Mövzu 1: Üzvi kimyanın predmeti, inkişaf tarixi və nəzəri məsələləri. Doymuş karbohidrogenlər, adlandırılması, quruluşu, alınma üsulları, fiziki – kimyəvi xassələri və tətbiqi

entropiyası  sıfra  bərabərdir.  Termodinamikanın  II  qanunu  nəzəri  təsəvvürlərə 
əsaslanır. Bolsman tənliyinə görə entropiya 
W
k
S
ln

 tənliyi üzrə hesablanır. 
k-Bolsman sabiti 
A
N
R
k 
 
W-termodinamik ehtimalıdır. 

 
79 
 
Termodinamiklik  ehtimal  verilmiş  makro  halı  verən  mikrohalların  cəminə 
deyilir.  Termodinamiklik  ehtimalın  ən  kiçik  qiyməti  1  olub  sonsuzluğa  qədər 
qiymətlər ala bilər. 
İdeal kristallik maddələrdə kristalı təşkil edən hissəciklər ideal olaraq özünə 
uyğun  düyün  nöqtəsində  yerləşirlər.  Bu  halın  termodinamiklik  ehtimalı  W=1. 
Buradan Bolsman tənliyinə görə S=0 alarıq. Termodinamikanın III qanunu qazlara, 
mayelərə, 
məhlullara, 
o 
cümlədən 
bərk 
məhlullara 
tətbiq 
edilmir. 
Termodinamikanın  III  qanununa  əsaslanarq  entropiyanın  mütləq  qiymətini 
hesablamaq olur.  
T  temperaturunda  olan  qaz  halında  maddənin  entropiyasını  hesablayaq.  Bu 
zaman  nəzərə  alaq  ki,  0  Kelvindən  T  temperatura  qədər  maddə  aşağıdakı 
proseslərə  məruz  qalmışdır:  OK-dən  ərimə  temperaturuna  qədər  bərk  halda 
qızdırılmışdır, ərimə temperaturunda əridilmişdir, ərimə temperaturundan qaynama 
temperaturuna  qədər  maye  halında  qızdırılmışdır.  Qaynama  temperaturunda 
qaynamışdır.  Qaynama  temperaturundan  verilmiş  T  temperaturuna  qədər  qaz 
halında qızdırılmışdır. Dediklərimizi sxematik olaraq belə göstərə bilərik. 
                        
Т
Т
Т
OK















гызыр
 
газ
гайнайыр
гай
гызыр
 
майе
ярийир
яр
гызыр
бярк 
 
Entropiya dəyişikliyi aşağıdakı kimi olacaqdır. 
T
dT
q
C
T
H
T
dT
m
C
T
H
T
dT
b
C
S
S
T
T
p
qay
qay
T
T
p
er
er
T
p
T
qay
qay
er
er












)
(
)
(
)
(
0
0
 
0 K-də S
0
=0 olduğundan, aşağıdakı alınır: 
T
dT
q
C
T
H
T
dT
m
C
T
H
T
dT
b
C
S
T
T
p
qay
qay
T
T
p
er
er
T
p
T
qay
qay
er
er











)
(
)
(
)
(
0
 

 
80 
 
Göründüyü  kimi,  əgər  maddə  polimorf  çevirməyə  məruz  qalmırsa,  onun 
verilmiş  temperaturda  entropiyasını  hesablamaq  üçün  bərk,  maye,  qaz  halındakı 
istilik tutumunun, ərimə və qaynama entropiyalarının qiymətini bilmək lazımdır. 
İstənilən kimyəvi reaksiya şəraitdən asılı olaraq hər 2 istiqamətdə gedə bilər. 
Reaksiyanın sürəti reaksiyada iştirak edən maddələrin qatılığı ilə düz mütənasibdir. 
Maddənin  qatılığı  böyük  olduqca  reaksiyanın  sürəti  də  böyük  olar.  İlkin  halda 
yalnız  başlanğıc  maddələrin  götürüldüyünü  nəzərə  alaq.  Onda  düz  reaksiyanın 
sürəti  ilkin  anda  maksimum  sürətə  malik  olacaq.  Məhsulların  qatılığı  ilkin  anda 
sıfır  olduğundan  əks  reaksiyanın  sürəti  sıfır  olacaq.  Düz  reaksiya  sürətli 
getdiyindən  başlanğıc  maddələrin  qatılığı  zaman  keçdikcə  azalacaq,  məhsulların 
qatılığı  artacaq.  Nəticədə  düz  reaksiyanın  sürəti  azalacaq,  əks  reaksiyanın  sürəti 
artacaq. 
 Elə bir an gəlib çatacaq ki, düz və əks reaksiyaların sürəti bir-birinə bərabər 
olacaqdır.  Reaksiyanın  bu  halına  kimyəvi  tarazlıq  halı  deyilir.  Kimyəvi  tarazlıq 
aşağıdakı xüsusiyyətlərə malikdir: 
1.  Zaman  keçdikcə  reaksiyada  iştirak  edən  maddələrin  qatılığı  dəyişməyib, 
sabit qalır. 
2.  Tarazlıq halında sistemin Gibs və Helmhols enerjisi minimal qiymətə malik 
olur. 
3.  Kimyəvi  tarazlıq  dinamik  tarazlıqdır.  Yəni,  tarazlıq  halında  reaksiyalar 
dayanmır, düz və əks reaksiyaların sürətləri bərabərləşir. 
HJ sintezi reaksiyasına baxaq: 
H
2
(q)+J
2
(q)

