AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE

AKTİVİTE VE KİMYASAL
DENGE
(iyonik türlerin dengeye etkisi)
Prof. Dr. Mustafa DEMİR
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
1
{
{
{
M.DEMİR
Denge sabitinin tanımında tanecikler arası
çekim kuvvetinin olmadığı (ideal çözelti)
kabul edilmiştir.
Kuvvetlerin ihmal edilebilecek derecede
küçük olduğu çözelti veya gazların, ideal
çözelti veya gaz gibi davrandığı kabul
edilir.
Çözeltiler yeterince seyreltik ise, ideal
çözelti bibi davranır ve ideal seyreltik
çözelti denir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
2
{
{
{
M.DEMİR
Gerçek çözeltilerde; derişimin değişmesi
ile tanecikler arasındaki uzaklık ve buna
bağlı olarak da tanecikler arasındaki
kuvvetler değişir.
Bu durumda gerçek çözeltilerde “derişim”
yerine “etkin derişim” yani “aktiflik” alınır.
Aktiflik; ideal olmayan hallerde maddenin
içinde bulunduğu hali tanımlamak için
derişim yerine kullanılır.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
3
{
Tanecikler arası çekimin bulunmadığı
ideal çözeltilerde “n” mol madde C1
derişimli “1” halinden C2 derişimli “2”
haline gelmesi sırasındaki serbest enerji
değişimi, termodinamiğe göre
C2
∆G = G 2 − G 1 = nRT ln
C1
şeklinde ifade edilir. Bu bağıntıda C yerine
M, m, X alınabilir.
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
4
{
Gazlar için P1 basınçlı halden P2 basınçlı
hal için)
P2
∆G = G 2 − G 1 = nRT ln
P1
{
{
M.DEMİR
şeklinde yazılır.
Gerçek çözeltilerde ise tanecikler arası
çekim kuvvetinin varlığı nedeniyle bu
bağıntılar geçerli değildir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
5
{
{
P, C, M, m, X ile gösterilen birimler yerine “a” ile
gösterilen ve “aktiflik” adı verilen yeni bir
büyüklük kullanılır.
Buna göre “1” halinden “2” haline geçişteki
serbest enerji değişimi
a2
∆G = G 2 − G 1 = nRT ln
a1
{
{
M.DEMİR
ile verilir. Buradaki aktiflik (a), P, M, m, X
cinsinden alınabilir.
Atmosfer cinsinden olan aktifliğe FUGASİTE denir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
6
{
{
Yukarıdaki son eşitlik mutlak aktifliği değil
aktiflik oranını vermektedir.
Eğer hallerden biri standart hal (aktifliğin
“1” e eşit olduğu hal) olarak alınırsa, öteki
halin standart hale göre aktifliği
bulunabilir. Örneğin a1 = 1 için
∆G = G − G o = nRT ln a
{
M.DEMİR
elde edilir. Burada Go, standart haldeki
serbest enerjiyi verir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
7
{
{
{
Derişim ile aktiflik arasındaki bağıntı
a
f=
c
ile ifade edilen aktiflik katsayısı ile tanımlanır.
İdeal hale yaklaştıkça aktiflik katsayısı “1” e
yaklaşır. İdeal halde f=1 ‘dir. Elektrolit olmayan
çözeltilerde f=1 alınır.
Elektrolit çözeltilerinde aktiflik katsayısının
hesabında
log f = kµ
{
M.DEMİR
bağıntısı kullanılır. Buradaki µ iyon şiddetini, k ise
maddeye bağlı sabiti verir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
8
{
İyon şiddetinin hesabında
1
µ = ∑ X i 2 Ci
2
{
{
M.DEMİR
bağıntısı kullanılır.
Burada Zi iyon yükünü, Ci ise iyonun
derişimini tanımlar.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
9
Aktivite ve kimyasal denge
{
{
Bundan önceki konularda denge sabiti
ifadesini aşağıdaki şekilde ifade edilmişti.
Oysa bu ifade, her koşul için tam olarak doğru
değildir, ancak çok seyreltik çözeltiler için
doğru olabilir.
