Farmatsevtika o‟quv instituti talabalari uchun adabiyoti

           Kimyoviy    reaksiya   tezligi  reaksiyaga  kirishuvchi  moddalar  konsentratsiyalari  
ko‟paytmasiga to‟g‟ri proporsional. 
                                    aA + bB = cC + dD   
 reaksiya uchun reaksiya tezligining ifodasi: 
                                        V  = k [A]
a
 [B]
b 
 
      V  -reaksiya tezligi;  [A]  va [B]   - reaksiyaga kirishuvchi moddalar konsentratsiyasi; a  va b 
reaksiya  tenglamasidagi  stexeometrik  koeffisientlar;    k-    proporsionallik    koeffitsientlari    bo‘lib,  
tezlik    konstantasi  deb  ataladi,  reaksiyaga  kirishuvchi    moddalar  tabiatiga,  haroratga  va 
katalizatorga  bog‘liq bo‘lgan kattalikdir.      
         Tezlik konstantasi reaksiyaga kirishuvchi moddalar konsentratsiyalari 1 mol/l ga teng bo‘lgan 
paytdagi reaksiyaning tezligini ko‘rsatadi.  
          Agar  reaksiya  eritmalarda  borsa  reaksiya  tezligi  moddalar  konsentratsiyasini  o‘zgarishi 
asosida baholangani ma‘qul. Masalan, vodorod iodidning  hosil bolishi: 
             H
2
+I
2
=2HI;                                  V=k[H
2
]
*
[I
2
] 
           NH
4
Cl+H
2
O=NH
4
OH+HCl;          V=k[NH
4
Cl]
*
[H
2
O] 
           Agar  kimyoviy  jarayon  gazlardan  iborat  aralashmada    amalga  oshsa  gazlarning    bosimlari 
orqali reaksiya tezligini ifodalash qulaydir: 
          N
2
+3H
2
=2NH
3
;                                 V=k[PN
2
]
1
*
PH
2
]
3
 
           Kimyoviy  jarayonda  qattiq  moddalar  ham  ishtirok  etsa,  ularning  konsentratsiyasi 
o‘zgarmaganligi uchun: 
           CO
2
(g)+C(q)=2CO(g);                   V=k[PCO
2
] 
          2 P+5Cl
2
=2PCl
5
;                               V=k[PCl
2
]
5
 
 
                       5.3. Reaksiya tezligiga  haroratning ta‟siri    
        Kimyoviy reaksiya sodir bo‘lishi uchun molekulalar bir-biri bilan to‘qnashishlari kerak. Lekin 
har bir to‘qnashish ham reaksiyaga olib kelavermaydi.  Masalan, vodorod va kislorod aralashmasi 
uzoq vaqt saqlanganda ham ular orasida sezilarli reaksiya sodir bo‘lmaydi. Reaksiya sodir bo‘lishi 
uchun  dastlabki  moddalar  molekulalaridagi  atomlar    orasidagi    bog‘    bo‘shashishi  yoki  uzilishi 
darkor.  Buning uchun molekulalar ma‘lum energiyaga ega bo‘lishlari lozim.                       
            Molekulaning  reaksiya  sodir    bo‘lishi    uchun    zarur  bo‘lgan  energiya  qiymatiga  faollanish 
energiyasi    E
a   
deyiladi.    Bunday  energiyaga  ega  bo‘lgan  molekulalar  faol    molekulalar  deyiladi. 
Harorat ortishi bilan faol molekulalar soni ortadi, shu sababli reaksiya tezlashadi. 
        Reaksiya tezligining haroratga bog‘liqligi Vant-Goff qoidasi bilan ifodalanadi:  
        Harorat har 10
o
С  ga oshirilganda reaksiya tezligi 2-4 marta tezlashadi. 
         Reaksiya  tezligiga  harorat  ta‘sirini  baholash  uchun    yarim  empirik  Vant-Goff  tenglamasidan 
foydalaniladi: 

 
 
