Farmatsevtika o‟quv instituti talabalari uchun adabiyoti

 + O
2
 = 2H
2
O + Q  (

H< 0) 
                         CaO + H
2
O = Ca(OH)
2
 + Q (

H< 0) 
           Bu reaksiyalar  to‘g‘ri  yo‘nalishda boradi,  chunki bunda sistemaning entalpiyasi kamayadi 
 

H  < 0. 
                    
   10 - jadval. Ba‘zi moddalarning standart entropiyalari (S
o
298
) qiymati   
Modda 
      S
o
298
 
Modda 
S
o
298
 
Modda 
 S
o
298
 
Ag(q) 
AgBr(q) 
AgCl(q) 
AgI(q) 
Al(q) 
BaCO
3
(q) 
BaCl
2
(q) 
Ba(NO
3
)
2
(q) 
BaSO
4
(q) 
C(olmos) 
C(grafit) 
CO(g) 
CO
2
(g) 
CH
4
(g) 
CaCl2(q) 
CaO(q) 
CaCO
3
(q) 
Cl-(s) 
Cl
2
(g) 
CrO
3
(q) 
Cr
2
O
3
(q) 
 
42,55 
107,1 
96,07 
115,5 
28,35 
112 
126 
214 
132 
2,36 
5,74 
197,54 
213,68 
186,19 
113,8 
39,7 
92,9 
56,54 
222,9 
73,2 
27,15 
Fe(q) 
FeO(q) 
Ge(q) 
H+(s) 
H
2
(g) 
HNO
3
(s) 
NH
3
(g) 
H
2
O(g) 
H
2
O(s) 
H
2
O(q) 
H
2
SO
4
(s) 
KCl(k) 
KClO
3
(q) 
KOH(q) 
MgCO
3
(q) 
MgO(q) 
N
2
(g) 
NH
4
NO
3
(q) 
NO(g) 
NO
2
(g) 
N
2
O
5
(g) 
60,29 
60,75 
31,1 
O 
130,52 
156,6 
192,6 
188,72 
70,08 
39,33 
156,9 
82,56 
142,97 
79,32 
65,7 
26,9 
199,9 
151 
210,6 
140,2 
355,7 
NaCl(q) 
Na
2
CO
3
(q) 
O(g) 
O
2
(g) 
O
3
(g) 
OH
-
(s) 
P(oq) 
P(qizil) 
Pb(q) 
S(g) 
S
2
(g) 
S
6
(g) 
S
8
(g) 
SO
2
(g) 
SO
3
(s) 
Sb(q) 
Si(q) 
SiO
2
(q) 
SiO
2
(shisha) 
Sn(q) 
ZnO(q) 
72,36 
136,4 
160,95 
205,04 
238,8 
-10,88 
41,1 
22,8 
64,81 
167,75 
228,08 
377 
444,0 
248,1 
122 
45,69 
18,82 
42,09 
46,9 
51,55 
43,64 
   
            
 
          Ikkinchidan  yirik    zarrachalar    parchalanishga  intiladi,    chunki  bunda  ularning  entropiyasi  
ortadi: 
 
                               2NH
3
  = N 
2
 + 3H
2
 
                                  2v        1v       3v 
          Kimyoviy jarayon uchun entropiyaning o‟zgarishi(

S) standart sharoitda  mahsulotlar 
absolyut  entropiyasi  qiymati  yig‟indisidan  standart  sharoitda  dastlabki  moddalar  absolyut 
entropiyalari yig‟indisini ayirmasiga teng.  
                  

S
o
r
= 

S
o
 mahsulotlar -  

S
o
 dastlabki moddalar 
         Ba‘zi moddalarning standart entropiyalari (S
o
298
) qiymati  10-jadvalda keltirilgan.   
      Masalan:    N
2
(g)+3H
2
(g)=2NH
3
(g) 
                  Hajm kamaygani uchun entropiya kamayishi kuzatiladi. 
                  

