химия сес. 39 Ерітінділер, еріткіштер дегеніміз не Ерітінділер туралы жалпы тсінік берііз

• Название: 39 Ерітінділер, еріткіштер дегеніміз не Ерітінділер туралы жалпы тсінік берііз
• Дата: 24.02.2022
• Размер: 90.78 Kb.
• Имя файла: химия сес.docx
• Тип: Документы; #372559
• страница: 2 из 3

Жай және күрделі

Химиялық реакциялар жай және күрделі болып екіге жіктеледі. Жай реакциялар стехиометрлік теңдеуге сәйкес бір сатыда жүреді. Күрделі реакциялар жай реакциялардың жиынтығы. Оларға қайтымды параллель, сатылы, ілеспелі, тізбекті реакциялар жатады. Қайтымды реакциялар — реакция өнімдері бір-бірімен әрекеттесіп, бастапқы заттарды қайтадан түзетін реакциялар. Қлеспелі реакцияларда бірінің қатысуынсыз екіншісі жүрмейді. Ең көп таралған реакциялар — тізбекті реакциялар. Оларға тотығу, галогендеу, полимерлену, т.б. гомогенді реакциялар жатады. Тізбекті реакциялар үш сатыда жүреді: тізбектің туындауы, өрістеуі және үзілуі. Тізбек жарық, жылу, радиоактивті сәулелердің әсерінен туындауы мүмкін. Бұл кезде түзілген бос радикалдар немесе атомдар бастапқы зат молекуласымен әрекеттесіп, реакция өнімін және жаңа активті бөлшек түзеді. Ол тағы да бастапқы зат молекуласымен әрекеттеседі. Осының нәтижесінде реакция жылдамдығы еселеп өсіп, қопарылыс береді. Кейде бір актив бөлшек өзінен басқа бірнеше актив бөлшектерді тудыруы мүмкін, оларды тармақталған тізбекті реакциялар деп атайды. Тізбекті реакциялар бос радикалдар немесе атомдар қатысуымен жүзеге асады.

Молекулалық және иондық

Бұлардан басқа жүру механизміне қарай молекулалық және иондық реакциялар болады. Валенттілігі қаныққан молекулалар арасындағы химиялық реакциялар өте қиын жүреді, өйткені молекуладағы атомдар арасындағы байланысты үзу үшін энергия жұмсау керек. Молекулалық реакциялар мономолекулалық, бимолекулалық және үшмолекулалық деп ажыратылады. Ол бір мезгілде өзара әрекеттесуге қатысатын молекулалар санын көрсетеді. Мысалы, Қ2=2Қ мономолекулалық, HҚ+HҚ=H2+Қ2 — бимолекулалық., 2NO+O2=2NO2 — үшмолекулалық реакцияларға жатады. Иондар арасындағы реакциялар ерітінділерде жүзеге асады, олардың жылдамдығы еріткішке тәуелді. Өйткені ерігенде молекулалардың иондарға ыдырауы еріткіштің табиғатына байланысты. Сондықтан ерітіндідегі реакцияларды зерттегенде полюсті топтардың әсерін, молекулалар арасындағы едәуір тартылу күші болатынын, еріткіш әсерінің түрлерін ескереді. Бұл реакциялардың жүру механизмі күрделі. Химиялық кинетиканың ғылыми және практикалық маңызы зор. Қазіргі кездегі химия мен химиялық технологияның басты бағыттарының дамуы химиялық реакциялар кинетикасын зерттеумен байланысты жүзеге асырылуда.
43) Химиялық кинетика туралы жалпы түсінік беріңіз.
44) Катализ туралы ілім. Катализ ұғымына анықтама беріңіз.

Химиялық реакциялардың жылдамдығын катализатор көмегімен реттеуге болады. Химиялық реакциялардың жылдамдығын өзгертіп және осы реакциядан кейін өзі өзгеріссіз қалатын заттарды катализатор дейді. Ал осындай өзгерісті реакцияларды, яғни катализатордың қатысуымен жылдамдығы өзгере жүретін реакцияларды катализдік реакциялар деп атайды.