1
2
K
K
2HJ(q) 
Düz reaksiyanın sürəti 
2
2
:
1
1
J
H
C
C
k




 
Əks reaksiyanın sürəti 
2
2
2
HJ
C
k 


 
k
1
, k
2
 düz və əks reaksiyaların sürət sabitləridir. 

 
81 
 
 
Sürət sabiti yalnız reaksiyada iştirak edən maddələrin təbiəti və 
temperaturundan asılı olub, qatılıqdan asılı deyil. 
 
Tarazlıq halında 
2
1



 olduğundan tənliklərin sağ tərəfi bərabər olacaqdır. 
2
2
1
J
H
C
C
k

2
2
HJ
C
k 

 
Buradan 
2
2
2
2
1
J
H
HJ
C
C
C
K
k
k


 
k
1
,  k
2
    verilmiş reaksiya üçün verilmiş temperaturda sabit olduğundan onların 
nisbəti də sabitdir və tarazlıq sabiti adlanır. 
C
 qatılığın tarazlıq qatılığı olduğunu göstərir. 
Tarazlıq  sabitinin  ifadəsi  reaksiya  tənliyinin  yazılışından  asılıdır.  Əvvəlki 
reaksiyanı aşağıdakı kimi yazaq:  
2
1
H
2
(q)+ 
2
1
J
2
(q)

1
2
K
K
HJ(q) 
Onda 
2
1
2
1
2
1
2
2
J
H
HJ
C
C
C
K
k
k



 olar. 
Göründüyü kimi, tənlikləri müqayisə etsək 
K
K 

 
olduğunu  görərik.  Tarazlıq  sabitinin  qiyməti  kimyəvi  tənliklə  şərtlənir.
 
Yuxarıdakı tənliyin tarazlıq sabitinin vahidi yoxdur. 
 
Tarazlıq  sabitinin  ifadəsini  tənliyi  ümumi  şəkildə  verilmiş  reaksiya  üçün 
aşağıdakı şəkildə yazarıq: 
aA+bB↔dD+
l
L                                       (1) 
b
B
d
D
l
L
d
D
c
C
C
C
C
K 
 
 
Tarazlıq sabitini parsial təzyiqlə də ifadə etmək olar. (1) reaksiyası üçün  
b
B
d
D
l
L
d
D
P
P
P
P
P
K 
 

 
82 
 
P
A
, P
B
, P
D
, P
L
- A, B, D, L  maddələrinin tarazlıq parsial təzyiqidir. 
K
p
  və K
c        
arasında əlaqəni müəyyən etmək üçün 
P
i
V=n
i
RT ifadəsini nəzərə alaq. Buradan  
RT
C
RT
V
n
P
i
i
i


 
 
Bu ifadəni K
p
-nin tənliyində yazaq  

 


 










)
(
)
(
)
(
RT
K
RT
K
RT
C
RT
C
RT
C
RT
C
K
c
b
a
l
d
c
b
B
a
A
l
L
d
D
p
 
 





ibas
м
i



ящ
 
 
Tarazlıq sabitinin daxil olduğu reaksiyanın izoterm tənliyi verilmiş şəraitdə 
prosesin istiqamətini müəyyən etməyə imkan verir. (1) reaksiyası üçün reaksiyanın 
izoterm tənliyinin ifadəsi belədir: 











P
b
B
d
D
l
L
d
D
K
P
P
P
P
RT
G
ln
ln
              (2) 
Burada P
A
, P
B
, P
D
, P
L 
- A, B, D, L maddələrinin ilkin parsial təzyiqləridir. (2) 
tənliyindən görünür ki,  
P
b
B
d
D
l
L
d
D
K
P
P
P
P
ln
ln

 
olarsa, onda 
0

G
olur və reaksiya düz istiqamətdə baş verir. Əgər 
P
b
B
d
D
l
L
d
D
K
P
P
P
P
ln
ln

 olarsa 
0

G
 olur. Onda proses tarazlıqda olur. Əgər 
P
b
B
d
D
l
L
d
D
K
P
P
P
P
ln
ln

 olarsa, 
0

G
 olur və düz reaksiya mümkün deyil. Bu halda əks 
reaksiya üçün 
0

G
 olduğundan əks reaksiya mümkündür. 
Kimyəvi tarazlığa temperaturun təsirini müəyyənləşdirək. Bunun üçün (2) tənliyini 
temperatura görə differensiallayaq. 
 
