1. Kimyoviy muvozanat

1.Kimyoviy muvozanat
Umumiy kimyo kursidan ma‘lumki, qaytar reaksiyalar oxirigacha bormaydi, biror muvozanat holatiga o’tadi. Bunday muvozanatlar reaksiya boradigan muhitning bir jinsli yoki ko’p jinsli bo’lishiga qarab, gomogen yoki geterogen muvozanat deb ataladi. Gomogen muvozanatga, spirt va sirka kislotadan murakkab efir hosil bo’lish reaksiyasi misol bo’ladi:
C₂H₅OH + CH₃COOH  CH₃COOC₂H₅ + H₂O.Agar spirt bilan sirka kislotani ekvimolekulyar miqdorlarda aralashtirilsa, ular o’zaro birikib, murakkab efir va suv hosil qiladi; olingan moddalarning 2/3 qismi reaksiyaga «kirishadi», 1/3 qismi reaktsiyaga «kirishmay» qoladi. Bu reaksiya eterifikatsiya reaksiyasi deyiladi. Aksincha, murakkab efir bilan ekvimolekulyar miqdorda suv aralashtirilsa, ular o’zaro birikib, spirt va sirka kislota hosil qiladi, olingan miqdorlarning 1/3 qismi reaksiyaga kirishadi. Reaksiya o’ngdan chapga tomon boradi. Bu reaksiya sovunlanish reaksiyasi deyiladi. Bu reaksiya qarama – qarshi ikki tomonga boradi, shu sababli, qaytar reaksiyadir.O’ngga va chapga boruvchi bu ikki reaksiya tezliklari tenglashdi deguncha kimyoviy muvozanat qaror topadi. Agar kislotadan bir xil miqdorda olinib, spirtning miqdori doimo oshirib borilsa, kimyoviy muvozanat siljiy boshlaydi. Bu reaksiyani tekshirib, shunday natijaga kelish mumkinki, kislotadan 1 mol, spirtdan 50 mol olinsa, hamma kislotani murakkab efirga aylantirish mumkin bo’ladi. Demak, kimyoviy reaksiyaning borishi uchun moddalarning konsentratsiyasi katta ahamiyatga ega.Kimyoviy muvozanat ta‘limoti massalar ta‘siri qonuniga asoslangan. Bu qonunni A.K. Guldberg va P. Vaage (1867) quyidagicha ta‘riflangan: kimyoviy reaksiyaning tezligi reaksiyaga kirishuvchi moddalar konsentratsiyasi ko’paytmasiga to’g’ri proportsionaldir.Yuqorida aytilgan qaytar reaksiyalar qatoriga quyidagi reaksiyalarni kiritish mumkin: 1) yodning ajralishi, 2) HI ning ajralishi, 3) HCl ning ajralishi, 4) ammiakning hosil bo’lishi va hokazo. Bu reaksiyalar gomogen sistemalar uchun misol bo’la oladi, chunki bu holda moddalar yo faqat gaz holatida yoki faqat eritmada bo’ladi.Le – Shatele tamoiliga ko’ra, kimyoviy muvozanatdagi sistemada moddalardan birining konsentratsiyasi oshirilsa, sistemada mumkin bo’lgan reaksiyalardan shunday reaksiya kuchayadiki, natijada konsentratsiyasi oshirilgan modda sarf bo’ladi. Masalan:CO₂ + H₂ CO + H₂OLe – Shatele tamoiliga muvofiq, kimyoviy muvozanatdagi sistemaning harorati oshirilganda, kimyoviy muvozanat harorat pasayadigan, ya‘ni issiqlik yutilishi bilan boradigan reaksiya tomonga siljishi kerak. Aksincha, haroratning pasaytirilishi, kimyoviy muvozanatni issiqlik ajralib chiqadigan reaksiya tomonga siljitadi.Demak, haroratning ko’tarilishi endotermikaviy reaksiyaning borishiga, pasayishi ekzotermikaviy reaksiyaning borishiga yordam beradi. Reaksiyaga kirishayotgan moddalarning konsentratsiyasi qancha katta bo’lsa, ularning o’zaro to’qnashish ehtimoli shuncha yuqori bo’ladi. Shunday qilib, reaksiyaga kirishuvchi moddalar soni hajm birligida qancha ko’p bo’lsa, reaksiya shuncha tez boradi. А + ВDАВ reaksiya uchun massalar ta‘siri qonunining matematik ifodasi:
V = K · C_A · C_B
bu yerda, V – AB modda hosil bo’lish reaksiyasining tezligi; C_A, C_B – moddalarning konsentratsiyalari, K – kimyoviy reaksiyaning tezlik konstantasi bo’lib, vaqt birligi ichida dastlabki moddalarning qancha qismi reaksiyaga kirishganini ko’rsatadi. Kimyoviy reaksiyaning tezlik konstantasi (K) reaksiyaga kirishayotgan moddalar tabiatiga, haroratga, katalizatorning bor – yo’qligiga bog’liq bo’lib, reaksiyaga kirishayotgan moddalar konsentratsiyasiga bog’liq emas. Bu tenglamalarda, K₁ va K₂ to’g’ri va teskari reaksiyalarning tezlik konstantalari. Kimyoviy muvozanat qaror topganda to’g’ri va teskari reaksiyalar tezligi tenglashadi:
V₁ = V₂ K₁[A]^m[B]ⁿ = K₂[C]^P · [Д]^q
2.Kimyoviy termodinamika
Har qanday jismda molekula va atomlar to’xtovsiz harakatda bo’ladi. Ularning kinetik enegiyalari yig’indisi jismning issiqlik energiyasini tashkil etadi. Molekulalardagi yoki jismning kristall panjarasidagi o’zaro ta‘sirlashuv potentsial energiyasi uning kimyoviy energiya zapasidir. Umuman, sodda qilib aytganda, kinetik energiya – jismning harakatdagi ish bajarish energiyasi, deyish mumkin.Energiyaning bu ikki turi – kinetikaviy va potentsial energiya bir – biriga o’tib turishi mumkin. Masalan, biror jism yuqoriga ko’tarilganda uning kinetikaviy energiyasi kamayib, potentsial energiyasi ortadi. Bunda yerning tortish kuchiga qarshi ish bajarilgan sari, kinetikaviy energiya potentsial energiyaga aylana boradi.Biz kundalik turmushda doim bir turdagi energiyaning boshqa turdagi enegiyaga aylanishiga duch kelamiz. Masalan, metall parmalanganda parma qiziydi – mexanik energiyaning bir qismi issiqlik energiyasiga aylanadi, elektr oqimi motorni haraqatga keltiradi. – elektr energiyasi mexanikaviy enegiyaga aylanadi va hokazolar. Ammo, bunday o’zgarishlarda, bir turdagi energiyaning qancha miqdori ikkinchi turdagi energiyaga aylanganini bila olmaymiz. Buni bilishda bizga termodinamika yordam beradi.Termodinamika turli jarayonlarda energiyaning bir turdan ikkinchi turga va sistemaning bir qismidan ikkinchi qismiga o’tishini, shuningdek, berilgan sharoitda jarayonlarning o’z – o’zicha borish yo’nalishi va chegarasini o’rganadigan fandir.Termodinamikaviy sistemaning bir holatdan ikkinchi holatga o’tishi termodinamikada protsess yoki jarayon deyiladi. Termodinamika yunoncha «termi» va «dinamis», ya‘ni «issiqlik» va «ish» so’zlaridan olingan bo’lib, issiqlik va ishning bir – biriga aylanishi haqidagi fandir.Demak, biz termodinamikani o’rganish uchun issiqlik va ishning o’zi nima ekanligini bilib olmog’imiz kerak.Uzoq vaqtlarga qadar issiqlikning tabiati haqida ikki xil fikr hukm surib keladi. Birinchi gipotezaga ko’ra jism qizdirilganda u issiqlik oladi. Sovitilganda esa issiqlik beradi, ya‘ni qizigan