Kimyoviy kinetikaning vazifalari. Kimyoviy reaktsiyalarning sodir bo’lishi oxirigacha borishi

Kimyoviy kinetika. Kimyoviy reaksiyaning tezligi haqida tushuncha.
Reja:

1. 
   Kimyoviy kinetikaning vazifalari.
   
2. 
   Kimyoviy reaktsiyalarning sodir bo’lishi oxirigacha borishi.
   
3. 
   Tomogen va geterogen reaktsiyalar.
   
4. 
   Kimyoviy reaktsiyalarning tezligi.
   
5. 
   Massalar ta‘siri qonuni.
   
6. 
   Kimyoviy reaktsiya tezligiga ta‘sir qiluvchi omillar.
   
7. 
   Temperatura va katalizatorlarning ta‘siri va boshqalar.
   
8. 
   Zanjirli kimyoviy reaktsiyalar.
   

Ximiyaviy reaktsiyaning tezligi reaktsiyaga kiruvchi moddalar kontsentratsiyalarning vaqt birligi ichida o’zgarishi bilan o’lchanadi. Kontsentratsiya, hajm birligidagi modda miqdoridir.
Ximiyaviy reaktsiya tezligini o’lchashda moddalar kontsentratsiyasini mollar hisobida, vaqt birligi esa-sekund, minut hisobida olinadi. Reaktsiya tezligi qaysi modda miqdorini o’lchash qylay bo’lsa, o’sha modda kontsentratsiyasini o’zgarishi bilan o’lchanadi. Reaktsiyaga kirishayotgan moddalarning kontsentratsiyalari reaktsiya davom etgan sari kamayadi; hosil bo’ladigan mahsulotlar esa ortib boradi. Ko’pincha dastlabki moddalar kontsentratsiyalarning kamayishidan foydalanadi.
Ximiyaviy reaktsiyalarning tezligi reaktsiyaga kirishayotgan moddalar tabiatiga, temperatura, bosimga, katalizatorlarning ishtirok etish etmasligiga va boshqa faktorlarga bog’liq.
Reaktsiya tezligiga temperaturaning ta‘siri
Molekula va atomlar harakatda bo’lganda ularning reaktsiyaga kirishishi ortadi. Zarrachalarni harakatga keltirish uchun, temperatura, bosimni ko’paytirish yoki rentgan nurlari, j nurlarni ta‘sir ettirish kerak bo’ladi. Temperatura ham 10S ga oshganda reaktsiyaning tezligi 2-4 marta ortishini dastlab Vant-Gaff tajribasi asosida ta‘rifladi. Agar 0 gradusdagi tezlikni Vt bilan belgilasak reaktsiya tezligining temperatura bilan o’zgarishini quyidagi tenglama bilan ifodalanadi.

Bu tenglamadagi temperatura 10S ko’tarilganda reaktsiya tezligining necha marta oshishini ko’rsatuvchi son reaktsiyaning temperatura koeffitsienti deb ataladi. Reaktsiya tezligining temperaturaning ta‘sirini ko’rsatish uchun natriy tiosulfat Na S O bilan sulfat kislota eritmalarining o’zaro reaktsiyasini ko’rsatish mumkin.
Na2 S2 O3 + H2 SO4 - - - > Na2 SO4 + SO2 + ↓ S + H2 SO
Reaktsiya 2 va 3 S da o’tkaziladi. Unda oltingugurt cho’kmasi hosil bo’lishi sababli eritma loyqaanadi. 30 S da reaktsiya 20S dagiga nisbatan 2 marta kam vaqt ichida tugaydi.
Keyingi vaqtda fizik ta‘sirlar qatoriga moddaga lazer nurlar yuborish ham qo’shildi.
Lazer ta‘sirida grafitdan olmos sintezi amalga oshirildi va ximiyaviy reaktsiyalar mexanizmini o’rganishda keng foydalanmoqda.

Reaktsiya tezligiga kontsentratsiyaning ta‘siri.

