Gomogen reaksiyalarning kinetikasi Reja

---

Gomogen reaksiyalarning kinetikasi 
Reja:
1. Kimyoviy reaksiyalarning kinetikasi
2. Gomogen reaksiyalarning kinetikasi. 
3. Gibbs energiyasi.
 
Kalit so‘zlar: 
termodinamik qonuniyatlar, energiya quvvati, moddalarining energiyasi, 
xomashyo, organik moddalar, kinetik tenglamaning darajasiga.
 
 
Kimyoviy reaksiyalarning oqib o‘tishini termodinamik qonuniyatlari bilan aniqlasa bo‘ladi. 
Reaksiya natijasida mustahkam mahsulot olish uchun ularning energiya quvvati dastlabki xomashyo 
quvvatidan ziyodroq bo‘lishi kerak. Buni baholash uchun Gibss energiyasining qiymati o‘zgarishi 
bilan o‘lchash mumkin: 
ΔG 
=
ΔH – TΔS 
Kimyoviy aloqalar va termodinamika qonuniyatlari reaksiyaning oqib o‘tish imkoniyatini 
ko‘rsatadi va aniq bir sharoitlarda qanday mahsulot paydo bo‘lishini aniqlaydi. Termodinamika 
nuqtai nazaridan imkon bo‘lgan kimyoviy reaksiyalar amaliyotda har doim o‘tavermaydi. Masalan: 
oddiy sharoitda hamma organik moddalar havo kislorodida oksidlanishi kerak. Agar bu reaksiya 
ketsa unda er yuzida inson yashash imkoniyati bo‘lmaydi, chunki oksil uglerod dioksid va suvga 
oksidlanadi. Bunday reaksiya ketadi, lekin uning tezligi judayam kam. Reaksiyani tezlatish uchun 
unga qo‘shimcha sharoitlar tug‘dirish kerak. Kimyoviy reaksiyalarning tezligini kinetika o‘rganadi. 
Amaliyotda judayam kam uchraydigan holat qachonki dastlabki reagentlarning atomlari bir-biri 
bilan uchrashib mahsulot molekulalariga o‘tadi. Ko‘pincha reaksiya birin-ketin yoki parallel oqib 
o‘tadigan bir qator bosqichlardan iboratdir. Bosqichlarning yig‘indisi qaysilardan kimyoviy reaksiya 
oqib o‘tadi, ana shu reaksiyaning mexanizmi deb nomlanadi. Kimyoviy reaksiyaning tezligini 
moddalarni miqdorligi bilan bog‘lovchi tenglama kinetik tenglama deb aytiladi. Ko‘p holatlarda 
kimyoviy reaksiyaning tezligi quyidagi tenglama bilan baholanadi: 
V 
= 
K (C
1
n1
C
2
n2
) (1) 
Har xil reaksiyalarning tezligini bir-biri bilan solishtirish uchun miqdorlikning darajasida 
joylashgan n larni qiymatini topish kerak. Darajadagi n
1
va n
2
lar birinchi va ikkinchi moddalarning 
darajasidir. Ularning yig‘indisi esa: n = n
1
+ n
2
+ umumiy reaksiyaning tartibidir.
Kinetik tenglamaning darajasiga qarab reaksiyalar birinchi, ikkinchi va uchinchi tartiblarga 
klassifikatsiyalanadi. Adabiyotda kasr va nolli tartiblar ham uchraydi. Birinchi, ikkinchi va uchinchi 
tartibli reaksiyalarning kinetik tenglamalarini ko‘rib chiqamiz. 
Birinchi tartibli reaksiya uchun (A

V) quyidagi tenglamadan foydalanamiz 
V =- KC /Kt 
= 
KC 
(2) 
Reaksiyaning tezligi parchalanayotgan A moddaning miqdorligiga bevosita bog‘liqdir. Ayirma 
belgisi A moddaning miqdorligini kamayishini ko‘rsatib turibdi. A moddaning miqdorligini vaqt 
bo‘yicha kamayishini aniqlash uchun differensial tenglamani integrallash kerak. CHegaraviy 
ko‘rsatkichlar hisobida olamiz: 
t = 0 teng bo‘lganda C=Co; 


с
dc/c =

t
kdt
(3) 
In (Co/C) 
= 
kt 
(4) 
k = I/t (In(Co/C) (5) 
C = Co e
kt 
(6) 
Ikkinchi tartibli reaksiya uchun: 
V =- dc /dt = KC
2
(7) 
Bu differensial tenglamani integrallash quyidagi yakunlovchi formulani beradi: 