Doğrusu; denge sabiti ifadesinde molar
derişim yerine iyonların aktifliklerinin dikkate
alınmasıdır.
aA + bB ⇔ cC + dD
c
d
[
C ] [D ]
K=
[A]a [B]b
a C x a D [C]f C x [D]f D
K=
=
a A x a B [A]f A x [B]f B
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
10
İyonik Güç
{
İyonik türlerin bulunduğu ortamlarda
denge, ortamda bulunan öteki iyonlardan
etkilenir. Böyle bir durumda ortamdaki
iyonların toplam derişimlerinin en doğru
hesabı iyonik gücü dikkate alanıdır. İyonik
güç,
µ=
{
M.DEMİR
1
2
ΣC i Z i
2
şeklinde ifade edilir.Burada Ci , i türünün
derişimi, Zi ise bu türün yüküdür. ∑ ise
çözeltideki
bütün
türlerin
toplamı
anlamındadır.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
11
ÖRNEK 1: a) 0,1M NaNO3 b) 0,1M
Na2SO4 c) 0,02 M KBr + 0,03 M ZnSO4
çözeltilerinin iyonik güçlerini
hesaplayınız.
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
12
ÖRNEK 1: a) 0,1M NaNO3 b) 0,1M Na2SO4 c) 0,02 M KBr + 0,03 M ZnSO4
çözeltilerinin iyonik güçlerini hesaplayınız.
a)µ = 1 2 [CNa (1)2 + C NO3 (-1)2 ]
µ = 1 2 [(0,1)x1+ (0,1)x1] = 0,1 M
b) µ = 1 2 [CNa (1)2 + CSO4 (-2)2 ]
µ = 1 2 [(0,2)(1)2 + (0,1)(-2)2 ] = 0,3 M
c) µ = 1 2 [CK (1)2 + CBr (-1)2 + CNa (2)2 + CSO4 (-2)2 ]
µ = 1 2 [(0,02)(1)+ (0,02)(1)+ (0,03)(4)+ (0,03)(4)]
= 0,14 M
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
13
Örnek 2: Aşağıdaki çözeltilerin iyonik
güçlerini hesaplayınız.
a) 0,02 M KBr b) 0,02 M Cs2CrO4 c)
0,02 M MgCl2+0,03 M AlCl3
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
14
Örnek 2: Aşağıdaki çözeltilerin iyonik güçlerini hesaplayınız.
a) 0,02 M KBr b) 0,02 M Cs2CrO4 c) 0,02 M MgCl2+0,03 M
AlCl3
a) µ = ½ [ C K (Z K )2 + C Br ( Z Br ) 2 ]
µ = ½ [ (0,02 x1 + 0,02 x1] = 0,02 M
b) µ = ½ [ C Cs (Z Cs ) 2 + C CrO 4 ( Z CrO 4 ) 2 ]
µ = ½ [ (0,02x2)x1 + (0,02) x (-2) 2 ] = 0,06 M
c)µ = ½[C Mg (Z Mg ) 2 + C Cl (Z Cl ) 2 + C Al (Z Al ) 2 ]
µ = ½[0,02) x (2) 2 + (0,02 x 2 + 0,03 x 3) (-1) 2 + (0,03)(3) 2 ]
µ = 0,24 M
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
15
İyonik güç
{
{
M.DEMİR
Hem katyon hem de anyonun
değerliği 1 olan elektrolitlere 1:1
türü elektrolitler denir. Örneğin
NaNO3 1:1 türü elektrolittir.
1:1 türü elektrolitlerde iyonik güç
molariteye eşittir. Bunun dışındaki
bütün durumlarda , 2:1, 2:2, vd
iyonik güç daima
molariteden
büyüktür.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
16
İnert tuz
{
{
{
{
{
M.DEMİR
Herhangi bir tuzun saf sudaki çözünürlüğü
inert tuz içeren bir ortamdakinden daha
azdır.
Başka bir deyişle az çözünen tuzun
çözünürlüğü inert bir tuz ilavesiyle artar.
İNERT TUZ: İyonları ilgilenilen bileşik ile
tepkime vermeyen tuzdur.
Bunun nedeni, her anyon ve katyon
etrafında karşı yüklü iyonlardan oluşan bir
iyonik atmosferin oluşmasıdır.
İyonik atmosfer, çözeltideki iyonlar arası
çekimin azalmasına neden olur.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
17
{
{
{
M.DEMİR
Bir çözeltinin iyonik şiddeti ne kadar büyükse,
iyonik atmosferdeki yük o kadar yüksek
demektir.
Bu, herbir iyon ve atmosferinin daha düşük
yüklü olması anlamına gelir. Bu da anyon ve
katyonlar arası çekimin daha az olması
demektir.
