Ə. A.ƏLBƏndov

Dönən  reaksiyaların  kinetikası.  Kimyəvi  tarazlığın 

kinetik şərhi. 

Dönən reaksiyalar ilkin maddələrin reaksiya məh-

sullarına  (düzünə  reaksiya)  və  reaksiya  məhsullarının  isə  ilkin 

maddələrə  (tərsinə  reaksiya)  çevrilməsı  ilə  xarakterizə  olunur. 

Odur ki, dönən reaksiyaların tənliklərində bərabərlik işarəsi bir-

birinə əks yönəlmiş oxlarla (     ) göstərilir.           

Dönən reaksiyanın sürətini (v) müəyyən etdikdə düzünə və 

tərsinə reaksiyanın sürətı (

→

v

 

; 

←

v

) nəzərə alınmalıdır. Məsələn,  

aşağıdakiı  dönən reaksiya tənliyi üzrə  yaza bilərik :                       

 

                          A + B      AB  

 

                    

AB

B

A

c

k

c

kc

v

v

v

←

→

←

→

−

=

−

=

  

 

 

Burada

 

→

k

və 

←

k

- uyğun olaraq düzünə və tərsinə reaksiyanın 

sürət sabitidir.  

 

→

→

← 

← 

 

224

Reaksiyanın  başlanğıc 

mərhələsində  həimişə 

→

v

>

←

v

 

olur.  Zaman  keçdikcə,  ilkin 

maddələrin qatılıqları azaldı-

ğından  düzünə  reaksiyanın 

sürəti azalır, tərsinə reaksiya-

nın  sürəti  isə reaksiya məh-

sullarının qatılığı artdığından  

artır.  Đlkin  maddələrin  və 

reaksiya məhsullarının müəy-

yən  qatılıqlarında  düzünə  və 

tərsinə reaksiyanın sürəti bə-

rabərləşmiş olur (şək.7.2) və 

sistemdə kimyəvi tarazlıq bərpa olunur. Odur ki, yaza bilərik: 

 

                     

→

v

=

 

←

v

;    v = 0                                           7.21 

 

(7.21)  tənliyi  kimyəvi  tarazlığın  kinetik  şərti  adlanır.  Bu 

şərti  yuxarıda  göstərilən  dönən  reaksiyanın  kimyəvi  tarazlıq 

halına tətbiq etsək alarıq: 

 

                     

→

k

[A][B] = 

←

k

[AB]                                      7.22 

 

və ya 

                        

→

k

/

←

k

= [AB]/ [A][B] 

 

Buradan da yaza bilərik: 

 

                    K

c 

=

→

k

/

←

k

= [AB] / [A][B]                             7.23 

 

Şəkil 7.2. Düzünə və tərsinə 

reaksiyanın sürətinin zamandan 

asilı olaraq dəyişməsi 

 

 

225

Burada K

c 

- 

kimyəvi tarazlıq sabiti; [A], [B], [AB] isə A, B 

və AB maddələrinin tarazlıq qatılıqlarıdır. 

(7.23)  tənliyi  kütlələrin  təsiri  qanununu  ifadə  edir.  Bu  qa-

nunu aşağıdakı reaksiya tənliklərinə tətbiq etsək yaza bilərik. 

 

     H

2

+ I

2

        2HI;                 K

c

 

=

←

→

k

k

 

= [HI]

2

/[H

2

][I

2

] 

 

 2NO + Cl

2          

 2NOCl;     K

c

=

←

→

k

k

 

=[NOCl]

2

/[NO]

2

[Cl

2

] 

Beləliklə,  dönən  reaksiyaların  kinetik  təsvirində  düzünə  və 

tərsinə reaksiyaların sürətini nəzərə almaq lazımdır. Reaksiyanın 

tarazlıq  sabiti  isə  düzünə  və  tərsinə  reaksiyaların  sürət  sabitlə-

rinin nisbətinə bərabərdir. 