Катализ термині ғылым тіліне енбей тұрып, адамзат өте ертеден-ақ биологиялық катализаторларды күнделікті тіршілікте пайдаланған. Мысалы, олар шарап әзірлеген, уытқы арқылы сыра, боза ашытып, айран алған, қамыр ашытып нан пісірген, тері илеген. Бертін келе, XVIII ғасырдың аяғы XIX ғасырдың басында химиялық әдебиеттерде, химиялық реакциялардың жылдамдығын тек биологиялық катализатор — ферментпен ғана емес, бейорганикалық қосылыстан алынған катализатор көмегімен де өзгертуге болатыны жарияланды.

Үш агрегаттық күйдегі кез келген және әр түрлі заттар катализатор болуы мүмкін: кышқылдар, түздар, негіздер, оксидтер, металдар, әр түрлі органикалық қосылыстар, газ түріндегі заттар. Кейбір жағдайларда реакция өнімі, ыдыстың беті мен қабырғасы, шаң, бу сияқты әр түрлі қоспалар да катализаторлық қызмет атқаруы мүмкін.

Егер катализатор реакцияның жылдамдығын арттырса, ката-лиз оң, ал реакция жылдамдығын төмендетсе, теріс деп аталады. Мысал ретінде сутек пероксидін алайық. Оған марганец (IV) оксидін аздап қосса, оның ыдырауы тез жүреді; ал ацетанилидті косса, мүлдем ыдырамайды.

Кейде реакциялық қоспаға ешбір катализатор қоспаса да, осы реакция өнімі катализатор болып, реакция жылдамдығын өзгертеді. Мұндай реакцияларды автокаталиттік, ал құбылысты автокатализ деп атайды. Өзін-өзі тездететін реакциялардың жылдамдығы әуелі өте төмен болады, реакция нәтижесінде алынған жаңа зат өзге молекулаларының пайда болуын тездететіндіктен, реакция жылдамдығы жоғарылайды, ал реакция соңында жылдамдық күрт төмендейді. Алғашқыдағы жылдамдықтың төмен болуы әлі катализатордың жетіспеуінен болса, соңғы сатыдағы төмендеу—реакцияға түсетін реагент концентрацияларының азаюынан өзін-өзі катализдейтін реакцияларға мысал ретінде сіркеэтилді эфирдің бейтарап ортадағы сабындалу реакциясын алуға болады:

С СОО  +  О→ СООН +  ОН

Бүл реакция кезінде пайда болған сірке қышқылының түзілген ал-ғашқы молекулалары ацетат анионы мен сутек катионына ыдырайды. Сутек ионы сіркеэтилді эфирге шабуыл жасап, оның сабын-далу реакциясын тездетеді. Сутек ионы көбейген сайын негізгі реакция жылдамдығы арта түседі де, реакция нәтижесіндегі қышқыл өзін-өзі катализдейді.

Сол сияқты кейбір процестерде қолданылатын катализтордың кұрамына енетін өте аз қоспа оның кабілетін не активтілігін төмендетіп, қайсыбір жағдайларда мүлдем жояды. Мұндай зиянды қоспаларды ингибиторларнемесе каталиттік улар деп атайды. Мысалы, мыс катализаторларды көміртек (II) оксидінің өте аз мөлшері уландырса, платинаның каталиттік әсерін селен металының қоспа өздері-ақ төмендетеді, ал темірден әзірленген катализаторлар үшін күкірт пен оттек және олардьщ қосылыстары, оксидтері өте зиянды. Кейде екі не одан көп катализатор қоспасының активтілігі осы қоспа кұрамына енетін жекеленген катализаторлардың активтілігінен едәуір артық болуы мүмкін. Мысалы, аммиакты оттекпен тотыктырып, азот (II) оксидін алып, одан азот қышқылын синтездеу процесін платина не висмут (III) оксидімен, не темір (III) оксидімен катализдеп, реакция жылдамдығын, оған байланысты өнім шығымдылығын арттырады. Әрине, платинаны катализатор ретінде қолданғанда, реакция жылдамдығы жоғарылайды, ал оксидтерді пайдаланса, төмендейді. Қатализатор құны да платинадан темір (III) оксидіне қарай бірнеше есе арзандайды. Осы процеске висмут (III) пен темір (III) оксидінің (Ві2О3 + Ғе203) арзан қоспасын катализатор ретінде колданса, аммиактың тотығу реакциясы жоғарыда келтірілген үш катализатордың да жеке жылдамдығынан артық болады екен.