Bu zaman nəzərə alaq ki, ilkin təzyiqlər verilmişdir və temperaturdan asılı 
deyillər. 

 
83 
 
 
      
p
P
P
b
B
d
D
l
L
d
D
p
T
K
RT
K
R
P
P
P
P
R
T
G




















ln
ln
ln
       (3) 
(2) tənliyindən 
G

 -nin qiymətini, (3) tənliyindən 
p
T
G









-nin qiymətini Gibbs-
Helmholts tənliyində yazaq: 
p
P
P
b
B
d
D
l
L
d
D
P
b
B
d
D
l
L
d
D
T
K
RT
K
RT
P
P
P
P
RT
H
K
P
P
P
P
RT























ln
ln
ln
ln
ln
2
 
2
ln
RT
H
T
K
p
P










                   (4) 
 
Sonuncu tənlik reaksiyanın izobar tənliyi adlanır.  
Əgər tarazlıq sabiti qatılıqla ifadə olunarsa, onda  
2
ln
RT
U
T
K
V
C










 
olar. Bu reaksiyanın izoxor tənliyidir. (4) tənliyini inteqrallayaq: 
B
RT
H
K
P




ln
                (5) 
Tənlikdən göründüyü kimi  
P
K
ln
      
T
1
-dən xətti asılıdır. Həmin asılılığın 
qrafiki aşağıdakı kimidir: 
 
 
 
 
     
 

 
84 
 
 
Düz xəttin ordinat oxundan kəsdiyi məsafə B-yə bərabərdir. Düz xəttin meyl 
bucağının tangensi 
R
H
tg




 
Reaksiyanın izoterm tənliyində ilkin təzyiqləri vahidə bərabər qəbul etsək: 
p
K
RT
G
ln
0



 
0
G

-reaksiyanın standart Gibbs enerjisidir. 
0
0
0
S
T
H
G





 
olduğunu nəzərə alsaq 
R
S
RT
H
K
p
0
0
ln





  alarıq. Sonuncu və (5) tənliyindən  
R
S
B
0


 
alarıq. Bu onu göstərir ki, tarazlıq sabitinin loqarifminin 
T
1
-dən asılığını bilməklə 
reaksiyaların standart termodinamiki funksiyalarının qiymətlərini hesablamaq olar. 
(4)  tənliyi  kimyəvi  tarazlığa  temperaturun  təsirini  xarakterizə  edir.  Tənlikdən 
göründüyü kimi, əgər ΔH=0 olarsa  
 
0
ln

dT
K
d
p
 
olur. Başqa sözlə temperaturun dəyişməsi tarazlığa təsir etmir. Əgər 
0

H
olarsa, 
onda  
0
ln

dT
K
d
p
 
olar. Göründüyü kimi, temperatur artdıqca K
p 
–azalır. K
p
-nin azalmağı onu göstərir 
ki, məhsulun qatılığı azalır, başlanğıc maddələrin qatılığı artır. Beləliklə, 
ekzotermik reaksiyalar üçün temperatur artdıqca tarazlıq başlanğıc maddələr tərəfə 
yönəlir. 
 
Əgər 
0

H
 olarsa, yəni reaksiya endotermikdirsə, onda  

 
85 
 
0
ln

dT
K
d
p
 
 olur, temperatur artdıqca K
p
 artır. Yəni temperatur artdıqda tarazlıq məhsullar 
tərəfə yönəlir. 
Tarazlıq sabitinin müxtəlif temperaturlarda qiymətini tapmaq üçün (4) 
tənliyini inteqrallayaq. Qəbul edək ki, 
H

 temperaturdan asılı deyil. 




