Mundarija Kirish I bob fazalar muvozanati. Gibbsning fazalar qoidasi

Mundarija
Kirish
I BOB Fazalar muvozanati.Gibbsning fazalar qoidasi.
1.1 Asosiy tushunchalar. Gibssning fazalar qoidasi.
1.2. Bir komponеntli sistеmalar: suvning holat diagrammasi.
II BOB Faza, komponent va sistemaning erkinlik darajasi
2.1 suyuq faza 
2.2 Noorganik birikmalarning qattiq fazadagi sintezi
Xulosa
Foydalanilgan adabiyotlar ro’yxati
Kirish
Gaz fazada reaksiyalarni o’tkazganda nafaqat yangi turdagi zarrachalar-ni, balki gazsimon modda mollar sonining entropiya o’zgarishiga ta’sirini ham inobatga olish kerak. Agar sistemadagi gazsimon moddalarning mollar sonini n deb belgilasak, unda reaksiya natijasida hosil bo’lgan gazsimon moddalarning mollar soni (n₂) va reaksiya uchun olingan gazsimon mod-dalarning mollar soni
(n₁) orasidagi farq (∆n) quyidagicha ifodalanadi: ∆n = n₂ – n₁. Shunda ∆n ning qiymatini bilgan holda, entropiya o’zgarishining ishorasi haqida xulosa chiqarish mumkin. Agar ∆n > 0 bo’lsa, ∆S > 0 bo’ladi, ya’ni entropiya ortadi, va aksincha, agar ∆n < 0 bo’lsa, ∆S < 0 bo’ladi, ya’ni entropiya kamayadi.
Shuni ta’kidlash kerakki, dastlabki va oxirgi mahsulotlar tuzilishi bo’yicha bir-biriga yaqin bo’lgan hamda strukturaning o’ziga xos xususyatlariga entropiyaning sezgirligi bilinmaydigan hollardagina entropiyaning o’zgarishi asosan hajmning o’zgarishi bilan belgilanadi. Binobarin, yuqoridagilarni inobatga olgan holda o’z-o’zicha boradigan reaksiyalarning ko’rsatkichi sifatida ∆N ni qabul qilishimiz mumkin.
Reaksiyalarning borish imkoniyatlarini baholashda Gibss energiyasining o’zgarishi (∆G) qo’llanilsa to’g’riroq bo’ladi. Ma’lumki, ∆G harorat (T) hamda reaksiya mahsulotlari va dastlabki moddalar aktivliklari (a) nisba-tining funksiyasi hisoblanadi. Masalan, aA + bB ↔ cC + dD reaksiya uchun ∆G quyidagi formula bilan aniqlanadi:
G  G^  RT ln^^aCc_a ^{ a}_a^Dd_Bb ^_, (2) _{aA }
bunda ∆G° – standart izobar-izotermik potensial bo’lib, u ham haroratga bog’lik holda quyidagi nisbat bilan ifodalanadi:
G  RT lnaa''cCa aa''DdbB   RT ln K .
 A 
Bu holda a′ kattaliklar T haroratdagi oxirgi (S, D) va dastlabki (A, V) moddalarning muvozanat aktivliklari hisoblanadi, K – reaksiyaning muvo-zanat konstantasi.
Adabiyotlarda ∆G ning qiymatlari berilmagan bo’lsada, ∆G° ning qiymatlari ko’pchilik moddalar uchun aniqlangan. Shu sababli ∆G° ning qiymatlari bo’yicha reaksiyalarning yo’nalishini oldindan aytish imkoniyatiga ega bo’lish uchun, bu ikki kattaliklar orasidagi bog’liklikni batafsil ko’rib chiqishga to’g’ri keladi. Shuni ham aytib o’tish kerakki, ∆G° ning standart qiymatlari sistemaning faqat standart holatidagi¹ reaksiyalar yo’nalishini belgilaydi, ∆G° dan tashqari barcha boshqa hollar uchun reaksiyaga kirishuvchi moddalarning aktivligini ham bilish kerak.
Standart sharoitlardan farq qiladigan boshqa holatdagi reaksiyalar-ni ∆G° < 0 bo’lganda ham, ∆G° > 0 bo’lganda ham amalga oshirish mumkin, shuning uchun bunday reaksiyalarning yo’nalishini odindan aniqlash qiyinchiliklarga olib keladi. Lekin tadqiqotlar shuni ko’rsatadiki, aksariyat hollarda moddalar reaksion qobiliyatlarining oraliqlarini belgilovchi ∆G° absolyut qiymatlarining intervali uncha katta bo’lmaydi va standart sharoitdagi haroratdan kam farq qiluvchi haroratda ±40 kJ/molni tashkil etadi. Demak, agar ∆G° ning qiymati –40 kJ/moldan kichik bo’lsa, jarayon amalga oshadi va ∆G° ning qiymati +40 kJ/moldan katta bo’lsa, hattoki, standart sharoitlardan katta farq qiluvchi sharoitlarda ham jarayonni amalga oshirib bo’lmaydi.
Agar harorat standart haroratdan katta farq qilsa, ∆G° ning kattaligi bo’yicha reaksiyani amalga oshirish imkoniyatlarini oldindan bilish uchun qo’shimcha tahlillarni o’tkazish zarur bo’ladi. Lekin shunisi ham borki, standart harorat sifatida har qanday haroratni tanlash mumkin, biroq, G₂₉₈^ dan farq qiladigan ∆G° ning boshqa qiymatlarini ma’lumotnomalardan topish ancha mushkuldir. Shu sabali ∆G bo’yicha hisoblashlarni tegishli harorat uchun o’tkazish qulay hisoblanadi. Lekin hisoblashlarni o’tkazishdan oldin bu hisoblashlar qanchalik to’g’ri natijalar berishiga oldindan ishonch hosil qilish kerak.
Modomiki, ma’lumotnomalarda berilgan ∆G° ning qiymatlari 298 K haroratga, ya’ni ancha past haroratga mos kelar ekan, undan ham pastroq haroratlarda o’tadigan reaksiyalarga to’xtalib o’tishga zarurat qolmaydi. Lekin bunday haroratda ham o’tkazilish imkoniyatiga ega bo’lgan reaksiyalar, ba’zan tezlikni kamaytirishga, ya’ni jarayonning kinetik xarakterisikalarini yaxshilashga qaratilgan sharoitlarni tanlashga majbur etadi, bu masalani keyingi boblarda ko’rib chiqamiz.
Faqatgina, standart haroratda termodinamika qonunlariga muvofiq bormaydigan reaksiyalar to’g’risida to’xtalib o’tamiz va haroratning ortishi qay darajada ∆G° ga ta’sir ko’rsatishini aniqlashga harakat qilamiz.
Buning uchun birinchi navbatda harorat o’zgarganda muvozanatning sil-jish qonuniyatlaridan foydalanamiz. Agar reaksiyaning issiqlik effekti manfiy (reaksiya endotermik), ∆S° esa noldan katta bo’lsa, unda haroratning ko’tarilishi ∆G° ishorasining o’zgarishiga qulay ta’sir ko’rsatishini kutish mumkin, chunki (1) tenglamadagi ∆G° ni belgilovchi entropiya hadi (T∆S) sezilarli darajada orta boshlaydi, shu vaqtning o’zida esa ∆N° va ∆S° o’zgar-masdan qolishi mumkin. Bunday sharoitlar yaratilgandan keyin ∆G° ning ishorasi almashadi yoki