Heterogen  reaksiyaların  kinetik  xüsusiyyətləri. 

Qeyd 

olunmuşdur  ki,  heterogen  reaksiyalar  fazaların  ayırıcı  səthində 

baş  verir.  Odur  ki,  heterogen  reaksiyaların  xüsusiyyətlərindən 

biri fazaların ayırıcı səthinin reaksiyanın sürətinə təsiridir. Əgər 

fazalar sərhəddinin ayırıcı səthinin ümumi sahəsini S-lə göstər-

sək, onda bir tərtibli heterogen reaksiyanın ümumi sürəti aşağı-

dakı kimi olacaqdır: 

 

                         v = k c S                                              

7.24 

 

Burada c - reagentin (qaz və ya maye) qatılığıdır. 

Heterogen reaksiyanın sürəti və sürət sabiti homogen reak-

siyanın  uyğun  vahidlərindən  fərqlidir.  Heterogen  reaksiyanın 

sürət vahidi [mol.san.

-1

], bir tərtiblli reaksiyanın sürət  sabitinin 

vahidi  isə  [m  .  san.

-1

]  ilə  ifadə  edilir.  Əgər  reaksiyada  bərk 

maddə iştirak edərsə, onun qatılığı sabit qaldığından reaksiyanın 

sürət sabitinə daxil edilmir. Məsələn, aşağıdakı heterogen reak-

siya tənliyi üzrə reaksiyanın kinetik tənliyini yazsaq alarıq:: 

→

← 

→

← 

 

226

                       

                CaO (k) + CO

2 

(q) = CaCO

3 

(k)   

 

                            v =  k 

2

CO

c

S  

 

Bəzi  hallarda  fazalar  sərhəddinin  vahid  səthinə  aid  edilmiş 

re-aksiyanın xüsusi sürətindən (v

S

)

 istifadə edilir: 

 

                             v

S   

=  v / S  =  kc  

 

Xüsusi sürətin ölçü vahidi [mol. san.

-1

. m

-2

] ilə göstərilir. 

Müəyyən  heterogen  reaksiyaların  sürəti  məhlulda  reagent-

lərin qatılığından asılı olmur. Belə reaksiya sıfır tərtibli reaksiya 

adlanır. Bu halda reagentin qatılığı və reaksiyanın sürəti zaman-

dan asılı olaraq xətti azalır: 

  

                c =  c

0

 – kτ 

  və   v =  v

0  

–  kτ                                           

 

     

7.2. REAKSĐYANIN SÜRƏTĐNƏ TEMPERATURUN TƏSĐRĐ 

 

Vant  Hoff  qaydası. 

Temperaturun  artması  əksər  reaksi-

yaların sürətinin artmasına səbəb olur. Təcrübə göstərir ki, tem-

peraturun  10

0

S  artması  reaksiya  sürətinin  2÷4  dəfə  artmasına 

səbəb olur 

(Vant-Hoff qaydası ):  

 

                     

10

)

(

1

2

1

2

T

T

T

T

v

v

−

=

γ

                                        

7.25 

 

Burada 

v

T

1

və 

2

T

v

- 

T

1

 

və  

T

2

   

temperaturlarında reaksiyanın 

sürətı, 

γ

-isə sürət əmsalı olub bir çox reaksiyalar üçün 2÷4 in-

tervalında olur. (7.25) tənliyi otaq temperaturuna yaxın tempera-

turlarda dəqiq nəticələr verir. Digər hallar üçün alınan nəticələr 

lazımi dəqiqliyə malik olmur. 