jism shu jism moddasi bilan issiqlik aralashmasidan iborat. Boshqacha aytganda, issiqlik ham modda. U istalgan jismga kira oladi va undan chiqa oladi. Bu fikrni 1613 yilda ilgari surgan Galiley issiqlik moddasiga flogiston,ya‘ni teplorod deb nom berdi. Uning fikriga ko’ra flogiston jismlar orasida turlicha taqsimlanadi. Jismda u qancha ko’p bo’lsa, jism harorati shuncha ko’p bo’ladi.Ikkinchi gipotezani 1620 yilda ingliz faylasufi F. Bekon ilgari surdi. Uningcha, issiqlik jismdagi nihoyatda mayda zarrachalarning ichki harakatidan iborat va jism harorati undagi zarrachalarning harakat tezligigi bilan aniqlanadi, degan xulosaga keldi. Bu nazariya fanda issiqlikning mexanikaviy nazariyasi degan nom oldi.Keyinchalik bu nazariya ko’pchilik olimlar tomonidan tajriba yo’llari bilan tasdiqlandi.Ish deganda nimani tushinish kerak? Mexanik ish bajarish – qarshilikni, molekulyar kuchlarni, og’irlik kuchini va boshqa kuchlarni yengish demakdir. Jismni qismlarga bo’lish, yukni ko’tarish, relslardan poezdlarni tortish, prujinani siqish – bularning hammasi ish bajarish, ma‘lum vaqt oralig’ida qarshilikni yengish demakdir.Gazni, suyuqlikni, qattiq jismni siqish – ish bajarishdir. Bu ishlar bir – biriga o’xshamasa ham, ularda birta umumiylik bor, ish harakat bilan bog’liqdir; yuk ko’tariladi, poezd siljiydi va hokazo.Harakatsiz ish yo’q, lekin ish tartibili harakat bilan bog’liq.Demak, ish tartibli harakatning bir sistemadan boshqa sistemaga uzatilishidan iborat.Issiqlik ham harakatning bir sistemadan boshqa sistemaga uzatilishidan iborat.Shu jihatdan ular bir – biriga o’xshaydi.Lekin ular orasida muhim farq bor. Issiqlik – molekulalarning tartibsiz harakatining uzatilishi.Ish – tartibli, bir tomonga yo’nalgan harakatning uzatilishidir. Termodinamikaning birinchi qonuni matematikaviy tarzda qo’yidagicha ifodalanadi: Q = ΔU + A yoki ΔU = Q – A ya‘ni Har qanday jarayonda sistemaga berilgan issiqlik (Q) ichki energiyaning o’zgarishiga (ΔU) va tashqi kuchlarga qarshi ish (A) bajarishga sarflanadi yoki har qanday jarayonda sistema ichki energiyasining o’zgarishi sistemaga berilgan issiqlik bilan sistemaning bajargan ishi orasidagi ayirmaga teng. 1 qonunni – ichki energiyaning holat funksiyasi ekanligini, izolirlangan sistema ichki energiyasining o’zgarmasligini, ekvivalentlik qonunini, bir xil abadiy dvigatelning yaratish mumkin emasligini – umumiy qonun bo’lmish energiyaning saqlanish qonunidan va aksincha 1 qonunning qonun – postulatidan energiyaning saqlanish qonunini mantiqiy keltirib chiqarish mumkin, shunga ko’ra 1 qonun energiyaning saqlanish qonunining xususiy ko’rinishidir va uning miqdoriy ifodasidir. Bir – biri bilan o’zaro ta‘sirlashib turadigan, atrof muhitdan fikran ajratilgan jismlar guruhi yoki alohida jism sistema deyiladi. Ichida ajralish sirti bo’lmagan va hamma nuqtalaridagi xossalari o’zaro farq qilmaydigan sistema gomogen, ichida ajralish sirti bo’lgan sistema esa geterogen sistema deyiladi.

