Ə. A.ƏLBƏndov

5.6. KĐMYƏYĐ TARAZLIQ 

 

Kimyəvi tarazlıq şərti.

 Müəyyən temperaturda  (5.22) tən-

liyinə (∆G = ∆H -T∆S ) əsasən sistemin bir-birinə əks yönəlmiş 

entalpiya və entropiya amilləri bərabərləşərək (∆H = T∆S ) re-

aksiyanın Hibbs enerjisi dəyişməsinin ∆G sıfır qiymət almasına  

(∆G = 0 ) səbəb olur. Bu zaman kimyəvi reaksiyanın hərəkətve-

rici  qüvvəsi  tükənmiş  olur.  Nəticədə  reaksiya  həm  düzünə  və 

həm də tərsinə istiqamətdə eyni ehtimalla baş verən kimyəvi ta-

razlıq halına keçir.  Beləliklə, kimyəvi tarazlıq dinamik tarazlıq 

olub molekulyar və ya ion həddə ilkin maddələrin eyni ehtimalla 

və  ya  eyni  sürətlə  reaksiya  məhsullarına  və  əksinə,  reaksiya 

məhsullarının ilkin maddələrə çevrilməsi ilə xarakterizə olunur. 

Sabit temperaturda tarazlıqda iştirak edən maddələrin qatılıqları 

zamandan  asılı  olmayaraq  dəyişməz  qalır.  Tarazlıqda  iştirak 

edən maddələrin qatılıqları tarazlıq qatılıqları, qaz maddələri iş-

tirak etdikdə isə tarazlıq parsial təzyiqləri adlanır. Tarazlıq qa-

tılıqları,  məsələn,  ixtiyari  i  maddəsi  üçün  simvolik  olaraq  [i], 

qaz olarsa p

i

  şəklində göstəriləcəkdir. 

 

                        aA + bB     dD  + eE    

 

tənliyi üzrə gedən tarazlıq tənliyinə (5.32) və (5.33) tənliklərini  

tətbiq etsək alarıq: 

 

            

        ∆G

reak.

 = ∆G

reak.

o

 + RT

  ln 

                                                                

 5.34 

 

və ya 

  

          ∆G

reak.

 = ∆G

reak.

0 

+ RT

 ln

b

B

a

A

e

E

d

D

p

p

p

p

                                            

5.35

          

 

→ 

← 

 

193

[A]

a

[B]

b 

[D]

d

[E]

e 

[A]

a

[B]

b 

[D]

d

[E]

e 

[A]

a

[B]

b 

[D]

d

[E]

e 

Burada

  [D], 

 

[E],  [A],

 

[B]

  göstərilən  maddələrin  tarazlıq  qa-

tılıqları; maddələr qaz halında olarsa

B

A

E

D

p

p

p

p

,

,

,

   

onların ta-

razlıq parsial təzyiqləridir. 

Tarazlıq  halında  Hibbs  enerjisi  dəyişməsi  ∆G  =  0  oldu-

ğundan (5.34) və  (5.35) tənlikləri aşağıdakı şəkli alacaqdır: 

                        

 

 

               

 ∆G

reak.

9

 = - RT

 ln                                                      

5.36 

    

            

                ∆G

reak.

0

 

 

=  - RT

 ln

b

B

a

A

e

E

d

D

p

p

p

p

                                                 

 

5.37 

 

Burada

                     

və

  

b

B

a

A

e

E

d

D

p

p

p

p

   

nisbətləri kimyəvi tarazlıq 

sabiti adlanıb uyğun olaraq K

c 

və K

p 

işarə olunur. Odur ki, yaza 

bilərik:

 

 

                          K

c 

=                                                               

5.38                     

                   

                        K

 p

= 

b

B

a

A

e

E

d

D

p

p

p

p

                                                             

5.39 

 