37 
                              Vt
2                t2 - t1/10
 
                               ----  =   

                   
                              Vt
1
                    
 
         
       V
t2 
 va V
t1 
  - t
2
  va  t
1  
haroratdagi reaksiya tezligi; t
2
;  t 
1
   -      haroratlar; 
       

 -   reaksiyaning harorat koeffitsienti  bo‘lib, u  harorat har 10
o
S ga ortganda reaksiya tezligi 
necha marta ortishini ko‘rsatadi. 
       Reaksiya  tezlik  konstantasining  harorat  va  faollanish  energiyasiga  bog‘liqligi  Arrenius 
tenglamasi bilan ifodalanadi: 
                                         K = A e   
-E
 
a
|RT   
   
     E
a
   -  faollanish  energiyasi;          A    -  vaqt    birligi  ichida  reaksiyada  qatnashuvchi  zarrachalar 
orasidagi to‘qnashuvlarning umumiy soni;                        
     e  - natural logarifm asosi (2,31); 
     R  - universal gaz doimiysi (8,31 J/mol
*
K); 
     T  - mutloq harorat, K. 
          Zarrachalar  to‟qnasganda  reaksiya  sodir  bo‟lishi  uchun  kerak  bo‟ladigan  energiya 
faollanish(  aktivlanish)  energiyasi  deyiladi.  Shunday  energiyaga  ega  bo‟ladigan  molekulalar 
faol molekulalar deyiladi. 
         Kimyoviy  reaksiyalar  tezligining    haroratga  bog‘liqligi    tajribalar  asosida    Arrenius 
tenglamasining grafik yechimi  orqali  topilgan bo‘lb  quyidagicha ifodalanadi: 
                                   ln k =  -B|T +C 
            B    va  C      -  haroratga  bog‘liq    bo‘lmagan  doimiy  sonlar,  ular  reaksiyaga  kirishuvchi 
moddalarning tabiati bilan aniqlanadi. 
             Bu tenglama quyidagi ko‘rinishga ega: 
                                  ln k =  -E
A
|RT+C 
tenglama  to‘g‘ri  chiziq  tenglamasi  bo‘lib  grafik  usulda  ln  k  bilan  1|T  orasidagi  bog‘lanishdan 
topiladi. 
           Grafik echim o‘rniga ikku xil haroratdan foydalangan holatda quyidagi tenglamani   ishlatish 
qulayroq: 
                                                 lnk
2
|k
1*
R
*
T
2*
T
1
 
                                      E
a
=   ------------------- 
                                                      ( T
2
-T
1
) 
          Faollanish  energiyasi  qancha  kichik,    harorat  qancha  yuqori  bo‘lsa,  reaksiya  shuncha 
tezlashadi.  Faollanish  energiyasi  kichik  bo‘lgan  reaksiyalarning    (E  0  <  40  kJ/mol)  tezligi  juda 
katta  bo‘ladi.  Bunga  misol  qilib  eritmalarda    ionlar  orasida  boradigan  reaksiyalarni  keltirish 
mumkin. 
        Faollanish  energiyasi  katta  (E  0  >  120  kJ/mol)  bo‘lgan  reaksiyalarning  tezligi  juda  kichik 
bo‘ladi.  Masalan,  oddiy sharoitda azot va vodorod o‘rtasidagi reaksiya:  
                                           N
2
 + 3H
2
  = 2NH
3
 
        Agar faollanish energiyasining qiymati o‘rtacha (40 < E < 120 kJ/mol)  bo‘lsa,  bu  reaksiyalar  
o‘rtacha tezlikda borib,  ularning tezliklarini oson o‘lchash mumkin. 
                           Na
2
SO
4
 + H
2
SO
4
 = Na
2
SO
4
 +  H
2
O 
         Reaksiya  modda  molekulasidagi  atomlar  orasidagi  bog‘ning  bo‘shashishi  yoki    uzilishi  
hisobiga    boshlanadi.    Bunda    oraliq  faollangan  kompleks  hosil  bo‘ladi.    Bu  oraliq  kompleks 
faollanish   energiyasini  yutish hisobiga hosil  bo‘ladi. Faollashgan kompleks beqaror bo‘lib, tezda 
parchalanadi va reaksiya mahsulotlari hosil bo‘ladi. 
        Bunda energiya ajralib chiqadi. Jarayonni quyidagicha tasvirlash mumkin: 
           H - H                   H ... Cl                  H-Cl 
              +           