Reaktsiya tezligiga reaktsiyaga kirishayotgan moddalarning kontsentratsiyalari katta ta‘sir etadi.
Tomogen bir jinsli sistemalarga gazlar aralashmasi, tuz yoki qand eritmasi umuman eritmalar kiradi. Fizik yoki ximiyaviy xossalari jihatdan o’zaro farq qiladigan va bir-biridan chegara sirtlari bilan ajralgan ikki yoki bir necha qismlardan tuzilgan sistema geterogen yoki ko’p jinsli sistema deb ataladi. Masalan: o’zaro aralashib ketmaydigan ikki suyuqlik bir idishdagi suv va simob va qattiq jismlarning aralashmalari geterogen sistemalardir. Reaktsiya tezligiga kontsentratsiyaning ta‘sir etish sabab shundaki, moddalar orasida o’zaro ta‘sir hosil bo’lishi uchun reaktsiyaga kirishuvchi moddalarning zarrachalari bir-biri bilan tuqnashadi.
Vaqt birligi ichida yuz beradigan to’qnashuvlarning soni o’zaro to’qnashayotgan zarrachalarning kontsentratsiyalariga proportsional bo’ladi. Bu son qanchalik katta bo’lsa, moddalar orasidagi o’zaro ta‘sir shunchalik kuchli bo’ladi, ya‘ni ximiyaviy reaktsiya shunchalik tez boradi.
Massalar ta‘siri qonuni.
Ximiyaviy reaktsiya tezligi reaktsiyaga kirishayotgan moddalarning kontsentratsiyalari ko’paytmasiga to’g’ri proportsionaldir.
Bu qoidani 1867 yilda norvegiyalik ikki olim Guldberg va Vaage tomonidan taklif etilgan bo’lib, massalar ta‘siri qonuni deb ataladi.
Bu qonunga muvofiq F+I - - Yu S shunday reaktsiyalar uchun reaktsiya tezligi quyidagiga teng bo’ladi.
V=K [A] · [B]
Bu yerda V reaktsiya tezligi [A] [B] moddalarning kontsentratsiyalari, K – tezlik konstantasi, agar A=B=1 ga teng bo’lsa bu holda V=K.
Agar reaktsiyaga kirishayotgan moddalarning oldiga koeffitsientlar qoyilsa u holda.
aA+bB - - > cC.
Bunday tenglamalar yoki reaktsiyalar uchun massalar ta‘siri qonuni matematik ifodasi quyidagicha bo’ladi.
V=K [A]^a [B]^b
Ximiyaviy reaktsiyalarning aktivlanish energiyasi
Ximiyaviy reaktsiyalar sodir bo’lganda zarrachalar ham o’zaro tuqnashi kerak. Reaktsiya tazligiga t kontsentratsiya zarrachalarni e‘tiborga olib, massalar ta‘siri qonuniga qo’shimcha sifatida aktivlanish nazariyasi kiritildi.
Bu nazariyaga muvofiq barcha tuqnashuvlar orasida ximiyaviy reaktsiya vujudga kelavermaydi, ammo ortiqcha energiyaga ega bo’lgan aktiv molekulalar orasida to’qnashuvlar reaktsiyani vujudga keltiradi. Bu nazariyani D.V.Alekseev, S.Arrenius va boshqa olimlar vujudga keltirdi.
Demak, har qaysi to’qnashuv natijasida reaktsiya boravermatsdi, faqat aktiv molekulalar orasida to’qnashuvlar natijasida reaktsiya sodir bo’ladi. Aktivmas zarrachalarni aktiv holatga o’tkazish uchun ularga berilishi zarur bo’lgan qo’shimcha energiya-aynireaktsiyaning aktivlanish energiyasi KJ\mol yoki EV hisobida ifodalanadi. Reaktsiyaning aktivlanish energiyasi qanchalik katta bo’lsa, reaktsiya shunchalik sekin boradi.

Zanjir reaktsiyalar.