 

227

Arrenius  tənliyi

. 1889-cu ildə Đsveç alimi S.Arrenius sürət 

sabiti misalında reaksiya sürətinin temperaturdan asılılq tənliyini 

irəli sürmüşdür: 

 

                       k = A

)

/

(

RT

E

a

e

−

                                                         

7.26a 

və ya  

                      lnk = lnA – E

a 

/ RT                                

7.26b 

                                    

Burada  k  -  reaksiyanın  sürət  sabiti,  A-eksponensial  qabağı 

vuruq,  E

a

-

reaksiyanın  təbiətindən  asılı  olan  aktivləşmə  enerjisi 

adlanan  sabitdir.  A  formal  olaraq  sıfır  aktivləşmə  enerjisində 

reaksiyanın  sürət  sabitinin  aldığı  qiyməti  göstərir.(7.26b)  tənli-

yini aşağıdakı formada yazaq: 

 

                          

 lnk = B - C/T                                      7.27 

 

Burada B = lnA = const, C = E

a

/R 

= const 

(7.27)  tənlıyi  lnk-1/T  koordinatlarında  düz  xətt  tənliyini 

ifadə  edir.  Aktivləşmə  enerjisini  təyin  etmək  üçün  lnk  –  1/T  

koordinatlarında  qurulmuş  qrafikdən  istifadə  olunur.  Əgər 

Arrenius  qanunu  ödənilərsə  qrafik  düz  xətlə  ifadə  olunacaqdır. 

Alınan düz xəttin meyl bucağının tangensi (tgα) E

a 

/ R

-i, ordinat 

oxundan  ayırdığı  parça  isə  lnk  -  nı  verəcəkdir.  Beləliklə, 

Arrenius  tənliyi  həmçinin  müxtəlif  temperaturlarda  reaksiyanın 

sürət sabitini də təyin etməyə imkan verir.  

Aktivləşmə enerjisi. 

Arrenius tənliyindən görünür ki, reak-

siyanın sürəti kifayət dərəcədə aktivləşmə enerjisindən asılıdır.  

Məlumdur ki, kimyəvi reaksiya zamanı müəyyən rabitələrin 

qırılması və əmələ gəlməsi hesabına molekulların parçalanması 

və yenilərinin əmələ gəlməsi baş verir. Bütün bunlar hissəciklə-

rin elektron sıxlığının yeni paylanmasına səbəb olur. Əgər reak-

siya zamanı reaksiyada iştirak edən hissəciklər arası rabitələrin 

hamısı  qırılsaydı  bu  çoxlu  miqdar  enerji  sərfi  ilə  nəticələnərdi. 

Bu  halda  reaksiyalar  olduqca  zəif  sürətlə  gedərdi.  Lakin 

 

228

tədqiqatlar  göstərir  ki,  reaksiya  zamanı  sistem  aktiv  kompleks 

mərhələsindən  (keçid  halı)  keçir.  Məlumdur  ki,  reaksiyanın 

elementar  aktı  molekulların  və  ya  ümumi  halda  hissəciklərin 

toqquşma anında baş verir. Hissəciklərin toqquşma vəziyyətində 

onların  elektron  təbəqələri  arasında  qarşılıqlı  dəfetmə  qüvvəsi 

bu hissəciklərin dərhal aralanmasına səbəb olur. Belə toqquşma-

lar passiv toqquşmalar adlanır. Elementar aktın meydana çıxma-

sı üçün nəinki molekulların toqquşması, eyni zamanda onlar ara-

sında yeni elektron paylanmasını meydana çıxara bilən qruplaş-

malar əmələ gəlməsi tələb olunur. Qarşılıqlı təsir mərhələsində 

olan  molekulların  belə  qruplaşması  aralıq  birləşmə  və  ya  aktiv 

kompleks adlanır

. Aktiv kompleks köhnə rabitələrin qırılması və 

yeni  rabitələrin  əmələ  gəlməsi  mərhələsində  olan  hissəciklər 

qruplaşmalarıdır

.  

