15. Tsiklik birləşmələrin fiziki v ə ə rin fiziki v

Tətbiqi. Qarışqa turşusu – kəskin iyli suda həll olan mayedir.  lk dəfə XVII əsrdə qırmızı 

qarışqaları su buxarı ilə qovanda alındığı üçün bu ad verilmişdir. Sərbəst şəkildə gicitkanda olur. 

Qarışqa  turşusu  gön-dəri  istehsalında  aşılayıcı,  toxuculuq  sənayesində  rəngab,  1,25%-li  spirt 

məhlulundan dərman kimi istifadə olunur. Sənayedə dezinfeksiyaedici və konservləşdirici kimi, 

toxuculuq sənayesində parçaların boyanmasında  tətbiq edilir. 

 

Qarışqa turşusu sənayedə NaOH –ın məhlulundan karbon  2-oksidi buraxmaqla alınır: 

CO+NaOH













→



−

−

)

10

5

.

0

(

105

100

0

MPa

C

2HCOONa



 →



4

2

SO

H

 2HCOOH+Na

2

SO

4 

 

Qarışqa turşusunda başqa turşulardan fərqli olaraq formil qrupu yanında hidrogen olduğu 

üçün ona aldehid kimi də baxmaq olar. Odur ki, qarışqa turşusu özünü reduksiyaedici kimi aparır 

və oksidləşdiricilərin təsirindən isə CO

2

 və H

2

O parçalanır. 

 

Sirkə  turşusu  boyaların,  dərman  preparatlarının,  mürəkkəb  efirlərin,  sirkə  anhidridinin 

sintezi üçün zəruridir. 3-9%-li suda məhlulu sirkə, 70-80%-li məhlulu isə sirkə esensiyası adı ilə 

məlumdur. 

 

Palmitin və stearin turşuları yağların tərkibinə daxildir, onların natrium duzu bərk, kalium 

duzu isə maye sabun kimi istifadə olunur. Stearin və palmitin turşularının qarışığından şamların 

hazırlanmasında istifadə edilir. 

 

 

 

30.

 

kiəsaslı karbon turşuları, alınması və xassələri 

31.

 

 

 

 

 

 

31.

 Karbohidratların təsnifatı və təbiətdə yayılması. 

 

 

32.

 Nitrobirləşmələr, alınması  

 

Nitrobirləşmələr    –NO

2

  qrupu  ilə  xarakterizə  olunur  və  karbohidrogenlərin  hidrogen  atomunu 

nitro qrupla əvəz etdikdə alınır: 

CH

4    

CH

3

 – NO

2

    nitrometan 

CH

3

 – CH

3

 

CH

3

 – CH

2

 – NO

2

    nitroetan 

CH

3

 – CH

2

 – CH

3     

CH

3

 – CH

2

 – CH

2

–NO

2

  birli nitropropan 

CH

3

 – CH

– CH

3

  ikili nitropropan 

            | 

            NO

2

 

 

Nitrobirləşmələrin  izomerlərinin  sayı  müvafiq  spirtlərin  izomerlərinin  sayına  bərabər 

olur. 

 

Nitrobirləşmələr nitrit esterləri ilə izomer maddələr olub, onlardan azotun valentliyinə və 

radikalın vəziyyətinə görə fərqlənir. Nitrobirləşmələrdə karbohidrogen radikalı bilavasitə olaraq  

azotla  birləşmişdir.  Nitrit  esterlərində  isə  karbohidrogen  radikalı  oksigen  atomu  vasitəsilə 

üçvalentli azot atomu ilə birləşmişdir. 

 

CH

3

 – NO

2

 nitrometan   CH

3

–O–N=O metilnitrit esteri 

 

Bu  birləşmələr  xassəcə  də  bir-birindən  kəskin  surətdə  fərqlənir.  Məsələn,  nitroetan 

114

0

C-də  qaynayan,  sudan  ağır,  zəif  badam  iyli  maye,  etil  nitrit  isə  17

0

C-də  qaynayan,  sudan 

yüngül,  məstedici  alma  iyli  zəhərli  qazdır.  Nitroetan  reduksiya  olunduqda  aminə  C

2

H

5

NH

2

 

çevrilir.  Etilnitrit  isə  həmin  şəraitdə  amin  əmələ  gətirmir,  azota  və  spirtə  çevrilir.  Etilnitrit  və 

amilnitritin  buxarları  ürəkdöyünməni  artırır,  qan  damarlarını  genişləndirir  və  bu  məqsədlə 

təbabətdə işlədilir. 

 

Bunların hər ikisi, etilyodidə nitrit duzlarının təsiri ilə alına bilir. Bu zaman reaksiya üçün 

KNO

2

 götürülmüş isə, əsasən etilnitrit alınır: 

C

2

H

5

J + KONO → KJ + C

2

H

5

ONO 

 

Gümüş-nitrit götürüldükdə etilnitritlə bərabər nitroetan da alınır. Bunun səbəbini, gümüş 

nitritin Ag – O – N = O və AgNO

2

 kimi iki cür müxtəlif quruluşlu olması ilə izah etmək olardı 

ki,  bunların  da  biri  nitroetan,  digəri  isə  etilnitrit  əmələ  gətirə  bilərdi.  Ancaq  bu  fikir  düzgün 

deyildir, çünki müxtəlif halogenidlərə (üçlü C

5

H

11

J və ya izobutilyodid) AgNO

2

 ilə təsir etdikdə, 

müxtəlif miqdarda nitrobirləşmələr əmələ gəlir. Ona görə də AgNO

2

 üçün nitrit turşusunun başqa 

duzları kimi Ag – O – N = O quruluşunu qəbul etmək lazım gəlir. 

 

Gümüş-nitrit  duzu  ilə  etilyodiddən  nitroetan  və  etilnitritin  əmələ  gəlməsini  aşağıdakı 

reaksiyalarla izah edirlər: 

 

1)  C

2

H

5

J + Ag – O – N = O → AgJ + C

2

H

5

ONO 

2)  C

2

H

5

J + Ag – O – N = O → Ag – O – N = O→ 

 

       J      C

2 

H

5

 

→

 AgJ + C

2

H

5

NO

2

 

 

Nitrat  turşusu  doymuş  karbohidrogenlərə  duru  məhlul  halında,  100

0

C-də,  təzyiq  altında 

qızdırıldıqda təsir edir və nəticədə nitrobirləşmələr əmələ gəlir: 

C

6

H

14

 + HONO

2

 → H

2

O + C

6

H

13

NO

2

 

 

M. .Konovalov  (1889-cu  il)  nitrolaşma  reaksiyasını  doymuş  karbohidrogenlərə  tətbiq 

etdiyi üçün bu reaksiya Konovalov reaksiyası adlanır. 

 

Nitrobirləşmələrdə  N  və  O  arasında  olan  rabitələr  semipolyar  və  ya  yarımpolyar  rabitə 

adlanır. 

 

 

33.

 Aminlərin alınması 

 

 

 

Ammonyakın  bir  hidrogenini  radikalla  əvəz  etdikdə  birli  amin  R–NH

2

;  iki  hidrogenini  iki 

birvalentli  radikalla  əvəz  etdikdə  ikili  amin  R–NH–R;  üç  hidrogenini  üç  birvalentli  radikalla 

ə

vəz etdikdə üçlü amin R–N–R alınır. 

                                   | 

                                  R 

 

Birli  aminlərdən  metilamin  CH

3

NH

2

,  etilamin  C

2

H

5

NH

2

,  birli  propilamin  CH

3

-CH

2

–

CH

2

NH

2

, ikili propilamin                      CH

3

–CHNH

2

–CH

3

 və s. göstərmək olar. Cenevrə adı ilə 

bunlara aminmetan, aminetan, 1-aminpropan, 2-aminpropan deyirlər.  

 

kili  və  üçlü  aminlər  eyniradikallı  (sadə  ikili  və  ya  üçlü  amin)  və  müxtəlif-radikallı 

(qarışıq amin) ola bilər.  

 

Aminlərin alınması. 

1.  Nitrobirləşmələri və başqa azotlu birləşmələri reduksiya  

etdikdə aminlər alınır. 

 

C

2

H

5

NO

2

 + 6H → C

2

H

5

NH

2

 + 2H

2

O  

 

2.  Alkilhalogenidlərə ammonyakla təsir etməklə də aminlər 

almaq olar: 

CH

3

J + NH

3

 → CH

3

NH

2

 + HJ 

 

Burada HJ sərbəst ayrıla bilməyib, amin ilə CH

3

NH

2

 • HJ duzu əmələ gətirir. Sərbəst amin 

almaq üçün amin duzuna         yenidən ammonyak və ya NaOH-la təsir etmək lazımdır: 

CH

3

NH

2

 • HJ + NH

3

 → NH

4

J + CH

3

NH

2

 

 

Bu  reaksiya  zamanı  alınan  metilamin  yenidən  alkilhalogenidlə  reaksiyaya  girərək, 

aşağıdakı tənliklərlə ikili, üçlü amin və hətta dördəvəzli ammonium törəməsi əmələ gətirə bilər: 

 

                                CH

3

 

                                | 

CH

3

NH

2

 + CH

3

J → NH  + HJ 

                                 | 

                                CH

3

 

 

 CH

3

                              CH

3

 

 |                                    | 

NH  + CH

3

J → CH

3

 – N + HJ 

 |                                    | 

 CH

3                                           

CH

3

 

 

(CH

3

)

3

N + CH

3

J →( CH

3

)

4

NJ

 

 

  Bu üsulla aminlərin alınmasına Hofman üsulu deyilir. 

3. Aminlər  almaq  üçün  Hofman  daha  bir  üsul  təklif  etmişdir  ki,  bu  da  turşu  amidlərinə 

brom və qələvinin təsiridir: 

CH

3

CONH

2

 + Br

2

 + 4KOH →CH

3

NH

2

+K

2

CO

3

+KBr+2H

2

O 

4.  Aminləri almaq üçün təklif olunan ən klassik üsul izosianatların qələvilərin təsirindən 

parçalanmasıdır: 

CH

3

 – N = C = O + 2NaOH → CH

3

NH

2

 + Na

2

CO

3

 

 

Vyürs tərəfindən təklif olunan bu üsulun tarixi əhəmiyyəti vardır. 

5.  Spirtlərə katalizatorların (ThO

2

, Al

2

O

3

) iştirakı ilə yüksək 

temperaturda (350

0

C-də) ammonyakla təsir etdikdə də aminlər alına bilər: 

C

5

H

11

OH + NH

3

 → H

2

O + C

5

H

11

NH

2 

 

34.

 Zülallar quruluşu, təsnifatı, bioloji rolları. 

 

 

 

 

 

35.

 Termodinamikanın I qanunu.Termodinamikanın I 

qanunun müxtəlif  proseslərə tətbiqi 

 

   Gündəlik  həyatda  görürük  ki,  enerji  heçdən  yaranmır  və  yox  olmur. 

Ekvivalent  miqdarda  bir  növdən  digər  növə  çevrilir.  Bu  enerjinin  saxlanması 

qanunudur.  Klauzius  bu  qanunu  termodinamikanın  I  qanunu  adlandırıb. 

Termodinamikanın I qanununda daxili enerji anlayışı mühüm rol oynayır. Sistemin 

daxili  enerjisi  dedikdə  sistemin  bütövlükdə  götürülmüş  kinetik  enerjisi  və  onun 

vəziyyətindən  asılı  olan  potensial  enerjisi  nəzərə  alınmadan  malik  olduğu  bütün 

enerjilərin  cəmi  nəzərdə  tutulur.  Daxili  enerjinin  qiymətini  təyin  etmək  və  ya 

hesablamaq  mümkün  deyil.  Yalnız  müxtəlif  proseslər  zamanı  daxili  enerji 

dəyişməsini 

müəyyən 

etmək 

mümkündür. 

Termodinamikada 

müxtəlif 

hesablamalarda məhz daxili enerji dəyişməsindən istifadə olunur. 

Enerji  heçdən  yaranmadığı  üçün  termodinamikanın  I  qanununa  görə  enerji 

sərf etmədən iş görən mühərrik, yəni I növ əbədi mühərrik mümkün deyil. 

Termodinamikanın I qanununu aşağıdakı kimi də ifadə etmək olar: 

Sistemə  verilən  istilik  sistemin  daxili  enerjisinin  artmasına  və  sistemin  iş 

görməsinə sərf olunur. Rifazi ifadəsi aşağıdakı kimidir: 

Q=∆U+W                 (1) 

Q- istilik:   W-görülən iş, 

∆

U- daxili enerji dəyişməsi. 

Daxili  enerji  hal  funksiyasıdır.  Ümumilikdə  götürüldükdə  istilik  və  iş  hal 

funksiyası  deyillər.  Ancaq  (1)  tənliyindən  göründüyü  kimi,  onların  fərqi  hal 

funksiyasıdır: 

 Q -W =∆U      

Sonsuz kiçik proseslər üçün (1) ifadəsi aşağıdakı kimi yazılır. 

δ

Q=dU+

δ

W              (1’) 

Termodinamikanın I qanununu müxtəlif proseslərə tətbiq edək: 

a)  T=const.  zotermik  proseslər.  Əgər  sistemdəki  işçi  cisim  ideal  qazdırsa, 

ideal  qazın  daxili  enerjisi  təzyiq  və  həcmdən  asılı  olmayıb,  yalnız  temperaturun 

funksiyasıdır.  Ona  görə  də  izotermik  proses  zamanı  ∆U=0  olacaq,  Q

T

  =W    (2) 

(indeksdə  yazılmış  parametr  proses  zamanı  həmin  parametrin  sabit  qaldığını 

göstərir).  Əgər  sistemdə  yalnız  genişlənmə  işi  görülərsə  onda,  W=p∆V.  Sonsuz 

kiçik proseslər üçün 

δ

W=pdV olur. (2) tənliyini sonsuz kiçik proses üçün yazıb, 

inteqrallasaq alarıq. (Nəzərə alaq ki, ideal qazlar üçün 

V

nRT

p

=

). 

Onda  

∫

∫

=

=

2

1

2

1

V

V

V

V

T

V

dV

nRT

pdV

Q

2

1

1

2

ln

ln

P

P

nRT

V

V

nRT

=

=

 

b)V=const –  zoxor proseslərdə götürülən iş sıfra bərabərdir. Ona görə də (1) 

tənliyinə  görə  W=0;  Q

V

  =∆U  olur.  Başqa  sözlə  izoxor  proseslər  zamanı  sistemə 

verilən istilik sistemin daxili enerjisinin artmasına sərf olunur. Sonuncu tənlikdən 

görünür ki, izoxor proseslər zamanı istilik hal funksiyasıdır. 

c) P=const.  zobar proses üçün termodinamikanın I qanununu aşağıdakı kimi 

yazarıq: 

Q

p

= ∆U+p∆V  və ya  

Q

p

= U

2

-U

1

+p(V

2

-V

1

)=U

2

- pV

2 

–(U

1

+pV

1

)=  H

2

-H

1

=∆H 

U- hal funksiyasıdır, hal parametrlərinin hasili olan pV də hal funksiyasıdır. 

Ona görə də bunların cəmi hal funksiyasıdır və entalpiya adlanır. 

H=U+pV 

Sonuncu  tənlikdən  göründüyü  kimi  izobar  proseslərdə  istilik  entalpiya 

dəyişikliyinə bərabər olub, hal funksiyasıdır. 

 

 

 

36.

 Termokimya. Hess qanunu. 

Kimyəvi reaksiyalar istiliyin ayrılması və ya udulması ilə müşayət olunurlar. 

Reaksiya  zamanı  müşahidə  olunan  istilik  miqdarına  reaksiyanın  istilik  effekti 

deyilir. Adətən reaksiyanın istilik effekti dedikdə reaksiya tənliyində stexiometrik 

ə

msallar  qədər    mol  miqdarında  götürülmüş  maddələr  reaksiyaya  girdikdə 

müşahidə  olunan  istilik  miqdarı  nəzərdə  tutulur.  Reaksiyanın  istilik  effekti 

reaksiyada iştirak edən maddələrin təbiətindən başqa, onların aqreqat halından və 

xarici  şəraitdən  də  asılıdır.  Ona  görə  də  istilik  effekti  göstərildikdə  bunlar  da 

nəzərə alınmalıdır.  stilik effektinin göstərilməsinin iki üsulu mövcuddur: 

1.Termokimyəvi 

2. Termodinamiki 

Termokimyəvi  üsulda  reaksiyanın  istilik  effekti  birbaşa  tənlikdə  göstərilir. 

Ə

gər istilik ayrılırsa işarəsi «+», udulursa işarəsi «-» olur. 

Termodinamik  üsulda  tənliyin  yanında  reaksiya  nəticəsində  sistemin 

entalpiya dəyişikliyi göstərilir. Qeyd edək ki, istilik ayrılırsa ∆H<0, udulursa ∆H 

>0 olur. Məsələn. 

2H

2

(q)+O

2

(q)=2 H

2

O(m)+572 kC 

2H

2

(q)+O

2

(q)=2 H

2

O(m)  ∆H

0

298

 =-484 kC 

∆

H

0

298

 prosesin 298 K-də, atmosfer təzyiqində getdiyini göstərir. Qeyd edək 

ki,  verilmiş  bu  reaksiyaların  istilik  effektlərinin  fərqi  88  kC-dur  ki,  bu  da  2  mol 

suyu maye halından qaz halına keçirmək üçün sərf olunan istilikdir. 

H

2

O(m)→ H

2

O(q)                        ∆H

0

298

=44 kC 

Termokimyada  əmələ  gəlmə  və  yanma  istilikləri  mühüm  əhəmiyyətə 

malikdir. 

Verilmiş şəraitdə bəsit maddələrdən 1 mol mürəkkəb maddə əmələ gəldikdə 

müşahidə olunan istilik effektinə həmin maddənin əmələ gəlmə istiliyi deyilir. Hər 

hansı bir element bir neçə allotropik modifikasiya əmələ gətirirsə, verilmiş şəraitdə 

davamlı  modifikasiya  götürülür.  Məs.,  karbon  üçün  qrafit,  kükürd  üçün  rombik 

forma və s. 

Tərifdən  görünür  ki,  bu  bəsit  maddələrin  əmələ  gəlmə  istilikləri  sıfırdır. 

Ə

mələ gəlmə istiliyi ∆H

f

-lə işarə olunur, məsələn: 

 H

2

(q)+Cl

2

(q)=2 HCl(q)  ∆H

0

298

 =-184 kC 

Bu  tənliyə  görə  ∆H

0

f,  298

(HCl)=-92kC/mol    298  temperaturu,  o-prosesin  1 

atmosfer təzyiqində getməsini göstərir. 

1  mol  maddə    O

2

-də  yanarkən  müşahidə  olunan  istilik  effektinə  həmin 

maddənin yanma istiliyi deyilir. Bu zaman nəzərdə tutulur ki, maddənin tərkibində 

olan  elementlər  yüksək  oksidləşmə  dərəcəsinə  oksidləşirlər.  Əks  halda  alınan 

məhsullar  göstərilməlidir.  Adətən  nəzərdə  tutulur  ki,  yanma  zamanı  CO

2

,  H

2

O, 

P

2

O

5

,  SO

2

,  üzvi  maddələr  yandıqda  N

2

  alınır.  Tərifdən  göründüyü  kimi  baş 

oksidlərin yanma istiliyi sıfra bərabərdir. 

2C

2 

H

2

 (q)+O

2

(q)=4CO

2

(q) +2 H

2

O (q) 

 ∆H

0

298

 =-2600 kC 

∆

H

0

c,298

(C

2 

H

2

) =-1300 kC/mol 

ndeksdəki c-yanma istiliyini göstərir. 

Reaksiyalar adətən sabit təzyiq və ya həcmdə aparılır. Reaksiyanın izoxor və 

izobar  istilikləri  arasındakı  əlaqəni  müəyyən  edək.  Bildiyimiz  kimi    ∆H  = 

∆

U+p∆V    və  ya  Q

p

=  Q

v

+p∆V    .  deal  qazlar  üçün  p∆V=∆nRT,  onda  Q

p

=  Q

v

+ 

∆

nRT  alınır.  Burada    ∆n-  reaksiyası  nəticəsində  qaz  mollarının  sayının 

dəyişməsidir. 

Termodinamikanın  I  qanunundan  bildiyimiz  kimi  Q

p

  və    Q

v

-  hal 

funksiyalarıdır.  Ona  görə  də  onlar  reaksiyanın  getdiyi  yoldan  və  mərhələlərin 

sayından  asılı  olmayıb,  yalnız  ilkin  maddələrin  və  məhsulların  növündən  və 

halından  asılıdır.  Bu,  termodinamikanın  I  qanunu  müəyyənləşməmişdən  əvvəl 

Hess qanunu kimi məlum idi. Hess qanununu aşağıdakı sxem üzrə izah edək: 

 

 

 

Qrafit  kabon  dioksidə  2  cür  oksidləşir.  I  halda  qrafit1  mol  oksigenldə 

oksidləşərək  karbon  dioksidə  çevrilir.  II  halda  oksidləşmə  mərhələli  gedir.  Qrafit 

ə

vvəlcə karbon monoksidə, sonra karbon dioksidə oksidləşir. Hess qanununa görə 

hər 2 yolla oksidləşmə zamanı istilik effektləri bərabər olduğundan  

∆

H

1

= ∆H

2

 +∆H

3

 olur. 

Hess qanunundan aşağıdakı mühüm nəticələr çıxır: 

1.  Düz  reaksiyanın  istilik  effekti  ədədi  qiymətcə  tərs  reaksiyanın  istilik 

effektinə bərabər olub, işarəcə əksdir. 

2.  Reaksiyanın  istilik  effekti  bərabərdir:  məhsulların  əmələ  gəlmə 

istiliklərinin  cəmi,  minus  başlanğıc  maddələrin  əmələ  gəlmə  istiliklərinin 

cəmi. 

(

)

∑

∆

=

∆

i

f

i

reak

H

H

,

ν

məh

(

)

∑

∆

−

bas

i

f

i

H

,

ν

 

Aşağıdakı reaksiya üçün 

Al

2

O

3

+3SO

3

→

 Al

2

(SO

4

)

3

    ∆H

2

=? 

∆

H

2

= ∆H

f

(Al

2

(SO

4

)

3

) -[∆H

f

(Al

2

O

3

)+3∆H

f

(SO

3

)]   

3.Reaksiyanın  istilik  effekti  bərabərdir:  başlanğıc  maddələrin  yanma 

istiliklərinin cəmi, minus məhsulların yanma istiliklərinin cəmi.   

 

(

)

∑

∆

=

∆

i

c

i

reak

H

H

,

ν

baş

 

(

)

∑

∆

−

i

c

i

H

,

ν

məh 

Aşağıdakı reaksiyalar üçün  ∆H aşağıdakına bərabərdir: 

C

2

H

2

+2H

2

→

 C

2

H

6

    ∆H=? 

∆

H= ∆H

c

(C

2

H

2

)+2∆H

c

(H

2

)-∆H

c

(C

2

H

6

)