Valentliklar toyinmagan aktiv zarrachalar (erkin-atom radikal va kuzlangan molekulalar ishtirokida) ketma-ket bosqichlar bilan boradigan reaktsiyalar zanjir reaktsiyalar deb ataladi.
Zanjir reaktsiyalarning aktivlanishi uchun yoki toyinishi uchun yorug’lik kvanti va nur kvantini yutishi ba‘zan sistema o’zining ichki issiqlik energiyasi ham sabab bo’lishi lozim.
Mobel mukofoti laureati akademik N.N.Semyonov nazariyasiga ko’ra har qanday zanjir reaktsiyani uch bosqichdan iborat deb qarash mumkin:
1. Zanjirning vujudga kelishi (yoki boshlash reaktsiyasi).
2. Zanjir reaktsiyalar zanjirlarning davom etishi va tarmoqlanishi.
3. Zanjirning uzilishi.
Masalan: vodorod va xlordan vodorod xlorid hosil bo’lish reaktsiyasini, ya‘ni tarmoqlanmagan zanjir reaktsiyani ko’rib chiqamiz. Bu reaktsiya quyidagi sxema bilan boradi:
1. Dastlabki reaktsiyalar Cl₂ + energiya - - - > 2Cl
Cl + H₂ - - - > HCl+H⁺

2. Zanjir reaktsiya H⁺ + Cl₂ - - - > HCl + Cl⁺

Cl⁺ + H₂ - - -> HCl + H⁺ va xak.

1. Zanjirning uzilishi Cl⁺ + Cl⁺ + M - - - > Cl₂ + M

H⁺ + H + M - - - > H₂ + M
(M – uchinchi zarracha idish devori).
Zanjir reaktsiyalar keng tarqalgan, masalan: gazlarda boradigan reaktsiyalari, kreking reaktsiyalari, uglevodorodlarning polimerlanish protsesslari, portlash reaktsiyalar zanjir reaktsiyalardir.
Kataliz.
Reaktsiya tezligini o’zgartiradigan, lekin natijasida ximiyaviy jihatdan o’zgarmaydigan modda katalizator deb, reaktsiya tezligining katalizator ta‘siridan o’zgarii esa kataliz debataladi.
Masalan:
Barcha katalizlar ikkiga bo’linadi, gomogen va geterogenlarga.
Gomogen katalizda reaktsiyaga kirishadigan moddalar bir xil fazoda bo’ladi. Geterogen katalizda reaktsiyaga kirishuvchi moddalar boshqa-boshqa fazolarda bo’ladi.
Katalizlarning muhim xususiyatlari shundan iborat.

1. 
   Katalizatorni oz miqdori ham reaktsiya tezligini o’zgartiradi.
   
2. 
   Katalizator ximiyaviy muvozanatga ta‘sir etmaydi.
   
3. 
   Har qaysi katalizator ma‘lum bir reaktsiyalarni yoki bir necha reaktsiyalarni tezlatadi.
   

Ba‘zi moddalardan katalizatorlarga ozgina qo’shilsa, uning katalitik kativligi keskin pasayib ketadi. Bunday moddalar katalitik zaxarlar deyiladi.
Katalitik zaxarlarga CO, As, HCN, HgCl₂ H₂ S, Hg (CN)₂ va boshqalar kiradi.
Kataliz halq ho’jaligida keng qo’llaniladi. Ammiyak, sulfat kislota, sintetik yoqilg’i, sintetik kauchiklar. Turli-tuman plastik massalar katalizatorlar ishtirokida hosil qilinadi.
Ko’pchilik ximiyaviy protsesslar ikki qarama-qarshi yo’nalishda boradi, ya‘ni reaktsiya morbatsnida yangi mahsulotlar hosil bo’ladi, so’ngra t, p ta‘sirida dastlabki moddalarga aylanadi.
Qaytmas bir tomonlama reaktsiyalarga metallarni kislotada erishi misol bo’la oladi.
Masalan: Zn+4HNO₃=Zn(NO₃)₂+2NO+2H₂O
Qaytar reaktsiyalarga HJ, hosil bo’lishi NH₃ sintez reaktsiyalar misol bo’ladi.
Masalan: A+B↔C+D
Qaytar protsess ikki qarama-qarshi strelka qoyiladi.
Masalan: H₂+J₂↔2HJ
Qaytar protsesslarni birinchi marta norvegiyalik ikkita olim Guldberg va Vaage tomonidan taklif etilgan bo’lib Massalar ta‘siri qonuni deb atadi.
Qancha miqdor HJ reaktsiyaga kirishgan bo’lsa shuncha miqdor HJ hosil bo’ladi, natijada reaktsiyada ximiyaviy muvozanat qaror topadi. Shuning uchun muvozanat dinamik muvozanat hisoblanadi. U quyidagi uch belgiga ega:
1. Ximiyaviy muvozanat vaqtidagi reaktsiyadagi holat vaqt o’tishi bilan o’zgarmaydi.
2. Muvozanatdagi sistema tashqi ta‘sir tufayli mevozanat holatidan chiqarilsa, tashqi ta‘sir yo’qotilgandan keyin u yana o’sha muvozanat holatiga qaytadi.
3. Qaytar reaktsiya mahsulotlarini o’zaro reaktsiyaga kirishish dastlabki moddalarni bir-biriga ta‘sir ettirish bilan mvozanat holatiga erishish mumkin.