3.Termodinamikaning 3-qonuni
Muvozanat konstantasining qiymatini nazariy xisoblashda va boshqa ba’zi bir hisoblashlarda termodinamikaviy funksiyalarning [entalpiya (H), entropiya (S), Gibbs funksiyasi (G), ichki energiya (U) va Gelmgols funksiyasi (F)] mutlaq qiymatini bilish kerak bo’ladi. Bu qonunlardan foydalanib termodinamikaviy funksiyalarining mutloq qiymatini hisoblab topish mumkin emas. Termodinamikaning uchinchi qonuni (va postulatlari) dan foydalanib termodinamikaviy funksiyalarning mutloq qiymatlarini topish mumkin bo’ladi. Masalan, entalpiya (H) va entropiya (S) funksiyalarning mutloq qiymatini quyidagicha tasavvur qilish mumkin.
H = H_O – H_X S = S_O + S_X
Bu yerda H,S – mutloq qiymatlar
H_O, S_O – mutlaq nol temperatura T = O dagi qiymat,
H_X, S_X –ma’lum temperaturadagi qiymat bilan mutlaq noldagi qiymatning farqi. Funksiyalarning ma‘lum temperaturadagi qiymatini topish uchun ularning boshqa bir temperaturadagi qiymatini bilish kerak. Bu esa noqulay bo’lib, har doim integrallarni yechishga imkon beravermaydi. Agar bu integrallarda integralning pastki chegarasi T = O (mutlaq nol) bo’lsa, integrallash konstantasi shu funksiyaning T = O dagi qiymati bo’lib, u turg’un son bo’lar edi. Funksiyaning T = O dagi qiymatini bilish yuqorida bayon etilgan noqulaylikdan qutqarar edi.NERNST – PLANK POSTULATLARi.Yuqorida bayon etilgan nazariyadan olingan natija va xulosalarni termodinamikaning I va II qonunlaridan keltirib chiqarib bo’lmaydi, shunga muvofiq ba‘zida bu nazariya termodinamikaning III qonuni deb ham ataladi. Bu nazariya natijasida termodinamikaviy funksiyalarning mutloq qiymatini hisoblashga imkon topildi.Bu muammolarni yechimi Nernst – Plank postulatlari yordamida topiladi. Mutlaq temperaturaga yaqin temperaturada tajribalarni davom ettirish mumkin emas. Bu temperaturalar chegarasida temperatura o’zgarishi bilan – ΔH, ΔG qanday o’zgarishi to’g’risida faqat faraz qilish mumkin. Nernstning fikricha, temperatura pasaygan sari ΔH va ΔG ning qiymatlari bir – biriga yaqinlashib boradi va nolda ular bir xil qiymatga ega bo’ladi va mutloq nolda ΔH va ΔG o’zgarish chiziqlari bitta urinmaga ega bo’ladi va bu urinma T o’qiga parallel bo’ladi (bu Nernst postulati).«Boshqa holatlar» to’g’ri topmagan kristall, shishasimon holat, suyuq, gaz holatdagi eritma va aralashmalardir. Bu holatlardagi moddalarning mutloq noldagi entropiyasi noldan katta bo’ladi.ENTROPIYANING MUTLAQ QIYMATIPlank postulatidan foydalanib, moddalar termodinamik funksiyalarning turli holat va turli temperaturaga bog’liq holda o’zgarishini, bir holatdan ikkinchi holatga o’tgandagi yashirin issiqlik effekti (suyuqlanish, bug’lanish, polimorf o’zgarish va hokazo issiqliklari) qiymatlarini bilish kerak bo’ladi.Moddalarning har qanday holat va temperaturadagi entropiyasining mutloq qiymati ma‘lum bo’lsa, termodinamikaning tegishli tenglamalaridan foydalanib Gelmgols va Gibbs funksiyasi (G) qiymatlarini hisoblash mumkin SHularga asoslangan holda, yuqoridagi mulohazani davom ettirib Plank «Mutloq nolda kondensatlangan sistemada reaksiyaga kirishuvchi moddalarning entropiyasi nolga teng bo’ladi» deb aytgan. Lim S_T"O = OBu holat aniqlashtirilib quyidagicha ta‘riflanadi: «Mutloq nolda har qanday element yoki birikmaning to’g’ri tashkil topgan sof holdagi kristalining entropiyasi nolga teng, moddaning boshqa hamma holatlardagi entropiyasi esa noldan kattadir» (Plank postulati). MUTLOQ NOL TEMPERATURAGA ERISHISH MUMKIN EMASLIGI TO’G’RISDAGI POSTULAT .Aniqlanishicha mutloq nol temperaturada hamma moddalar bir xil xossaga ega bo’ladilar, demak moddalar o’zlariga xos xususyatlarni yo’qotadilar, moddani xossasiz tasavvur qilish mumkin emas. Karno siklida sovitgichlarning temperaturasi T = O ga teng bo’lsa, isitgichdan olingan issiqlikning hammasini ishga aylantirish mumkin bo’lar edi. Bu esa termodinamikaning ikkinchi qonuniga ziddir.

