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

Reaksiya sürətinə temperaturun təsiri 
Reaksiya  sürəti  temperaturdan  ona  görə  asılıdır  ki,  reaksiyanın  sürət  sabiti 
temperaturdan  asılıdır.  Əgər  T  temperaturunda  reaksiyanın  sürəti  sabiti  k
T
,  T+10 
temperaturunda k
T+10
 olarsa, onda  



T
T
k
k
10
 
ilə işarə edək. 

-reaksiya sürətinin temperatur əmsalıdır. 
Vant-Hoff  müəyyən  etmişdir  ki,  temperaturu  10
0
C  artırdıqda  əksər 
reaksiyaların sürəti 2-4 dəfə artır. Yəni,  
4
2 


. 
Vant-Hoff qanunu çox təqribidir. Reaksiyanın sürətinin temperaturdan daha 
dəqiq asılılığı Arrenius tənliyi ilə müəyyənləşir: 
T
A
B
k


ln
 
 
Bu tənliyi bəzən aşağıdakı kimi də yazırlar: 
RT
E
e
k
k



0
 
k
0 
– eksponent qarşısı vuruqdur; E-aktivləşmə enerjisi; R-universal qaz sabitidir. 
Tənliyi loqarifmləyək: 
RT
E
k
k


0
ln
ln
                        
(1) 
Buradan görünür ki,  
0
ln k
B 
           
R
E
A 
 
 
(1) tənliyindən göründüyü kimi  lnk     
T
1
-dən xətti asılıdır. Həmin asılılığın 
qrafiki şəkildə göstərildiyi kimidir. Düz xəttin meyl bucağınının tangensi  
R
E
tg



-dir. Buradan aktivləşmə enerjisini tapmaq olar:
  

 
103 
 

Rtg
E


 
 
                
 
 
 
(1)  tənliyinə  əsasən  aktivləşmə  enerjisinin  qiymətini  başqa  cür  də  müəyyən 
etmək olar. bunun üçün həmin tənliyi T
1
 və T
2
 temperaturları üçün yazaq: 
1
0
1
ln
ln
RT
E
k
k


 
2
0
2
ln
ln
RT
E
k
k


 
 
Bu tənlikləri bir-birindən çıxaq 










2
1
2
1
1
1
ln
ln
T
T
R
E
k
k
 
və ya 
 


2
1
2
1
2
1
ln
T
RT
T
T
E
k
k



 
 
Buradan  
2
1
2
1
2
1
ln
T
T
k
k
T
RT
E



 
Aktivləşmə enerjisi molekullarının reaksiyaya daxil olması üçün lazım olan 
əlavə  enerjidir.  Onun  mahiyyətini  başa  düşmək  üçün  reaksiyada  iştirak  edən 
molekulların enerjisinin reaksiya yolundan asılılığına baxaq.  
 

 
104 
 
 
 
E
1     
və E
2 
başlanğıc  maddə  və  məhsul  molekullarının enerjiləridir. Ona  görə 
də reaksiyanın istilik effekti  
ΔH=E
2
-E
1
 
olacaq. Şəkildən göründüyü kimi, molekulların reaksiyaya daxil olması üçün onlar 
k halının enerjisinə malik olmalıdırlar. Buna görə də düz reaksiyanın getməsi üçün 
molekullar  E`
1
    və  əks  reaksiyanın  getməsi  üçün  E`
2 
  əlavə  enerjisinə  malik 
olmalıdırlar.  E`
1
    və      E`
2 
  düz  və  əks  reaksiyaların  aktivləşmə  enerjisi  adlanır. 
Aktivləşmə  enerjisi  molekulların  parçalanma  enerjisindən  kiçik  olur,  çünki 
molekulun  reaksiyaya  daxil  olması  üçün  rabitələrin  tam  qırılmasına  ehtiyac 
yoxdur.  Rabitələrin  zəifləməsi  molekulun  reaksiyaya  daxil  olması  üçün  kifayət 
edir. Aktivləşmə enerjisinin mövcudluğunu aşağıdakı faktlar təsdiq edir: 
1. Molekulların bütün toqquşmaları kimyəvi reaksiya ilə nəticələnmir. Məs:
 