Кейбір заттардың катализаторлық қасиеті жоқ, ал оларды басқа катализаторға қосса, онда мұндай қоспаның катализаторлық қабілеті артады. Мұндай заттарды промоторлар немесе активтендірушілер деп атайды. Бұған екі мысал алайық. Көміртек оксидімен сутекті әрекеттестіріп метанды синтездеу үшін никель металын катализатор етіп қолданады. Бұл процесті церий металы мүлдем катализдемейді. Ал никельге шамалы ғана церийді қосса, онда осы қоспадағы никельдің активтілігі жүздеген есе артады екен. Келесі мысал ретінде күкірт оксиді ваннадий оксидінің катализдеуімен онан әрі тотығады. Ал егер осы ваннадий оксидіне сілтілік металды не олардың сульфатын қосса, онда эуелгі катализатордың яғни ваннадий оксидінің аткивтілігі әлденеше рет артады. Қазіргі кезде мұндай активтелген немесе промоторланған катализаторлар техника мен технологияда, өндірісте жиі қолданылады.

Химиялық реакцияға катализаторлар әсерінің механизмі ара-лық қосылыстар теориясында түсіндіріледі. Катализатор әрекеттесетін реагенттердің бірімен әлсіз ғана аралык қосылыс түзеді, сонан соң осы аралық қосылыс келесі реагентпен жеңіл реакцияға түседі.

А + В=АВ реакциясы каталиттік жүріп, аралық қосылыс түзіп, соңғы өнім берсе:

 А және В — химиялык реагент К — катализатор. Катализатор әуелі А реагентімен косылып АК аралық қосылысын түзеді де В реагентімен әрекеттеседі. Каталиттік реакция жылдамдығы аралық қосылыстың тез түзіліп, тез ыдырауына ғана байланысты. Аралық қосылыстың ыдырау жылдамдығы соңғы өнімді беретін реакция жылдамдығынан артық болса, онда жалпы реакция жылдамдығы төмендейді. Ал соңғы өнімді беретін реакция жылдамдығы аралық қосылыстың ыдырау жылдамдығынан артық болса, жалпы каталиттік реакция жылдамдығы өте жоғары болады. Көптеген реакциялардың жылдамдығы жоғарыда айтылған екі шектің арасында болатынын тәжірибе көрсетіп келеді.

Катализаторларға тән қасиеттердің бірі — олардың әр түрлі атомдарға, атом топтарына, кейбір химиялық байланыстарға таңдап әсер етуі. Мысалы, сахарозаға әсер ететін фермент крахмалды гидролиздемейді. Кейде әрекеттесетін заттарға түрлі катализатормен әсер етіп және реакция жағдайын өзгертіп реакция түрлі бағытта жүргізуге болады.

Катализаторлардың келесі бір маңызды қасиеттерінің бірі — олардың катализдеуші реакциядағы активтендіру энергиясын төмендетуі. Бұған басты себеп, катализатордың реакцияға түсетін заттардың бірімен өте тұрақсыз аралық қосылыс түзіп және осының салдарынан жалпы реакцияға қажетті активтендіру энергиясының төмендеуі.

Каталиттік реакциялардың температурасы жоғарылаған сайын жылдамдығы артады. Температураньщ жоғарылауы тек катализатордың активтілігін арттырып кана қоймай, каталиттік реакцияның бағытына да ықпалын тигізеді.

Әрбір катализатордың берілген химиялық реакциядағы ең жоғарғы активтілігі белгілі бір температурада ғана көрінеді. Сондықтан да каталиттік экзотермиялық реакция кезінде жылуды үнемі сыртқа шығарып тұру кажет.

Тәжірибе кезінде алынған кейбір мәліметтерге қарағанда көптеген каталиттік реакциялардың жылдамдығы қысымға да байланысты. Бұл реакциялар көлемінің өзгеруіне байланысты жүретін процестер үшін аса маңызды. Мұндай реакциядағы қысымның артуы реакция жылдамдығына дұрыс әсер етеді. Мысалы, жоғары спирттер тек жоғарғы қысымда ғана синтезделеді. Олай болса, біраз реакциялар қалыпты қысымда мүлдем жүрмейді. Кейбір жағдайдағы реакциялар көлем өзгермей қысым артқанда жылдамдығы жоғарылайды. Мұндай қысым әсерінен әрекеттесуші молекулалар арасындағы әсерлі қақтығыстар саны артады.