                                    

                            AB + DC = AD + BC  

 

tənliyi üzrə gedən reaksiyanın gedişini aşağıdakı sxem ilə təsvir 

etmək olar: 

          

           A – B         A       B         A        B 

              +      →                  → 

+ 

           D – C        D       C          D       C 

                    Đlkin                 Aktiv                Reaksiya 

               molekullar          kompleks           məhsulları 

      

Aktiv kompleksdə köhnə rabitələr zəifləmiş, yeni rabitələrin 

əmələ gəlməsinə meyillik artmış vəziyyətdə olur. 

Qeyd  olunanlardan  aydın  olur  ki,  molekullar  aktiv  komp-

lekslər  əmələ  gətirmək  üçün  toqquşma  anında  onlar  arasında 

elektron  təbəqələrinin  dəfetmə  qüvvəsindən  ibarət  enerji  çəpə-

rinə üstün gələ biləcək müəyyən enerjiyə malik olmalıdır. 

Qarşılıqlı  təsirdə  olan  molekulları  və  ya  hissəcikləri  aktiv 

kompleks halına gətirmək üçün tələb olunan enerjiyə aktivləşmə 

enerjisi deyilir. 

 

229

Aktiv kompleksin əmələ gəlməsı və deməli, kimyəvi qarşı-

lıqlı  təsirin  meydana  çıxması  molekulların  və  ya  hissəciklərin 

kinetik enerjisi  ilə müəyyən olunur.      

Enerjiləri aktiv komplekslərin əmələ gəlməsinə kifayət edən 

molekullar aktiv molekullar adlanır. Beləliklə, reaksiyanın sürəti  

kinetik  enerjiləri  aktivləşmə  enerjisinə  bərabər  və  ondan  çox 

olan  molekulların  əmələ  gətirdikləri  toqquşmaların  (aktiv 

toqquşmalar) sayı ilə düz mütənasibdir.  Sistemdə belə molekul-

ların  sayı  temperaturdan  asılıdır.  Verilmiş  şəraitdə  əksər  mole-

kullar  aktivləşmə  enerjisinə  malik  olmurlar.  Qazların  molekul-

yar  kinetik  nəzəriyyəsinə  görə  T  temperaturunda  molekulların 

orta kinetik enerjisi 1/2kT-yə bərabərdir. Bina baxmayaraq ayrı-

ayrı molekullar arasında enerji bərabər paylanmamışdır. Bunun 

səbəbi molekulların nizamsız hərəkətləri zamanı əmələ gətirdik-

ləri toqquşmalar nəticəsində enerjinin bir molekullardan digərlə-

rinə ötürülməsidir.Verilmiş temperaturda enerjinin ayrı-ayrı qaz 

molekulları  arasında  paylanması  Maksvel-Bolsman  paylanması 

adlanan  qanuna tabedir (şək.7.3). 

Şəkil  7.3-dən  görünür  ki, 

temperatur  artdıqca  enerjiləri 

aktivləşmə  enerjilərinə  bərabər 

və çox olan molekulların da sa-

yı  artır  ki,  bu  da  reaksiyanın 

sürətlənməsinə səbəb olur. 

Reaksiyanın 

aktivləşmə 

enerjisi nə qədər yüksək olarsa 

elementar  aktda  iştirak  edən 

hissəciklərin də sayı bir o qədər 

az olar. Ekzotermik reaksiyalar 

endotermik reaksiyalarla müqa-

yisədə  aşağı  aktivləşmə  enerjisi  ilə  xarakterizə  olunurlar 

(şək.7.4). 

 

Şəkil 7.3. T

1 

və T

2

 (T

2 

> T

1

) tem-

peraturlarında molekulların 

enerjiyə görə paylanması 

 

 

230

Şəkildən  görünür  ki,  kim-

yəvi  çevrilmə  zamanı  sistemin 

∑H

ılk. 

mad. 

energetik  haldan 

∑H

r

eak.məh.

 energetik hala keçmə-

si üçün aktivləşmə enerjisinə bə-

rabər  enerji  çəpəri  dəf  edilməli-

dir.  Bu  enerji  reaksiyanın  ele-

mentar  aktının  meydana  çıxma-

sına  sərf  olunan  enerjidən    iba-

rətdir.   

