Bimolekular reaksiyalarning xususiy va umumiy tartiblarini aniqlash

Bimolekular reaksiyalarning xususiy va umumiy tartiblarini aniqlash

Javoblar.

Кимёвий реакциянинг тезлиги
Кимёвий реакциянинг тезлиги деб ўзаро таъсирлашаётган моддалар концентрациясининг вақт бирлиги ичида ўзгаришига айтилади. Реакция давомида дастлабки олинган моддаларнинг миқдори камайиб боради, аксинча, ҳосил бўлаётган моддаларнинг миқдори эса кўпайиб боради. Агарда реакция давомида иштирок этаётган моддаларнинг концентрациялари вақт бирлиги оралиғида кичик миқдорга ўзгаради десак, реакция тезлиги қуйидагича ифодаланади:
V=- ёки V = (VII.1)
Бунда С ва С^ лар мос равишда бошланғич моддалар ва реакция махсулоти концентрациялари.
Бир томонга йўналаётган реакцияни икки ҳил турда синфлаш мумкин: биринчидан, бораётган реакциянинг тенгламаси бўйича реакция тезлиги тенгламаси орқали олинган реакция тартибига кўра; иккинчидан, реакциянинг молекулярлиги, яъни айни реакцияда иштирок этаётган заррачаларнинг сонига кўра. Реакциянинг тартиби деб реакциянинг кинетик тенгламасидаги даража кўрсатгичлари йиғиндисига айтилади. Масалан, қуйидагича реакция содир бўлаяпти десак:

бунда тўғри реакция тезлигининг V=kкинетик тенгламаси бўйича реакция тартиби () йиғинди орқали ифодаланади.
Реакциянинг тартиби ва молекулярлиги кўпчилик ҳолларда бир-бирига мос келмайди. Бу катталиклар оддий реакциялар учун мос келиши мумкин. Чунки жараённи боришини ифода этаётган реакция тенгламаси амалда содир бўлаётган оралиқ жараёнларни тўлиқ қамраб ололмайди, натижада реакциянинг механизми ёритилмай қолади.
Содир бўлаётган реакция бир босқичдан иборат бўлса, реакциянинг тезлиги ўзаро таъсирлашаётган моддалар стехиометрик коэффициентларига мос равишда уларнинг концентрацияларига пропорционал бўлар эди, яъни юқорида келтирилган реакция тенгламаси учун қуйидагини ёзиш мумкин бўлар эди:
V=- =kС (VII.2)
бунда k- реакция тезлиги доимийси (k- реакцияга киришаётган моддалар концентрациялари бирга тенг бўлгандаги реакция тезлиги). Унинг ўлчов бирлиги k=с^1-n t^-1.
Хақиқaтдан ҳам амалда кўпчилик реакциялар тезликлари турлича бўлган бир қатор босқичлардан иборат бўлиб, умумий реакциянинг тезлиги ана шу босқичлар ичида энг секин борувчи босқичнинг тезлиги билан ўлчанади. Шунинг учун ҳам (VII.2) тенгламадаги дастлабки моддалар стехиометрик коэффициентларидан иборат даража кўрсаткичлари () бутун сонлардан ташқари каср сонлардан ҳам иборат бўлиши мумкин.
Одатда оддий реакциялар учун реакция тартиби ўзаро реакцияга киришаётган моддалар стехиометрик коэффициентларининг йиғиндисидан иборат бўлади, яъни n=.
Реакция давомида битта ёки бир неча моддаларнинг миқдорлари ўзгармай қолса одатда реакциянинг “псевдо” ёки “кузатилган тартиби” деган ибора ишлатилади. Мисол учун шакарни инверсияланиш реакциясини олайлик:
С₁₂Н₂₂О₁₁ + Н₂ О С₆Н₁₂О₆
Айни реакцияда шакардан ташқари эритувчи сифатида сувнинг иштирокини ва реакция кислотали муҳитда боришини ҳисобга олган ҳолда реакция тезлигини қуйидагича ифодалаш мумкин:
V=k С₁₂Н₂₂О₁₁ Н₂ОН₃О⁺
Тенгламадан кўриниб турибдики, айни реакцияни учинчи тартибли реакция дейиш мумкин эди. Аслида эса реакцион аралашмадаги сувнинг миқдори эритувчи сифатида ортиқча эканлиги ва гидроксоний иони катализатор сифатида ўзгармас миқдорга эга бўлганлиги сабабли реакция тезлигини
V=k  С₁₂Н₂₂О₁₁
кўринишда ёзиш кифоя қилади. Натижада юқоридаги реакция биринчи тартибли реакция эканлигини кўрамиз. Реакциянинг тартиби формал катталик бўлиб моддалар миқдори, босим, ҳарорат ва катализаторлар иштирокидан келиб чиққан ҳолдаги мураккаб реакция механизмига боғлиқ катталикдир, у 0,5 дан 4 гача бўлган қийматларга эга бўлиши мумкин.
Реакциянинг молекулярлиги иштирок этаётган элементар атом ёки молекулаларнинг аниқ сонига боғлиқ бўлиб, одатда 1 дан 3 гача бўлган бутун сонлар орқали ифодаланади. Чунки тўртта атом ёки молекулани бир вақтда ўзаро тўқнашиши амалий жиҳатдан мумкин эмас.
Реакция тартиби ва молекулярлигини реакция механизмига боғлиқлигини чуқурроқ тушиниш учун мисол тариқасида икки валентли темирни кислотали муҳитда кислород билан оксидланиш реакциясини кўриб чиқайлик. Реакция тенгламасини қуйидагича ифодалаймиз:
4Fe⁺² +4H⁺ + O₂ 4Fe³⁺ + 2Н₂О
Тенгламадан кўриниб турибдики, реакция содир бўлиши учун 4 та темир иони, 4та водород иони ва битта кислород молекуласи, яъни 9та заррача бир вақтда ўзаро тўқнашиши керак. Лекин, амалий жиҳатдан бу мумкин эмас. Иккинчи томондан, айни заррачаларнинг саккизтаси мусбат зарядланган заррачалар бўлиб, улар ўзаро итарилиш кучига эгадирлар. Шунинг учун ҳам айни реакцияни қуйидаги босқичлардан иборат реакциялар мажмуаси сифатида қараш мумкин:
Fe²⁺ + O₂ Fe³⁺ + O
O+ H⁺→ HO
Fe ²⁺ + HO→ Fe³⁺ + HO
HO + H⁺ → H₂O₂
Fe²⁺ + H ₂O₂ → Fe³⁺ + OH^- +
Fe²⁺ + → Fe³⁺ + OH^-
H⁺ + OH^- H₂O
Келтирилган реакция тенгламаларидан кўриниб турибдики, бирорта таъсирланишда иккитадан ошиқ заррачалар иштирок этмайди ва шу билан бирга бир хил зарядли заррачалар ҳам ўзаро тўқнашмайди. Хулоса қилиб айтганда реакция механизми реакцияни ташкил этувчи босқичлар мажмуасидир.
Реакциянинг молекулярлиги ўзаро тўқнашаётган заррачаларнинг сонига боғлиқ равишда мономолекуляр, бимолекуляр ва учмолекуляр бўлиши мумкин. Лекин биз юқорида қайд этганимиздек учта ва ундан ошиқ заррачаларнинг бир вақтда ўзаро тўқнашиш эҳтимоллиги жуда кичикдир. Схематик равишда реакциянинг молекулярлигини қуйидагича ифодалаш мумкин:

1. 
   А → L – мономолекуляр реакциялар;
   
2. 
   А + В→ L; 2 А → L– бимолекуляр реакциялар;
   
3. 
   А + В + С → L ; 2 А + В → L ; 3А→ L -учмолекуляр реакциялар.
   

Агарда реакция давомида бир дона ўзаро таъсирлашиш содир бўлаётган бўлса, реакция тартиби билан молекулярлиги бир-бирига тенг бўлади. Мураккаб реакцияларда эса реакция тартиби алоҳида реакция босқичларининг молекулярликларига боғлиқ бўлади.
Содир бўлаётган реакциялар моддаларнинг ўзаро таъсирлашишига кўра оддий ва мураккаб реакцияларга бўлинади. Одатда оддий реакциялар бир томонга йўналган бўлиб, битта кимёвий босқичдан иборат бўлади. Мураккаб реакцияларнинг бир неча турлари мавжуд бўлиб уларни схематик равишда куйидаги турларга бўлиш мумкин:

1. 
   Қайтар реакциялар
   

А + В↔ L+ М
2. Ёнма-ён (параллел) борувчи реакциялар

3. Биргаликда барувчи реакциялар
А + В→ L (а)
А + С → М (б)
Бу турдаги реакциялар содир бўлаётганда реакциялардан бири ўз-ўзича боради ва унинг махсулотларидан бири иккинчи реакциянинг содир бўлишига сабабчи бўлади. Масалан, бизнинг мисолимиздаги (а) реакцияда ҳосил бўлган L моддаси (б) реакциянинг содир бўлишига ёрдам беради. Одатда иккала реакцияда ҳам иштирок этувчи А модда актор деб аталади. А моддаси билан осон реакцияга киришиб иккинчи реакцияни содир бўлишига сабабчи бўлувчи В модда индуктор деб аталади. С моддаси акцептор деб аталади. Ўз ўзича содир бўлувчи биринчи реакцияни бирламчи, унинг кетидан борувчи реакцияни иккиламчи реакция деб аталади. Мисол тариқасида Fe²⁺ иони кучли кислотали муҳитда H₂O₂ билан оксидланиш реакциясини кўришимиз мумкин:
H₂O₂+2FeCl₂2FeCl₃+H₂O (а)
H₂O₂+2HCl Cl₂+2H₂O (б)
Бунда H₂O₂- актор, Fe²⁺-индуктор, HCl-акцептор вазифасини бажаради ва (а) реакция бирламчи , (б) эса иккиламчи реакциядир.
4. Кетма-кет барувчи реакциялар
ABC…; A+B+…C+D+…L+M+…
Умуман, формал кинетиканинг вазифаси реакцияда иштирок этаётган моддалар концентрациясини вақт бирлиги ичида ўзгаришини ўрганиш орқали ҳар қандай шароитда реакция доимийсини ҳисоблаш имконини берувчи тенгламаларни ишлаб чиқишга қаратилган. Бунинг учун ўрганилаётган реакция тартибини аниқлаш асосий омиллардан бири ҳисобланади.