Bu tənliklər 1867-ci ildə K.Huldberq və P.Vaaqe tərəfindən 

kəşf  edilmiş  kütlələrin  təsiri  qanununun  riyazi  ifadə  formala-

rından  biridir  və  tarazlıq  sabiti  tənliyinə  tətbiqdə  belə  ifadə 

olunur:  Sabit  temperaturda  (T=const)  reaksiya  məhsullarının 

stexiometrik əmsallarından qüvvətə yüksəldilmış tarazlıq qatılıq-

ları  hasilinin  ilkin  maddələrin  stexiometrik  əmsallarından  qüv-

vətə yüksəldilmiş qatılıqları hasilinə olan nisbəti sabit kəmiyyət 

olub kimyəvi tarazlıq sabiti adlanır. 

 

194

Məsələn,  aşağıdakı  tarazlıq  tənlikləri  üçün  kütlələrin  təsiri 

qanununun riyazi ifadəsini yazaq: 

 

                  

N

2 

+3  H

2            

2NH

3 

 

                K

c

 = [NH

3

]

2  

/ [N

2

][H

2

]

3 

 və ya                     

 

                 

3

2

2

2

3

/

H

N

NH

p

p

p

p

K =

              

       

 

Əgər  tarazlıqda  iştirak  edən  bütün  maddələr  qaz  halında 

olub ideal qaz qanunlarına tabe olarsa K

c

 

və Kp arasında aşağı-

dakı asılılıq olacaqdır: 

   

                        Kp = K

c

 

(RT) 

∆n

                                       5.40 

 

Burada ∆n = (d + e ) - (a + b) olub reaksiya zamanı qaz-

ların molları sayının (miqdarının) dəyişməsini göstərir. 

(5.38)  və  (5.39)  ifadələrinə  əsasən  (5.36)  və  (5.37)  tənlik-

lərini aşağıdakı kimi yaza bilərik: 

       

 

                       

 ∆G

reak.

0 

= - RT

 ln K

c

                              

                        ∆G

reak.

0 

=  - RT

 lnK

p

  

                                    

   

 

Ümumi şəkildə yazsaq alarıq: 

 

                        ∆G

reak.

0 

=  - RT

 lnK  

                                             

5.41

                           

   

 

Beləliklə,  reaksiyanın  standart  Hibbs  enerjisi  dəyişməsi 

(∆G

reak.

0

)  məlum  olarsa,  kimyəvi  tarazlıq  sabitini  asanlıqla  he-

sablamaq olar. 

→ 

← 

 

195

 Temperaturun tarazlıq sabitinə təsiri. (5.41) tənliyindən 

görünür ki, tarazlıq sabiti temperaturdan asılıdır. (5.22) tənliyini 

standart hal üçün yazaq: 

                                   

                      ∆G 

0

 = ∆H 

0

  - T∆S

 

0

  

 

(5.41  ) tənliyindən  istifadə edərək yaza bilərik:   

                               

                 ln

R

S

RT

H

K

/

/

0

0

∆

+

∆

−

=

                          5.42                       

 

∆H 

0 

 və ∆S 

0

-ın temperaturdan asılı olmadıqlarını qəbul et-

sək, onda tarazlıq sabitinin loqarifmasının temperatura görə törə-

məsi aşağıdakı  kimi olacaqdır: 

 

                      d 

ln K

 

/ dT = ∆H 

0

/RT 

2

                            5.43 

 

Tənlikdən (5.43) görünür ki, temperaturun artması ilə ekzo-

termik reaksiyanın tarazlıq sabiti azalır, endotermik reaksiyanın 

tarazlıq sabiti isə artır. 

Tarazlığın yerdəyişməsi. Le Şatalye prinsipi. 