Kimyəvi  çevrilmə  zamanı  sis-

temin ilkin və son halının  enerjilə-

ri fərqi reaksiyanın istilik effektini 

(∆H) təşkil edir. 

Yüksək  aktivləşmə  enerjisi  ilə  xarakterizə  olunan  reaksi-

yalar  Hibbs  enerjisi  dəyişməsinin  mənfi  qiymətləri  (∆G<0)  ilə 

xarakterizə olunmalarına baxmayaraq aşağı temperaturlarda baş 

vermir. Məsələn, ağacın, kağızın, parçanın, kerosinin, kömürün 

oksidləşmə reaksiyaları mənfi Hibbs enerjisinə malik olmalarına 

baxmayaraq onlar havada uzun müddət praktiki olaraq dəyişməz 

qalırlar. 

 

             

7.3. SADƏ VƏ MÜRƏKKƏB REAKSĐYALAR 

 

Sadə reaksiyalar. Reaksiyanın molekulyarlığı. 

Rel kimyəvi 

proseslər çöx az hallarda sadə mexanizmlə təsvir oluna bilər. 

 Sadə mexanizmli reaksiyalar bir mərhələdə baş verirlər və  

odur ki,  sadə və ya birmərhələli  reaksiyalar  adlanırlar. 

Reaksiyanin  elementar  aktnda,  yəni  birmərhələli  reaksiya-

larda  iştirak  edən  molekulların  sayı  onun  molekulyarlığı 

adlanır.

  

Elementar aktda bir, iki və üç molekul içtirak edə bilər. Bu 

mənada reaksiyalar mono, bi və trimolekulyar reaksiyalara ayrı-

lır. Molekulyarlığı üçdən yuxarı olan reaksiya mövcud deyildir. 

Şəkil.7.4. Reaksiyanın 

aktiv kompleks

 

əmələ gətirməklə 

gedişınin energetik sxemi 

 

 

231

Hətta,  trimolekulyar  reaksiyalara  belə  çox  nadir  hallarda  rast 

gəlinir.  Çünki  elementar  aktda  iştirak  edəcək  üç  hissəciyin  za-

manın  eyni  anında  fəzanın  eyni  nöqtəsində  görüşmə  ehtimalı 

praktiki sıfıra bərabərdir. Sadə reaksiyalara misallar göstərək: 

         

         H

2 

= 2H                             monomolekulyar reaksiya 

         I

2

 + H

2

 = 2HI                    bimolekulyar reaksiya  

         2NO + H

2 

= N

2

O + H

2

O   trimolekulyar reaksiya       

 

Çox az sayda reaksiyalar bir mərhələdə baş verir. Bir mərhə-

ləli reaksiyalar da, mürəkkəb reaksiyalar kimi aktiv komplekslər 

əmələ gətirmə mərhələsindən keçməklə baş verirlər. 

Birmərhələli,  yəni  sadə  reaksiyaların  tərtibi  onun  mole-

kulyarlığı  ilə  üst-üstə  düşür,  yəni  bi,  mono  və  trimolekulyar 

reaksiyalar uyğun olaraq bir, iki və üç tərtibli reaksiyalardır. 

Molekuyarlığı üçdən yuxarı olan reaksiya mövcud deyildir. 

Əksər  reaksiyalar  mürəkkəb  reaksiyalar  olub  molekullarla 

yanaşı  ionların,  sərbəst  radikalların,  aktiv  komplekslərin  və  s. 

iştirakı  ilı  baş  verən  çoxmərhələli  proseslərdir.  Odur  ki,  əksər 

kimyəvi  reaksiyaların  tənlikləri  ancaq  ilkin  maddələrdən  hansı 

məhsulların  alınmasını  göstərdiyi  halda,  onların  gedişı  və  me-

xanizmi barədə heç bir məlumat vermir 

Mürəkkəb  reaksiyalar. 