2
1
2
1
2
ln
T
T
T
T
p
RT
H
dT
K
d
 
 











1
2
1
2
1
1
ln
ln
T
T
R
H
K
K
p
p
 
 və ya 
1
2
1
2
1
2
ln
ln
T
T
T
T
R
H
K
K
p
p



 
 
Sonuncu tənlikdən görünür ki, reaksiyanın istilik effekti məlum olduqda T
1
 
temperaturunda tarazlıq sabitinin qiyməti məlumdursa, T
2
  
temperaturunda tarazlıq 
sabitinin qiymətini hesablamaq olar. 
Kimyəvi tarazlığa təzyiqin təsirini müəyyən etmək üçün nəzərə alaq ki, 
təzyiq və ya qatılıqla ifadə olunmuş tarazlıq sabitləri təzyiqdən asılı deyillər. Mol 
payı ilə ifadə olunmuş tarazlıq sabiti 
 
K
x
 təzyiqdən asılıdır. K
p
 və K
x
 arasındakı 
əlaqəni müəyyənləşdirək. Bunun üçün nəzərə alaq ki,    
P
i
=x
i
P 
 
Burada P
i    
-   i maddəsinin parsial təzyiqi; 
x
i
- onun mol payı; 
P- ümumi təzyiqdir. 
 
Sonuncu tənliyi K
p
-nin ifadəsində yazsaq alarıq: 




P
K
K
x
p
 
 
Bu tənliyi loqarifləyək: 
P
K
K
x
p
ln
ln
ln




 
 Sonuncu tənliyi sabit temperaturda təzyiqə görə differensiallayaq: 

 
86 
 
 
T
T
X
T
P
P
P
P
K
P
K



























ln
ln
ln

 
 
P
P
K
T
X











 ln
 
Tənlikdən göründüyü kimi, əgər reaksiya nəticəsində qaz mollarının sayı 
artırsa 
)
0
(



, onda 
0
ln



P
K
X
 
olur. Yəni təzyiq artdıqca K
x
 azalıır, tarazlıq başlanğıc maddələr tərəfə yönəlir. 
0



 olduqda 
0
ln



P
K
X
 olur. Təzyiq tarazlığa təsir etmir. 
0



  olduqda 
0
ln



P
K
X
 olur. 
Təzyiq artdıqca  K
x
  artır. Yəni, tarazlıq məhsulları tərəfə yönəlir. 
İdeal qaz qanuna görə  
 
RT
V
p




 
Buradan 
RT
V
p




 alınır. Bunu sonuncu tənlikdə nəzərə alsaq, aşağıdakı tənlik 
alınar: 
 
RT
V
P
K
T
X










 ln
 
Sonuncu tənlik Plank tənliyi adlanır. Bu tənliyə əsasən 
V

-nin işarəsindən 
asılı olaraq tarazlığa təzyiqin təsirini müəyyən etmək olar. 
Bildiyimiz  kimi,  izolə  olunmuş  sistemlərdə  prosesin  istiqamətini  entropiya 
dəyişikliyi  müəyyən  edir.  Qapalı  sistemlərdə  prosesin  istiqamətini  termodinamik 
potensiallar  müəyyənləşdirir.  Termodinamik  potensiallar  enerji  ölçüsünə  malik 
olur,  verilmiş  şəraitdə  özbaşına  gedən  proseslər  zamanı  onların  qiyməti  azalır, 

 
87 
 
proses tarazlıqda olduqda dəyişmələri sıfra bərabər olur. Tanıdığımız funksiyalar - 
daxili enerji və entalpiya termodinamsik potensiallardır. Bildiyimiz kimi 
pdV
dU
TdS


 
Buradan 
pdV
TdS
dU


           (1) 
(1)  tənliyindən  görünür  ki,  S=const,  V=const  olduqda 
0

dU
  olur.  Başqa 
sözlə izoxor- izoentrop proses özbaşına baş verdikdə  


0
,


V
S
U
   


0
,
2


V
S
U
 
olur. 
Proses tarazlıqda olduqda 


0
,


V
S
U
olur. 
pdV
dU
TdS


ifadəsinin  hər  tərəfinə    Vdp  kəmiyyətini  əlavə  edək.  Onda 
alarıq: 
Vdp
TdS
Vdp
pdV
dU




 
Vdp
TdS
pV
U
d



)
(
 
                               
Vdp
TdS
dH


                               (2) 
(2)  tənliyinə  görə  izobar-izoentrop  şəraitdə  (p=const,  S=const)  entalpiya 
dəyişikliyi  prosesin  istiqamətini  müəyyən  edir.  Əgər  proses  zamanı 


0
,


p
S
H
-sa, 
deməli  proses  özbaşına  gedir.  Əgər 


0
,


p
S
H
  olarsa  proses  tarazlıqdadır.  Əgər 


0
,


p
S
H
 proses mümkün deyil. 
Gördüyümüz kimi, daxili enerji  və entalpiya prosesin  istiqamətini  müəyyən 
edə  bilir.  Lakin  praktikada  onlardan  praktiki  olaraq  istifadə  edilmir.  Çünki 
entropiyanın  qiymətini  birbaşa  ölçmək  olmur.  Praktikada  termodinamik 
potensiallar kimi Gibbs G və Helmholts F enerjilərindən istifadə olunur.  
G=H-TS            (3) 
F=U-TS             (4) 
Gibbs  enerjisi  izobar–izotermik  potensial,  Helmholts  enerjisi  izoxor-
izotermik potensial adlanır. 
İzobar-izotermik  və  izoxor-izotermik potensiallar arasında əlaqəni  müəyyən 
etmək üçün 

 
88 
 
H=U+pV 
olduğunu (3) tənliyində nəzərə alaq. Onda 
G=U+pV-TS=F+pV            (5) 
alınar. 
(3) tənliyini diferensiallayaq 
dG=dH-TdS-SdT 
Bu ifadədə 
dH

 TdS+Vdp 
olduğunu nəzərə alsaq, onda 
dG

-SdT+Vdp                (6) 
alarıq.  (6)  tənliyi  izobar-izotermik  şəraitdə  prosesin  istiqamətini  müəyyən 
etməyə imkan verir. Tənlikdən göründüyü kimi 


0
,


p
T
G
 
olarsa, proses özbaşına gedir. Yəni bu proses mümkündür. 


0
,


p
T
G
olarsa proses tarazlıqdadır. 


0
,


p
T
G
olarsa, bu proses özbaşına mümkün deyildir. 
İzoxor-izotermik şəraitdə hansı prosesin getdiyini müəyyən etmək üçün, (4) 
tənliyini diferensiallayaq. 
dF=dU-TdS-SdT 
dU

 TdS-pdV 
olduğunu nəzərə alaraq 
dF

-SdT-pdV 
tənliyini  alarıq.  Bu  tənlik  izoxor-izotermik  şəraitdə  prosesin  istiqamətini 
müəyyən  edir.  Tənlikdən  göründüyü  kimi, 
 
0
,


V
T
F
  olduqda  proses  özbaşına 
gedir.
 
0
,


V
T
F
  olduqda  proses  tarazlıqdadır, 
 
0
,


V
T
F
olduqda  proses  özbaşına 
getmir. 
Kimyəvi  termodinamikada  xarakteristik  funksiyalardan  geniş  istifadə  edilir. 
Xarakteristik  funksiyalar  elə  funksiyalara  deyilir  ki,  onların  və  onların  təbii 
dəyişənlərinə  görə  xüsusi  törəmələrinin  vasitəsilə  sistemin  halını  tam  xarakterizə 

 
89 
 
etmək  mümkün  olsun.  Xarakteristik  funksiyalar  kimi  Gibbs  və  Helmholts 
enerjilərindən  geniş  istifadə  olunur.  Gibbs  enerjisinə  temperatur  və  təzyiqin 
funksiyası kimi baxaq: 
G=f(T,p) 
Tənliyi differensiallayaq 
dP
P
G
dT
T
G
dG
T
p


















 
Tarazlıq halı üçün 
Vdp
SdT
dG



 
olduğundan, sonuncu tənliklərdən 
             
S
T
G
p










            
V
P
G
T









 
alırıq. 
Göründüyü kimi G-nin temperatur və təzyiqə görə xüsusi törəməlri əks işarə 
ilə  götürülmüş  entropiya  və  həcmdir.  Başqa  sözlə  G-nin  xüsusi  törəmələrilə 
sistemin halını müəyyən edə bilərik və G xarakteristik funksiyasıdır. 
F-in  xarakteristik  funksiya  olduğunu  göstərmək  üçün  ona  temperatur  və 
həcmin funksiyası kimi baxaq: 
F=f(T,V) 
Onda  
dV
V
F
dT
T
F
dF
T
V


















   alarıq. 
Tarazlıqda gedən proseslər üçün 
pdV
SdT
dF



 
olduğundan  
S
T
F
V










   
P
V
F
T










 
olar. Başqa sözlə F-xarakteristik funksiyadır. 
G=H-TS        tənliyində 
S
T
G
P










 

 
90 
 
olduğunu nəzərə alaq. Onda 
P
T
G
T
H
G










 
alınar. Sonuncu ifadəni 2 hal üçün yazaq 
P
T
G
T
H
G










1
1
1
 
P
T
G
T
H
G










2
2
2
 
Bu tənliklərdən  
P
T
G
T
H
G













 
alınar. Sonuncu Gibbs-Helmholts tənliyi adlanır.