kimya ve enerji konu anlatımı-2

KİMYA VE ENERJİ KONU ANLATIMI-2
Donma (H2O(s)H2O(k)) Kırağılaşma (X(g)X(k) )
Yoğuşma (H2O(g) H2O(s) )
1
Nötürleşme (HNO3(suda) + KOH(suda) KNO3(suda) + H2O(s) )
Yanma olayları (N2’nin yanması hariç) (C(k) + O2(g)  CO2(g) )
Bütün gazların suda çözünmesi(N2O(g) + suN2O(suda))
Elementlerin 1.elektron ilgileri (F(g) + e– F–(g) )
Bağ oluşumu (H(g) + Br(g) HBr(g) )
Birçok sentez (birleşme) tepkimeleri (MgO(k) + SO3(g) MgSO4(k) )
Pil tepkimeleri (Zn(k) + Fe2+(suda) Zn2+ (suda) + Fe(k) ) olayları ekzotermiktir.
STANDART OLUŞUM ENTALPİLERİ
Entalpi, iç enerjiye bağımlı bir özelliktir ve entalpide bir hal fonksiyonu olduğundan ancak entalpi değişiminin (ΔH) belirli bir değeri vardır. Bir
maddenin ΔH değeri doğrudan elementlerinden sentezlenen tepkimeler üzerinden belirlenir. Bir bileşiğin elementlerinden oluşması sırasındaki
entalpi değişimine oluşum entalpisi (oluşum ısısı) denir ve ΔHf şeklinde gösterilir. Elementlerin ise en kararlı doğal hallerindeki standart oluşum
entalpileri sıfır kabul edilir. Örneğin, Na(k) , Fe(k) , N2(g) , O2(g) , H2(g) , C(k) , Cu(k) maddelerinin standart koşullarda oluşum entalpileri sıfırken, Cu(s) , H(g) ,
Fe(s) , O(g) maddelerinin oluşum entalpileri sıfırdan farklıdır. Ayrıca standart şartlarda birden fazla allotropu
olan elementlerin oluşum entalpileri değerleri için en kararlı allotropları esas alınır. O2 ve O3 allotroplarından standart koşullarda daha kararlı olan
O2 gazıdır. Bu nedenle O2 gazının oluşum entalpisi sıfır alınır. Maddelerin oluşum entalpileri;
 Sıcaklığa ve basınca  Maddelerin fiziksel haline (katı, sıvı, gaz) bağlıdır. Bir bileşiğin 1 molünün standart şartlarda (1 atm ve 25 °C)
elementlerinden oluşması sırasındaki entalpi değişimine standart oluşum entalpisi denir ve ΔH° f ile gösterilir.
C(k) + 2H2(g)  CH4(g)
ΔH°f = –75 kj
N2(g) + 1/2O2(g) N2O(g) ΔH°f = +9 kj
Oluşum entalpisi, endotermik veya ekzotermik olabilir.
Mol başına yapılan isimlendirmede entalpinin başına molar kelimesi eklenir. Bir bileşiğin 1 molünün elementlerinden oluşmasına ilişkin tepkimenin
entalpisi de o bileşiğin molar oluşum entalpisi olarak tanımlanır. Mol başına yapılan isimlendirmede entalpinin başına molar kelimesi eklenir. Bir
bileşiğin 1 molünün elementlerinden oluşmasına ilişkin tepkimenin entalpisi de o bileşiğin molar oluşum entalpisi olarak tanımlanır.
Bir tepkimenin entalpi değişimi, ürünlerin standart oluşum entalpileri toplamından girenlerinstandart oluşum entalpileri toplamı çıkarılarak
bulunabilir.
ΔH° = ΣnΔH°f (ürünler) – ΣnΔH°f (girenler)
Örneğin; C3H4(g) + 4O2(g) 3CO2(g) + 2H2O(s)
tepkimesi için ΔH° değeri ΔH° = [3. ΔH°f (CO2) + 2. ΔH°f(H2O) ] – [ΔH°f(C3H4) ] şeklinde bulunur. Tek cins atomdan oluşmuş moleküllerin (N 2, O2, H2 ...) ve
elementlerin kararlı hallerinin oluşum entalpileri sıfır kabul edilir.
Bir bileşiğin elementlerinden oluşumu sırasında açığa çıkardığı ısı enerjisi ne kadar fazla ise bileşik o kadar kararlıdır.