        │     │        

        ----- 
         Cl - Cl                   H ... Cl                   H-Cl 
        dastlabki            faollashgan             reaksiya 
        moddalar             kompleks              mahsulotlari 

 
 
38 
       Faollanish  energiyasi  reaksiyga  kirishuvchi  moddalar  tabiatiga  bog‘liq  bo‘lib,  lekin  haroratga 
bog‘liq emas. 
 
 
 
 
 
                        5.4.  Reaksiyalarning molekulyarligi va  tartibi 
         Kimyoviy  reaksiyada  ishtirok  etayotgan  molekulalar  soni    reaksiyaning  molekulyarligini 
belgilaydi.  Kimyoviy  reaksiyalar  molekulyarligi  bo‘yicha    monomolekulyar,  bimolekulyar  va  tri 
molekulyar  reaksiyalarga bo‘linadi. Uchtadan ortiq zarrachalarning bir paytni o‘zida to‘qnashishi 
deyarli sodir bo‘lmaydi. 
         Massalar  ta‟sir  qonunini  qo‟llaganda    reaksiya  tezligi  konsentratsiyaning  nechanchi 
darajasiga bog‟liqligini ko‟rsatuvchi son reaksiyaning tartibini ko‟rsatadi. 
         Reaksiyalar  birinchi  tartibli(V=kC),  ikkinchi  tartibli(V=KC
2
),  uchinchi  tartibli  (V=kC
3
), 
nolinchi va kasr tartibli bo‘lishi mumkin. Kasr tartibli reaksiyalar geterogen jarayonlarda kuzatiladi  
va bunday reaksiyalarda moddaning reaksion muhitga kiritilishi uning sarflanishidan yuqori bo‘lar 
ekan. Nolinchi tartibli reaksiyalarda (V=k) reaksiya tezligi konsentratsiyaga bog‘liq emas.  
         Monomolekulyarli reaksiyalar, odatda birinchi tartiblidir: 
     A

B ;   A  

B+C;           J
2
  = J + J            V = k [J
2
] 
          Parchalanish,  radioaktiv  emirilish,  izomerlanish  reaksiyalari  monomolekulyar  reaksiyalar 
qatoriga kiradi.
 
     Bi yoki  di (ikki)  molekulyar reaksiyalar  ko‘p uchraydi va ular ikkinchi tartibli hisoblanadi: 
            A+B

C ;     2A

B;       H
2 
 + J
2
  = 2HJ;          V = k[H
2
][J
2
] 
     Tri  (uch)    molekulyarli  reaksiyalar    kamdan-kam  uchrab,  ular  uchinchi  tartibli  reaksiyalarga 
kiradi: 
                    A+B+C

D;     2A+B

C+D;       3A

C; 
                  2NO + Cl
2
  =2 NOCl;        V = k  [NO]
 2
[Cl
2
]
I 
       Agar  reaksiyaga  kirishuvchi  moddalardan  biri  juda  ko‘p  miqdorda  olinsa  (saxarozaning 
gidrolizi) va faqat bir moddaning konsentratsiyasi o‘zgarsa  molekulyarlik va tartib mos kelmaydi. 
                            C
12
H
22
O
11
+H
2
O=C
6
H
12
O
6
 + C
6
H
12
O
6
 
