2. • Химийн маш олон хувиралуудад урвалд орж
байгаа бодисууд бүгдээрээ урвалын бүтээгдэхүүн
болон хувирдаггүй байíà. Тодорхой хугацаа
өнгөрсний дараа урвалд оролцож байгаа
бодисуудын тооны харьцааг тусгасан тэнцвэрийн
байдал бий болно. Өөрөөр хэлбэл урвалд орж
байгаа бодис ба урвалаас үүссэн бүтээгдэхүүний
хооронд химийн тэнцвэр тогтдог. Системийн
орших байдал удаан хугацааны турш хувиралгүй
байхыг т энцвэрт байдал гэдэг. Энэхүү
тэнцвэрийн тогтож байх нь хугацаанаас
хамаарахгүй, харин системийн гадаад нөхцлөөс
хамаарíа.
3. • Эргэдэг урвалын шулуун ба урвуу урвалын
хурд хоорондоо тэнцсэн үед химийн тэнцâýð
тогтоно. Химийн тэнцвэр тоãòвортой байх нь
хэд хэдэн ерөнхий íөхцлүүдýэр
тодорхойлогдоно.
- Гадаад нөхцөл òогтмол байхад
системийн тэнцвэрийн байдал өөрчлөгдөхгүй
чанартай байдаг.
- Химийн тэнцвэр нь хөдөлгөөнт чанартай
байдаг. Өөрөөр хэлбэл шулууí ба буцах
процессын хурд тэнцүү болсон тэр үед тэнцвýр
тогòох ба хадгалагдах чанартай байдаг.
4. - Сисòåмийн тэнцвэрийг өөрчилж байгаа
гадаад үйлчлэлийг (нөхцлийã) зогсооход
тэнцвэр өөрөө аяндаа тогтох чанартай
байдаг.
- Тэнцвэр тогтсон үед òодорхойлогч
функцүүд хамгийн баãа утãатай байдаг.
• Химийн тэнцвэрийн ýäãýэр тодорхой
нөхцлүүдийи илэрхиéëýл нь масс
үйлчлэлийн хууль юм. Өөрөөр хэлбýë
химийн тýнцвэрийн òогтмол юм.
• Анх 1865 онд Оросыí ýрдэмтэн Н.Н.Бекетов
химийн процессын хурд ба түүний чиглэлд
урвалд орсон бодисын конценòраци хэрхэн
нөлөөлдгийг тогтоожээ.
5. • Хожим нь К.Гульдбåрг, П.Ваагå нар энэ
баримтлалûã ерөнхийд нь томъёолжээ.
" Химийнурвалын урдíü óрвалд
х орж байгаа
бодисуудын концент рацийн ¿рж вэрт эй
шууд пропорционал хаìаараëòàé байна".
• А ба В бодис урвалд орсон бол уг шууд
урвалын хурд v = K [ A] ⋅ [ B ] болно. Нэгж
хугацаан дах А ба В гэдэг анхны бодисын
концентрацийн өөрчлөгдөх хурд өгөãдсөн
хугацаанд урвалд орж байгаа хоёр бодисын
концåнтрацийн үржвэрт пропорциональ
хэмжээтэй байна.
6. • Пропорциоíаль чанарыг илэрхийлэгч
коэффициент (К)-ийг урвалын хурдын т огт мол
гэнэ.
• Энэ тоãòмолыы хэмжээ урвалд орж байгаа
бодисын концентрацèас хамаарахгүй боловч
харин урвалд орж байгаа бодисын төрх байдал,
орчны температур, катализатор байгаа эсэхээс
хамаарна. Хэрэв урвалд орж байгаа бодисын
концентрациéã моль/л гэвэл урвалын хурдын
тогтмолын тооны утга íýãж хугацаанд урвалд
орсон бодисын хэмжээтэй тэнцүү байна. Өөрөөр
хэлбэл [А]=[В]=1моль/л бол хурдны тогтмолын
óòãà нь концентрацитай бодисуудын хооронд
явагдсан урвалын хурд болно. ( K = v )
7. • Эргэх процåссын тэгшитгэлийг авч үзье.
mA + nB ↔ pC + gD
¿åä øóëóóí óðâàëûí õóðä: v1 = K 1 [ A] áîëíî. Õàðèí
[ B] n
m
буцах урвалын хурдыг тодорхойлбол:
v 2 = K 2 [ C ] [ D ] Химийн òýíцвэр тогòсон үåд
p g
болох ба K 1 [ A] [ B ] = K 2 [ C ] [ D ] болно.
m n p g
v1 = v 2
Ýíäýýñ:
K1 [C ] p [ D] g K1
= = KC áîë
K [ A] [ B ]
2
m n K2
KC =
[ C ] [ D]
p g
[ A] m [ B ] n K C-õèìèéí òýíöâýðèéí
òîãòìîë, Äýýðõ òîìü¸î íü ìàññ ¿éë÷ëýëèéí õóóëèéí
ìàòåìàòèê òîìü¸îëîë þì.