---

1/C - 1/C
0
=
kt
(8) 
Uchinchi tartibli reaksiya uchun 
V = - dc/dt = KC
3
(9) 
Differentsiya tenglamani integrallash quyidagi natijani beradi: 
K= 1/2t (1/C
2
- 1/Co
2
) (10) 
Umumiy ko‘rinishda reaksiyaning tezligi quyidagi tartibda beriladi 
Kn - 1/(n-1)t [(1/C
n-1
)-(1/Co
n-1
)] 
(11) 
Kimyoviy reaksiya oqib o‘tishi uchun reagentlarning molekulalari bir-biri to‘qnashishi kerak. 
Bu shart judayam kerakli, lekin etarli emas. Gap shundaki, har bitta molekulalarning to‘qnashishi 
kimyoviy reaksiyani o‘tishiga olib kelmaydi. Masalan: 500°C da 1sm
3
hajmda bir sekundda gaz 
molekulalari bir-biri bilan milliard marta to‘qnashadi. Agarda oddiy to‘qnashuv kimyoviy reaksiya 
uchun etarli bo‘lganda, ushbu reaksiya bir zumda yakunlanar edi. Amaliyotda esa bunday voqea 
deyarli uchramaydi. Har qanday to‘qnashuv reaksiya emas uchun etarli emasdir. Reagent atom va 
molekulalari bir-biri bilan mustahkam birlikda bog‘langandir. Bu bog‘lanishni uzib olish uchun va 
yangi mahsulot molekulalarini yaratish uchun qandaydir quvvat sarflanishi kerak. Sarflangan quvvat 
keyinchalik qaytadan ajralib chiqadi, lekin bu quvvatsiz reaksiyaga o‘tmaydi. Bu quvvatni aktivatsiya 
quvvati deb aytiladi. Bunday jarayonni tepalikdan uchib tushish jarayoniga o‘xshatish mumkin (17.1-
rasm). Birinchi tepalikdan ikkinchi, pastroqda joylashganga uchib tushish uchun, oldin kichkina 
tepalikka ko‘tarilishi lozim. 
To‘g‘ri e
1
va aksincha e
2
reaksiyalar aktivlik energiyasining farqligi issiqlik effektiga tengdir. 
E
2
-E
1
=
Q 
(12) 
Faqat aktivlik energiyasidan ziyodroq energiyasi bor molekulalar kimyoviy reaksiyaga kirishi 
mumkin.
26.1 -rasm. Aktivlik energiyasini tasvirlovchi chizma. 
Aktivlik energiyalarni va reaksiyalarini tartiblarini aniqlash uchun har xil usullar qo‘llanadi. 
Eng keng tarqalgan-grafikli usuldir. Bu usul bo‘yicha reaksiyaga kirayotgan moddalarni miqdorligini 
vaqt birligida o‘zgarishlarini aniqlab, har xil tartibli reaksiyalar chizmalari bilan solishtiradi. Qaysi 
chizma to‘g‘ri yo‘l bo‘lsa, reaksiya o‘nta tartibga to‘g‘ri keladi (17.2-rasm). 
26,2-rasm. Kimyoviy reaksiyalarni tartibini aniqlash usullari. 
1. tartibli reaksiya uchun lnc=F(

); 2. tartibli reaksiya uchun 1/c=F(

);

---

3. tartibli reaksiya uchun 1/c
2
= F(

) 
YAna bir grafikli usul - qaysiga asoslanib reaksiyaning tezligi quyidagi tenglama bilan 
tasvirlanadi: 
V = -dc/dt = kc
n
(13) 
Bu tenglamani logarifmlash quyidagini beradi: 
lnV=lnk+nlnc 
bu to‘g‘ri chiziqli tasvirlovchi tenglamadir. 
Ana shu to‘g‘ri chiziqli abstissa o‘qi burchakligi reaksiyaning tartibini aniqlaydi. 
tg 

= n
(14) 
Kimyoviy reaksiyaning tezligi haroratga ham bog‘liqdir. Bu bog‘liqlik Arrenius tenglamasi 
bilan o‘lchanadi 
dlnk/dt=E/RT
2
(15) 
Bu tenglamaning integrallash beradi 
lnK
=
-E/RT + A (16) 
Bunda: A - integrallash doimiyligi. Bundan xulosa lnKni 1/T ga bog‘liqligi to‘g‘ri chiziq bilan 
tasvirlanadi. Bu to‘g‘ri chiziqli abtsissa o‘qiga burchagi e/R ni aniqlaydi.