Қазір каталиттік процестер өнеркәсіпте кеңінен қолданылады. Катализатор қолданылмайтын химия саласын табудың өзі қиын. Катализатор көмегімен спирттер, альдегидтер, аммиак, күкірт және азот қышқылдары, жағар-жанар майлар, пластикалық массалар, резина, бояу, маргарин және басқа да көптеген заттар алынады.

Гомогенді катализ

Каталиттік реакциялар гомогенді және гетерогенді болып бөлінеді. Әрекеттесетін заттар мен ондағы катализатор біртекті системадан тұрса, яғни олардың бәрі де бір фазада болса, онда мұны гомогенді катализ дейді. Мысалдар келтірейік. Көміртек (II) оксиді су буының катализдеушен көміртек (IV) оксидіне айналады. Сол сиякты күкірт (IV) оксиді азот (II) оксидінің катализдеуімен кукірт (VI) оксидіне айналады. Реакцияға түсетін реагенттер реакция өнімі және катализаторлар газ күйінде. Суда еритін көмірсулар онда катализатор ретінде қолданылатын қышқыл әсерінен гидролизденгенде көмірсу ерітіндісі және катализатор, реакция өнімі бір фазада болады.

Су ерітінділерінде гомогенді катализ сутек және гидроксил иондарының қатысуымен өтеді және олардың концентрациясы артқан сайын, осы реакцияның жылдамдығы да артады. Сондай-ақ, мұндай реакцияларда пайда болатын сутектік байланыстардың әсерінен өте қысқа мерзімдік молекулалар мен иондардың арасында ионодипольдік бірігу болады және ол гомогенді катализде елеулі орын алады. Осының салдарынан әрекеттесуші реагенттердің молекулалары полюстеніп, олардың реакциялаушы қабілеті артады.

Гомогенді катализдегі теорияның басты жағдайларының бірі — реакция жүргенде катализатордың әрекеттесуші реагенттердің бірімен аса тұрақсыз аралық қосылыс түзуі, сосын оның келесімен тез әрекеттесіп қатализатордың қайта қалпына келетіні. Мысалы, жоғарыда келтірілген күкірт (IV) оксидінің азот (II) оскидінің қатысуымен тотығатын реакциясындағы аралық қосылыстарды және жалпы процесті былай көрсетуге болады:

+ = +NO

Мұндағы 1 және 2-реакциялар аралық қосылыстардың түзілуін және катализатордың бастапқы қалпына келуін көрсетеді.

Сірке альдегидін қыздырып ыдыратқанда иод буын катализатор ретінде пайдаланады. Осы реакцияны катализаторсыз жүргізгенде оның 518°С-та активтендіру энергиясы E=191,1 кДж/моль; ал енді иод буын қатыстырғанда        Е = 136,5 кДж/мольге төмендеп, оның жылдамдық константасы он мың есе өседі. Бұған басты себеп реакцияның екі сатыда жүруі:

СНО+ = I+ +CO

I+HI+= +

Мүндағы сатылай жүретін аралық реакциялардың активтендіру энергиясы оны катализаторсыз жүргізгендегіден аз. Сірке альдегидінің катализатор көмегімен жылу әсерінен ыдырауы әрекеттесуші реагент пен катализатордың арасындағы аралық косылыстың пайда болатынын дәлелдейтін гомогенді катализдегі реакциялардың бірі, өйткені осындағы иодты метил де иодты сутек те тұрақты және оларды жеке бөліп алуға болады.

 

Гетерогенді катализ

Гетерогенді катализ деп әрекеттесетін реагент пен ондағы ка-тализатор әр түрлі фазада болатын реакцияларды айтады. Гетерогенді катализде катализатор қатты зат, ал реагенттер не сұйық, не газды күйде болады. Мұндай реакциялар екі фаза аралығында, яғни фазалық бетте, катализатордың бетінде жүреді. Гетерогенді катализде кагализатор болатын заттың қасиеті, табиғи ерекшелігі мен құрылысы, химиялық құрамы мен беттік сипатының маңызы зор. Мысалы, платина пластинасын сутек пероксидіне батырса, онда ешбір өзгеріс байқалмайды. Ал осы пластина бетін қырып, сосын сутек пероксидіне батырса, реакцияның едәуір жылдам жүретіні соншама, оттектің бөлінгені көпіршік түрінде көрінеді. Платинаны ұсақтап қолданса, реакция жылдамдығы күрт жо-ғарылайды. Енді сутек пероксидіне платинаны коллоидты өлшемдегідей етіп ұнтақтап салса, реакция қопарылыспен аяқталады.