S
0
r
=2(192,6)  -  [199,9+3(130,52)]= -206,26  J/grad
*
mol 
                  C(grafit)  +CO
2
(g)= 2CO(g) 
                   Jarayonda hajm ortgani uchun han entropiya ortihshi yuz beradi. 
                   

S
0
r
=2(197,54)  -  (5,74+213,68)= 175,66 J/grad
*
mol 
 
 Agar  jarayonda  faqat  qattiq  moddalar  ishtirok  etsa    entropiyaning  o‘zgarishi  nihoyatda  kam 
bo‘ladi: 
                                    Al(q)+P(q)=AlP(q)  

 
 
32 
                     Suyuq  moddaning  bug‘ga  o‘tishi,kristall  moddaning  erishi,  qattiq  moddaning 
suyuqlanishi  kabi  jarayonlarda    entropiya  ortadi.  Bug‘ning  kondensatsiyalanishi,  suyuqlikning 
kristallanishi,  hajm kamayishi bilan sodir bo‘ladigan jarayonlarda entropiya kamayadi. 
           Masalan:    H
2
O(s)    

   H
2
O(g)    

S
r = 
188,72-70,08= 118,64  J/grad
*
mol 
                                70,08            188,72 
               Izobarik izotermik potensial. Har ikkala faktorning reaksiya yo‘nalishiga ta‘sirini o‘zida 
mujassamlashtirgan holat funksiyasi Gibbs energiyasi  deb  ataladi  va    G harfi bilan belgilanadi. U 
entalpiya va entropiya bilan quyidagicha bog‘langan: 
                                   

 G = 

 H - T 

S          
Izobar-izotermik jarayonlarda Gibbs energiyasining o‘zgarishi 

G(izobar-izotermik potensial) :    
                           

G = 

H - T 

S     yoki         G =   H - T S   
 formula  bilan  aniqlanadi.   

  G  qiymati  p=const    va    T=const    izobarik-  izotermik  kimyoviy 
jarayondagi  1 mol gazning kengayishidagi  bajarilishi mumkin bo‘lgan ishning  o‘lchovi bo‘ladi.  P 
=  const,  T  =  const  bo‘lganda  kimyoviy  reaksiyalar  Gibbs  energiyasi  kamayadigan  tarafga  o‘z-
o‘zidan boradi. 
            1)  

G < 0 bo‘lsa, reaksiya to‘g‘ri yo‘nalishda boradi. 
            2)  

G > 0 bo‘lsa, reaksiya to‘g‘ri yo‘nalishda o‘z-o‘zidan bormaydi. 
            3) 

G = 0 bo‘lsa, reaksiya kimyoviy muvozanat holatida bo‘ladi. 
         Kimyoviy jarayonlarning o‘z-o‘zicha borishi quyidagi holatlarda sodir bo‘lishi mumkin:     a) 
agar jarayon ekzotermik bo‘lsa,   |

H|  

|T

S | bo‘lishi lozim. 
            b)  agar  jarayon  endotermik  bo‘lsa       

H   

0,  |

H|

  T 

S    bo‘lganda,  yani  harorat  yuqori 
bo‘lishi kerak: 
                                 

G = 

H - T 

S  

0  
         Entalpiyaning  ortishi  harorat  o‘zgarishi  bilan  boshqariladi.  Odatda  bu  jarayon  gazlar 
ishtirokida  amalga oshadi. 
        Agar  

H    

  0, lekin     |

H|  

 T 

S   

G =  

H - T 

S   

  0  
  izobar –izotermik potensial qiymati noldan katta bunda jarayon o‘z-o‘zicha amalga oshmaydi.  
           Standart sharoitda I mol moddani oddiy moddalardan hosil bo‘lish standart Gibbs energiyasi 

G
o
f,298
 bilan belgilanadi. Oddiy moddalarning standart hosil bo‘lish issiqliklari nolga teng.   
       Ba‘zi moddalarning satandart hosil bo‘lish Gibbs   energiyalari (

G
o
f,298
) qiymati  
11-jadvalda berilgan.                   
  
