MÖvzu giriş. Materiya. Kimya, yaranması, inkişaf tarixi, əsas kimya qanunları

1)  Elektrostatik qarşılıqlı təsir (Van-der Vaals qüvvələri)- EQT 
2)  Dopnor-akseptor qarşılıqlı təsir –DAQT 
3)  Hidrogen rabitəsi –HR 
 
1.  EQT-nin 3 növü var: 
a) Oriyentasiya qarşılıqlı təsir-OQT 
b) İnduksiya qarşılıqlı təsir – İQT 
c) Dispers qarşılıqlı təsir – DQT 
 
hibridləşmə 
s-p-p-p orbitallar 
sp
3
 hibridləşmə  
 dörd sp
3
 hibrid orbitalları 

 
33
OQT-  polyar  molekullar  arasında  (Kis,  1912)  ,  İQT-  polyar  və  qeyri-polyar 
molekullar  (Debay, 1920) , DQT  isə qeyri-polyar  molekullar (London, 1930) arasında 
yaranır.  
MQTQ  hesabına əmələ  gələn birləşmələrə: H
2
, N
2
, O
2
, SO
2
, Hhal
2
, CO
2
, P
4
, S
8
,  və 
sair göstərə bilərik. 
2.  DAQT-  birində  istifadə  olunmamış  elektron  cütü  ,  digərində  sərbəst  orbital  olan 
molekullar arasında baş verir. Məs., (BeCl
2
)
n
, (BCl
3
)n, (AlCl
3
)
n
. 
həmçinin; NH
3
 və BF
3
; NH
3
 və HCl; CuSO
4
 və NH
3
; AlCl
3
 və NH
3 
 və s. 
   
H
3
N: + BF
3
 → H
3
N
+
: BF

3
  
CuSO
4
 + 4NH
3 
→ [Cu(NH
3
)
4
] SO
4
  
 
  3.  Hidrogen  rabitəsi  –  bir  birləşmənin  H-  atomu  ilə  digər  birləşmənin 
elektronmənfiliyi  böyük olan atomu arasında yaranır. Üç nöqtə ilə göstərilir:  
 
H-F + HF + …→H-F…H-F … 
Bu rabitə iki eyni, yaxud müxtəlif molekullar arasında eləcə də bir molekul daxilində 
baş verə bilər. Bu səbəbdən iki tipə bölünür:  
 
1.  Molekullararası HR:  
 
H─O: + H─ O: +  H─ O: + … → H ─O:
…
 H─O:…H─O:… 
                │            │             │                      │           │           │ 
                H            H             H                      H           H           H 
 
               O              H-O                                           O...H─O 
CH
3
-C               +                  C─CH
3 
→ CH
3
─C                           C─CH
3
 
               O-H              O                                            O─H...O 
 
 
2.  Molekuldaxili HR: 
  
                                                                                               O 
                                 H                                                  N 
                           C                                                                  O                                  
 
                 O              ;               
 
                                  H                                                  O      H 
                            O             
 
                  
 
 
                           C                                            
 
                   CH                             
 

 
34
                                H 
                         O 
 
Maddələr 4 aqreqat halda olur: bərk, maye, qaz və plazma. Bərk maddə kristal və 
amorf  olur.  Kristal  maddələr  müəyyən  həndəsi  formaya  və  anizatrop  xassələrə  ( 
mexaniki,  elektrik,  optiki)  və  ərimə  ,  qaynama  temperaturuna,  amorf  maddələr  isə  bu 
xassələrə  malik  deyil  və  xüsusi  özlülüyə  qadirdirlər.(  Məs.,  şüşə,  rezin,  yapışqan, 
kanifol, plastik kütlələr, mum və sair.). 
Kristal qəfəsin (KQ)  4 tipi var:  
1)  İon KQ 
2)  Atom KQ 
3)  Molekul KQ 
4)  Metal KQ 
 
1.  İKQ-in  künclərində  ionlar  olur.  Məs.,  əksər  qeyri-üzvi  birləşmələr  ,  qələvi, 
qələvi-torpaq metalların hallogenidləri  və s.  
2. AKQ-ın künclərində atomlar olur. Məs., B, almaz, Si, Ge, Sn, Pb, AlN, Zn və 
s. Atomlar arasında kovalent rabitə mövcuddur. 
3.  MKQ-in  künclərində  molekullar  olur.  Məs.,  J
2
,  buz,  S
8
,  P
4
,  təsisiz  qazlar, 
H
2
,N
2
, HCl, CO
2
, naftalin. Molekullar arasında  Van-der- Vaals qüvvələri mövcuddur. 
4.  MKQ-in  künclərində  növbə  ilə  metal  atomu  və  ion  olur,  aralarında  sərbəst 
elektronlar delokallaşmış rabitə yaradır.  
 
Kristallaşma şəraitindən asılı olaraq eyni maddə quruluş və forması müxtəlif olan 
kristallar əmələ gətirir.Bu hadisə- polimorfizm , maddələr-polimorf maddələr adlanır: 
CaCO
3
, SiO
2
 , Al
2
O
3
, NH
4
NO
3
 və s. 
 
Müxtəlif  maddənin  eyni  quruluş  və  formaya  malik  kristal  əmələ  gətirməsi 
hadisəsi- izomorfizm , maddələr- izomorf maddələr adlanır:  
 
KAl(SO
4
)
2
· 12 H
2
O və KCr(SO
4
)
2
· 12 H
2
O ; 
BaSO
4
 və RaSO
4
  ; MgCO
3
 və ZnCO
3 
 
 
 
                                   ƏDƏBİYYAT 
 
1. Ş, Musayev və başq. Ümumi kimya. I hissə. “Maarif” nəşr., Bakı, 1989. 
2. Ə. Əliyev və başq. Ümumi və qeyri-üzvi kimya. “Maarif” nəşr., Bakı, 1987.  
3. Z. Qarayev. Qeyri-üzvi kimya. “Maarif” nəşr., Bakı. 1983. 
4. Kimya vəsaiti. Bakı. 1983. 
5. R. Mustafayev,  L.  Quliyeva. Qeyri-üzvi birləşmələrin kimyəvi  xassələri.     Bakı. 
2005.  
 
Mövzu 5 
Kimyəvi kinetika 

 
35
 
P L A N 
 
1.  Kimyəvi reaksiyanın sürəti 
2.  Homogen reaksiyaların sürəti 
3.  Heterogen reaksiyaların sürəti 
4.  Kimyəvi reaksiyanın sürətinə təsir edən amillər 
5.  Qatılığın reaksiya sürətinə təsiri 
6.  Temperaturun reaksiya sürətinə təsiri 
7.  Katalizatorun reaksiya sürətinə təsiri 
8.  Homogen, heterogen kataliz 
9.  Kimyəvi tarazlıq. Le - Şatelye prinsipi. 
 
Kimyəvi  reaksiyaların  başa  çatması  üçün  sərf  edilən  vaxt  müxtəlifdir.  Məsələn, 
neytrallaşma  və  partlayışla  gedən  reaksiyalar    -    ani,  sink  parçasının  duru  xlorid 
turşusunda  həll  olması  bir  neçə  dəqiqə,  dəmirin  nəm  havada  paslanması  bir  neçə  gün 
ərzində  başa  çatır.  Digər  tərəfdən  kömür,  kükürd  və  ya  fosfor  havada,  yaxud  saf 
oksigendə  yandıqda  eyni  maddələr  –  oksidlər  əmələ  gəlir.  Lakin,  reaksiya  oksigen 
mühitində daha sürətlə gedir. Deməli, kimyəvi reaksiyaların sürəti şəraitdən asılı olaraq 
müxtəlif olur. 
Reaksiyaların    sürətindən  və  mexanizmindən  bəhs  edən  təlimə  kimyəvi  kinetika 
deyilir.  
Kimyəvi  kinetika  homogen  və  heterogen  sistemlərdə  öyrənilir.  Homogen 
reaksiyaların əsas xüsusiyyəti odur ki, reaksiya sistemin bütün həcmində gedir. Misal 
olaraq qazlar və mayelər arasında gedən reaksiyaları göstərmək olar.  
Heterogen  reaksiyalar  –  yəni  qarşılıqlı  təsirdə  olan  maddələr  müxtəlif  aqreqat 
halında  olduqda  –  görünə  bilən  fazalar  sərhəddində  gedir.  Turşu  ilə  metal  arasında 
gedən reaksiyalar yalnız səthdə baş verdiyi üçün heterogen prosesə aiddir.  
Kimyada  məhdud  həcmdə  götürülmüş  maddə  və  ya  maddələr  qarışığına    sistem 
deyilir.  Sistem  bircinsli  olduqda  homogen  (  eyni  fazalı),  müxtəlif  cinsli  olduqda 
heterogen  (  müxtəlif  fazalı)  olur.  Heterogen  sistemin  görünən  səthdə  bir-birindən 
ayrılan  tərkib  hissələrinə  faza  deyilir.  Buzun  əriməsi  prosesində  sistem  bərk  və  maye 
olmaqla iki fazadan ibarətdir: 
 
Homogen  reaksiyalar  sistemin  bütün  həcmində,  heterogen  reaksiyalar  isə  fazalar 
sərhəddində getdiyi üçün onların sürətlərinin təyin olunması da müxtəlifdir. 
Homogen  reaksiyaların sürəti vahid zamanda sistemin vahid həcmində reaksiyaya 
daxil olan və ya reaksiya zamanı alınan maddənin miqdarı ilə ölçülür. 
Heterogen  reaksiyanın  sürəti  isə  vahid  zamanda  sistemin  bərk  fazasının  vahid 
səthində  reaksiyaya  daxil  olan  və  ya  reaksiyadan  alınan  maddələrin  miqdarı  ilə  təyin 
edilir.  
Bərk cismin səth sahəsini ölçmək həmişə mümkün olmadığından, bəzən heterogen 
reaksiyanın sürəti bərk fazanın vahid kütləsinə aid edilir.  

 
36
Homogen  reaksiyanın  sürətini:  V
homogen
,  heterogen  reaksiyanın  sürətini 
V
heterogen
, reaksiya zamanı alınan maddə mollarının sayını n, sistemin həcmi V, zaman t, 
faza səthinin sahəsi s, dəyişilmə fərqini 

 ilə işarə etsək 
n

2
n

1
n

; 
1
2
t
t
t



 olduqda 
hər iki reaksiyanın sürətini riyazi olaraq belə ifadə etmək olar; 
 
                                    Δ n                            Δ n  
 
           υ
homogen
 ═  ────;     υ
heterogen 
═  ──── 
                                   V· Δt                         S · Δt  
 
Maddə  molları  sayının,  sistemin  vahid  həcminə  nisbəti  onun  molyar  qatılığını  (C) 
ifadə etdiyindən: 
 
 
 
 
n                                          Δ n 
           ──── ═ C; buradan            ──── ═ ΔC     o zaman 
                   V                                            V 
 
 
                  ΔC 
 
υ
homogen
 ═ ───    olar. 
                                        Δt 
 
      Sonuncu tənliyə əsasən reaksiyaların sürətinə aşağıdakı tərifi vermək olar: 
      Homogen reaksiyanın sürəti reaksiyaya daxil olan və ya reaksiyadan 
alınan maddələrdən birinin qatılığının vahid zamanda dəyişilməsi ilə ölçülür.  
      Adətən kimyəvi kinetikada qatılıq ─ C məhlulun bir litrində olan molların sayı 
ilə (mol/1), zaman isə saniyə və ya dəqiqə ilə ölçülür.  
       Tutaq  ki,  reaksiyaya  daxil  olan  maddələrini  birinin  ilk  qatılığı  1  mol/1,  4 
saniyə keçdikdən sonra isə 0,6 mol/l-dir. Onda reaksiyanın  orta sürəti  
V = (1 – 0,6) : 4 = 0,1 mol/l san olar. Reaksiyaların gedişində         
qatılıq 
  
reaksiyaya daxil olan maddələrin qatılığı tədricən azalır, alınan        
maddələrin qatılığı isə artır. Nəticədə reaksiyanın sürəti azalır  
1
C
 
(şəkil 1).                                                                                       C
2 
 
      Tutaq ki, sabit həcm və sabit temperaturda reaksiyaya daxil  
olan maddələrdən birinin qatılığı t
1
 zamanda C
1 
və t
2
 zamanda isə           
1
t
    
2
t
    
zaman
   
C
2
 olmuşdur. Onda Δt = t
2
 – t
1
 müddəti ərzində qatılığın dəyişməsi ΔC = C
2
 – C
1
 olar və 
reaksiyanın orta sürəti belə ifadə olunar: 
 
                                                C
2
 ─ C
1        
    Δ C 
                                         υ ═ ───── ═ - ─── 
                                                                              
t
2
 ─ t
1                  
Δ t
          
         
                   
                                                    
 
    Reaksiyaların  sürətini ilkin maddələrin qatılığının azalmasına əsasən hesab-   
ladıqda  C
2 
<  C
1
  olduğundan  tənlikdə  mənfi  işarə,  əmələ  gələn  maddələrin  qatılı-
ğının  artmasına  görə  hesabladıqda  isə  C
2
>  C
1
  olduğu  üçün  tənlikdə  müsbət      

 
37
işarə  yazılır.  Deyilənlərə  əsasən  reaksiyanın  orta  sürəti  ümumi  şəkildə  aşağıdakı  
tənliklə ifadə olunur: 
                                                                     Δ C 
                                                           υ═ ± ─── 
                                                                      Δ t     
    
 Reaksiyanın sürəti arası kəsilmədən dəyişərsə, ani sürəti, yəni həqiqi sürəti  bilmək 
lazımdır. 
      C
2 
- C
1 
fərqi nə qədər kiçik vaxt ərzində ölçülərsə, yəni t sıfıra yaxınlaşdıqdca , 
  (Δt 

 0)  reaksiyanın orta sürəti  də bir o qədər həqiqi sürətə yaxınlaşar: 
 
                                                          Δ C                          d C 
                                      υ
həqiqi
  ═ ±  ───   ═  Δ t 

0 ± ─── 
                                                         Δ t                                d t 
 
 
      Reaksiyanın sürətinə aşağıdakı faktorlar təsir edir. 
 
1.  Reaksiyaya daxil olan maddələrin təbiəti 
2.  Qatılıq 
3.  Temperatur 
4.  Katalizator 
5.  Təzyiq (maddə qaz halında olarsa) 
6.  Xırdalanma dərəcəsi (maddə bərk haldadırsa)  
7.  Mühit (reaksiya məhlulda gedərsə)  
8.  İşığın intensivliyi ( fotokimyəvi reaksiyalarda)  
9.  Elektrod potensialı ( elektrokimyəvi reaksiyalarda) 
10. Qarışıqlar və onların qatılığı· 
      
 Maddənin  təbiəti  dedikdə,  onların  kimyəvi  tərkibi,  quruluşu,  rabitə  növü, 
reaksiya qabiliyyəti və s. nəzərdə tutulur. 
 
Qatılığın reaksiya sürətinə təsiri. 
 
      Təcrübələr  göstərir  ki,    hər  hansı  iki  maddə  qarşılıqlı  təsirdə  olduqda, 
reaksiyanın getməsi üçün onların molekulları  bir-biri ilə toqquşmalıdır. Toqquşmaların 
sayı artdıqca reaksiya sürətlənir. 
      Deməli,  qarşılıqlı  təsirdə  olan  maddələrin  qatılıqlarının  artmasından  asılı 
olaraq effektiv toqquşmaların  sayı artır, bu isə reaksiyanın sürətlənməsinə səbəb olur. 
      Bu  asılılığı  ilk  dəfə  bir-birindən    asılı  olmayaraq  Norveç  alimi  Quldberq  və 
Vaage 1867-ci ildə müşahidə etmiş və kimyəvi kinetikanın əsas qanunu olan kütlələrin 
təsiri  qanununu  kəşf  etmişlər:  Kimyəvi  reaksiyanın  sürəti  reaksiyaya  daxil  olan 
maddələrin qatılığı ilə düz mütənasibdir. 
 
                      A + B = C + D 

 
38
 
      Qanunu bu tənliyə tətbiq etsək yazırıq:  
 
               υ═k [A] [B]     və ya     υ═ k C
A
· C
B 
 
      Burada  k-mütənasiblik  əmsalı,  yaxud  sürət  sabitidir.[A]  və[B]  isə  A  və  B 
maddələrinin qatılığıdır. Konkret misallarda yazaq: 
 
     
 
 
H
2
+ J
2 
═ 2HJ 
                             υ═k [ H
2
] [J
2
];    υ ═ k C
H
2
· C
J
2
 
         yaxud: 
                           2 NO + Cl
2
= 2 NOCl
 
 
                             V ═ k [NO]
2
 [Cl
2
];    υ ═  k C
2
NO
· C
CL 2
 
 
 
Əgər  reaksiyaya  daxil  olan  maddələrin  qatılığı    1mol/l  olarsa,  onda  υ  ═  k  olar, 
yəni  reaksiyanın  sürəti  sürət  sabitinə  bərabər  olar.  Sürət  sabiti  maddələrin  təbiətindən 
və temperaturdan asılıdır. Bu qanun qaz fazada və duru məhlullarda gedən reaksiyalar 
üçün özünü doğruldur.  
 
Əgər  maddələrdən  biri  bərk  halda  olarsa,  (  məs.  kömürün  oksigendə 
yanması:C + O
2
= CO
2
)  bu zaman reaksiyanın sürəti ancaq oksigenin  qatılığından asılı 
olacaq. Çünki proses qatılığı sabit olan bətk maddənin səthində baş verir. 
  
Onda bu proses üçün yazarıq: 
 
 
 
 
 υ═ k [O
2
] 
 
Temperaturun reaksiya sürətinə təsiri. 
 
 
Reaksiya sürətinin temperaturdan asılılığını ilk dəfə Holland alimi 
Vant  -  Hoff  1874-cü  ildə  müşahidə  etmiş  və  aşağıdakı  qaydanı  irəli 
sürmüşdür:  Temperatur  hər  10
0 
C  artdıqda  reaksiyanın  sürəti  2-4  dəfə 
artır. Qanunun riyazi ifadəsi belədir;
 
 
 
 
 
 
                                    t
2
-t
1 
 
 
 
 
 
 
                                    10 
 
 
 
              υ
t
2
═ 
υ
t
1
·

 
            
Burada 
υ
t
1
 
və
  υ
t
2
 
─  reaksiyanın  başlanğıc  və  son  temperaturlarına  müvafiq 
sürətləridir. 

─ temperatur əmsalıdır.       
 
 
    
 
          Qanunun qrafiki ifadəsi:   
 
 
 
                 
 
 
 
         V.  Hoff
 
  qaydası  ancaq  endotermik    proseslər 
üçün özünü doğruldur.                                                                                                
V
3 

 
39
Reaksiyanın 
sürətinin 
temperaturdan 
asılılığı 
S.Arreniusun  aktivləşmə  nəzəriyyəsi  ilə    izah 
olunur.  Nəzəriyyəyə  görə  reaksiyaya  ancaq  aktiv 
molekullar daxil olur. 
 
Qeyri-aktiv  molekulları  aktivləşdirmək  üçün  onlara  əlavə  enerji  vermək 
lazımdır.  Bu proses aktivləşmə, sərf olunan enerji  isə  aktivləşmə enerjisi ( E
a  ,
 kC/mol 
ilə ifadə olunur) adlanır.  
 
HJ molekulunun əmələgəlmə mexanizmini nəzərdən keçirək:                
     
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
                                                                                                                            HJ 
      H
2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
     
 
→                         
 
 
 
 
 
→  
       J
2
                          I   
 
     II   
 
       III 
 
 
 
 
         
      Aktiv  komponentlər 
 
Aktivləşmə enerjisi nə qədər  az olarsa, reaksiya bir o qədər sürətli gedər. 
 
Reaksiya  sürəti  həmçinin  molekulların  toqquşma  ardıcıllığından  da  asılıdır. 
Toqquşmalar effektiv və qeyri –effektiv olur. Ancaq effektiv toqquşmalar reaksiyanın 
getməsinə səbəb olur. Əgər  hər toqquşma effektli olsaydı, bütün reaksiyalar partlayışla 
gedərdi. 
 
Katalizatorun reaksiyanın sürətinə təsiri. 
 
Katalizator  reaksiyanın  sürətini  dəyişən,  sonda  heç  bir  kimyəvi  dəyişikliyə 
uğramayan  maddələrə  deyilir.  Katalizatorlar  müsbət  və  mənfi  tiplərə  bölünür.  Müsbət 
katalizator reaksiyanın sürətini artırır, mənfi katalizator  isə  reaksiyanın sürətini azaldır. 
Mənfi katalizatorlara həmçinin ingibitorlar da deyilir. Katalizatorların iştirakı ilə gedən 
reaksiyalar  katalitik  reaksiyalar,  katalizatorların  iştirakı  ilə  reaksiya  sürətinin 
dəyişməsi prosesi isə kataliz adlanır. 
 
  Katalizin 2 növü var: 
   
   1. Homogen kataliz. 
   2. Heterogen kataliz. 
 
Homogen    katalizdə  reaksiyaya  girən  maddələr  və  katalizator  eyni  fazalı  sistem 
əmələ gətirir, başqa sözlə desək, eyni aqreqat halında olur. 
 
 
Məs: 
 
 
2SO
2 
+O
2
NO
      2SO
3 
 
 
2CO
2 
+O
2
 
:
BUXAR
SU
  CO
2 
V
1 
v
2 
t
1 
t
2 
t
3 

 
40
2KClO
3
 

 

2
MnO
 2KCl + 3O
2 
2H
2
O
2
   
.
duzm u
   2H
2
O + O
2
 
 
 
Heterogen  katalizdə  reaksiyaya  girən  maddələrlə  katalizator  eynifazalı 
sistem əmələ gətirmir. Adətən maddələr qaz, yaxud  maye halda olarsa, katalizator bərk 
halda olur. 
 
                                               pt 
 
 
 
N
2
 + 3H
2
 → 2NH
3
 
 
 
 
2H
2
O
2
 
2
, yaxudMnO
C
 2H
2
O +O
2
 
 
 
 
2H
2
SO
3
 + O
2
 


NO
 2H
2
SO
4
 
 
 
2SO
2 
+O
2
 

 

5
2
O
V
 2SO
3
 
 
Katalizatorun təsir mexanizmi belədir. 
 
 
 
A +  B 


K
 AB 
 
 
A + K → AK 
 
 
AK + B → AB + K 
 
Bəzi maddələr katalizatorun aktivliyini azaldır. Məs., O
2
 və birləşmələri, Hg, As, 
Pb  və  s.  Bu  maddələrə  katalitik  zəhər  deyilir.  Bəzi  maddələr  katalizatorun  aktivliyini 
artırır. Məs., SO
3
-ün sintezində  V
2
O
5
-ə qatılan  Li, Na,  K-sulfatlar; NH
3
 –ün sintezində 
Fe-ə əlavə edilən KAlO
2
 və s. belə maddələrə aktivatorlar və ya promotorlar deyilir. 
Katalizator seçici xarakter daşıyır. Belə ki, müxtəlif katalizatorların iştirakilə eyni 
maddədən müxtəlif birləşmələr almaq olar. Məs., etil spirtindən C
2
H
4
 (Al
2
O
3
), C
4
H
9
OH 
( 300
0
, Cu ) və s. alınır. 
 
Zəncirvari reaksiyalar 
 
   Reaksiyalar 2 mexanizm üzrə gedir: 
               1. İon mexanizmi 
               2. Radikal mexanizmi 
 
Buna  səbəb  reaksiyaya  daxil  olan  molekulların  parçalanmasının  müxtəlifliyidir. 
Molekulun 2 formada parçalanması məlumdur: 
 
                1.  Homolitik 
                2.  Heterolitik 
 
Homolitik (bərabər) parçalanmada sərbəst radikallar alınır: 
 
                                            X : Y → X · + Y· 
 
Heterolitik (qeyri-bərabər) parçalanmada isə ionlar əmələ gəlir: 

 
41
 
                                            X : Y → X
+
  + Y
-
: 
 
Homolitik  parçalanmada  reaksiya  --    radikal,  heterolitik  parçalanmada  isə  ion 
mexanizmi üzrə gedir. Əksər reaksiyalar radikal mexanizmilə gedir. 
Radikallar-tək  elektronu  olan    hissəciklərdir:  CH
3
;  Cl;  H;  OH    və  s.  Bu  termin 
elmə fr. alimləri Qyuten de Morvo və Lavuzye  tərəfindən daxil edilmişdir.  
İlk radikal isə  1900-cu ildə alman alimi Homberq tərəfindən alınmışdır.(Trimetil 
fenil radikalı.) 
Bütün zəncirvari reaksiyalar  radikal mexanizmi üzrə gedir. Proses 3 mərhələdən 
ibarətdir: 
 
1. Zəncirin əmələ gəlməsi.