Әдетте барлық гетерогенді каталиттік реакциялар олар өте карапайым болса да, бірнеше сатыдан тұратын реакциялар арқылы жүреді: әрекеттесуші молекулалардың өзара жақындасуы; молекулалардың катализатордағы активтілік орталығына бағытталуы, әрекеттесетін молекуланың адсорбциялануы; молекулалардың химиялық өзгеруі; реакция өнімінің десорбциялануы; өнімнің катализатор бетінен алыстауы.

Жалпы катализдегідей бұл процесте катализатордың активтілігі концентрацияға, температураға, қысымға, әрекеттесетін реагенттер мен катализатордық химиялық құрамына, тағы да басқаларға байланысты болады (олар таңдамалы қасиетпен әсер етеді).

Қазір жүздеген, мыңдаған каталиттік реакциялар кеңінен зерттеліп, сипаты жағынан топтастырылған, олардьщ біразы өндірісте-негізгі технологиялық процестерде қолданылады.

Гетерогенді катализдің механизмі мен себептерін түсінуде көп-теген тәжірибе кезінде жинақталған мәліметтерге негізделген екі жайдың маңызы зор: катализатор бетіне (үстіне) әрекеттесетін реагенттің адсорбциялануы; каталиттік реакцияларға катализатордың беті түгелдей қатынаспай, тек активті орталық деп аталатын жекеленген шағын бөлшектерден түратын, аса көп емес бөлі-гінің ғана әрекеттесуі. Демек адсорбция гетерогенді катализдегі бірден-бір маңызды, негізгі сатылардын, бірі екен. Осындай ад-сорбция кезінде катализатордың беткі қабатында орналасқан молекулалардың структуралық қүрамы өзгеріп, олардың реакцияға түсу қабілеті артады. Мұндай катализатор бетіне адсорбциялан-ған молекулалардың химиялық байланыстары әлсіреп, өздерінін, кұрылымын өзгертуі хемосорбция кезінде байқалады. Олай болса, осындай жағдайдағы гетерогенді катализдің механизмін хемосорбция анықтайды. Катализатордың беткі қабатына хемосорбцияланған реагенттің мономолекуладан тұратын қабаты ерекше сипатталатын аралық қабат ретінде қарастырьілады және ол өте тұрақсыз болғандықтан да реакцияға түсуге қабілеті жоғары болады. Осылайша гетерогенді катализ кезінде катализатордың беткі қабатында аралык қосылыстар пайда болып тұрады. Активті орталықтардың болуы тікелей және жанама алынған деректер ар-қылы дәлелденеді. Катализаторлардын, улануы үшін удың өте аз мөлшері жеткілікті. Катализатор бетінің тегіс активті емес екені уланған бөліктердің түрінен де, рентгенографиялық әдістің талдауынан да, электронды микроскоп мәліметінен де анық көрінеді. Осы активті орталықтарда аса күшті теңестірілмеген электр өрісі болатындықтан, заттар негізінен осындай жерлерге адсорбцияланады. Адсорбциялы гетерогенді катализдің барлық теориялары ондағы активті орталықтың маңызы мен құрылысын, сондай-ақ ондағы молекулалардың энергетикалық күйін анықтауға бағытталады.

45) Химиялық термодинамиканың негіздері және оның химиялық процестерде қолданылуын түсіндіріңіз.

Химиялық термодинамика – термодинамиканың заңдарың химиялық процестерге қолданады – сөзі гректің “термос” – жылу және “динамос” – күш, қозғалыс. Химиялық реакциялар кезінде байқалатын энергияның бір түрден басқа түрге айналуын, реакциялардың осы жағдайда өздігінен жүру шегін, сонымен қатар химиялық тепе-теңдіктің болу жағдайларын анықтайтын ғылым.

Термодинамика жүйелерді зерттейді.

Жүйе дегеніміз бір-бірімен әрекеттесу жағдайындағы және өзін қоршаған ортадан ойша бөлектелген бірнеше заттардың жиынтығы.

Жүйенің күйін оның температурасы, қысымы, көлемі, массасы сипаттайды. Бұлардан басқа жүйенің күйін және онда болып жататын өзгерістерді сипаттау үшін оның ішкі энергиясының ΔU, энтальпияның ΔH, энтропияның ΔS, Гиббс энергиясының ΔG қалай өзгеретінін білу керек.

Химиялық реакциялардың жылу эффектісі.

Термодинамиканың бірінші заңы – энергияның  әртүрлі  формалары  бір-біріне тек эквивалентті мөлшерде ауысады. Басқаша сөзбен айтқанда, сыртқы ортамен зат және энергия алмаспайтын жекеленген жүйенің барлық энергия түрлерінің қосындысы әр уақытта тұрақты болады. Жекеленген жүйе жылу сіңіру арқылы бір күйден екінші күйге ауысқанда жұмсалған жылу (Q) мөлшері жүйенің ішкі энергиясын (ΔU) өзгертуге және белгілі бір жұмыс (А) жасауға пайдаланылады

.

Келтірілген теңдеу термодинамиканың бірінші заңының математикалық өрнектелуі немесе термодинамикаға қолданылған энергияның сақталу заңының өрнектелуі.

Мұндағы Q – жүйенің сіңірген жылуының мөлшері;

 ΔU – жүйенің ішкі энергиясының өзгеруі;  

 А – жүйенің істеген жұмысының мөлшері.

Жүйенің ішкі энергиясы – молекулалардың, атомдардың, иондардың, электрондардың кинетикалық және потенциялық энергияларының қосындысынан тұратын толық энергиясы. Жүйенің ішкі энергиясының (U) абсолюттік мәнін анықтауға болмайды, сондықтан жүйе бір күйден (U₁) екінші күйге (U₂) көшкенде байқалатын ішкі энергияның өзгеруін      анықтайды.

Химиялық реакциялар үшін жүйенің жасайтын жұмысы

.

мұндағы А – жүйенің жасайтын жұмысы;

 ΔV – жүйе бір күйден екінші күйге ауысқандағы өзгерген көлем;

 Р – қысым.

Химиялық реакциялар жүру жағдайларына қарай негізінен изобара-изотермиялық және изохора-изотермиялық болып бөлінеді. Изобара-изотермиялық реакциялар тұрақты қысым мен температурада жүреді. Изохора-изотермиялық реакциялар тұрақты көлемде және тұрақты температурада жүреді. Мұндай реакцияларды жабық ыдыстарда (автоклавтарда) жүргізеді.

Термодинамиканың бірінші заңын изохора-изобаралы реакцияларға қолдануды қарастырайық. Заңның математикалық өрнектелуі мынадай:

Qv=ΔU + A =ΔU + РΔV.

Изохора-изотермиялық реакциялар жүргенде жүйенің көлемі өзгермейді

ΔV = 0,

олай болса өзгерген көлемнің қысымға көбейтіндісі де, соған сәйкес істелетін жұмыстың мөлшері де нөлге тең болады. Бұдан шығатын қорытынды изохора-изотермиялық реакциялар жүрген кезде жұмсалатын жылудың мөлшері жүйенің ішкі энергиясын өзгертуге ғана жұмсалады.

Qv = U₂– U₁=ΔU.

Егер жүретін химиялық реакциялардың қысымытұрақты болса, бөлінетін немесе сіңірілетін жылудың мөлшері жүйенің ішкі энергиясын өзгертуге және сыртқы қысымға қарсы жұмыс жасауға жұмсалады.

Qp = ΔU + A = (U₂ – U₁) + Р(V₂ – V₁),

Qp = H₂ – H₁ = ΔH,  ΔH = ΔU + РΔV,

ΔH – жүйенің энтальпиясы деп аталады. Химиялық реакцияларға қатысатын және түзілетін заттармен бірге реакцияның жылу эффектісі көрсетілген теңдеулерді термохимиялық теңдеулер дейді. Термохимиялық теңдеулерді жазғанда термодинамика бойынша бөлінген жылу теңдеудің оң жағына минус (–) белгісімен, ал сіңірілген жылу плюс (+) белгісімен көрсетіледі. Реакциялардың жылу эффектілерін сан жағынан зерттейтін ғылымның бірі термохимия деп аталады.

Термохимияның негізгі заңын 1840 жылы орыс ғалымы Г.И. Гесс ашты, ол Гесс заңы деп аталады және былай айтылады:

Реакцияның жылуы (энтальпиясы) – реакцияның қандай жолмен жүруіне байланысты емес, тек реакцияларға қатысатын бастапқы заттардың және реакция нәтижесінде түзілетін заттардың түріне және күйіне ғана байланысты.