               11-  jadval.  Ba‘zi  moddalarning  standart  hosil  bo‘lish  Gibbs      energiyalari  (

G
o
f,298
) 
qiymati  
 Modda 

G
o
f,298
,kJ/mol 
Modda 

G
o
f,298
,kJ/mol 
Al(g) 
Al
3+
(s) 
Al
2
O
3
(g) 
Al
2
(SO
4
)
3
(q) 
C(olmos) 
CH
4
(g) 
CO(g) 
CO
2
(g) 
CaCl
2
(q) 
CaCO
3
(q) 
CaF
2
(q) 
CaO(q) 
Ca(OH)
2
(q) 
Cl(g) 
Cl
-
(s) 
H(g) 
288,7 
-490,54 
-1582,0 
-3102,9 
2,83 
-50,79 
-137,14 
-394,47 
-750,2 
-1128,8 
-1161,9 
-604,2 
-896,8 
105,3 
-131,4 
203,3 
H
2
O(s) 
H
2
SO
4
(s) 
K
+
(s) 
KCl(q) 
KCl0
3
(q) 
KNO
3
(q) 
KOH(q) 
MgSO
4
(q) 
MgSO
4*
7H
2
O(q) 
N(g) 
NO(g) 
NO
2
(g) 
NO
3
-
(s) 
Na(g) 
Na
+
(s) 
NaCl(q) 
-237,24 
-814,2 
-281,3 
-408,0 
-289,9 
-393,1 
-380,2 
-1158,7 
-2868 
455,5 
86,68 
51,5 
-111,7 
77,3 
-575,6 
-384,0 

 
 
33 
H+(g) 
H+(s) 
HBr(g) 
HCl(g) 
HF(g) 
HI(g) 
NH
3
(g) 
HNO
3
(s) 
H
2
O(g) 
 
1516,99 
      0 
-53,4 
-94,5 
-272,99 
  1,78 
-16,7 
-80,9 
-228,61 
NaOH(q) 
Na
2
SO
4
(q) 
O(g) 
O
3
(g) 
OH-(s) 
S(monoklin) 
SO
2
(g) 
SO
3
(g) 
SO
3
(s) 
ZnO(q) 
-380,7 
-1266,8 
231,8 
162,7 
157,4 
0,188 
-300,4 
-370,0 
-499,0 
-320,88 
           Ayni  jarayon  uchun  standart  Gibbs  energiyasini  o‘zgarishi  mahsulotlarning  standart  Gibss 
energiyalari  yig‘indisidan  dastlabki  moddalarning  Gibbs  energiyalari  yig‘indisini  ayirmasiga  teng 
bo‘ladi. 
             

G
o
 
r
 =   

G
o
f,298 mahsulotlar  
-  

G
o
 
f,298 dastlabki moddalar 
  
Masalan:     CO
(g)
+       H
2
O
(g) 
   =    CO
2(g) 
  +    H
2(g)
 
                      -137,176   -228,66        -394,47        O 
             

G
o
r
= |(-394,47+0)-(-137,16+(-228,66)|= -28,634kJ/mol 
 

G
o
r
  ning  qiymati  jarayonning  o‘z-o‘zicha  borish  ehtimolligini  ko‘rsatadi.  Lekin  jarayonning  tez 
yoki sekin borishini baholashga imkon bermaydi. 
       Izoxorik-izotermik potensial. Ba‘zan kimyoviy jarayonlar  hajm doimiyligi va harorat 
doimiyligida borib (v=const; T=const), ana shu holatdagi termodinamik funksiya izoxorik-
izotermik potensial (  

F)  yoki Gelmgols energiyasi deyiladi. Bunday jarayonlarda Q
v
=

U 
bo‘lgani uchun  

F=

U- T

S    ga teng bo‘lib qoladi. Demak, F=U-TS  izoxorik-izotermik 
potensialni baholashga etarli bo‘ladi. 
            Kimyoviy  jarayonlar  uchun  Gibbs  energiyasi  ko‘p  qo‘llaniladi,  chunki  odatdagi  sharoitda  
reaksiyalar bosim doimiyligida ro‘y beradi.  