       Mexanizmiga ko‘ra bu reaksiya bimolekulyar, lekin birinchi tartiblidir. Chunki reaksiya tezligi 
faqat saxaroza konsentrasiyasiga bog‘liq bo‘lib, suvning miqdori jarayonga ta‘sir etmaydi. 
        Shuningdek,  agar  kimyoviy  reaksiya  bosqichli  borsa  reaksiyaning  tartibi  va  molekulyarligi 
mos kelmaydi. Bunda reaksiyaning tartibi eng sekin boruvchi jarayon bilan belgilanadi. 
         Reaksiyalarning  tartibini  aniqlash.  Bu  usul  Vant-Goff    tomonidan  taklif  qilingan  bo‘lib,  
agar reaksiya tenglamasi V=kC
n
  hisoblansa, bu tenglama logarifmlanadi: 
        lgV = lgk+nlgC;      y = lgV;   A = lgk;     B=n;      x = lgC;    y =A+Bx 
        Bu  tenglama  to‘g‘ri  chiziq  ko‘rinishini  oladi.  Tengamani  yechish  uchun  har  xil 
konsentratsiyalarda reaksiya tezligi aniqlanadi. lgV  bilan lgC orasidagi bog‘liqlik grafigi chiziladi. 
Absisa o‘qidagi   lgV  bo‘yicha ajralgan kesma  lg K teng bo‘ladi. lgV  bilan lgC orasidagi  to‘g‘ri 
chiziqning og‘ishi yoki o‘tkir burchak tangensi reaksiyaning tartibidir. 
 
                                 
                                   5.5. Murakkab reaksiyalar 
            Kimyoviy reaksiyalarni  oddiy  va  murakkab reaksiyalarga bo‘lish mumkin.  Agar reaksiya 
faqat  bir  bosqichda  borsa,    oddiy  reaksiya  deyiladi.  Parchalanish  reaksiyalari  oddiy  reaksiyalarga 
misol bo‘ladi. 
           Oddiy  reaksiyalarda  reaksiya  tenglamasi  haqiqatda  ketayotgan  reaksiya  jarayoniga 
mos keladi.  
          Ko‘pchilik  reaksiyalar  murakkab  reaksiyalar  bo‘lib,  ular  bir  necha  bosqichda  sodir  bo‘ladi.  
Murakkab reaksiyalar parallel,  ketma-ket, tutash, zanjir reaksiyalarga bo‘linadi. 

 
 
39 
           Parallel reaksiyalar   bir  vaqtning  o‘zida bir necha yo‘nalishda boradi.                           
                                      V
1
  ┌─

 2KCl + 3O
2
       
                  6KClO 
3
        

 

                                             V=V
1
+V
2
 
                                       V
2 
└─

 3KClO 
4
  + KCl 
           Bunday  reaksiyalarning  tezligi  alohida  olingan  reaksiyalarning  tezliklarining  yig‘indisiga 
teng bo‘ladi. 
           Ketma-ket reaksiyalar  bosqichma-bosqich boradi: 
                  H
3
PO
4
 + NaOH = NaH
2
PO
4
 + H
2
O         V
1
 