H
2
+J
2
→2HJ 
reaksiyasında    adi  temperaturda  10
17
  toqquşmadan  yalnız  biri  reaksiya  ilə 
nəticələnmir. 
1.  Termodinamiki  baxımdan  mümkün  olan  reaksiyalar  getməyə  bilirlər. 
Məsələn:  H
2
+O
2
  qarışığından  otaq  temperaturunda  suyun  əmələgəlməsi 
reaksiyası üçün 
0

G
 . Ancaq otaq temperaturunda bu reaksiya praktiki 
olaraq getmir. 
2.  Molekulların  toqquşmaları  sayı 
T
  ilə  reaksiyanın  sürəti  T
n
-lə  (n>1) 
mütənasibdir.  
Katalitik reaksiyalar 
 
Kimyəvi  reaksiyaları  sürətləndirən,  lakin  reaksiyanın  sonunda  kimyəvi 
dəyişməz qalan maddələrə katalizatorlar deyilir.  
Katalizatorların  təsirindən  reaksiya  sürətinin  artmasına  kataliz  deyilir.  Homogen, 
heterogen və fermentativ kataliz fərqləndirilir. 
 
Homogen  katalizdə  reaksiyada  iştirak  edən  maddələr  və  katalizator  eyni 
fazada yerləşirlər. Reaksiya reaksiya qabının bütün həcmində baş verir. 

 
105 
 
Heterogen  katalizdə  reaksiyada  iştirak  edən  maddələr  və  katalizator  müxtəlif 
fazalarda yerləşirlər. Reaksiya fazaların toxunma səthində baş verir. 
Fermentativ  katalizdə  katalizator  rolunu  zülal  təbiətli  irimolekullu  maddələr 
oynayır. Fermentativ katalizə mikroheterogen kataliz də deyilir. 
 
Katalitik  reaksiyalar  adi  kimyəvi  reaksiyalardan  aşağıdakı  xüsusiyyətlərinə 
görə fərqlənirlər: 
1.  Katalizator kimyəvi tarazlığın yerini dəyişmir. Yalnız tarazlığın yaranma 
sürətini  artırır.  Çünki    katalizator  reaksiyanın  istilik  effektini  dəyişmir. 
Yalnız düz və əks reaksiyaların aktivləşmə enerjilərini eyni qədər azaldır. 
Ona  görə də düz  və əks reaksiyalar eyni dərəcədə sürətlənirlər. Nəticədə 
const
k
k

2
1
 olur, (sabit qalır). Yəni tarazlıq sabiti dəyişmir. 
2.  Katalizatorlar  seçici  təsirə  malikdirlər.  Onlar  mümkün  reaksiyalardın 
yalnız  birini  sürətləndirirlər.  Məsələn  300
0
C-də,  etil  spirti  müxtəlif 
katalizatorların  təsirindən  7  cür  parçalana  bilər.  Bu  şəraitdə  mis 
katalizatoru yalnız dehidrogenlşəmə reaksiyasını sürətləndirir. 
2
3
2
3
H
CHO
CH
OH
CH
CH
Cu



 
Al
2
O
3
  katalizatoru yalnız dehidratlaşma reaksiyasını sürətləndirir. 
O
H
H
C
OH
CH
CH
O
Al
2
4
2
2
3
3
2