G  ,   

F  , 

H  va 

S  holat    funksiyalari  hisoblanib, 
ularning qiymati sistemaning bir holatdan ikkinchi holatga otishiga bog‘liqdir. Lekin o‘tish jarayoni 
qanday  yo‘l  bilan  amalga  oshirilganiga    bog‘liq  emas.  Barcha  ko‘rsatilgan  termodinamik 
funksiyalar  reaksiyada  ishtirok  etuvchi  moddalarning  tabiatiga,  massalariga  va  haroratga  bo‘gliq. 
Bundan tashqari 

G  sistema bosimiga,  

F sistemaning hajmiga bog‘liq.   
         Ba‘zi  reaksiyalarning    izobar  izotermik  potensialining  qiymatini  haroratga  bog‘liqligi  2-
rasmda keltirilgan. NO,  va CO
2 
 izobar izotermik potensiali qiymati haroratga deyarli bog‘liq emas.  
HgO  olinish  reaksiyasi  izotermik  potensiali  qiymati  harorat  ortishi  bilan  ortsa,    CO  hosil  bo‘lish 
reaksiyasining izotermik potensiali qiymati harorat  ortishi bilan kamayadi.  
                                       

G,kJ/mol   
 
        2-rasm. Kimyoviy reaksiyalarning izobar izotermik potensiali qiymatining  
                      haroratga bog‘liqligi.   

 
 
34 
 
     
            Kimyoviy potensial. Izobarik-izotermik (G) va izoxorik-izotermik(F) potensialning qiymati 
ochiq  sistemalar  uchun  nafaqat  tashqi  faktorlar(P,T,V,  va  boshqalar),  balki  jarayondagi  har  bir 
ishtirokchining miqdoriga bog‘liqdir: 
     G=f(T,V,n
1
,n
2
,n
3
…..n
i
),                (

G|

n
i
)
V,T,ni-1
=G
i
=

i
 
      F=f(T,P,n
1
,n
2
,n
3
….n
i
),                 (

F|

n
i
)
P,T,ni-1
=F
i
=

i 
 
       G va F ning barcha  jarayon ishtirokchilari miqdori bo‘yicha hosilasi (agar sistemaning bosimi, 
hajmi,  temperaturasi  va  ishtirokchilarning  miqdori  o‘zgarmas  bo‘lib,  bittasi  o‘zgaruvchan)  parsial 
molyar potensial (G
i
,F
i
) yoki kimyoviy potensial (

i
) deyiladi. Kimyoviy potensial modda tabiatiga, 
bosim, harorat va konsentrasiyaga bog‘liq. 
            Ideal gazlar uchun kimyoviy potensial T=const bo‘lgan holda  dG=VdP teng. 
V=RT|P  ekanligi  hisobga  olinsa,      dG=d

i
=RT  dP
i
|P
i
      hosil  bo‘ladi.  Bu  tenglama  doimiy 
haroratda integrallansa: 
 
                      

i
=RT lnP
i
*
+const; 

i
=  

i
 
o
+RT lnP
i
* 
 
          Standart sharoit uchun const=

i
 
o
- standart kimyoviy potensial deyiladi. 
          Real gazlar uchun kimyoviy potensial qiymatini hisobga olishda  bosim o‘rniga f
i
*
 fugitivlik 
yoki uchuvchanlik olinadi. Uchuvchanlik bosim bilan bir xil o‘lcov birligiga ega va ayni haroratda 
bosimga proporsionaldir: 
                                           f
i
*
=

*
P   
            

- uchuvchanlik koeffisienti deyiladi, va P

O,  

1. Agar eritmalar olinsa , uchuvchanlik 
o‘rniga aktivlik olinadi. Aktivlik konsentratsiyaga to‘g‘ri proporsional: 
                                             a=

C;  
           

