Ə. A.ƏLBƏndov

Enerji ilə mübadilə formaları. 

Materiyanın müxtəlif hərə-

kət formaları və enerji növlərinə uyğun olaraq enerji ilə müba-

dilənin müxtəlif formaları mövcuddur. 

Đstilik Q.

 Đstilik sistemi təşkil edən hissəciklərin xaotik hərə-

kətinin miqdari ölçüsüdür. Mikrohissəciklərin xaotik hərəkətinə 

uyğun gələn enerji ilə mübadilə forması istilik mübadiləsi adla-

nır.  Đstilik  mübadiləsi  zamanı  ötürülən  enerjinin  miqdarı  istilik 

miqdarı  və  ya  sadəcə  istilik  adlanır.  Đstilik  mübadiləsi  sistemi 

təşkil edən hissəciklərin vəziyyətindən asılı olmayıb onları təşkil 

edən  hissəciklərin  görüşməsi  zamanı  enerjinin  ötürülməsindən 

ibarətdir.   

Đş  W.

  Enerji  ilə  mübadilənin  ən  əyani  forması  materiyanın 

mexaniki hərəkət formasına uyğun gələn mexaniki işdir. Materi-

yanın digər hərəkət formalarına uyğun gələn işə elektrik, kimyə-

vi  və s. iş formalarını misal göstərə bilərik. 

Đş materiyanın müəyyən istiqamətdə nizamlı hərəkətinin ötü-

rülməsi formasıdır.

 Məsələn, daim nizamsız hərəkətdə olan qaz 

molekulları həcmi genişlənmə zamanı müəyyən istiqamətdə ni-

zamlı  hərəkət  edərək  xarici  qüvvələr  üzərində  iş  görmüş  olur. 

Elektrik işi də yüklü zərrəciklərin müəyyən istiqamətdə nizamlı 

hərəkətinin nəticəsi kimi meydana çıxır. 

Beləliklə, istilik mübadiləsi və iş enerji ilə mübadilə forma-

ları, istiliyin və işin miqdarı isə ötürülən enerjinin ölçüsüdür

. 

       

 

 

               

 

166

5.2. TERMODĐNAMĐKANIN  BĐRĐNCĐ  QANUNU. 

REAKSĐYALARIN  ĐSTĐLĐK  EFFEKTĐ 

 

Termodinamikanin  birinci  qanunu. 

Termodinamikanın 

birinci qanununun əsasında həm  enerjinin saxlanılması və həm 

də  enerjinin  müxtəlif  növlərinin  qarşılıqlı  çevrilmələrinin  ekvi-

valentliyi durur. 

Enerji itmir və heçdən yaranmır, ekvivalent şəkildə bir for-

madan  digər  formaya  keçir.  Đzoləedilmiş  sistemlərdə  enerjinin 

ümumi miqdarı heç bir şəraitdə dəyişmir.

 

Termodinamikanın  birinci  qanunundan  belə  nəticə  çıxır  ki, 

xarici mühitlə enerji mübadiləsində olan ixtiyari sistemdə daxili 

enerji  dəyişməsi  əks  işarə  ilə  götürülmüş  xarici  mühitin  enerji 

dəyişməsinə bərabərdir. 

Qapalı termodinamik sistemlərdə daxili enerji dəyişməsi xa-

rici  mühitlə  sistem  arasında  mübadilə  olunan  istilik  miqdarı  və 

iş  şəklində  göstərilir.

  Əgər  istilik  xarici  mühitdən  sistemə  ve-

rilərsə istilik miqdarı müsbət, sistemdən xarici mühitə verildikdə 

isə mənfi qəbul edilir. 

Termodinamikanın  birinci  qanunu  analitik  formada  aşağı-

dakı kimi yazılır: 

 

                Q = ∆U 

 +  W     (dQ = dU + dA)                    5.2 

 

   Burada Q - istiliyin miqdarı, ∆U - daxili enerji dəyişməsi 

(U

2

-U

1

),  W-  isə  işdir.  (5.2)  tənliyinə  görə  sistemə  verilən  (sis-

temdən  ayırılan)  istilk  sistemin  daxili  enerjisinin  artmasına 

(azalmasına) və sistemin xarici quvvələrə qarşı gördüyü 

(xarici 

qüvvələrin sistem üzərində gördüyü 

) işə sərf olunur.                                        

Kimyəvi  və  faza  çevrilmələrində  xarici  qüvvələrə  qarşı  iş 

dedikdə sistemin həcm dəyişməsi zamanı xarici təzyiqə (p) qarşı 

gördüyü iş nəzərdə tutulur. 