                  NaH
2
PO
4
 + NaOH = Na
2
HPO
4
  + H
2
O   V
2
 
                  Na
2
HPO
4
 + NaOH = Na
3
PO
4 
+ H
2
O        V
3
 
           Bosqichli reaksiyalarning tezligi bo‘lsa eng sekin boruvchi jarayon(V
3
) bilan belgilanadi. 
          Tutash reaksiyalarda ikki reaksiyadan biri ikkinchisining  borishini ta‘minlaydi: 
                                 A+B=D;          A+C=E 
         Bunday  reaksiyalarda  B  induktor  deyiladi.  Ayni  paytda  C  modda  bo‘lsa  akseptor  deyiladi. 
Ikkala reaksiya uchun zarur bo‘lgan modda A bo‘lsa aktor deyiladi. 
          Masalan: HJ bilan H
2
CrO
4
 o‘zaro reaksiyaga kirishmaydi. Lekin ularga ozroq FeO  qo‘shilsa, 
FeO oksidlanishi bilan birga HJ ham oson oksidlanadi. 
             6FeO + 2H
2
CrO
4
 = 3Fe
2
O
3
 + Cr
2
O
3
 + 2H
2
O 
             6HJ + 2H
2
CrO
4
 = 3J
2
 + Cr
2
O
3 
+ 5H
2
O 
             H
2
CrO
4
- aktor, FeO- induktor, HI- akseptor  hisoblanadi.Tutash reaksiyalarning  kinetikasi 
anchagina murakkab, ular fizik va kolloid kimyo  fanida ancha chuqur ko‘rib chiqiladi. 
           Qaytar  reaksiyalar  –  qarama  qarshi  ikki  yo‘nalishda  ketadigan  reaksiyalardir.  Bunday 
reaksiyalarning tezligi to‘g‘ri va teskari reaksiyalar tezligini aniqlash orqali baholanadi: 
                  A

B;   V
A
=k
1
C
A
;   V
B
=k
2
C
B
;   V=V
A
-V
B
 
       Reaksiya  paytida  A  moddaning  konsentratsiyasi  kamayib  B  moddaning  konsentratsiyasi  ortib 
boradi. Bu jarayon kimyoviy muvozanat sodir bo‘lgunicha davom etadi. Kimyoviy muvozanat sodir 
bo‘lganida esa: 
                                                 V
A
=V
B
 
         Zanjir  reaksiyalar   bir-biri  bilan  ulangan  ketma-ket,  parallel,  tutash  reaksiyalar  tizimidan 
tashkil topgan hamda  erkin  radikallar ishtirokida  boradigan  bosqichlardan  iborat reaksiyalardir.  
Bunday  reaksiyalar  qatoriga  yonish,  oksidlanish,  radioaktiv  yemirilish,  polimerlanish, 
polikondensatsiya, fotokimyoviy va boshqa reaksiyalar kiradi.                            
       Zanjir  reaksiyalar    uch  bosqichda  ketishi  kuzatilgan:  zanjirning  hosil  bo‘lishi,  zanjirning 
rivojlanishi  yoki  o‘sishi  va  zanjirning  uzilishi.  Zanjir  reaksiyalarning  mexanizmi  erkin 
radikallarning  hosil  bolishi  va  ularning  aktivligi  juda  yuqoriligi  bilan  bog‘langan.  Radikallar 
atomlar va molekulalar bilan to‘qnashib ularni ham juda faol holatga o‘tkazadi. 
        Vodorod va xlordan vodorod xlorid hosil bo‘lish reaksiyasi eng oddiy zanjir reaksiyaga misol 
bo‘ladi.  Aktiv  markazlar  hosil  bolishi  uchun  reaksion  aralashmaga  yorug‘lik  nuri  ta‘sir 
ettiriladi(zanjirni hosil bo‘lishi): 
                                      h

 
                        Cl 
2           
 

        2Cl* 
                 H
2 
+   Cl*    

     HCl + H*   (zanjirning o‘sishi) 
                 Cl
2
 +   H*     

    HCl + Cl* 
                 H*+   Cl*      

 HCl  (zanjirning uzilishi) 
                 Cl*+   Cl*      

 Cl
2
 
                  H*+   H*       

 H
2
 
        Aktiv  markazlarni  hosil  qilish  uchun    nur  ta‘sir  ettirish,  qizdirish,  barqarorligi  kam  bo‘lgan 
moddalar(inisiatorlar) qo‘shish va boshqalar orqali yuzaga keltiriladi.  
Zanjir reaksiyalarining kinetikasini o‘rganish uchun reaksiya paytida radikallarning va atomlarning  
konsentratsiyasini  aniqlash  va  o‘zgarishlarni  topish  kerak.  Buning  uchun  turli  fiziko-kimyoviy 
usullar  qo‘llaniladi.  Bunday  tekshiruvlarda  spektroskopik    kolorometrik,  elektron  paramagnit 
rezonans usullari ishlatiladi. 