Xarici amil-

lərin təsirindən kimyəvi tarazlıqda iştirak edən maddələrin taraz-

lıq  qatılıqlarinin  (parsial  təzyiqlərinin)  dəyişməsi  tarazlığın  po-

zulmasına  səbəb  olur.  Bu  proses  tarazlığın  yer  dəyişməsi  adla-

nır. Tarazlığın yerdəyişməsi nəticəsində ilkin maddələrin qatılığı 

artarsa tarazlıq sağa, yəni reaksiya məhsullarının alınması, reak-

siya məhsullarının qatılığı artarsa tarazlıq ilkin maddələrin alın-

ması  istiqamətində  yer  dəyişmiş  olacaqdır.  Kimyəvi  tarazlığa 

xarici təsirlər dedikdə qatılıq, təzyiq və temperaturun təsiri nə-

zərdə tutulur.    

 

 

196

Xarici  amillərin  təsirindən  kimyəvi  tarazlığın  yerdəyişmə 

xarakteri tarazlığın yerdəyişmə prinsipi adlanan Le Şatalye prin-

sipinə tabedir. 

Tarazlıqda olan sistemə xaricı təsir (c, p, T) edilərsə taraz-

lıq  həmin  təsirə  əks  təsir  göstərəcək  istiqamətdə  yerdəyişmiş 

olacaqdır. 

 

Le Şatalye prinsipi kütlələrin təsiri qanunundan irəli  gəlir. 

Əgər sistem sabit temperatur şəraitindədirsə tarazlıq sabiti xarici 

təsirlərdən asılı olmayaraq öz sabitliyini saxlayır. Odur ki, tara-

zlıqda iştirak edən maddələrdən bir və ya bir neçəsinin tarazlıq 

qatılıqlarının  (parsial  təzyiqlərinin)  ixtiyari  dəyişməsi  tarazlıq 

qatılıqlarının  elə  dəyişmələrinə  səbəb  olmalıdır  ki,  nəticədə 

tarazlıq  sabiti  öz  qiymətinı  saxlamış  olur.  Bunu  ammonyakın 

sintezi misalında araşdıraq: 

 

               N

2 

(q) + 3H

2 

(q)      2NH

3 

(q)    

 

                K

c

=[NH

3

]

2

/[N

2

][H

2

]

3 

 

1.Qatlığın  təsırı  (parsial  təzyiqin).  Əgər  sistemə,  məsələn, 

hidrogen  əlavə  etsək,  sistemdə  hidrogenin  qatılığı  artmış  oldu-

ğundan tarazlıq pozulacaqdır. Bunun nəticəsində düzünə reaksi-

yanın  sürəti  artdığından  ilkin  madədlərin  (N

2 

və  H

2

)  qatılıq-

larının azalması, reaksiya məhsulunun (NH

3

) isə qatılığının  art-

ması baş verəcəkdir. Bu proses maddələrin yeni tarazlıq qatılıq-

ları ilə xarakterizə olunan tarazlığın bərpasi ilə nəticələnəcəkdir. 

Buna baxmayaraq tarazlıq qatılıqlarının aldığı qiymətlər tarazlıq 

sabitinə  təsir  göstərməyəcəkdir.  Əgər  sistemə  əlavə  olaraq  am-

monyak daxil etsək Le Şatalye prinsipinə müvafiq olaraq taraz-

lıq sola yönələcəkdir. Beləliklə, qatılığın tarazlığa təsirini aşağı-

dakı kimi ümumiləşdirmək olar. 

→

← 

 

197

Tarazlıqda iştirak  edən  maddələrdən hər hansı birinin qatı-

lığının artması (azalması) tarazlığın həmın maddənin qatılığının 

azalması (artması) istiqamətində yer dəyişməsinə səbəb olur.  

 

2.  Sistemdə  ümumi  təzyiqin  təsiri.  Əgər  reaksiya  nəticə-

sində  qazların  molları  sayı  dəyişərsə,  sistemdə  ümumi  təzyiqin 

dəyişməsi  tarazlığın  yer  dəyişməsinə  səbəb  olur.  Le  Şatalye 

prinsipinə uyğun olaraq sistemdə ümumu təzyiqin artması taraz-

lığın  qazların  molları  sayının  azalması,  yəni  təzyiqin  azalması,  

ümumi  təzyiqin  azalması  isə  qazların  molları  sayının  artması, 

yəni təzyiqin artması istiqamətində yerdəyişməsinə səbəb olur. 