TEPKİME ENTALPİSİNİ (ΔH°) İFADE EDEN BAZI TERİMLER
1. Yanma Entalpisi (Isısı)
Standart şartlarda elementlerin ya da bileşiklerin birer mollerinin yakılması sırasındaki entalpi değişimine molar yanma entalpisi denir. Yanma
reaksiyonları genellikle ekzotermik olup reaksiyonun gerçekleştiği ortam ısınır. Karbon ve hidrojenden oluşan bileşiklerde yanma ürünleri olarak
daima CO2 ve H2O oluşur. Örneğin 1 mol C2H2 gazının yanması sırasında
1300 kj ısı açığa çıkar. Tepkimesi ise
C2H2(g) +5/2O2(g) 2CO2(g) + H2O(s) ΔH° = –1300 kj şeklindedir. C2H2 gazının molar yanma entalpisi –1300 kj'dür. Benzer şekilde
CO(g) +1/2O2(g) CO2(g) + 282 kj tepkimesine göre CO gazının molar yanma entalpisi –282 kj iken CO2 gazının molar oluşma entalpisi –282 kj değildir.
2. Nötrleşme Entalpisi (Isısı)
Asit ile baz çözeltilerinin kimyasal etkileşime uğraması sonucundaki entalpi değişimine nötrleşme entalpisi denir.
HCI (suda) + NaOH (suda) NaCl(suda) + H2O(s) ΔH° = –56 kj tepkimesine göre HCI ve NaOH’ın molar nötrleşme entalpileri –56 kj’dür.
3. Çözünme Entalpisi (Isısı)
Bir maddenin bir çözücü içerisinde çözünmesi sırasında iyonlarına ayrılırken veya moleküler olarak bulunurken ortamdan aldığı ya da ortama
verdiği ısıya çözünme ısısı denir.
KNO3(k) K+ (suda) + NO–3 (suda) ΔH° = + 17 kj
LiCl(k) Li+ (suda) + Cl– (suda) ΔH° = –35 kj
TEPKİME ISILARININ TOPLANABİLİRLİĞİ (HESS YASASI)
Bir reaksiyonun ΔH° değerinin doğrudan ölçülemediği durumlarda deneysel olarak daha önce ölçülmüş ara basamak reaksiyonlarının entalpi
değerlerinden faydalanılır. Tepkime ısılarının toplanabilirliğine dayanan bu yönteme Hess Yasası denir. Hess Yasası’na göre;
Bir tepkime ters çevrildiğinde (reaktifler ürün, ürünler ise reaktif şeklinde yazıldığında) tepkimeye ait entalpi değeri işaret değiştirir.
Zn(k) + 1/2O2(g) ZnO(k) ΔH° = –348 kj
ise
ZnO(k)  Zn(k) + 1/2 O2(g) ΔH° = +348 kj olur.
 Bir tepkime bir katsayı ile çarpıldığında tepkimeye ait entalpi değeri de aynı katsayı ile çarpılır.
½ H2(g) + ½ Br2(s) HBr(g) ΔH° = –36 kj
ise
H2(g) + Br2(s) 2HBr(g) ΔH° = –72 kj
Bir tepkime, birden fazla tepkimenin toplamı şeklinde yazılabiliyorsa, toplu tepkimenin entalpi değeri, toplanan tepkimelerin entalpi
değerlerinin cebirsel toplamıdır.
4NH3(g) 2N2(g) + 6H2(g) ΔH° = +184 kj
6H2(g) + 3O2(g) 6H2O(s) ΔH° = –1713 kj
4NH3(g) + 3O2(g) 2N2(g) + 6H2O(s) ΔH° = –1529 kj
TEPKİME ENTALPİLERİNİN BAĞ ENERJİLERİNDEN BULUNMASI
Bir molekülde atomları bir arada tutan çekim kuvvetlerine kimyasal bağ denir. Kimyasal bir tepkimenin gerçekleşmesi sırasında tepkimeye giren
maddelerdeki kimyasal bağlar kırılır ve ürünler oluşurken yeni kimyasal bağlar oluşur. Bağ kırılması endotermik, bağın oluşması ekzotermik türden
değişimlerdir. Moleküler bir gazın bir molünün atomlarını bir arada tutan bağın standart şartlarda kırılması için gerekli olan enerjiye bağ enerjisi
veya bağ kırılma entalpisi adı verilir ve ΔH°B ile gösterilir. Bağ enerjilerinin hesaplanabilmesi için hem ürünlerin hem de reaktiflerin gaz halinde
olması gerekir. Standart şartlarda bir bağın kırılması için gereken enerji, aynı bağın oluşumu sırasında açığa çıkan enerji değerine eşittir.