Mürəkkəb  reaksiyalar  paralel,  ar-

dıcıl və qoşulmuş reaksiyalara  təsnif olunur. 

Paralel reaksiyalar.

 Eyni ilkin maddədən müxtəlif reaksiya 

məhsulları  alınması  ilə  gedən  reaksiyalar  sistemi  paralel  reak-

siyalar adlanır. Tərifdən göründüyü kimi paralel reaksiyalar eyni 

vaxtda  müxtəlif  istiqamətlərdə  baş  verir.  Buna  əsasən  paralel 

reaksiyaları aşağıdakı kimi sxematik təsvir etmək olar: 

 

                       B 

D 

1.  A→           C              2. A+B→            F 

                      ···                                          ··· 

 

232

1  və  2  sxemi  üzrə  gedən  paralel  reaksiyalara  misal  olaraq 

KClO

3

-ün  termiki  parçalanmasını  və  fenolun  nitrollaşmasını 

göstərmək olar: 

 

                                        4KCl + 6O

2

                  v

1 

          4KClO

3

 → 

                                                           

3KClO

4

 + KCl               v

2

 

                                                       

 

                                                                     NO

2

                                         

        OH                                   OH 

                                                                             NO

2

 

  3            +3HO-NO

2 

→         OH                              + 3H

2

O 

                                                    

                                 

                                                OH                          NO

2

                               

 

Prosesin yekun sürəti paralel reaksiyaların sürətləri cəmi ilə 

müəyyən olunur. Odur ki, 1və 2 sxemi üzrə gedən paralel reak-

siyaların yekun sürətini aşağıdakı tənliklərlə ifadə etmək olar: 

 

                  v

1

 =  v

A→B  

+  v

A→C

 =  (k

1

 + k

2

 ) c

A 

 

                 v

2 

=  v

(A+B) 

+  v

(A+B 

 =  (k

1

 + k

2

 ) c

A

 c

B 

 

 Ardıcıl reaksiyalar. 

A→B→C→··· sxemi üzrə gedən reak-

siyalar sistemi ardıcıl reaksiyalar adlanır. Ardıcıl reaksiyalar tə-

biətdə çox geniş yayılmışdır. Bunlara üzvi maddələrin oksidləş-

mə prosesləri misal ola bilər. 

Ardıcıl  reaksiyaların  getmə  qanunauyğunluqları  daha  mü-

rəkkəbdir. Aşağıda ümumi çəkildə iki ardıcıl reaksiyanın getmə 

sxemi ilə tanış olaq: 

                               v

1                                

v

2 

                            A→B(1);          B→C(2)   

 

 

233

Birinci reaksiya tənliyi üzrə alınan B maddəsi aralıq məhsul 

sayılır. A maddəsinin sərf olunma sürəti v

1A 

= k

1

c

A

, B maddəsi-

nin  toplanması  v

1B 

=  k

1

c

B

  ,  B  maddəsinin  ikinci  reaksiya  üzrə 

sərfi isə v

ІІB

 = k

2

c

B

  tənliyi ilə ifadə olunur. B maddəsi eyni za-

manda iki reaksiyada iştirak etdiyindən onun qatılığının ümumi 

dəyişməsi  bu  maddənin  alınması  və  sərfinin  sürətləri  fərqi  ilə 

müəyyən olunur: 

                     

                        v

B

 = v

1B

  - v

ІІB

 =

 (k

1

 – k

2

) c

B 

    

Ardıcıl  reaksiyalara  trisaxaridlərin  turş  mühitdə  hidrolizini 

misal göstərə bilərik: 

 

C

18

H

32

O

16

 + 2H

2

O → C

6

H

12

O

6

 + C

12

H

22

O

11

 + H

2

O →3 C

6

H

12

O

6