8. • Химийн тэнцвэр гадаад нөхцлөөсөө хамааран
өөрчлөгдөж болно. Химийн урвалд орж байгаа
бодисуудын концеíòрацийг өөрчлөхөд химийн
тэнцвэр нь урвалын бүтээгдýхүүн үүсэх чиглýлä
буюу эсвэл урвалд орж байгаа бодисыí буцаж
үүсэх чиглэл рүү шилжиж болно. Мөн
системийн даралт ба тåмпературыг
өөрчилснөөр химийн тэнцвэрийг хувиргаж
болно. Тэгэхээр гадаад нөхцлийн ямарч
өөрчлөлт тэнцвэрийн байдлыг эвдэж байдаг.
• Ийнхүү системийн нэг тэнцвэрийн байдлаас өөр
нэг тэнцвэрийн байдалд хувирахыг химийн
т ý вэрийн шилж илт гэдэг.
íö
9. • Янз бүрийн нөлөөний улмаас химийн тэнцвэрийí
хувирах ерөнхий зүй тоãòлыг Ле-Шаталье, Браун
нар нээжýý Энэ зүй тогтлыг тэнцвэрийн шилжих
зарчим буюу өөрөөр Ле-Ш àòальегийн зарчи ì
ãýдэг. Энэ зарчмûã дараах маягаар томъёолдог.
Тогт ворт оé т энцвэрт байгаа сист емд гадаад
нөхцлийг өөрчлөх замаар ¿йлчилбэл уг
сист ем, т эр ¿йлчилж байгаа х¿чний нөлөөг
бууруулах замаар т энцвý рээ хувиргана. ªÕ:
Õиìийн т энцэлд оршиж баé гаа сист еìийн аль
нэг нº хцлè é г (концент раци, даралт , т еìперат ур)
хувиргавал т энцэлд нº лºº лж байгаа х¿ чний эсрэг
х¿ ч т эр сист емд бè й болно.
10. • Ýíý зарчмыг 1884 онд Ле-Шаталье íýэсýí бөгөөд
үүниéã 1888 онд Браун термодинамикийн
хîёрдугаар õóóëèàð тусламжтаéãààð баталжýý.
• Химийн тэнцвэр òîãòîíî гэдэг бол шууд ба буöах
урвалын хурдууд тэнцэхòýé холбоотой юм.
Тэгэхýэр гадаад нөхцлийн үйлчлэл нь буцах ба
шууд урвалын хурдад адилгүйгээр нөлөөлдөг
бөгөөд үүнээс буцах ба шулуун урвалын хурд
тэнцүү биш болно. Ийнхүү хурдууд òýíöүү биш
болсноор химийн тэнцвэр хувирч, систем өөр
нэг шиíý òºëºвт шилждэг байна.
11. • Эíý шинэ байдалд уг хо¸р урвалын хурд тэнцэж
ахин химийн тэнцвэр тогтдог.
• Температ урын өөрчлөлт èéí нөлөө.
Аммиакийн синтезийн урвалûí ¿åä:
N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 92.18êÄæ
• Аммиакийн үүсэх урвал нь дулаан ялгаруулах
замаар явагдах бөãөөд аммиакийí диссоциаци
дулааныг шингээх замаар явагддаг."Өөрөөр
хэлбэл аммиакийн синтезийн процесс
экзотермийн бөгөөд аммиакийн диссоциацийн
процесс эндотермийн процесс юм
12. • Ийнхүү системийн òемпературыг ихэсгэх нь
химийн тэíцвэрийг дулаан шингээх тал руу
хувиргана. Ингэснэýр гадíын үйлчлэлийн
íөлөөг бууруулж болно. Харин системийн
температурын бууралт нь химийн òэнцвэрийг
дулаан ялгаруулах замаар явагдах процессын
тал руу хувиргана. Ингэснээрээ химийн тэнцвэр
аммиакийн үүсэх тал руу шилжинэ. Эдгýэрийн
үндсэн дээр:
- Температурыг ихэсгэхэд ýíäотермийн
процесс явагдана.