O(g) + O(g) O2(g) ΔH° B = –498 kj
O2(g) O(g) + O(g)
ΔH°B = +498 kj
Bağ enerjisi ne kadar büyükse kimyasal bağda o kadar güçlüdür.
O2(g) + 498 kj 2O(g)
H2(g) + 436 kj 2H(g)
O2 moleküllerindeki bağlar, H2 moleküllerindeki bağlardan daha sağlamdır.
Gerçekte iki atom arasındaki bağ farklı moleküllerde farklı değerlerdedir. Örneğin C2H4 bileşiğindeki C–H bağının kırılması için gereken enerji, C2H6
bileşiğindeki C – H bağının kırılması için gereken enerjiden farklıdır. Hatta CH4 bileşiğinde bulunan dört tane C-H bağını ayrı ayrı kopardığımızda
harcanan enerji değerleri de farklıdır. Bu nedenle C-H bağının bağ enerjileri hesaplanırken mümkün olduğu kadar çok sayıda bileşikten elde edilen
değerlerin bir ortalaması alınır.
Bağ enerjileri sadece tek bağ içeren moleküller için değil, ikili veya üçlü bağ içeren moleküller için de hesaplanır (O = O, N ≡ N, –C ≡ N vb). Bağ
sayısı arttıkça bağ enerjisi de artar (C ≡ C > C = C > C – C). Kimyasal bir tepkimede bağların kırılması için gerekli olan enerji toplamından bağ
oluşumu sırasında açığa çıkan enerji toplamları çıkarıldığında reaksiyonun standart entalpi değişimi bulunmuş olur.
ΔH° = ΣnΔH°B (kırılan bağlar) – ΣnΔH° B (oluşan bağlar)
https://hasanfirat.com
KİMYA VE ENERJİ KONU ANLATIMI-2
2
KALORİMETRİK YÖNTEMLE ENTALPİ HESABI
Kimyasal reaksiyonların gerçekleşmesi sırasındaki entalpi değişimlerini ölçmek amacıyla kullanılan cihazlara kalorimetre denir. Dışarıya karşı
yalıtılmış olan kalorimetrenin tepkime kabında gerçekleştirilen bir tepkime, ortamın sıcaklığının değişmesine neden olur. Tepkime kabında
gerçekleştirilen bir tepkimede sistemin sıcaklığı artıyorsa tepkimenin ekzotermik, sistemin sıcaklığı azalıyorsa tepkimenin endotermik olduğu
değerlendirilir. Kalorimetre kabının yapıldığı madde (cam, metal...) ile içindeki suyun sıcaklığındaki değişim sistemin sıcaklığındaki değişim (Δt)
olarak ifade edilir. Kalorimetre kabı kullanılarak ölçülen ısı miktarı kalorimetre kabının yapıldığı maddenin cinsi ile kütlesine ayrıca sıcaklık
değişimine bağlıdır. Buna göre kalorimetre kabında gerçekleşen olaydaki ısı transferi (Q)
Sabit basınç
Q = m . c . Δt bağıntısı ile hesaplanır. Buradaki m: kütle, c: öz ısı (özgül ısı), Δt: sıcaklık
kalorimetresi, iç içe
farkı (t2 – t1)’dır. Bağıntıda kütle birimi gram, öz ısı birimi j/g °C ve sıcaklık farkı °C
geçmiş iki polistiren
alınırsa ısı transferi joule cinsinden hesaplanmış olur. Ayrıca kütle (m) ile öz ısı (c)
kahve kupasından
çarpımı ısı sığası ya da ısı kapasitesi olarak adlandırılır. Tepkime kabında
oluşur.
gerçekleştirilen bir tepkimenin aldığı ya da verdiği ısı, kalorimetrenin aldığı ya da
Dıştaki kupa, tepkime
verdiği ısı miktarına eşittir. Örneğin camdan yapılmış kalorimetrenin tepkime kabında
karışımını çevreden
ekzotermik bir tepkime gerçekleştirilirse sistemin sıcaklığı Δt kadar artar. Burada açığa
yalıtmaya yarar.
çıkan ısı miktarı camın ve kabın içindeki suyun aldığı ısı miktarına eşit olacaktır.
Tepkimede salınan veya
Qcam = mcam . ccam . Δtcam
Qsu = msu . csu . Δtsu
olduğundan
alınan ısı miktarı
Qtepkime = Qcam + Qsu eşitliği kullanılarak tepkimenin ısı değişimi hesaplanır ve
sıcaklıktaki değişim
Qalınan=Qverilen olacaktır.