Göstərilən  misaldan  görünür  ki,  tarazlığın  sağa  yönəlməsi 

sistemdə  qazların  molları  sayının  azalmasına  (∑n

i

  =4  →  ∑n

i 

=

2), sola yönəlməsi isə qazların molları sayının artmasına (∑n

i  

= 2 → ∑n

i

 =4 ) səbəb olur. Odur ki, sistemdə təzyiqin artması 

tarazlığın  ammonyakın  alınması,  azalması  isə  onun  parçalan-

ması istiqamətində yer dəyişməsınə səbəb olur.   

Temperaturun  təsiri. 

Temperaturun artması (5.43) tənliyinə 

əsasən tarazlığın endotermik, azalması isə ekzotermik istiqamət-

də yer dəyişməsinə səbəb olur.  

Le  Şatalye  prinsipi  kimyəvi  tarazlıqlarla  yanaşı  eyni  dərə-

cədə  faza  tarazlıqlarına  da  aiddir.  Bu  prinsipin  böyük  praktiki 

əhəmiyyəti  vardır.  Belə  ki,  şəraiti  dəyişməklə  tarazlığı  arzu 

olunan maddənin alınması istiqamətinə doğru yönəltmək olar.   

                  

                                       

 

198

Altıncı fəsil 

 

 

HETEROGEN SĐSTEMLƏRDƏ TARAZLIQ 

 

6.1. HETEROGEN SĐSTEMLƏRDƏ KĐMYƏVĐ TARAZLIQ 

 

Fazaların  ayırıcı  sərhəddində  baş  verən  reaksiyalar  hetero-

gen reaksiyalar adlanır. Đxtiyari termodinamık tarazlıq kimi hete-

rogen  kimyəvi  tarazlığı  meydana  çıxaran  səbəb  Hibbs  enerjisi 

dəyişməsinin sıfıra bərabər olması (∆G=0) və bununla əlaqədar 

düzünə və tərsinə reaksiyaların sürətlərinin bərabərliyi şərtidir.  

Heterogen reaksiyalara bir neçə misal göstərək: 

 

              CuO (k) + H

2 

(q)      Cu (k) + H

2

O (q)   

 

              CaCO

3 

(k)       CaO (k) + CO

2 

(q) 

 

              C (k) + 2H

2

O (q)       CO

2 

(q) + 2H

2 

(q) və s. 

 

Heterogen  reaksiyaların  tarazlıq  sabitı. 

Homogen  reak-

siyalarda olduğu kimi heterogen reaksiyaların da kimyəvi taraz-

lıq sabiti termodinamik baxımdan reaksiya məhsullarının onların 

stexiometrik  əmsallarından  qüvvətə  yüksəldilmiş  tarazlıq  qatı-

lıqlarının (aktivliklərinin) və ya tarazlıq parsial təzyiqləri hasili-

nin ilkin maddələrin onların stexiometrik əmsallarından qüvvətə 

yüksəldilmiş tarazlıq qatılılıqları (tarazlıq parsial təzyiqləri) ha-

silinə olan nisbətinə bərabərdir.  

Qeyd edək ki, bərk maddənin qatılığı  onların xüsusi çəkiləri 

ilə ölçülür ki, bu da reaksiyada iştirak edən bərk maddənin küt-

ləsindən asılı deyildir. Odur ki, heterogen kimyəvi reaksiyaların 

tarazlıq tənliklərinə bərk maddənın qatılığı daxil edilmir. 

 

Bu  qayda  heterogen  kimyəvi  tarazlığın  əsas  xüsusiyyətini 

təşkil edir. 

→

← 

→

← 

→

← 

 

199

Düzünə  və  tərsinə  reaksiya  fazalar  ayrıcının  eyni  səthində 

baş  verdiyindən  fazaların  ayrıcı  səthinin  sahəsı  də  heterogen 

kimyəvi tarazlığın tarazlıq sabitinə daxil edilmir. 