- Температурыг багасгахад ýêçотермийн
процесс явагдана гэсэн дүгнэлт хийж болно.
13. • Тэгэхýэр өгөгдсөн проöессын дулааны эффект
хэдий ÷èíýý их байна, темïераòурыг өөрчлөхөд
химийн тэнцвэр төдий чинээ хүчтэй хувирна.
Хэрэв процессын дулааны эффект бага бол
температурыг өөрчлөхөд химийн тэнцвэр òөдий
чинээ бага хувирна.
• Даралт ын өөрчлөлт ийн нөлºº. Даралтыг
ихэсгэх буюу багасгахад химийн тэнцвэр чухам
хаашаа шилжиж байгааг òóõàéí урвалын үå дэх
эзэлхүүний өөрчлөлтөөр тодорхоéлдог. Энэ
урвалаас харахад нýã ýçýлхүүн азот, гурван
эзэлхүүн устөрөгчөөс хоёр эзэлхүүн аммиак үүсч
байна. Өөрөөр хэлбэл шулуун урвал эзэлхүүиийг
хоёр дахин багасгах замаар явагдаж байна. Харин
буцах урвал эзэлхүүнийг хоёр дахин ихэсгэх
замаар явагдаж байна
14. • Тэнцвэртэй байгаа системийн даралтыг
ихэсгэхэд өгөгдсөн нөхцөлд бага эзэлхүүнтэй
байгаа бодисын үүсэх явдлыг сайжруулдаг.
Даралтыг багасгах нь химийн тэнцвэрийг
эзэлхүүний ихэсгэх тал руу хувиргана. Ямар нэг
процессын эзэлхүүний өөрчлөлт нь хэдий чинээ
их бол тэнцвэр төдий чинээ хүчтэй хувирна.
Харин эзэлхүүний өөрчлөлт бага бол тэнцвэр íь
төдий чинээ бага хувирíа. Хэрэв хий байдалтай
бодисууд урвалд орж байвал эзэлхүүний
ихээхэн өөрчлөлт болдог. Харин шингэн
болоод хаòуу фазын дотор явагдаж байгаа
процеñст эзэлхүүний өөрчлөлт явагддаããүй.
Èйм процессын химийн òэнцвэрийг хувиргахад
даралò ямарч нөлөөгүй юм. Õарин урвалын
бүтээгдэхүүн нь хий байдалтайгаар үүсч байвал
даралт нөлөөлíº.
15. • Концент раöèéн өөрчлөлт ийн нºлөө.
• Тэнцвэрийн хувирах явдал концеíтрацèас
хамаарíа. Урвалд орж байгаа бодисын аль
нэгний нь концентрацийг ихэсгэхэд химийн
тэíöвэр урвалын бүтээгдэхүүний үүсэх чиглэл
рүү шилжинэ. Харин багасгавал урвалын
бүтээгдэхүүн задрах талруу химийн тýíöâэр
хувирна. Дээрх химийн òýãøèтгэлээс харахад
азотыí концентрацийг ихэсгэвэл аммиакийи
синтезийн процессын тал руу химийн тэнцвэр
хувирна. Азотын концентрацийг багасгавал
аммиакийн диссоциацийн процессын тал руу
явагдана.
16. • Химийн урвалын изохор ба изобар
т эгши òгэл. Термодинамикийн хоёрдугаар
õóóëèéí диффåренциал тэгшитгэл
dT dA
dA = Q
T
-ýýñ Q=T
dT
áîëíî.
Тер-кийн 1-р õóóëü Q = ∆ U + A -ààñ
dA dA
∆U = Q − A = T − A ∆U = T −A
dT áà dT áîëíî. Энэ
тэгшитãýл бол нэг ба хоёрдугаар хуулийн
тэгшитгэл бөгөөд үүнийг Гиббс-
Гельмголüöèйн т эгшит гэл гэнэ.