ölçülerek bulunur.
ENTALPİ DİYAGRAMLARINDAN ΔH° DEĞERİNİN BULUNMASI
Kimyasal bir tepkimede reaktiflerin ve
ürünlerin entalpi de-ğerlerindeki
değişim grafiklerle gösterilebilir.
Denklemi
X2(g) + Y2(g) 2XY(g) ΔH > O
şeklinde olan endotermik bir tepkimede
ürünlerin entalpi değerleri
reaktiflerinkinden büyüktür. ΔH ise
ΔH = H2 – H1 bağıntısı ile bulunur.
Entalpi bir hâl fonksiyonu
olduğundan
süblimleşme entalpisi aynı
sıcaklıktaki
erime entalpisinin ve buharlaşma
entalpisinin
toplamı olarak ifade edilir.
Denklemi
X2(g) + 2Y2(g) 2XY2(g) ΔH < O
şeklinde olan ekzotermik bir
tepkimede girenlerin entalpi değerleri
ürünlerinkinden büyüktür. ΔH ise
ΔH = H1– H2 bağıntısı ile bulunur.
Bir sürecin tersinin entalpi değişiminin
değeri, aynı sıcaklıktaki sürecin entalpi
değişiminin değeri ile aynı, fakat
işareti
sürecin entalpisinin işaretinin zıttıdır.
İSTEMLİLİK
İSTEMLİ VE İSTEMSİZ DEĞİŞİMLER
Bilim insanları bir bilim dalı olarak bilinen termodinamiğin ilke, kural ve kanunlarından yararlanarak belli koşullarda bir tepkimenin istemli
(kendiliğinden olan) olup olmayacağını açıklama olanağına sahiptirler. İstemli değişmeler bir dış etki tarafından yönlendirmeye ihtiyaç
olmaksızın kendiliğinden meydana gelen değişmelerdir. İstemsiz değişmeler ise bir dış etki ile meydana gelir. Fiziksel ve kimyasal olaylarda
istemli / istemsiz değişmelere sıkça rastlamaktayız. Örneğin,
 İki ideal gaz karışır, ama bir karışımı oluşturan iki ideal gaz kendiliğinden ayrılmaz.
 Şelale her zaman aşağıya doğru akar, ama kendiliğinden yukarıya doğru akmaz.
 Bir bardak çayın içine atılan bir küp şeker çözünür, ama çayın içinde çözünmüş olan şeker hiçbir zaman çayın içinde küp haline gelmez.
Isı akımı sıcak maddeden soğuk maddeye olur, ama bu olayın tersi kendiliğinden olmaz. Benzer şekilde yanma tepkimeleri de kendiliğinden
olan tepkimelerdir. Yanma tepkimeleri başlatıldıktan sonra kendiliğinden devam eder. Ayrıca enerji verilmesi gerekli olmadığı gibi kendileri
dışarı enerji verirler.
İstemlilik ve Minimum Enerjiye Eğilim
Genel anlamda istemlilikte enerjinin düşük olduğu yöne (minimum enerjiye eğilim) olayların kendiliğinden gerçekleşmesi beklenir.
C(k) + O2(g)  CO2(g) ΔH° = –393,5 kj/mol
H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(s) ΔH° = –286 kj/mol
Verilen ekzotermik reaksiyon örnekleri birer istemli değişim olarak düşünülebilir. Bu tür reaksiyonlarda sistemden ortama enerji verildiği için
sistemin enerjisi düşer. Bu düşük enerjili durum, ekzotermik reaksiyonların istemli olduğunu düşündürebilir; fakat bütün ekzotermik reaksiyonlar
istemli değildir. Sadece sistemdeki enerji değişikliklerine bakarak bir tepkimenin istemli olup olmayacağına karar veremeyiz. Sistemin
düzensizliğe olan eğilimi de dikkate alınmalıdır.
Günümüzde ekzotermik reaksiyonların genellikle istemli gerçekleştiği, endotermik olayların ise çoğunlukla istemsiz gerçekleştiği bilinmektedir.
Örneğin, oda sıcaklığına bırakılan buz parçasının erimesi, kolonyanın buharlaşması, şekerin suda çözünmesi gibi bir çok olay endotermik olmasına
rağmen oda sıcaklığında kendiliğinden gerçekleşir. Yani bazı endotermik olaylarda oda şartlarında istemlidir. Tanecikleri daha düzensiz hale
gelme eğiliminde olan olaylar istemli gerçekleşebilir.
https://hasanfirat.com