 
Ümumiyyətlə, 
Cu 
və 
Ni 
dehidrogenləşmə 
və 
hidrogenləşmə 
katalizatorlarıdır. Al
2
O
3
   və qlinozem  hidratlaşma  və dehidratlaşma ,  Ag 
oksidləşmə katalizatoru, Pt universal katalizatordur. 
3.  Homogen  katalizdə  reaksiyanın  sürəti  katalizatorun  qatılığı  ilə  düz 
mütənasibdir.  Ümumiyyətlə  istənilən  katalizdə  katalizatorların  kiçik 
miqdarı 
reaksiyasının 
sürətlə 
getməsini 
təmin 
edir. 
Adətən 
katalizatorların  qarışığı  bir  katalizatora  nisbətən  daha  yüksək  aktivliyə 
malik olur. 
4.  Katalizatorun  aktivliyi  onun  quruluşundan  və  mühitdə  başqa  maddələrin 
olmasından  çox  asılıdır.  Məs,  CuO-dan  reduksiya  olunmuş  Cu  yüksək 
katalitik  aktivliyə  malikdir.  Elektrolitik  çökdürülmüş  Cu  praktiki  olaraq 
katalitik  aktivliyə  malik  deyil.  Bəzi  hallarda  müxtəlif  maddələr 
katalizatorun  aktivliyni  artırır.  Bu  maddələrə  promotorlar  deyilir. 
Məsələn, NH
3
-un sintezində Fe katalizatoru üçün K
2
O promotordur. Bəzi 
maddələr  katalizatorun  aktivliyini  azaldır.  Bunlara  katalitik  zəhərlər 
deyilir. Məs:  
3
2
2
5
2
2
1
SO
O
SO
O
V

 


 

 
106 
 
reaksiyasında  V
2
O
5
  katalizatoru  üçün  arsen  və  Hg  birləşmələri  katalitik 
zəhərlərdir. 
  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

 
107 
 
Mövzu 13: Elektrokimya. Məhlulların elektrik keçiriciliyi. 
 
Məhlulların  elektrik  keçiriciliyi  həll  olan  maddələrin  və  həlledicinin 
təbitəindən,  məhlulun  qatılığından,  temperaturdan  və  s.-dən  asılıdır.  Məhlullar 
ikinci növ naqillərdir. Bunlarda elektrik keçiriciliyini ionlar təmin eləyirlər. Xüsusi 
və molyar elektrik keçiricilikləri fərqləndirilir. Sahələri 1 m
2
 olub, bir-birindən 1 m 
məsafədə  paralel  yerləşmiş  elektrodlar  arasındakı  məhlulun  elektrik  keçiriciliyinə 
xüsusi elektrik keçiriciliyi deyilir və æ ilə işarə olunur. Xüsusi elektrik keçiriciliyi 
xüsusi müqavimətin tərs qiymətidir. 
 æ=

1
                 
s
l
R


 
  Burada 
l
-naqilin  uzunluğu.  S-  en  kəsiyinin  sahəsidir.  æ  -nın  temperaturdan 
asılılığı aşağıdakı tənliklə müəyyənləşir:  
æ
T
= æ
298
[1+(T-298)+β(T-298)
2
] ( >0, β>0) 
Göründüyü  kimi  temperatur  artdıqca  æ    artır.  Bu  onunla  izah  olunur  ki, 
temperatur artdıqca ionların hidratlaşma dərəcəsi və həlledicinin özlülüyü azalır. 
Molyar elektrik keçiriciliyi bir-birindən 1 m  məsafədə paralel yerləşdirilmiş 
və  içərisində  1  mol  həll  olan  maddə  olan  məhlulun  elektrik  keçiriciliyidir. 

  ilə 
işarə olunur. Qatılıq artdıqca 

 artır. 
                c→0                                                  

→

0         
 

0
-sonsuz durulaşmada molyar elektrik keçiriciliyi adlanır. 
æ  və  

 arasındakı asılılıq aşağıdakı kimidir: 

=æ/c                        (1) 
c-
3
m
mol
-lə  ifadə  olunmuş  qatılıqdır.  Praktikada  adətən 