17. • Химийн урвалын изотерм тэгшитгэл ёсоор
урвалын максималь ажил Am = RTd ln K C
áîëîõ ба үүнийг дифференциалчилбал:
dA = RTd ln K C + R ln K C dT болно. Ýíäýýñ
dA -ä îðëóóëáàë:
A − QV = T
dT
RTd ln K C + R ln K C dT RT 2 d ln K C RT ln K C dT
RT ln K C − QV = T = +
dT dT dT
ªºðººð õýëáýë: − QV = RT
Ýíäýýñ
d ln K C
2
dT
d ln K C QV
=−
dT RT 2 áà
18. • Ýíý òýãøèòãýë íü тогтмол эзэлхүүнд явагдаж
байгаа химийн урвалып дулааны эффåкт ба
температуртай тэнцвэрийн тогтмол хэрхэн
холбоотойг тогтоож байна. Үүнийг химийн
урвалын изохор т эгшит гэл гэíý. Үүнтэй
төстэйгэýр тогтмол даралтанд явагдаж байгаа
урвалын дулааны эффект ба тåмпературтай
химийн тэнцвýðийí тогтмолын өөрчлөлт хэрхэн
холбооòîйг дараах тэгшиòãэлээр илэрхийлж
болно.
d ln K P
=−
QP áà
dT RT 2
Энэ тэãøитгэлиéã химийн урвалын и çîбар
òýãøèòãý гýäэг
ë
19. • Гет ерогеí урвалын хи ìийн т энцвэр. Хоёр ба
т¿¿нээс дээш тооны фаз аãуулсан системийг
гет ероген сист ем гэнэ. Урвалд орж байгаа ба
урвалаас үүсч байгаа бодисуудын агрåгат
(физик) байдал нь ижил биш байвал эдгэýр
бодисын оролöоотой явагдах урвал гетероген
урвал болно. Гетероген урвалыг доторх хийн
молийн тооны өөрчлөлòөөр хоёр хувааíа.
• Молийн тоо нь өөрчлөгдөхгүйгээр явагдах
урвал. Æèшээ íü: металлургийн óрвал
FеО + СО = F + СО 2
е
• Ýíý урвалд орсоí бодисын молийн тоо
өөрчлөгдсөíãүй.
20. • Молийн тоо нь өөрчлөгдөх замаар явагдах
урвал. Геíераòорын зууханд явагдах
урвалыг жишэý íü:
С + СО 2 = 2СО
• Эдгýэр системүүд нь гетероген систем юм.
Масс үйлчлэлийн хуулиéã гетерогåн
сисòåмд хýрýглэх нь ãомоãåí системд
хэрэглэхýэс өөр юм. Гомогåн сисòемийн
бүх хýсãүүдийн хоорондох тýíöвэрийг масс
үйлчлýлийн хуулиар òодорхойлдог бол
гетероãен системийн зөвхөн нýã төрлийн
хýсгүүдийн хоорондох òэнцвэрийг
тодорхойлдог.
21. • Харин систåмийн ижил бус хэсгүүдийн
хоорондох тэíцвэр масс үйлчлýëийн хуульд
захирагддаггүй. Жишээ íü:
СаСО 3 = СаО + СО 2
• Энý бол 2 ôàç 3 êîìïîíåíòîîñ òîãòñîí ãåòåðоген
процесс. (Энý нь маш өíдөр температурт
явагдана.) Энэ урвалыг гомоãен урвал ãýæ үзâýë
систем дэх òýíцвýр (Хийн фаз дотор явагäаж
байна ãýæ үзвэл) PCaO ⋅ PCO
K =
P
2
PCaCO3
• Эдãýýрээс СаСО3, СаО гэсэн хатуу бодисын
уурын даралт нь өгөгдсөн температурт тогтмол
хэмжигдэхүүн юм.
22. PCaO K P = K 1 ⋅ PCO2
• Èéìä K1 = Ýíäýýñ áà
PCaCO3
KP
PCO2 = = const
K1 -ийг диссоциацийн даралт
PCO2
гэх бөгөөд дээрх тэнцвэр нь өгөгдсөн
температурт диссоциацийн даралт зөвхөн нэг
тодорхой утгатай байна гэдгийг зааж байна.
Иймэрхүү дүгнэлтийг зөвхөн нэг комïонент
хий байдалтай орших гетероген системд хийж
болно. Диссоциацийн даралт нь òемпературыг
ихэсгэхэд хүчтэй өсдөг. Äиссоциацийí даралт
нь òемпературын функц юм.
PCO2 = f ( T )
23. • Хэрэв гетероген системд хий буюу шингэн
фаз огт байхгүй байвал ийм системийн
тэнцвэрийг масс үйлчлэлийн хуулийг
ашиглаж судлах боломжгүй. Бал чулууг
алмаз болгох процесс нь дээрх тохиолдлын
жишээ бөгөөд энэ нь физикийн хувирал
юм. Тасалгааны температурт 14700 атм
даралтаас их хэмжээний даралтаар
үйлчилбэл бал чулууг алмаз болгоно гэсэн
термодинамикийн тооцоо гаргажээ.