 
 
40 
         Fotokimyoviy reaksiyalar. Fotokimyoviy reaksiyalar yorug‘lik nuri yoki ultrabinafsha nurlar 
ta‘sirida yuzaga keladigan kimyoviy jarayonlarga aytiladi. 
          Fotokimyoviy  reaksiyalar  asosida  molekulalar  yoki  atomlar  tomonidan  yorug‘lik  kvanti 
yutilishidan kelib chiqadigan jarayonlar tushuniladi. Barcha fotokimyoviy jarayonlarda ikkita holat 
kuzatiladi.  Avvalo  birlamchi  jarayonlar,  ular  moddaning    yorig‘lik    kvanti  yutishiga  bog‘liq  ekan. 
Ikkilamchi jarayon  sodir bo‘lishi uchun,  yoritish shart emas. Shuning uchun ham keyingi jarayon 
qorong‘ida boruvchi reaksiyalar ham deyiladi. 
        Fotokimyoviy jarayonlar asosida shulalanish (lyuminessent ) tahlil usuli ishlab chiqilgan. Sifat  
tahlilda  shulalanish  yorqinligi  hisobga  olinadi.  Miqdoriy  tahlilda  shulalanish  ravshanligi 
tekshirilayotgan moddaning konsentratsiyasi bilan bog‘lanadi. 
Fotokimyoviy reaksiyalar tufayli fotosintez amalga oshadi. 
 
                                       5.6.Kataliz. Katalitik reaksiyalar 
         Kimyoviy reaksiyalarning tezligi na faqat konsentratsiya va  haroratning ortishi  bilan  emas    
balki katalizator qo‘shish bilan ham ortadi.  
         Kimyoviy  reaksiyaning  tezligini  oshirib,    o‟zi    reaksiya    mahsulotlari  tarkibiga 
kirmaydigan moddalar katalizatorlar deyiladi.  
        Katalizator ishtirokida reaksiyaning tezligini ortishi   kataliz   deyiladi. Kataliz  uch xil bo‘ladi: 
1) gomogen, 2) geterogen, 3) fermentativ. 
           Gomogen  katalizda  katalizator  va  reaksiyaga  kirishuvchi    moddalar  bitta  fazada  (gaz  yoki 
suyuq) bo‘ladi. Masalan: 
                                                H
2
SO
4(s) 
    CH
3
COOH 
(s) 
 + C
2
H
5
OH 
(s)
 

   CH
3
COOC
2
H
5(s)
  + H
2
O 
(s) 
               
Kislota,  asos,  tuzlar  (ayniqsa  d-elementlar  –Cr,  Mn,  Fe,  Co,  Ni)  eritmalari  ishtirokida 
bo‘ladigan  reaksiyalar  gomogen katalizga misol bo‘ladi. Gomogen katalizga vodorod peroksidini 
Cr
2
O
7
2-
,  WO
4
2-
,  MoO
4
2-
    ishtirokida    suv  va  kislorodga  parchalanishi  ham  kiradi.  Gomogen 
katalizga  kompleks  hosil  b‘olishi,  oksidlanish-qaytarilish  reaksiyalari,  gidrogenlash,  sulfirlash, 
kislota va asoslarning o‘zaro ta‘siri va boshqa juda ko‘p reaksiyalar kiradi. 
           
Faqat gazlar ishtirokida amalga oshadigan reaksiyalar ham  gomogen kataliz hisoblanadi: 
                                                       NO
2(g)
 
                                2SO
2(g) 
 + O
2(g) 

 2SO
3(g) 
 
       Geterogen katalizda  katalizator va reaksiyaga kirishuvchi moddalar turli xil fazalarda bo‘ladi. 
Masalan: 
                                           Fe 
(k) 
                    N
2(g)  
 + 3H
2(g) 
   

     2NH
3(g) 
 
                                      MnO
 2(k)
 
                    2H
2
O
2(s)
      

      2H
2
O