Sistemin daxili enerjisi onun temperaturundan, sistemi təşkil 

edən  hissəciklərin  kinetik  enerjisindən  və  həcmindən  asılıdır. 

Sonuncu  asılılıq  sistemin  potensial  enerjisinin  hissəciklərarası 

 

167

məsafədən  asılılığı  ilə  bağlıdır  ki,  bu  da  sistemin  həcmindən 

asılıdır.  

Daxili enerjinin T və V-dən asılılığı  

 

                         

                                  U = ƒ(T,V) 

 

şəklində  ifadə  oluna  bilər.  Burada  ƒ  T  və  V  dəyişənlərinin 

funksiyasıdır.   

 

 

Termodinamikanin  birinci  qanununun  analitik  formasını 

(5.2) sabit temperatur, sabit həcm və təzyiqdə gedən proseslərə 

tətbiq edək: 

1.Đzotermik  proses

  (T=  const.).  Đzotermik  prosesdə  daxili 

enerji  dəyişmədiyindən,  yəni  ∆U  =  O  olduğundan  sistemə  ve-

rilən istilik ancaq xarici qüvvələrə qarşı görülən işə sərf oluna-

caqdır:  

              

                       Q

T

 = W          (dQ

T

 = dW  )

                         5.3   

 

Đzotermik proses üçün görülən iş

 W

 

=RT lnV

2 

/V

1 

=RT ln p

1 

/p

2

 

 

ilə ifadə olunduğundan (5.3) tənliyi izotermik proses üçün aşa-

ğıdakı şəkli alacaqdır:                                          

 

                   Q

T 

= W

 = RT lnV

2 

/V

1 

= RT ln p

1

 /p

2

               

5.4 

 

2.  Đzoxor  proses

  (V  =  const.).  Đzoxor  proseslərdə  sistemin 

həcm dəyişməsi baş vermədiyindən ∆V = 0  olacaqdır. Bu halda 

(5.2) tənliyi aşağıdakı formada yazılacaqdır: 

                            

                       Q

V 

= ∆U         

( dQ

V 

= dU

 )                         5.5 

    

3. Đzobar proses

 (p = const.). Sabit təzyiqdə sistemə verilən 

istilik sistemin daxili enerjisinin artmasına və sistemin həcm ge-

nişlənməsı hesabına xarici təzyiqə qarşı  görülən  işə bərabərdir. 

 

168

Đzobar proseslər üçün  iş  W = p∆V  ilə ifadə olunduğundan (5.2) 

tənliyi aşağıdakı kimi yazılacaqdır:            

                             

                                Q

P 

= ∆U

 + p∆V                                5.6 

   

Kimyəvi proseslər üçün  ∆V – reaksiya məhsullarının həcm-

ləri ilə ilkin maddələrin  həcmləri arasındakı fərqdir. Bu zaman 

reaksiyada bərk və maye maddələr iştirak edərsə, onların həcm 

dəyişmələri çox kiçik olduğundan nəzərə alınmır.  

Aşağıdakı  reaksiya  tənliyi  üzrə  maddələrin  qaz  halında  ol-

duğunu nəzərə alsaq  yaza bilərik: 

 

                     aA + bB = dD + eE .                                   

5.7 

 

 ∆V=∑V

reak. məh .

- ∑V

ilk. mad. 

=  

(dV

D 

+ eV

E 

 

) – (aV

A 

+ bV

b

 

)    5.8 

                        

∆U  =  U

2 

-U

1

,    ∆V=V

2 

-V

1

 

olduğundan  (5.6)  tənliyi  üzrə 

aşağıdakı çevrilmələri aparmaq olar: 

 

Q

p

=U

2 

- U

1

  + p(V

2 

-V

1

)

 

=  

(U

2

 + pV

2

 

) - (U

1

 + pV

1

)          5.9    

 

Burada  U  +  pV  funksiyası  hal  funksiyası  olub  sistemin 

entalpiyası

 H adlanır.          

 Beləliklə, entalpiya sistemin daxili enerjisi ilə həcminin xa-

rici təzyiqə vurma hasilinin cəminə bərabərdir: 

(U

2

 + pV

2

) = H

2

 

və (U

1

 + pV

1

) = H

1

 

qəbul etsək (5.9) tənliyi 

aşağıdakı formanı alacaqdır: 

 

               Q

p

= H

2 

- H

1 

 

= 

 

∆

 

H

      ( dQ

p

=dH 

)                   5.10 

 

Beləliklə, izobar proseslərdə sistemə verilən ıstilik onun en-

talpiya dəyişməsinə sərf olunur.

