორც ადრე, შეესაბამება მხოლოდ ერთ მიკრო მდგომარეობას. მაგრამ გაზის ერთგვაროვანი განაწილება გემის ორივე ნაწილს შორის უკვე შეესაბამება მოლეკულების 20 შესაძლო კომბინაციას, ანუ 20 სხვადასხვა მიკრო მდგომარეობას:

ახლა კიდევ უფრო იშვიათად შეინიშნება აირის სპონტანური შეკუმშვის ფენომენი, ანუ მისი ყველა მოლეკულის კონცენტრაცია ჭურჭლის ერთ ნაწილში; გაზის ერთგვაროვანი განაწილება გემზე კიდევ უფრო სავარაუდო ხდება.

ამრიგად, მოლეკულების რაოდენობის მატებასთან ერთად, ჭურჭელში გაზის შემთხვევითი, ერთგვაროვანი განაწილების ალბათობა ძალიან სწრაფად იზრდება და გაზის სპონტანური შეკუმშვა სულ უფრო ნაკლებად სავარაუდო პროცესი ხდება. თუ ახლა გავიხსენებთ, რომ გაზის მაკროსკოპული რაოდენობა შეიცავს მოლეკულების დიდ რაოდენობას, მაშინ ცხადი გახდება, რომ რეალურ გამოცდილებაში გაზის სპონტანური შეკუმშვა პრაქტიკულად შეუძლებელი პროცესია და რომ გაზის გაფართოების საპირისპირო პროცესი სპონტანურად მოხდება. , რაც იწვევს მისი მოლეკულების ერთგვაროვან, შემთხვევით განაწილებას ჭურჭლის მთელ მოცულობაზე.

გაზის გაფართოების ფენომენი, რომელიც ჩვენ განვიხილეთ, არის პროცესების მიმართულების პრინციპის გამოვლინების მაგალითი ყველაზე სავარაუდო მდგომარეობისკენ, ანუ იმ მდგომარეობისკენ, რომელსაც შეესაბამება ნაწილაკების განაწილების მაქსიმალური შემთხვევითობა. ქიმიური რეაქციების სპონტანური წარმოშობის მიმართულება განისაზღვრება ორი ფაქტორის კომბინირებული მოქმედებით: სისტემის მიდრეკილება გადავიდეს მდგომარეობაზე ყველაზე დაბალი შიდა ენერგიის მქონე და მიდრეკილება მიაღწიოს ყველაზე სავარაუდო მდგომარეობას.

ამრიგად, ჰაერის მაგალითში, მინიმალური პოტენციური ენერგიისკენ მიდრეკილება იწვევს ჰაერის შემადგენელი მოლეკულების დედამიწაზე დაცემას, ხოლო მაქსიმალური ალბათობისკენ მიდრეკილება იწვევს მათ შემთხვევით განაწილებას სივრცეში.

შედეგად, იქმნება მოლეკულების გარკვეული წონასწორული განაწილება, რაც ხასიათდება მათი უფრო მაღალი კონცენტრაციით დედამიწის ზედაპირზე და მზარდი იშვიათობა, როდესაც ისინი შორდებიან დედამიწას.

მარილ-წყლიან სისტემებში მინიმალური შიდა ენერგია უმეტეს შემთხვევაში შეესაბამება მარილის კრისტალურ მდგომარეობას. თუმცა, სისტემის ყველაზე სავარაუდო მდგომარეობა მიიღწევა მარილის შემთხვევითი განაწილებით თხევად წყალში. ამ ორი ფაქტორის ერთობლივი მოქმედების შედეგად დგინდება წონასწორობა გაჯერებული მარილის ხსნარის გარკვეული კონცენტრაციის შესაბამისი.

ქიმიურ რეაქციებში, პრინციპიდან გამომდინარე, რომ პროცესები მიმართულია მინიმალური შიდა ენერგიისკენ, ატომები გაერთიანებულია მოლეკულებად, რომელთა წარმოქმნით გამოიყოფა ენერგიის უდიდესი რაოდენობა. პროცესების ყველაზე სავარაუდო მდგომარეობისკენ მიმართულების პრინციპის საფუძველზე ხდება რეაქციები, რომლის დროსაც იზრდება ნაწილაკების რაოდენობა (მაგალითად, მოლეკულების ატომებად დაშლის რეაქციები) ან ატომების წმინდა შესაძლო მდგომარეობები.