,æ,c  üçün  aşağıdakı 
törəmə  vahidlərdən  istifadə  olunur.      [æ]=Sm∙sm
-1
    (Sm-Simens  Sm=
Om
1
); 
[c]=mol∙l
-1
;  [

]=Sm∙sm
2
∙mol
-1
. 
Bu halda tənlik aşağıdakı şəklə malik olur: 
                               

=1000æ/c 
 
Məhlulun  elektrik  keçiriciliyi  həll  olan  maddələrin  təbiətindən,  onun 
qatılığından asılıdır. 
æ= cF(





u
u


)                                      (2) 
-elektrolitin  dissosiasiya  dərəcəsi;  F-  Faradey  ədədi;   




,
-  dissosiasiya 
tənliyində  kationun  və  anionun  stexiometrik  əmsallarıdır; 


u
u ,
-ionların  mütləq 
sürətidir: 
l
E
u
u




'
 

 
108 
 
Burada 
'

u
-ionun sürətidir. Tənlikdən göründüyü kimi ionların mütləq sürəti 
elektrik sahəsinin intensivlik qradienti 






l
E
 
m
V
1
 olduqda ionun sürətinə bərabərdir. 
Mütləq sürətin vahidi  
 
san
V
m
u


2
 
(1) tənliyini  nəzərə alsaq  
)
(







u
u
F



olar. İonların  mütləq sürəti çox 
kiçik  kəmiyyətdir.  Adətən  10
-3
  tərtibində  olur.  Ona  görə  də  praktikada  yürüklük  
(hərəkilik) anlayışından istifadə olunur.  
u
F 


      F=96500
mol
Kl
 
 
Onda  
)
(












 
Qüvvətli elektrolitlər üçün =1 olduğundan  











 olur. 
Qüvvətli və zəif elektrolitlər üçün sonsuz durulaşmada  
0
0
0











                                   (3) 
 
(3) tənliyi Kolrauş qanununu ifadə edir. Bu qanuna görə sonsuz durulaşmada 
ionlar  bir-birindən  asılı  olmadan  hərəkət  edirlər.  Ona  görə  də  məhlulun  molyar 
elektrik keçiriciliyi ionların yürüklüklərinin cəminə bərabər olur.  
 
Elektrik keçiriciliyinin qatılıqdan  
asılılığı 
 
 
Elektrik  keçiriciliyinin  qatılıqdan  asılılığını  ümumi  şəkildə  aşağıdakı  kimi 
ifadə etmək olar: 
0




f

 
 
Burada - dissosiasiya dərəcəsi, 

f
-elektrik keçiriciliyi əmsalıdır: 
0
0








u
u
u
u
f
 


u
u ,
  verilmiş  şəraitdəki  mütləq  sürətlər, 
0
0
,


u
u
  isə  sonsuz  durulaşmadakı 
mütləq sürətlərdir. 

f
 ionlar arasındakı qarşılıqlı təsiri müəyyən edir. Aydındır ki, 
qarşılıqlı  təsir  böyük  olduqca  ionların  mütləq  sürətləri  azalacaq  və 

f
  kiçik 
olacaqdır. 
Zəif  elektrolit  məhlullarında  ionların  qatılığı  kiçikdir,  ona  görə  də  ionların 
qatılığının onların sürətinə təsirini nəzərə almamaq olar. Onda  




u
u
0
0



u
u
 

 
109 
 
 
Buradan 
0
;
1






f
 alınır. Yəni, zəif elektrolitlərin məhlullarında elektrik 
keçiriciliyinin 
qatılıqdan 
asılılığı 
elektrolitik 
dissosiasiya 
dərəcəsi 
ilə 
müəyyənləşir. 
Qüvvətli  elektrolitlər  üçün  =1  olduğundan 
0




f
  olur.  Başqa  sözlə 
qüvvətli  elektrolit  məhlulunda  elektrik  keçiriciliyinin  qatılıqdan  asılılığı  ionların 
qarşılıqlı təsirilə müəyyənləşir. 
                       