  

                               

Reaksiyaların  istilik  effekti. 

Kimyəvi  reaksiyalar  zamanı 

elektronların  atom  və  molekullarda  vəziyyətinin  dəyişməsı, 

 

169

köhnə rabitələrin qırılması və yenilərinin meydana çıxması sis-

temin  daxili  enerji  dəyişməsinə  səbəb  olur.  Termodinamikanın 

birinci qanununa görə daxili enerji dəyişməsı özünü istilik və iş 

şəklində büruzə verir. 

Đstiliyin  ayrılması  ilə  gedən  reaksiyalara  ekzotermik,  isti-

liyin udulması ilə gedən reaksiyalara isə endotermik reaksiyalar 

deyilir. 

 Əgər  sistem  xarici  təzyiq  qüvvəsinə  qarşı  görülən  işdən 

başqa  heç  bir  iş  hasil  etməzsə,  ilkin  və  reaksiya  məhsullarının 

temperaturlarının  bərabərliyi  şərtində  kimyəvi  reaksiya  zamanı 

ayrılan  və  udulan  istiliyin  miqdarına  reaksiyanın  istilik  effekti 

deyilir. 

Reaksiyaların istilik effektlərini öyrənən bölmə termokimya 

adlanır.  

Termodinamikanın birinci qanununun (5.5) və (5.10) anali-

tik ifadələrinə əsasən izoxor reaksiyanın istilik effekti (Q

V

) siste-

min  daxili  enerji  dəyişməsinə  (∆U  ),  izobar  reaksiyanın  istilik 

effekti isə sıstemin entalpiya dəişməsinə (∆

 

H

 )bərabərdir. Odur 

ki, yaza bilərik:  

                            

           Q

V 

 =∆U = 

∑

U

reak. məh. 

- 

∑

U

ilk. mad..                        

5.11   

                     

           Q

P 

= ∆H = 

∑

H

reak. məh 

-

∑

H

ilk. mad..

                 

5.12                      

 

(5.6)  və  (5.10)  tənliyinə  əsasən  entalpiya  ilə  daxili  enerji 

arasındakı asılılığı aşağıdakı şəkildə göstərək:  

    

                            

                      Q

P 

= ∆

 

H

 

= ∆U + p∆V

                              5.13 

                                             

 

Bu  tənlikdə  ∆U

 

=Q

V

  və  Mendeleyev-Klapeyron  tənliyinə 

əsasən  p∆V = ∆ nRT    olduğunu qəbul etsək alarıq:      

 

                            Q

p

= Q

V 

+ ∆ nRT

                                  5.14     

 

170

Burada  ∆n  -  reaksiya  məhsullarının  molları  cəmi  ilə  ilkin 

maddələrin  molları  cəmi  arasındakı  fərqdir.  (5.14)  tənliyindən 

aşağıdakı nəticələri çixarmaq olar: 

1.  Əgər  ∆n  >  0  olarsa,  yəni  reaksiya  qaz  molekullarının 

sayının artması ılə gedərsə Q

p 

> Q

V  

və ya ∆H> ∆U olar. Bu onu 

göstərir  ki,  sabit  təzyiqdə  istiliyin  müəyyən  hissəsi  sistemin 

həcm genişlənməsı hesabına xarici təzyiqə qarşı görülən işə sərf 

olunur. Bu tip reksiyalara misal olaraq aşağıdakı tənlik üzrə ge-

dən reaksiyanı misal göstərə bilərik: 

 

                        CO

2 

(q) + C (b) = 2CO (q)       

 

2. Əgər ∆n< 0  olarsa, yəni reaksiya qaz molekullarının sa-

yının azalması ilə gedərsə, Q

p 

< Q

v

 

və ya ∆H < ∆U  olar. Bu o 

deməkdir ki, sabit təzyiqdə sistemin həcm kicilməsini meydana 

çıxaran qüvvələr reaksiyanın ıstiliyinə çevrilir. Belə reaksiyalara 

misal olaraq 

 

göstərə bilərik: 

 

                        Si (b) + O

2

 (q) = SiO

2

 (b) 

 

3.  Əgər  ∆n  =  0  olarsa,  yəni  reaksiya  sistemdə  qaz  mole-

kullarının sayının dəyişməməzliyi ilə gedərsə Q

p 

= Q

v

 və ya ∆H 

= ∆U

 olar. Misal olaraq göstərə bilərik: 

 

              H

2

O (q) + CO (q) = CO

2

 (q) +  H

2 

(q) 

   

Kimyəvi  reaksiyaların  tam  əksəriyyəti  sabit  təzyiqdə  get-

diklərindən bundan sonra reaksiyanın istilik effekti kimi əsasən 

sistemin entalpiya dəyişməsindən (∆H ) istifadə olunacaqdır. 