ასე რომ, რეაქციის შემთხვევაში

სისტემის მინიმალური შიდა ენერგია შეესაბამება ამიაკს, რომელიც წარმოიქმნება მაშინ, როდესაც რეაქცია მიდის მარჯვნივ. თუმცა, სისტემის ყველაზე სავარაუდო მდგომარეობა შეესაბამება ამიაკის სრული დაშლის დროს წარმოქმნილ აზოტ-წყალბადის ნარევს, რადგან ამ შემთხვევაში გაზის მოლეკულების რაოდენობა 2-ჯერ იზრდება. ორივე ფაქტორის მოქმედების გამო სისტემაში მყარდება წონასწორობა, რომელიც შეესაბამება მოცემულ ტემპერატურაზე განსაზღვრული ყველა ნივთიერების კონცენტრაციების თანაფარდობას.

რეაქციის შემთხვევაში

მინიმალური შიდა ენერგია შეესაბამება აზოტის ჟანგბადის ნარევს, რომელიც წარმოიქმნება აზოტის ოქსიდის სრული დაშლის დროს. ვინაიდან ამ რეაქციის დროს ნაწილაკების რაოდენობა არ იცვლება, რეაქციის დასრულება როგორც წინა, ისე საპირისპირო მიმართულებით არ ზრდის სისტემის მდგომარეობის ალბათობას. ამავდროულად, ატომების შესაძლო მდგომარეობების რაოდენობა არ იცვლება: საწყის ნივთიერებებში, როგორც აზოტის, ასევე ჟანგბადის თითოეული ატომი ასოცირდება იმავე ელემენტის ატომთან (მოლეკულები და), ხოლო რეაქციის პროდუქტში, თითოეული ატომი. ასოცირდება სხვა ელემენტის (მოლეკულის) ატომთან. სიტუაცია განსხვავებულია, როდესაც პროცესი ნაწილობრივ ხდება წინ ან საპირისპირო მიმართულებით. რეაქციის ნაწილობრივი გავლის შედეგად, ანუ საწყისი ნივთიერებებისა და რეაქციის პროდუქტების თანაარსებობისას, აზოტისა და ჟანგბადის ატომები ორ მდგომარეობაშია: ზოგიერთი მათგანი შეკრულია მოლეკულებში, ნაწილი კი - მოლეკულებში.

ამრიგად, განსახილველი სისტემის შესაძლო მიკრომდგომარეობების რაოდენობა და, შესაბამისად, მისი შესაბამისი მაკროსტატის ალბათობა იზრდება, როდესაც რეაქცია ნაწილობრივ ხდება. ამრიგად, შინაგანი ენერგიის შემცირების ტენდენცია ხელს უწყობს ამ რეაქციის საპირისპირო მიმართულებით დასრულებას, ხოლო მდგომარეობის ალბათობის გაზრდის ტენდენცია იწვევს მის ნაწილობრივ გაგრძელებას წინსვლის მიმართულებით. ორივე ფაქტორის ერთდროული მოქმედების გამო, გაცხელებისას, აზოტ-ჟანგბადის ნარევის ნაწილი გარდაიქმნება და წონასწორობა დამყარდება საწყის ნივთიერებებსა და რეაქციის პროდუქტს შორის.

ყველაზე დაბალი შინაგანი ენერგიის მქონე მდგომარეობაზე გადასვლის ტენდენცია ვლინდება ყველა ტემპერატურაზე ერთნაირი ზომით. რაც უფრო მაღალია ტემპერატურა, რაც უფრო მაღალია ტემპერატურა, მით უფრო ძლიერია ტენდენცია ყველაზე სავარაუდო მდგომარეობის მისაღწევად. ამიტომ დაბალ ტემპერატურაზე, უმეტეს შემთხვევაში, პრაქტიკულად იგრძნობა ამ ტენდენციებიდან მხოლოდ პირველის გავლენა, რის შედეგადაც სპონტანურად ხდება ეგზოთერმული პროცესები. ტემპერატურის მატებასთან ერთად, ქიმიურ სისტემებში წონასწორობა უფრო და უფრო გადადის დაშლის რეაქციებისკენ ან ატომური მდგომარეობების რაოდენობის ზრდისკენ. თითოეულ ტემპერატურაზე არის წონასწორული მდგომარეობა, რომელიც ხასიათდება რეაქტიული ნივთიერებებისა და რეაქციის პროდუქტების კონცენტრაციების გარკვეული თანაფარდობით.

ორივე განხილული ფაქტორი, ისევე როგორც მათი კომბინირებული მოქმედების შედეგი, შეიძლება იყოს გამოხატული რაოდენობრივად. რაოდენობები, რომლითაც ეს კეთდება, შესწავლილია ფიზიკის ფილიალში - თერმოდინამიკა და თერმოდინამიკურ სიდიდეებს უწოდებენ. ეს მოიცავს, კერძოდ, შინაგან ენერგიას, ენთალპიას, ენტროპიას და გიბსის ენერგიას.

ენთალპია და ენტროპიის ფაქტორები, რომლებიც ახასიათებენ პროცესების ორ საპირისპირო ტენდენციას - გაერთიანების, წესრიგის და განცალკევების სურვილი, განუკითხაობა, ცალკე აღებული არ შეიძლება იყოს ქიმიური რეაქციების სპონტანური ნაკადის კრიტერიუმი. იზობარულ-იზოთერმული პროცესებისთვის ისინი გაერთიანებულია ფუნქციით, რომელსაც ეწოდება ცვლილება გიბსის ენერგია პროცესის დროს ან იზობარულ-იზოთერმული პოტენციალი(ΔG), ტოლია:

ეს განტოლება შეიძლება დაიწეროს შემდეგნაირად:

როგორც ხედავთ, ქიმიური რეაქციის თერმული ეფექტი მოიცავს ორ ნაწილს. ΔG-ის პირველი ნაწილი უდრის მაქსიმალურ სამუშაოს Wmax, რაც სისტემას შეუძლია განახორციელოს, როდესაც პროცესი მიმდინარეობს წონასწორობაში იზობარი-იზოთერმული პირობებში. ამრიგად, რეაქციის გიბსის ენერგიის ცვლილება არის ქიმიური რეაქციის ენერგეტიკული ეფექტის ნაწილი, რომელიც შეიძლება გარდაიქმნას სამუშაოდ:

ვინაიდან რეაქციის გიბსის ენერგიის ცვლილება შეიძლება გარდაიქმნას სამუშაოდ, მას ასევე უწოდებენ თავისუფალ ენერგიას. განტოლების მარჯვენა მხარეს მეორე წევრი (ენტროპიის ფაქტორი) წარმოადგენს ენერგიის ეფექტის იმ ნაწილს, რომელიც შეიძლება გარდაიქმნას გარემოში გაფანტულ სითბოდ. ამიტომ ენტროპიის ფაქტორს შეკრული ენერგია ეწოდება.

გიბსის ენერგიის ცვლილება ემსახურება იზობარი-იზოთერმული პროცესების დროს ქიმიური რეაქციების სპონტანური წარმოშობის კრიტერიუმს. ქიმიური რეაქცია ფუნდამენტურად შესაძლებელია, თუ სისტემის გიბსის ენერგია მცირდება, ე.ი.

ΔG< 0.

ეს განტოლება არის წინა მიმართულებით სპონტანური რეაქციის შესაძლებლობის პირობა. ქიმიური რეაქცია სპონტანურად ვერ გაგრძელდება, თუ სისტემის გიბსის ენერგია იზრდება, ე.ი.

ΔG>0.

ეს განტოლება ემსახურება როგორც თერმოდინამიკური პირობა საპირისპირო რეაქციის სპონტანური წარმოშობის შესაძლებლობისთვის. თუ

მაშინ სისტემა წონასწორობაშია, რეაქცია მიმდინარეობს როგორც წინ, ისე საპირისპირო მიმართულებით.

ქიმიური რეაქციების მიმართულება დამოკიდებულია მათ ბუნებაზე. ასე რომ, პირობა ΔG<0соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (ΔH<0), у которых в ходу реакции возрастает число молей газообразных веществ, и.следовательно, энтропия (ΔS>0).ასეთ რეაქციებში ორივე მამოძრავებელი ძალა მიმართულია წინა რეაქციისკენ და ΔG<0 при любых температурах. Такие реакции самопроизвольно могут идти только в прямом направлении, т.е. являются необратимыми.

პირიქით, ენდოთერმული რეაქცია (ΔH > 0), რომლის დროსაც მცირდება აირისებრი ნივთიერებების მოლების რაოდენობა (ΔS<0), не может протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, т.к. всегда ΔG> 0.

მრავალი რეაქციის წარმოშობის შესაძლებლობა დამოკიდებულია ტემპერატურაზე, რადგან ტემპერატურა გავლენას ახდენს ამ რეაქციების გიბსის ენერგიის ცვლილების ნიშანზე. თუ ეგზოთერმული რეაქციის შედეგად (ΔH<0) уменьшается число молей газообразных веществ и соответственно энтропия системы (ΔS<0), то при вы невысоких температурах |ΔH| >|ТΔS| და რეაქცია შეიძლება სპონტანურად გაგრძელდეს წინსვლის მიმართულებით (ΔG< 0). При высоких же температурах |ΔH|<|ТΔS| и прямая реакция протекать не может, а обратная возможна.

ტემპერატურის დასადგენად, რომლის ზემოთაც იცვლება რეაქციის გიბსის ენერგიის ცვლილების ნიშანი, შეგიძლიათ გამოიყენოთ პირობა:

სადაც T r არის ტემპერატურა, რომლის დროსაც წონასწორობა დამყარებულია, ე.ი. თანაბრად სავარაუდოა პირდაპირი და საპირისპირო რეაქციების წარმოშობის შესაძლებლობა.

თუ ენდოთერმული რეაქციის (ΔH> 0) შედეგად იზრდება აირისებრი ნივთიერებების მოლების რაოდენობა (ΔS> 0), მაშინ დაბალ ტემპერატურაზე, როდესაც |ΔH| > |TΔS|, პირდაპირი რეაქცია არ შეიძლება მოხდეს სპონტანურად (ΔG> 0), ხოლო მაღალ ტემპერატურაზე (T>T p) პირდაპირი რეაქცია შეიძლება მოხდეს სპონტანურად (ΔG< 0).

ცხრილი 3. ტემპერატურის გავლენა ქიმიური რეაქციების მიმართულებაზე

ΔH	ΔS	ΔG	რეაქციის მიმართულება	მაგალითი
ΔH<0	ΔS>0	ΔG<0	პირდაპირი რეაქცია შეიძლება მოხდეს სპონტანურად ნებისმიერ ტემპერატურაზე	C + 1/2O 2 = CO
ΔH>0	ΔS<0	ΔG>0	პირდაპირი რეაქცია არ შეიძლება მოხდეს სპონტანურად ნებისმიერ ტემპერატურაზე	CO = C + 1/2O 2
ΔH<0	ΔS<0	ΔG<0 при Т0 T>T გვ	პირდაპირი რეაქცია შეიძლება მოხდეს სპონტანურად დაბალ ტემპერატურაზე და საპირისპირო რეაქცია მაღალ ტემპერატურაზე.	CaO + CO 2 = CaCO 3
ΔH>0	ΔS>0	ΔG>0 ტ ტპ	პირდაპირი რეაქცია შეიძლება მოხდეს სპონტანურად მაღალ ტემპერატურაზე და საპირისპირო რეაქცია დაბალ ტემპერატურაზე.	CH 4 + 2H 2 O(g) = CO 2 + 4H 2

გიბსის ენერგია არის მდგომარეობის ფუნქცია და არ არის დამოკიდებული პროცესის განხორციელების მეთოდზე, არამედ განისაზღვრება მხოლოდ სისტემის საწყისი და საბოლოო მდგომარეობით. რეაქციის გიბსის ენერგიის ცვლილება ემორჩილება ჰესის კანონს და მის შედეგებს, ამიტომ მისი გამოთვლა შესაძლებელია განტოლების გამოყენებით:

მარტივი ნივთიერებების წარმოქმნის გიბის ენერგია ნულის ტოლია. თუ ნივთიერება სტანდარტულ მდგომარეობაშია, მაშინ მისი წარმოქმნის გიბსის ენერგიას ეწოდება ამ ნივთიერების წარმოქმნის სტანდარტული გიბსის ენერგია და აღინიშნება ΔG 0. ΔG-სა და ΔG 0-ს შორის ურთიერთობა გამოიხატება განტოლებით, რომელსაც ეწოდება ვან'ტ ჰოფის იზოთერმი:

სადაც R არის გაზის უნივერსალური მუდმივი, T არის ტემპერატურა, K p არის წონასწორობის მუდმივი. რეაქციისთვის

aA + bB = cC + dD

განტოლება შეიძლება დაიწეროს შემდეგნაირად:

ან სახით:

იზოქორიულ-იზოთერმული პირობებში წარმოქმნილი რეაქციებისთვის, არსებობს პროცესის სპონტანურობის კიდევ ერთი კრიტერიუმი. მაქსიმალური სამუშაო Wmax, რომელიც სისტემას შეუძლია შეასრულოს წონასწორული პროცესის დროს იზოქორიულ-იზოთერმული პირობებში, უდრის ცვლილებას ჰელმჰოლცის ენერგია სისტემები ΔF (იზოქორიულ-იზოთერმული პოტენციალი):

ΔF = -W მაქს.

რეაქციის ჰელმჰოლცის ენერგიის ცვლილება ტოლია

ჰელმჰოლცის ენერგიის ცვლილება ახასიათებს ქიმიური რეაქციის სპონტანური ნაკადის მიმართულებას და ზღვარს იზოქორიულ-იზოთერმული პირობებში, რაც შესაძლებელია შემდეგი უთანასწორობის პირობებში.

ΔF< 0.

კავშირი თერმოდინამიკურ ფუნქციებს შორის ნაჩვენებია ნახ. 2.13.

ΔH ΔU pΔV TΔS ΔF TΔS ΔG

ბრინჯი. 2.13 თერმოდინამიკური ფუნქციების კავშირი

თერმოდინამიკურ პოტენციალებს დიდი მნიშვნელობა აქვს ე.წ ქიმიური მიდრეკილება . ექსპერიმენტულად დადგინდა, რომ ზოგიერთი ქიმიკატი ერთმანეთზე ადვილად და სწრაფად რეაგირებს, ზოგი რთულად, ზოგი კი საერთოდ არ რეაგირებს. ამან საფუძველი ჩაუყარა ქიმიური მიახლოების კონცეფციის დანერგვას, რომელიც შეიძლება განისაზღვროს, როგორც სხვადასხვა ნივთიერების ერთმანეთთან ურთიერთობის უნარი.

რა არის ქიმიური მიდრეკილების საზომი? ამ კითხვაზე პასუხი რთული აღმოჩნდა. თავდაპირველად ვარაუდობდნენ, რომ ამ ნივთიერებებს შორის რეაქციის სიჩქარე შეიძლება იქნას მიღებული, როგორც ქიმიური მიახლოების საზომი. მაგრამ ეს ვარაუდი უნდა მიტოვებულიყო, თუნდაც მხოლოდ იმიტომ, რომ რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია არა მხოლოდ რეაგენტების ქიმიურ თვისებებზე და იმ პარამეტრებზე, რომლებზეც ხდება რეაქცია, არამედ კატალიზატორების არსებობაზეც - ნივთიერებები, რომლებიც არ მონაწილეობენ რეაქციაში. რაიმე მნიშვნელოვანი ზომით, მაგრამ შეიძლება მნიშვნელოვნად იმოქმედოს მის სიჩქარეზე. მეორე ვარაუდი იყო, რომ ქიმიური აფინურობა დამოკიდებულია რეაქციის თერმულ ეფექტზე. მაგრამ ეს ვარაუდი ასევე არ გამართლდა ექსპერტიზაზე, რადგან სხვადასხვა რეაქციაში თერმული ეფექტები განსხვავებული ნიშნებია.

დაბოლოს, აღმოჩნდა, რომ ქიმიური აფინურობის საზომი საუკეთესოდ განისაზღვრება რეაქციის შედეგად თერმოდინამიკური პოტენციალის ცვლილებით (შემცირებით). ამრიგად, თერმოდინამიკურ პოტენციალებს ძალიან დიდი პრაქტიკული მნიშვნელობა აქვს ქიმიაში. თერმოდინამიკური პოტენციალების გაანგარიშებით შესაძლებელია განისაზღვროს სხვადასხვა ნივთიერების ქიმიური მიდრეკილება, ქიმიური რეაქციის განხორციელების შესაძლებლობა და მისი საზღვრები (ბალანსის შემადგენლობა) გარე პირობებიდან და, უპირველეს ყოვლისა, ტემპერატურის მიხედვით.

კითხვები თვითკონტროლისთვის

1. რა განსხვავებაა სისტემის ენთალპიის ცვლილების ბუნებაში ეგზო- და ენდოთერმული პროცესის დროს.

2. როგორ მოქმედებს რეაქციის პროდუქტებსა და საწყის მასალებში ქიმიური ბმების სიძლიერე რეაქციის თერმულ ეფექტზე.

3. ჩამოაყალიბეთ „ნივთიერების წარმოქმნის ენთალპიის (სითბოს) კონცეფცია“

4. ა) რატომ ახლავს ქიმიურ და ფაზურ გარდაქმნებს ენერგიის გამოყოფა ან შთანთქმა?

5. ჩამოაყალიბეთ თბოტევადობის კონცეფცია.

6. ჩამოაყალიბეთ თერმოდინამიკის I, II და III პრინციპები.

თემა 3.

Დაკავშირებული ინფორმაცია.