 Көміртегі (IV) оксидін екі түрлі реакциялардың жәрдемімен алуға болады.

I әдіс:     C_(граф) + O_2(газ) = CO_{2( газ)},      ΔH₁;

II әдіс:    C_(граф) + 1/2O_2(газ) = CO_(газ),   ΔH₂;

            CO_(газ) + 1/2O_2(газ) = CO_2(газ), ΔH₃.

Г.И. Гессзаңынан бірнеше салдар шығады. Олардың аса маңыздылары мыналар:

Турареакцияныңжылу эффектісі кері таңбамен алынған кері реакцияның жылу эффектісіне тең.

A→B  +∆H₁;     B→A  –∆H₂,

мұнда Гесс заңынан шығатын салдар бойынша ∆H₁ = –∆H₂ тең болады.  

 Реакцияныңжылуэнтальпиясыоныңнәтижесіндетүзілгензаттардыңтүзілужылуларының (энтальпияларының) қосындысынанреакцияғақатысқанзаттардыңтүзілужылуларыныңқосындысынаналыптастағанғатең. Реакция теңдеуіндегі заттардың алдындағы коэффициенттері олардың сәйкес түзілу жылуларына көбейткіш болады.

,

2Mg_(қ) + CO_2(г) = 2MgO_(қ) + C_{(графит)}.

Гесс заңы бойынша бұл реакцияның жылу эффектісін былай табады:  

.

Жылу эффектісін өлшеу үшін калориметрді пайдаланады. Оларда реакцияларды белгілі мөлшерімен жүргізеді және температураның өзгерісі бойынша бөлінген (немесе сіңірілген) жылу мөлшерін өлшейді.

Заттардың жану энтальпиясы   – деп стандартты жағдайда, тиісті жоғары оксидтерді түзе жүретін заттың бір молінің оттекпен тотығу реакциясындағы өзгеруін айтады.

Гесс заңының екінші салдары: химиялық реакцияның жылу эффектісі бастапқы заттардың жану жылулықтарының қосындысынан реакция өнімдерінің жану жылулығының қосындысын шегергенге тең

.

Энтропия.  Екі газдың молекулалары бір-бірімен өздігінен араласып, біраздан кейін ыдыстың барлық көлеміне біркелкі тарайды. Араласу кезінде жүйенің қысымы, температурасы, энергиясы өзгермейді, газдар да бір-бірімен әрекеттесе қоймайды, бірақ газдардың араласу процесі өздігінен жүрді. Бастапқы күйде ыдыстың әр бөлімінде әр газдың молекулалары өзара белгілі бір ретпен орналасқан еді, ал екі газдың молекулалары араласқаннан кейін жүйеде ретсіздік байқалады.

Энергиясы өзгермей өздігінен жүретін процестер жүйеде реттілік азайып күшейетін бағытта жүреді. Жүйедегі ретсіздіктің сандық мәнін энтропия анықтайды, оны S әрпімен белгілейді. Егер жүйе бір күйден (1)   екінші күйге (2) ауысатын болса, онда оның энтропиясының өзгеруін былай табады:

.

Энтропияның сандық мәні Дж/(моль∙К). Заттардың әртүрлі агрегаттық күйлерін олардың осы жағдайдағы қасиеттері деп қатал тиісті энтропияларының сандық мәні арқылы көрсетуге болады. Заттың қатты күйден сұйық күйге, сұйық күйден газ күйіне ауысқанда энтропияларының өсетінін байқауға болады.

.

G – изобара-изотермиялық потенциал немесе Гиббстің еркін энергиясы 

.

Тұрақты қысымда және тұрақты температурада изобара-изотермиялық реакциялардың өздігінен жүруіне энтальпиялық және энтропиялық факторлардың әсері изобара-изотермиялық потенциалдың өзгеруін анықтайды. Химиялық реакцияның изобара-изотермиялық потенциалдың өзгеруі энтальпиялық және энтропиялық факторлардың айырмасына тең.

 – изобара-изотермиялық жағдайда.

Бұл функцияның өзгеру белгісі, сол заттар арасындағы реакцияның өздігінен жүру мүмкіндігін анықтайды:

- егер ΔG ˂ 0 – онда реакция тура бағытта мүмкін;

- егер ΔG ˃ 0 – онда реакция мүмкін емес;

- егер ΔG = 0 – онда реакция тура және кері бағытта мүмкін, және реакция кайтымды.