Termokimyəvi  tənliklər

.  Đstilik effektləri  göstərilmış kim-

yəvi  reaksiya  tənlikləri  termokimyəyi  tənliklər  adlanır.  Termo-

kimyəvi tənliklərdə istilik effekti ilə  yanaşı maddələrin allotro-

pik şəkildəyişmələri və faza halı: kristal (k), bərk (b), maye (m), 

qaz (q), məhlulda (məh.), amorf (a) və s. göstərilir 

 

171

Müxtəlif  reaksiyaların  istilik  effektlərini  müqayisəli  xarak-

terizə etmək və termokimyəvi reaksiyalar üzrə hesablamaları əl-

verişli etmək üçun standart istilik effektlərindən istifadə olunur.  

Standart şəraitdə

 (p =101,3 kPa və ya 1 atm., T=298

0

 K və 

ya  25

0

S)  və  maddələrin  standart  halında  reaksiyanın  istilik 

effekti  standart  istilik  effekti  adlanır.  Standart  hal  dedikdə  həll 

olmuş maddə üçün qatılığın 1mol/l, qazlar üçün porsial təzyiqin 

101,3  kPa,  həmçinin  məhlulun  çox  duru  və  qazın  ideal  olduğu 

qəbul edilir. Bərk maddələr üçün standart hal olaraq onun stan-

dart şəraitdə ən davamlı şəkildəyişməsinin bir molu götürülür.  

Standart istilik effekti  izobar və izoxor reaksiyalar üçün uy-

ğun olaraq ∆H

0

298

  

və ∆U

0

298

 

şəklində göstərilir. 

Reaksiyaların istilik effekti adətən kC (kilocoul)-larla ifadə 

olunur.  Đstilik  effekti  maddənin  bir  moluna  aid  edildikdə 

(kC/mol) termokimyəvi tənliklərdə stexiometrik əmsallar kəsirli 

qiymətlər ala bilər. Termokimyəvi tənliklərin yazılışına dair bir 

neçə misal göstərək: 

 

  H

2 

(q)+ 1/2 O

2 

(q) = H

2

O (q) ;     ∆H

0

298

 = - 385, 84 kC/mol 

      

 1/2H

2 

(q) + 1/2 Cl

2 

(q) = HCl (q);       ∆H

0

298

 = - 92 kC/mol  

 

 Fe

2

O

3

 (b) + 3CO (q) =2Fe +3CO

2

 (q);  ∆H

0

298

 = - 27,6 kC  

 

 

5.3. TERMOKĐMYƏVĐ HESABLAMALAR 

 

Hess qanunu. 

Reaksiyaların istilik effekti təcrübi olaraq ka-

lorimetr  adlanan  cihazlarda  təyin  edilir.  Kalorimetr  xarici  mü-

hitlə  praktiki  olaraq  istilik  mübadiləsində  olmayan  cihazlardır. 

Kalorimetrdə  reaksiyadan  sonra  temperatur  dəyişməsini  müəy-

yən  etməklə  ayrılan  və  ya  udulan  istiliyin  miqdarını  hesabla-

yırlar. Bunun üçün istifadə edilən cihazın istilik tutumunu  bil-

mək lazımdır. 

 

172

Lakin bu o demək deyildir ki, bütün reaksiyaların istilik ef-

fektlərini  kalorimetrlə  təyin  etmək  olar.  Kalorimetrik  yolla 

istilik effektini təyin etmək üçün reaksiya kifayət qədər sürətlə 

bir  istiqamətdə  axıra  qədər  getməlidir.  Əks  halda  istilik  effek-

tinin təyinində kifayət qədər xətaya yol verilmiş olunar. Bir sıra 

hallarda  isə müəyyən səbəblərdən kənar reaksiyaların meydana 

çıxması ilə əlaqədar olaraq istilik effektlərini təcrübi təyin etmək 

mümkün olmur. 

Odur ki, istilik effektlərinin termokimyəvi tənliklər üzrə he-

sablanması böyük praktiki əhəmiyyət kəsb edir. Termokimyəvi 

hesablamaların əsasında Hess qanunu (Rusiya, 1841) durur: 

Reaksiyanın  istilik  effekti  reaksiyaya  girən  və  reaksiyadan 

alınan maddələrin temperaturlarının bərabərliyi şərtində reaksi-

yanın gedişi yolundan asılı olmayıb ilkin maddələrin və reaksiya 

məhsullarının təbiətindən və fiziki halından asılıdır.  