 
Müxtəlif elektrolitlər  üçün  molyar elektrik keçiriciliyinin qatılıqdan asılılığı 
şəkildəki  kimidir.  Göründüyü  kimi,  qatılıq  artdıqca 

-nın  azalması  qüvvətli 
elektrolitlərə  nisbətən zəif elektrolitlərdə daha  kəskin olur.  Bu onunla  izah olunur 
ki,  qatılıq artdıqca 

f
-dan daha kəskin azalır.  
Molyar  elektrik  keçiriciliyinin 
c
-dən  asılılığı  daha  maraqlıdır.  Qüvvətli 
elektrolitlər üçün Kolrauşun kvadrat kök qanunu ödənilir: 
c
A




0
                  (1) 
Burada  A-ionların  qarşılıqlı  təsirini  xarakterizə  edən  sabitdir.  Qüvvətli  və 
zəif elektrolitlər üçün 
 
c
f


 asılılığı şəkildə göstərildiyi kimidir. 
  
 
Şəkildən göründüyü kimi qüvvətli elektrolitlərin sonsuz durulaşmada molyar 
elektrik  keçiriciliyini  tapmaq  üçün   
 
c
f


  asılılığını 
0

c
  qiymətinə 
ektrapolyasiya  etmək  lazımdır.  Zəif  elektrolitlər  üçün  bu  üsul  yaramır.  Bunlarda 
0

-ın qiymətini tapmaq üçün Kolrauşun sonsuz durulaşmada ionların bir-birindən 
asılı olmayaraq hərəkət etməsi qanunundan istifadə olunur: 

 
110 
 







,
0
,
0
0




 
 
Kation  və  anionların  sonsuz  durulaşmada  hərəkiliklərinin  qiyməti  məlumat 
kitabından  götürülür.  (1)  tənliyindəki  A  sabiti  ionlar  arasındakı  qarşılıqlı  təsir 
nəticəsində elektrik keçiriciliyinin azalmasını xarakterizə edir. Müasir təsəvvürlərə 
görə elektrik keçiriciliyinin azalmasının 2 əsas səbəbi vardır: 
1.  elektroforetik ləngitmə effekti 
2.  relaksasiya ləngitmə effekti 
Hər  2  effekt  ion  ətrafında  ion  atmosferinin  olması  ilə  əlaqədardır.İon 
atmosferinin yükü ədədi qiymətcə mərkəzi ionun yükünə bərabər olub, işarəcə əks 
olur. 
Bildiyimiz  kimi,  məhlulda  ionlar  hidratlaşmışlar.  Məhlul  elektrik  sahəsinə 
gətirildikdə  kation  və  anionlar  əks  istiqamətdə  hərəkət  etməyə  başlayırlar. 
Beləliklə  hər  hansı  bir  ionun  hərəkəti  tərpənməz  mühitdə  deyil,  əks  istiqamətdə 
hərəkət  edən  mühitdə  baş  verir.  Ona  görə  də  əlavə  sürtünmə  qüvvəsi  meydana 
çıxır.  Bu  elektroforetik  sürtünmə  qüvvəsi,  bunun  nəticəsində  elektrik 
keçiriciliyinin azalması elektroforetik ləngitmə effekti adlanır. 
Məhlulda  ionlar  hərəkət  edərkən  onların  ilkin  halda  ətrafında  olan  ion 
atmosferi dağılır, son vəziyyətində ətrafında yeni ion atmosferi yaranır. Köhnə ion 
atmosferinin  dağılması  və  yeni  ion  atmosferinin  əmələ  gəlməsi  sürəti  böyük  olsa 
da,  sonlu  qiymətə  malikdir.  Ona  görə  də  ion  məhlulda  hərəkət  edərkən  həmişə 
onun arxasında əks yüklü ionlar çoxluğu olur. Nəticədə ionun hərəkət sürəti azalır. 
Buna relaksasiya ləngitmə effekti deyilir. 
Qüvvətli  elektrolitlərin  xüsusi  elektrik  keçiriciliyinin  qatılıqdan  asılılığına 
baxaq. Bildiyimiz kimi 
æ=
c