4.FAZAVIY MUVOZANAT. FAZALAR MUVOZANATI TERMODINAMIKASI.
Massalar ta’siri qonuni bir jinsli gomogen moddalar orasida bo‘ladigan muvozanatlar uchungina tadbiq etiladi.Ko‘p jinsli moddalar orasidagi yuzaga keladigan muvozanat geterogen yoki fazaviy muvozanat deyilib, bunday muvozanat massalar ta’siri qonuniga bo‘ysunmaydi. Ko‘p fazali geterogen sistemalardagi muvozanatni xarakterlash uchun Gibbs (amerika fizigi) 1873-1878 yillarda fazalar qoidasini yaratdi. Bu qoida – geterogen sistemaning alohida olingan gomogen qismlari qanday sharoitda ( P, T, C va h.z. ) o‘zaro termodinamik muvozanatda turishini ifodalaydi.Geterogen sistemadagi moddalar bir-biridan chegara sirtlari bilan ajralgan bo‘ladi. Geterogen sistemaning boshqa qismlaridan chegara sirt bilan ajralgan va bir xil kimyoviy, fizikaviy hamda termodinamik xossaga ega bo‘lgan gomogen qismi faza (Ф) deyiladi. Misol:chin eritmalar, gazlar aralashmasi(masalan – havo) bitta fazani tashkil etadi. To‘yingan eritmaning o‘zi birgina fazadan iborat, lekin uning ustidagi to‘yingan bug‘ ham nazarga olinsa, albatta ikki fazadir.Demak, moddalar sistemani har xil agregat holatda (gaz, suyuq, qattiq) tashkil etishi mumkin. SHunga ko‘ra sistemalar bir fazali, ikki fazali, uch fazali va ko‘p fazali bo‘ladi.Har bir sistema bir yoki bir necha moddadan iborat bo‘lib, bu moddalar sistemasining tarkibiy qismlari deb ataladi. Sistemadan ajratib olinganda uzoq vaqt davomida mavjud bo‘la oladigan tarkibiy qism (individual kimyoviy birikma) komponent deyiladi. Komponentlar oddiy va murakkab bo‘lishi mumkin.Har bir komponent boshqa komponentlarga bog‘liq bo‘lmagan holda mavjud bo‘la oladi va o‘zgarishi mumkin. Muvozanatdagi sistemalar komponentlar soniga qarab – bir, ikki va ko‘p komponentli bo‘ladi. Komponentlar sonini aniqlashda sistemaning hamma tarkibiy qismlari hisobga olinmaydi.Sistemaning tashqi parametrlari (P, T) o‘zgarsa, muvozanat buziladi: eritma konsentratsiyasi o‘zgaradi , biror faza yo‘qoladi yoki yangi faza hosil bo‘ladi. Bu kabi o‘zgarishlar sistemada yangi muvozanat yuzaga kelgunga qadar davom etadi. Fazalarni bu kabi bir-biriga aylanishida o‘zgaradigan parametrlar soni fazalar qoidasi asosida topiladi.