Hess qanununun mahiyyətini qrafitdən karbon qazının alın-

ması  misalında  göstərək.  Qrafit  və  oksigendən  karbon  qazını 

aşağıda təsvir olunan iki yolla almaq olar:  

         

1.  C (qrafit) + O

2 

(q) = CO

2 

(q);                ∆H

1 

= -393,5 kC 

        

2.  C (qrafit) + 1/2 O

2

 (q) = CO (q);           ∆H

2

  

            

CO (q) +  1/2 O

2 

(q) = CO

2 

(q);                 ∆H

3

  = - 283 kC 

 

Đkinci yolu təşkil edən reaksiya tənliklərini tərəf-tərəfə top-

lasaq nəticədə birinci yolu ifadə egən tənliyi almış olarıq:    

               

          C (qrafit) + O

2 

(q) = CO

2 

(q);            ∆H

2 

+ ∆H

3 

 

Odur ki,  yaza bilərik:    H

1

= ∆H

2 

+ ∆H

3

 

CO

2

–nin  əmələgəlmə,  ∆H

1

  və  CO-nun  yanma  ∆H

2

  istilik-

lərini təcrübi təyin etmək mümkün olduğu halda, CO-nun  əmə-

ləgəlmə istiliyini ∆H

3

 təyin etmək mümkün deyildir, çünki gös-

 

173

tərilən  tənlik  üzrə  CO-nun  əmələ  gəlməsi  ilə  yanaşı  həmçinin 

CO

2

-

 

də  alınır.  Lakin  yuxarıda  aldığımız  ifadə  CO-nun  əmələ-

gəlmə istiliyini hesablamağa imkan verir:  

              

        ∆H

2

 = ∆H

1

 - ∆H

3  

= -393,5 – (- 283) = - 110,5 kC 

                

                       kC/mol   

                                C (qrafit)+O

2 

(q)  

                       0 -   

                                              ∆H

2

   

                   100 -                  CO (q)+1/2O

2

 (q)  

 

                   200 -          ∆H

1

   

                                              ∆H

3

  

                   300 - 

                                     CO

2

 (q) 

                   400- 

                       

Şəkil 5.1. Qrafitin və  CO-nun oksidləşmə 

reaksiyalarının  entalpiya diaqramı 

 

Hess  qanununu  entalpiya  diaqramları  səklində  daha  əyani 

göstərmək olar (şək.5.1). 

Standart  əmələgəlmə  entalpiyası  (istiliyi)  ∆

f 

H 

0

298

 

.  Bir 

mol  mürəkkəb  maddənin  standart  şəraitdə  davamlı  olan  bəsit 

maddələrdən  əmələ  qəlməsinin  istilik  effekti  strandart  əmələ-

gəlmə entalpiyası (istiliyi) adlanır 

və ∆

f 

H 

0

298

 

şəklində göstərilir. 

Standart  şəraitdə  davamlı  olan  bəsit  maddələrin  əmələgəl-

mə entalpiyaları sıfır qəbul edilir. Bunlara misal olaraq qazvari 

oksigeni,  maye  bromu,  ağ  fosforu,  rombik  kükürdü,  ağ  qalayı, 

qrafiti və s. göstərə bilərik. 

Bəzi maddələrin standart əmələgəlmə entalpiyaları cəd.5.1-

də verilmişdir. 

Hess qnunundan bir sira nəticələr çıxarmaq olar ki, bunların 

içərisində ən mühümləri aşağıdakılardır: 

 

174

1.Reaksiyanın istilik effekti reaksiya məhsullarının əmələgə-

lmə  istilikləri  cəmi  ilə  ilkin  maddələrin  əmələgəlmə  istilikləri 

cəmi arasindakı fərqə bərabərdir:

   

 

                        aA + bB·= dD + eE  

 

reaksiya tənliyi üzrə izobar reaksiyaların istilik effekti aşağıdakı 

tənlik üzrə hesablana bilər:  

 

     ∆H

reak 

  

= (d∆

f

H

D

 + e∆

f 

H

E 

) - (a∆

f

H

A 

+ b∆

f

H

B

 

)         5.15                       

         

Đzoxor  reaksiyalar  üçün  isə  istilik  effekti  (5.15)  tənliyinə 

oxşar olaraq aşağıdakı kimi olacaqdır: 

 

     ∆U

reak

. 

= ( d∆

f

U

D

 + e∆

f 

U

E

)  -( a∆

f 

U

A 

+ b∆

f 

U

b

 

)         

5.16