-aktivlik koeffisienti.  Demak, tenglama: 
                             

i
=  

i
 
o
+RT ln a 
a  =1  bo‘lgan  holat  uchun 

i
 
o
  –  standart  kimyoviy  potensial.  Aktivlik  koeffisienti  real  eritmalarni 
ideal eritmalardan farqlash imkoniyatini hisobga oladi.  
            Kimyoviy  reaksiyalardagi  energetik  jarayonlarni  bilish  kimyoviy  reaksiyalarni  boshqarish 
imkoniyatini va  dori moddalarni organizmdagi biologik o‘zgarishlarni baholashga imkon beradi. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
                          5–bob. Kimyoviy reaksiyalarning tezligi 
           Kimyoviy    reaksiyalarning  energetikasini  o‘rganish  u  yoki  bu  jarayonning  borish  yoki 
bormaslik  ehtimolligini  ko‘rsatadi.  Lekin  bu  kattaliklar  reaksiyalarning  tezligini  miqdoriy 
baholashga etarli bo‘lmaydi .Masalan, azot(II) oksidining  kislorod bilan oksidlanishi reaksiyasini 
olsak: 
                          2NO(g)+O
2
(g)= 2NO
2
(g)           

G=-150 kJ/mol 

 
 
35 
          Bu  reaksya  odatdagi  sharoitda  ancha  tez  boradi.  Vodorodni  kislorod  bilan  ta‘sirlanish 
reaksiyasi bo‘lsa, odardagi sharoitda amalda bormaydi: 
                        2H
2
+O
2
=2H
2
O                   

G=-456,5 kJ/mol  
         Bu  jarayon 1000 
o
S da (

G=-495,3 kJ/mol) bir lahzada sodir bo‘lshi aniqlangan. 
            Kimyoviy    reaksiyalarning  tezligini  topish  orqali  reaksiyalarning  borish  mexanizmini  va 
qonuniyatlarini o‘rganish mumkin. 
           Kimyoviy reaksiyalarning  borish mexanizmi va tezligi kimyoning maxsus bo‘limi kimyoviy 
kinetikada o‘rganiladi. 
           Murakkab  kimyoviy  jarayonlarning  mexanizmini  bilish  esa  kimyoviy  jarayonlarni 
boshqarish,  jadallashtirish va texnologik jarayonlarni boshqarish uchun zarur bo‘ladi. 
           Kimyoviy  reaksiyalar  ikkiga  bo‘linadi:  geterogen    va  gomogen  reaksiyalar.  Gomogen 
reaksiyalar faqat bir fazada, ya‘ni suyuqlik yoki gaz fazasida amalga oshib, muhit bir jinsli bo‘ladi. 
Reaksiya aralashmaning butun hajmi bo‘ylab ketadi. 
          Geterogen  kimyoviy  reaksiyalar  esa  bir  jinsli  bo‘lmagan  turli  moddalar  orasidagi  ta‘sirda 
yuzaga keladi. Bir paytning o‘zida kimyoviy jarayonda qattiq, suyuq, gaz moddalar ishtirok etishi 
mumkin. Kimyoviy ta‘sirlanish chegara sirtda amalga oshadi. 
 
                                     5.1. Reaksiyalar tezligi 
           Kimyoviy  reaksiyalarning  tezligi  deganda  hajm    birligida  ma‘lum  vaqt  davomida  sodir 
bo‘ladigan  moddalar  miqdorining  o‘zgatrishiga  aytiladi.    Reaksiya  tezligi  odatda  reaksiyaga 
kirishayotgan  yoki  hosil  bo‘layotgan  moddalardan  birortasining    konsentratsiyasini  vaqt  birligi 
ichida o‘zgarishi bilan xarakterlanadi. 
          Reaksiyaning  tezligi    to‘g‘risida  sistemaning  biror-bir  xossasi  o‘zgarishi  (elektr 
o‘tkazuvchanligi,    rangi,    bosimi,    spektri)  bilan  fikr  yuritish    mumkin.    Agar  t
 1 
  vaqtdan  t
2 
vaqtgacha reaksiyaga kirishuvchi moddalardan birortasining konsentratsiyasi S
1
 dan S
2
  ga o‘zgarsa, 
t
1
   dan t
2
  gacha bo‘lgan vaqt oralig‘ida reaksiyaning o‘rtacha tezligi :                            
                    S
2 
- S
1
         