Ximiyaviy muvozanat konstantasi.

Muvozanat konstantani topishga HJ ni hosil bo’lish reaktsiyasini misol qilib olamiz.
H₂+J₂↔2HJ reaktsiyada muvozanat qaror topganda to’g’ri va teskari reaktsiyalarning tezligi quyidagig teng.
V₁+R₁[H₂] · [J₂] · V₂+R₂[HJ] ²
Vaqtlar o’tishi bilan muvozanat vaqtida to’g’ri va teskari reaktsiyalar tenglashadi, ya‘ni V=V bunday holatda.
R₁[HJ] [J]=R₂[HJ]²
Yoki

U holda formula quyidagi ko’rinishni oladi:

ifodalanadi.
Bu tenglama massalar ta‘siri qonuni aks ettiradi. Agar reaktsiyada koeffitsientlar quyilgan bo’lsa u holda
aA + bB cC + dD

Bu tenglama massalar ta‘siri qonunining umumiy ko’rinishini bildiradi.

Le-Shatele printsipi.

Temperatura o’zgarganda muvozanatning siljish tomoni Vant-Gaff qonuni bilan topiladi. Bu qonun har qanday muvozanat sistemalariga ham oiddir:
Agar muvozanatda turgan sistemaning temperaturasi o’zgarsa, temperatura qurilganda sistemaning muvozanati issiqlik yutilii bilan boradigan protsess tomoniga, temperatura pasayganda esa teskari tomonga siljiydi.
Bu qonun qaytar reaktsiyalarga nisbatan olinganda, temperaturaning ko’tarilishi muvozanatni endotermik reaktsiya tomoniga, temperaturaning pasayishi esa muvozanatni teskari tomonga siljitadi, demakdir.
2 HJ ↔ H₂ + J₂ – 12 kkal
Temperatura ko’tarilishi bilan muvozanat o’ngga tomon siljiydi, aralashmada vodorod bilan yod kontsentratsiyasi ortadi, HJ kontsentratsiyasi esa kamayadi.
Sulfit angidrid va kisloroddan sulfit angidrid hosil bo’lish reaktsiyasi issiqlik chiqishi bilan boradigan reaktsiyaga misol bo’ladi.
2 SO₂ + O₂ = 2SO₃ + 46 kkal
Bu reaktsiyada muvozanat chap tomonga siljiydi, chunki teskari reaktsiya issiqlik yutilishi bilan boradi. Muvozanatni o’ng tomonga siljitish uchun, ya‘ni reaktsion aralashmada SO miqdorini oshirish uchun temperaturani pasaytirish kerak.
Vant-Gaff qonuni muvozanatda turgan sistemaga har xil faktorlarni ta‘sirini aniqlab beruvchi va Le-Shatele printsipi deb ataluvchi umumiy qonunning xususiy holigadir. Bu printsipni ximiyaviy muvozanatga tatbiq etilganda quyidagicha ta‘riflash mumkin:
Sistema ximiyaviy muvozanat holatida turgan sharoitlardan biri. Masalan, temperatura va bosim yoki kontsentratsiya o’zgartirilsa, muvozanat qilingan o’zgarishga qarshilik ko’rsatuvchi reaktsiya tomoniga siljiydi.