 
0




f
 
æ= 
0




c
f
 
Qatılığın  kiçik  qiymətlərində
1


f
olduğundan    æ    c-dən  xətti  asılı  olur. 
Qatılığın  nisbətən  böyük  qiymətlərində 

f
  keçilir.  Nəticədə  xətti  asılılıq  pozulur. 
Qatılığın  çox  böyük qiymətlərində  ionlar arasında qarışılıqlı təsir çox  böyük olur. 
Bu zaman bəzən 

f
-nin azalması, c-nin artmasından daha sürətli baş  verdiyindən   
æ=f(c) asılılığında maksimum müşahidə olunur. Şəkildə əksər qüvvətli elektrolitlər 
üçün æ-nın c-dən asılılığı verilmişdir. 
 

 
111 
 
                
 
 
 
Elektrokimyəvi sistemlər 
Enerjinin  kimyəvi  və  elektrik  formalarının  qarşılıqlı  çevrilməsi  baş  verən 
sistemlərə  elektrokimyəvi  sistemlər  və  ya  dövrələr  deyilir.  Əgər  elektrokimyəvi 
sistemlərdə elektrik enerjisi kimyəvi enerjiyə çevrilirsə, bu sistemlərə elektrolizyor 
deyilir.  Kimyəvi  enerjinin  elektrik  enerjisinə  çevrildiyi  sistemlərə  cərəyanın 
kimyəvi mənbələri və ya qalvanik element deyilir. 
Elektrokimyəvi sistemlər 3 əsas hissədən ibarət olurlar: 
1. 
İon keçiriciliyinə malik olan məhlul və ya ərinti elektrolit adlanır. 
2. 
Elektrolitə  salınmış  metallik  lövhə  elektrod  adlanır.  Elektrodlar 
elektrolitlə ion və ya elektron mübadiləsində olurlar. 
3. 
Elektrodları  birləşdirən  və  onlar  arasında  elektronların  ötürülməsini 
təmin edən metallik naqillərə xarici dövrə deyilir. 
Elektrozyorda  «-»  yüklü elektroda katod,  «+»  yüklü elektroda anod  deyilir. 
Qalvanik  elementdə«+»  yüklü  elektroda  katod,  «-»  yüklü  elektroda  anod  deyilir. 
Hər  iki  halda  katodun  səthində  reduksiya  prosesi,  anodun  səthində  oksidləşmə 
prosesi baş verir. 
Vahid  müsbət  yükün  dövrə boyunca tam dövr etməsi  üçün  görülməsi  lazım 
gələn işə elektrik hərəkət qüvvəsi (e.h.q.) deyilir və E ilə işarə olunur. Aydındır ki, 
e.h.q.-ni elektrik qüvvələri yarada bilməz. Dövrənin e.h.q.-si və dövrədə baş verən 
reaksiyanın  izobar-izotermik  potensialının  dəyişməsi  arasında  əlaqə  aşağıdakı 
kimidir: 
ΔG=-zFE                        (1) 
z- elementar aktda ionların alıb və ya verdikləri elektronların sayıdır.  E-nin 
qiymətini (1) düsturuna görə hesablamaq və ya təcrübi təyin etmək olar. Praktikada 
E-nin  qiyməti  kompensasiya  üsulu  ilə  təyin  edilir.  Üsulun  mahiyyəti:  naməlum 
elementin e.h.q.-si standart elementin e.h.q.-silə müqayisə edilir. 
Dövrənin e.h.q.-si elektrodların potensialları fərqinə bərabər olur: 
E=  
1
2



                            (2) 

 
112 
 
Elektrod  potensiallarının  yaranmasını  bu  cür  izah  etmək  olar:  CuSO
4
 
məhluluna  Cu  lövhə  saldıqda  əgər  məhlulda  elektrolitin  qatılığı  böyükdürsə,  Cu
2+
 
ionları  məhluldan  lövhəyə  keçəcəkdir.  Nəticədə  lövhə  «+»  yüklənəcək  və 
məhluldan  özünə  ekvivalent  miqdarda  sulfat  ionları  cəzb  edəcəkdir.  Beləliklə 
metal-məhlul  sərhəddində  kondensatora  oxşar  ikiqat  elektrik  təbəqəsi  yaranacaq. 
Bu təbəqə metal tərəfdən «+», məhlul tərəfdən «-» yüklənmiş olur. Aydındır ki, bu 
ikiqat elektrik təbəqəsinə müəyyən potensiallar fərqi uyğun gələcəkdir ki, buna da 
elektrod  potensialı  deyilir.  Elektrod  potensialı  müxtəlif  fazalar  sərhəddində 
yarandığından  onun  qiymətini  ölçmək  və  ya  hesablamaq  mümkün  deyildir.  Ona 
görə  də  (2)  tənliyində 
1

  və
2

-yə  ixtiyari  qiymətlər  vermək  olar.  Bu  cür  qeyri-
müəyyənliklərin  olmaması  üçün  Beynəlxalq  konvensiya  qəbul  edilmişdir. 
Konvensiyaya  görə  elektrokimyəvi  dövrə  yazıldıqda  metal-məhlul  sərhəddində  1 
vertikal  xətt,  2  məhlul  sərhəddində  paralel  2  vertikal  xətt  (diffuziya  potensialı 
olmadıqda) qoyulur. 
Dövrə boyunca «+» yük sol elektroddan sağ elektroda doğru hərəkət edərsə, 
E>0 qəbul edilir. Dövrənin e.h.q.  
E=  
sol
sag



 
olur. Elektrod reaksiyasının tənliyi yazıldıqda sol tərəfdə oksidləşmiş forma, 
sağ tərəfdə reduksiya olunmuş  forma  yazılır. Elektrokimyəvi  reaksiyanın tənliyini 
tapmaq üçün sağ elektroda uyğun tənlikdən sol elektroda uyğun tənlik çıxılır. 
Standart  hidrogen  elektrodunun  potensialı  bütün  temperaturlarda  sıfır  qəbul 
edilmişdir. 
Yuxarıda  dediklərimizdən  aşağıdakı  nəticəni  çıxara  bilərik.  Verilmiş 
elektrodun  potensialını  müəyyən  etmək  üçün  sağda  bu  elektrod,  solda  standart 
hidrogen  elektrodu  olmaqla  dövrə  yığılır.  Həmin  dövrənin  e.h.q.-si  verilmiş 
elektrodun potensialına bərabərdir. Dediklərimizi Zn elektrodu misalında göstərək. 
Zn-in elektrod potensialını müəyyən etmək üçün aşağıdakı dövrə yığılır: 
Pt, H
2
|H
+
 ||Zn
2+
 | Zn 
Elektrod reaksiyaları 
                Sağ:     Zn
2+
+2
e
→Zn 
                Sol:      2H
+
+2
e
→H
2
 
Elektrokimyəvi reaksiyanın tənliyi: 
Zn
2+
-2H
+
→Zn-H
2 
Kimyəvi  tənliklərdə  «-»  əmsal  qəbul  olunmadığından  mənfi  hədlərin  yerini 
dəyişək: 
Zn
2+
+ H
2 
→Zn+2H
+    
            E<0 
Bu reaksiya özbaşına getmir. Fiziki mənası odur ki, E<0. Bu dövrənin e.h.q.-
si sink elektrodunun potensialı hesab olunur. 

 
113