 S 
         V =

  ------- =  

  ----     formula bilan ifodalanadi. 
                    t 
2 
- t 
1 
          

t 
         Agar  vaqt  sekundlarda(sek.),  modda  konsentratsiyasi  S  (mol/l  )  bo‘lsa  reaksiya  tezligining 
o‘lchov birligi  mol/l
*
sek. 
           Reaksiya  tezligi    musbat  ishorali  bo‘lishi  kerak.    Shu  sababli,  reaksiyaga  kirishayotgan 
modda  konsentratsiyasi  vaqt  o‘tishi  bilan  kamayib    borganligi    uchun    konsentratsiya    o‘zgarishi 
manfiy  qiymat  bilan  olinadi.  Reaksiya  davomida    moddalarning    konsentratsiyasi    beto‘xtov 
o‘zgarganligi uchun reaksiyaning ayni vaqtdagi tezligini, ya‘ni haqiqiy tezligini bilish ahamiyatga 
ega. Haqiqiy tezlik formulasi: 
                                                      dS 
                                     V =   

      ---- 
                                                      dt 
          Agar  reaksiya  tezligi  reaksiya    mahsulotlari    konsentratsiyasini  o‘zgarishi  (dS)  bilan  vaqt 
o‘zgarishi esa (dt) bo‘lsa, hosilaning oldiga (+) ishora qo‘yiladi. 
           Gomogen  reaksiyalarda  jarayon  tezligi  modda  miqdorini  ma‘lum  hajm(V)  davomida 
o‘zgarishi orqali hisobga olinadi: 
                     S
1
-S
2
                           n
1
-n
2
 
            V= -------------;            V=-------------. 
                    ( t
2
-t
1
)
*
H                     (t
2
-t
1
)
*
H 
                           
           S
2
  va  S
1
  reaksiyaga  kirishayotgan  moddalarning  konsentratsiyasi;  H-  reaksion  sistemaning  
hajmi;  n
1 
 va n
2
 reaksiyadagi moddalar miqdorining o‘zgarishi; 
           Geterogen  reaksiyalarda  reaksiya  tezligi  modda  miqdorining    ma‘lum  yuza  birligida 
o‘zgarashi orqali hisobga olinadi.         
             

 
 
36 
                      5.2. Reaksiya  tezligiga ta‟sir etuvchi faktorlar 
           Har bir vaqtdagi haqiqiy tezlik shu nuqtadan o‘tkazilgan urinmaning absissa o‘qi bilan hosil 
qilgan burchagi tangensiga teng. 
                                         V = tg   

 
          Kimyoviy reaksiyaning tezligi moddalarning tabiatiga, ularning konsentratsiyasiga, haroratga, 
katalizatorga bog‘liq. 
          Reaksiya  tezligiga  konsentratsiyaning  ta‘sir  etishiga  sabab    shuki,  moddalar  orasida  o‘zaro 
ta‘sir  hosil  bo‘lishi  uchun  reaksiyaga  kirishayotgan  moddalarning  zarrachalari  bir-biri  bilan 
to‘qnashadi.    Lekin  to‘qnashishlarning    hammasi    ham  kimyoviy  reaksiyaga  olib  kelavermaydi, 
barcha to‘qnashishlarning oz qismigina reaksiyaga olib  keladi. 
          Vaqt  birligi    ichida  ro‘y  beradigan  to‘qnashishlarning  soni  o‘zaro  to‘qnashayotgan 
zarrachalarning konsentratsiyalariga proporsional  bo‘ladi. Bu son qanchalik katta bo‘lsa, moddalar 
orasidagi  o‘zaro  ta‘sir  shunchalik  kuchli  bo‘ladi,  ya‘ni  kimyoviy  reaksiya  shunchalik  tez  boradi. 
Reaksiya tezligiga konsentratsiyaning ta‘siri massalar ta‘siri qonunida o‘z  ifodasini topgan.                              
            Massalar  ta‟siri    qonuni.     1867    yilda    norvegiyalik    olimlar  Guldberg  va  Vaagelar  
tomonidan  ta‘riflangan: