Умуман, барча кимёвий реакцияларни икки турга: қайтар ва қайтмас реакцияларга бўлиш мумкин. Реакцияга киришувчи моддалар тўлиқ реакция маҳсулотларига айланадиган жараёнлар қайтмас реакциялар дейилади. Масалан:
C + O2 → CO₂
Zn + 2HCl → ZnCl + H₂
2KCIO3→ 2KCl + 3O2
Қайтмас реакциялар фақат бир ёъналишда боради ва булар амалда тўлиқ, охиригача борадиган реакциялардир. Агар дастлабки моддалар стехиометрик нисбатда олинган бўлса, реакция маҳсулотлари дастлабки моддалар билан ифлосланмаган, яъни деярли тоза моддалар ҳосил бўлади.
Аксарият кимёвий жараёнлар қайтар реакциялардир. Реакцияга киришувчи моддаларнинг бир қисми реакция маҳсулотларига айланиб, айни вақтда реакция маҳсулотлари қайтадан дастлабки моддаларга айланиб турадиган кимёвий жараёнлар қайтар реакциялар дейилади.
Масалан:
2SO2+O2 ⇄ SO3
H2+J2 ⇄ 2HJ
3H2+N2 ⇄ 2NH3
NH3+H2O ⇄ NH4ОН
Бу мисоллардан кўриниб турибдики, қайтар реакциялар иккита ўзаро қарама-қарши ёъналишда борувчи реакциялардан иборат бўлиб, улар қаторига кўпчилик бирикиш, диссотсиланиш, гидролизланиш, комплекс ҳосил бўлиш реакцияларини киритиш мумкин. Бу реакциялар давомида реакция олиб борилувчи система (автоклав,
стакан, колба)да дастлабки моддалар ҳам, реакция маҳсулотлари ҳам доимо биргаликда учрайди. Шу сабабли, аксарият технологик жараёнларда қайтар реакцияларнинг кечиши ишлаб чиқаришни анча қийинлаштиради. Бу қийинчиликлар, асосан, реакция тезлигини маълум вақтдан сўнг ўзгармай қолишида, реакция маҳсулотларини ифлосланишида, ишлаб чиқариш унумининг пасайишида намоён бўлади.
Қайтар реакцияларнинг ўзига хос хусусияти уларда кимёвий мувозанат ҳолатининг юзага келиб қолишидир. Юқорида келтирилган қайтар реакциялардан хоҳлаган бирортасини таҳлил этсак, уларнинг ҳар бирида қуйидаги ҳолатни кўриш мумкин (аммиак ҳосил бўлиш жараёнини кўриб чиқамиз): 1 моl N2 гази билан 3 мол H₂ гази аралаштирилиб, тегишли шароит яратилса, бу моддалар ўзаро таъсирлашади:
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
Маълум вақт давомида реакция боради, бир оздан сўнг гўё реакция тўхтаб қолгандек туюлади. Шу пайтда реакцион аралашмани анализ қилиб кўрилса, унда дастлабки моддалар N₂, H₂ ва маҳсулот (NH3)
-аммиак моддаси борлигини кўриш мумкин. Агар шароит оʻзгартирилса, моддаларнинг концентрациялари ҳам ўзгариши, лекин уларнинг миқдорий нисбатлари ҳар бир ҳолатда деярли бир хил қолиши аниқланган.
Бунинг сабаби қуйидагича изоҳланади: моддалар аралаштирилганда реакция бошланиб, аммиак ҳосил бўла бошлайди (тўғри реакция):
N₂ + 3H₂ → 2NH2 (I) ва бу тўғри реакциянинг тезлиги
Vtog’ = K•[N2]•[H2]3 бўлади.
Вақт ўтиши билан ҳосил бўлган маҳсулот — NH3 нинг бир қисми парчаланиб, қайтадан дастлабки моддани ҳосил қила бошлайди (тескари реакция):
2NH3 → H₂ + 3H₂ (II) ва бу тескари реакциянинг тезлиги
Vtes = K₂ [NH3]2 бўлади.
Вақт ўтиши билан И реакция тезлиги камайиб боради. Чунки, массалар таъсири қонунига кўра N₂ ва H₂ концентрациялари камайиб бориши билан Vtog’ нинг қиймати камая бошлайди. ИИ реакция тезлиги эса, аксинча, орта бошлайди. Чунки вақт ўтиши билан аммиакнинг концентрацияси ортиб боради ва Vtes қийматининг ортишига олиб келади. Системада шундай ҳолат юзага келадики, бу пайтда I ва II реакцияларнинг тезликлари ўзаро тенг бўлиб қолади:
Vtog’ = Vtes
Бунда вақт бирлиги ичида азот ва водороддан қанча аммиак ҳосил бўлса, шу вақт ичида ана шунча миқдордаги аммиак қайта парчаланиб, азот ва водород ҳосил қилади, яъни тўғри ва тескари реакцияларинг тезликлари тенг бўлиб қолади. Бунга системанинг кимё мувозанат ҳолати дейилади. Кимёвий мувозанат пайтида кимёвий реакциялар тўхтаб қолмайди, реакция давом этаверади. Лекин қарама-қарши реакцияларнинг тезликларигина тенг бўлиб тураверади. Шу сабабли буни динамик (ҳаракатчан) мувозанат дейилади. Кимёвий мувозанатнинг миқдорий тавсифномаси сифатида мувозанат доимийси — Kmuv қабул қилинган.
Мувозанат доимийси
Юқорида кўриб чиқилган реакциялар учун: тўғри реакция тезлиги: Vto’g’= K₁[N2] [H2]³; тескари реакция тўғ тезлиги: Vtes = K₂[NH3]² бўлса, кимёвий мувозанат шарти Vto’g = Vtes га коʻра: K₁[N₂]•[H2]³=K₂[NH3]2 бўлади. Бу тенгликдаги доимийларни бир томонга, моддалар концентрацияларини иккинчи томонга ўтказиб ёзсак: Kmuv=K₁/K₂=[NH3]2/ [N2]•[H2]3 тенгламага келамиз. Агар доимийлар нисбати ҳам бир (доимий) ўзгармас сонга тенг бўлишини эътиборга олсак, реакциялар тезлик доимийларининг нисбатлари K₁ /K₁ = Kmuv эканлиги келиб чиқади.
Бунинг маъноси кимёвий мувозанатда турган системада реакцияда ҳосил бўлган моддалар концентрациялари кўпайтмасининг мувозанатда турган дастлабки моддалар концентрациялари кўпайтмасига нисбати айни температурада доимий сондир.
Газсимон моддалар иштирок этадиган системалар учун Кмув ифодасида концентрация ўрнида газсимон модданинг парсиал босимлари ёзилади. Масалан, умумий реакция: aA + bB = cC + dD учун
Ҳар қандай реакция мувозанат доимийсининг қиймати реакцияда иштирок этувчи моддалар табиатига ва температурага боғлиқ бўлиб, моддалар концентрациясига боғлиқ эмас.
Умуман, мувозанат доимийси ва реакциянинг асосий термодинамик тавсифномалари (∆G, ∆H, ∆S) ўртасида узвий боғланиш мавжуд. Маълумки, ∆G = -RTInKmuv. Agar ∆G = ∆H – T∆S эканлигини эсласак, у ҳолда ∆H — T∆S-RTInK келиб чиқади. Тенгламани ∆Η мув ва T∆S га нисбатан эчиб Kmuv қийматини топсак:
Kmuv=e-∆H/RT e∆S/R келиб чиқади.
Бу формулада ∆H, ∆S va T лар экспоненциалнинг даражасида турибди.
Бундан кўринадики, Кунинг қиймати температура оʻзгаришига жуда сезгир бўлиб, моддаларнинг табиати (энтальпия ва энтропия) га боғлиқдир. Бу хулосалар ҳар қандай қайтар реакция (бирикиш, парчаланиш, диссотсиланиш, чўкманинг эриши, комплекс ҳосил бўлиши, гидролизланиш) учун ўринлидир.