Qeyd olunanları nəzərə alaraq yuxarıda göstərilən heterogen 

kimyəvi tarazlıqlar üçün tarazlıq sabitləri ifadəsini yazaq: 

                           

 

2

2

/

H

O

H

p

p

p

K =

 

2

CO

p

p

K =

 

          

2

2

2

2

2

/

O

H

H

CO

p

p

p

p

K =

 

 

Hetorogen  reaksiyanın  kimyəvi  tatazlıq  sabiti  homogen 

reaksiyaların  bütun  xüsusiyyətlərini  özündə  daşıyır,  yəni  sabit 

temperaturda sabit kəmiyyət olub Le Şatalye prinsipinə tabedir 

                   

 

 

6.2. FAZA TARAZLIQLARI 

 

Maddənin  bir  fazadan  digərinə  və  əksinə  keçməsi  tarazlığı 

fa-za  tarazlığı  adlanır. 

Faza  tarazlıqlarına  aşağıdakı  sxemlərlə 

təsvir olunan prosesləri  misal göstərə bilərik: 

                                       

 

                                           

ərimə 

                       Bərk maddə   

 Maye 

                                       

kristallaşma                            

                                                

                                              buxarlanma               

                                 Maye           Buxar 

                                             kondensləşmə 

      

                                                   süblümə  

                         Bərk maddə          Buxar 

                                        

Kristallaşma 

 

→

← 

→

← 

→

← 

 

200

Faza  tarazlığı  şərti. 

Faza  tarazlığı  dönən  termodinamik 

tarazlıq olub, Hibbs enerjisi dəyişməsinin sıfıra bərabərliyi (∆G 

= 0 

) və bununla əlaqədar düzünə və tərsinə proseslərin sürətlə-

rinin bərabərliyi ilə xarakterizə olunur. 

Faza tarazlıqları da Le Şatalye prinsipinə tabedir. Məsələn, 

temperaturun  artması  (azalması)  mayenin  endotermik  proses 

olan  buxarlanmanın  artmasına  (azalmasına)  səbəb  olur.  Və  ya 

maye-buxar tarazlığına müəyyən miqdar mayenin buxarını daxil 

etsək tarazlıq kondensləşmə istiqamətində yer dəyişmiş olacaq-

dır və əksinə. 

Fazalar qaydası. 

Heterogen tarazlığın (kimyəvi və faza) ən 

mühüm qanunlarından biri Hibbs tərəfindən elmə daxil edilmiş 

fazalar  qaydasıdır

.  Fazalar  qaydasına  görə  sistemin  sərbəstlik 

dərəcəsi C, fazaları F, asılı olmayan komponentləri K və tarazlı-

ğa təsir edən xarici təsirlərin sayı n arasında aşağıdakı qarşılılıqlı 

əlaqə vardır: 

 

                     C + F = K + n                                             6.1 

 

Faza və komponent anlayışı fəsil 5.1-də verilmişdir. 

Əgər faza bir fərdi kimyəvi maddədən təşkil olunarsa sadə, 

bir  neçə  maddədən  təşkil  olunarsa  isə  qarışıq  faza  adlanır. 

Məsələn, benzol suda emulsiya şəklində sadə fazanı təşkil edir. 

Qarışıq fazalara qaz qarışıqlarını, maye və bərk məhlulları misal 

göstərə bilərik. 

Sistemdən  ayrıla  bilən  və  ondan  xaricdə  mövcud  ola  bilən 

maddələr  sistemin  tərkib  maddələri  adlanır.

  Məsələn,  xörək 

duzu məhlulunun tərkib maddələri NaCl və H

2

O-dur. 

Kimyəvi sistemlərdə sistemin müəyyən tərkib hissələri sis-

temdə  gedən  reaksiyaların  hesabına  əmələ  gələ  bilər.  Sistemin 

belə tərkib hissələri asılı, sistemi təşkil etmək üçün götürülmüş 

 

201

maddələr isə asılı olmayan maddələr adlanır. Fiziki sistemlərdə 

kimyəvi təsir olmadığından komponentlərin sayı sistemin tərkibi 

maddələrinin sayına bərabərdir. Kimyəvi sistemlərdə isə kompo-

nentlərin sayı sistemdə mümkün olan dönən reaksiya tənlikləri-

nin sayı qədər az olur. Məsələn: 

 

                       CaCO

3

        CaO + CO

2 

 

eterogen  tarazlığında  sistemin  tərkib  maddələri  üç,  sistemdə 

kimyəvi reaksiyaların sayı isə birdir. Deməli, sistem iki kompo-

nentlidir. 

 

                     NH

4

Cl       NH

3 

+ HCl  

 

tarazlığında isə sistemin tərkib maddələri 3-dür. Göstərilən tən-

liklə  yanaşı  qaz  fazasında  NH

3 

və  HCl-un  molları  sayının  bə-

rabərliyi  onların  qatılıqlarının  bərabərliyi  tənliyini  meydana  çı-

xarır: 

                            [NH

3

] = [HCl] 

 

Deməli,  sistemin  komponentləri  sayı  3  –  2  =  1-dir,  yəni 

sistem bir komponentlidir. 

Müəyyən hədd daxilində dəyişmədə sistemdə fazaların sayı-

nı   və   növünü   dəyişməyən  asılı  olmayan  xarici   amillərinin  

( p,V,T, c)  sayı sərbəstlik dərəcəsi adlanır.

 

Məsələn, ideal qazın halı təzyiq (p), həcm (V ) və tempera-

turdan (T ) ibarət üç parametrlə ölçülür. Bunlardan  ixtiyari ikisi 

( p,V ) və ya  (p,T ) və ya (V,T ) asılı olmayan parametrlər olub 

qazın halını xarakterizə edir. Deməli, ideal qazın sərbəstlik də-

rəcəsi ikidir. Qazın üçüncü parametrini asanlıqla onun verilmiş 

iki parametri əsasında təyin etmək mümkündür. 

→

← 

→

← 

 

202

Buz    su    buxar tarazlığı olduqca müəyyən temperatur və 

təzyiq şəraitində, başqa sözlə, t = 0,0098

0

S, p = 4,579 mm c. st - 

da  mümkündür.  Göründüyi  kimi  bu  sistem  bir  komponentdən 

(H

2

O)  və  üç  fazadan  təşkildir.  Bu  parametrlərdən  hər  hansı 

birinin kiçik qiymətdə belə dəyişməsi tarazlığın fazaların sayının 

azalması  istiqamətində  dəyişməsinə  səbəb  olur.  Məsələn,  tem-

peraturun  artması  suyun  buxara  çevrilməsinə  səbəb  olur  ki,  bu 

da su fazasının yox olmasına səbəb olur. Təzyiqin dəyişməsi də 

fazalar  sayının  azalması  ilə  nəticələnir.  Deməlı,  göstərilən  üç-

fazalı tarazlıq sisteminin sərbəstlik dərəcəsi sıfırdır.  Faza taraz-

lığına adətən təzyiq və temperatur təsir göstərdiyindən n = 2 ya-

za  bilərik.  Bu  halda  fazalar  qaydası  (6.1)  aşağıdakı  şəkli  ala-

caqdır: 

                           C = K + 2 – F                                        6.2 

 

Bu qaydanı aşağıdakı faza tarazlığına tətbiq edək: 

      

1. Buz      su       buxar                            C=1+2-3=0   

2. Đki duzun doymuş məhlulu: 

   çöküntü      məhlul      buxar 

           C=3+2-4=1 

3. Đki duzun doymamış məhlulu: 

     məhlul      buxar                                  C=3+2-2=3 

4. NaCl-in və spirtin suda məhlulu: 

     məhlul      buxar                                  C=3+2-2=3