Dolayısıyla iyonik şiddet arttıkça, az çözünen
tuzun katyonu ve anyonu arasındaki çekimin
saf sudakine göre azalmasını, yani bir araya
gelme eğiliminin azalması, yani çözünürlüğün
artması sonucunu doğurur.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
18
{
{
{
M.DEMİR
Özet olarak söylemek gerekirse,
iyonik şiddetin artması iyonların
ayrışmasını kolaylaştırır.
Çözünürlük dengesinde dengenin
sağa doğru kaymasına neden olur.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
19
Tuzların Çözünürlüğüne İyonik Gücün Etkisi
{
{
{
{
{
M.DEMİR
Hg2(IO3)2 ın sudaki doygun çözeltisini düşünelim.
Bu çözeltideki Hg22+ iyonlarının derişimi, çözünürlük
çarpımı
ifadesinden
6,9x10-7
mol/L
olarak
hesaplanır.
Gerçekten sulu çözeltide ölçülen Hg22+ derişimi bu
kadardır.
Ancak bu çözeltiye KNO3 eklendiğinde ölçülen
derişim farklıdır. Oysa ne K+ ne de NO3--, ne Hg22+
ile ne de IO3- ile tepkime vermektedir.
Eğer 0,05 M KNO3, doygun Hg2(IO3)2 çözeltisine
eklenecek olursa, daha fazla katının çözündüğü,
Hg22+ derişiminin yaklaşık %50 arttığı (6,9x10-7M dan
1,0x10-6M a) görülecektir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
20
Aktiflik Katsayısı
{
Yalnız iyonların molar derişimlerini dikkate alan
c
d
[
C ] [D ]
K=
[A]a [B]b
şeklindeki denge sabiti ifadesinde, iyonik gücün
kimyasal tepkimeye bir etkisi olacağını göstermez.
{ İyonik gücün etkisini dikkate alabilmek için derişim
yerine aktiflik konmalıdır. Aktiflik
aC = [C] x fC
şeklinde ifade edilir. Burada , aC = C iyonunun
aktifliği, fC = C iyonunun aktiflik katsayısı ,
[C] = C iyonunun molar derişimi
tanımlar.
{
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
21
Elektrolit Çözeltilerinde Aktiflik
katsayısı
{
Bu tür çözeltilerin ideal halden
sapmalarının en önemli nedenleri
z
z
z
z
z
z
{
M.DEMİR
İyonlar arası zayıf elektrostatik kuvvet
İyon derişimleri (asosiasyon)
İyon çözenmesi (solvatasyon) nedeniyle
serbest çözücü moleküllerinin azalması
Çözücü moleküllerinin yapısının bozulması
Çözücü dielektrik sabitinin çözünen tarafından
değiştirilmesi
Kompleks oluşumu
Olarak sıralanabilir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
22
Aktiflik katsayısı
aA + bB ⇔ cC + dD
[
C ] [D ]
K=
a
b
[A] [B]
c
d
a C x a D [C]f C x [D]f D
=
K=
a A x a B [A]f A x [B]f B
[C] x [D] f C x f D
=
x
[A] x [B] f A x f B
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
23
HAc için
+
−
HAc ⇔ H + Ac
+
−
[H ][Ac ]
K=
[HAc]
yerine
a H x a Ac [H+ ][Ac− ] f H x f Ac
K=
x
=
a HAc
[HAc]
f HAc
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
24
Aktiflik Katsayısının Özellikleri
{
{
{
{
M.DEMİR
Bir türün aktiflik katsayısını, o türün
denge sabitine etkisinin bir ölçüsü olarak
düşünmek gerekir.
Çok seyreltik çözeltilerde yani iyonik
gücün çok zayıf olduğu çözeltilerde bu
etki sabit kalır ve “1” olarak alınır.
Dolayısıyla böyle çözeltilerde aktiflik ve
molar derişim birbirine eşit olur.
İyonik güç arttıkça iyonlar daha az etkili
olacağından aktiflik katsayısı da
azalacaktır.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
25
{
Bunu şu şekilde genellemek mümkündür:
z
z
z
z
z
M.DEMİR
Yüksek iyonik güçlerde fA<1 ‘dir. Çözelti seyreldikçe
fA Æ1’e yaklaşacaktır ve dolayısıyla aA Æ [A]
olacaktır.
Yüksek iyonik güç durumunda türün aktiflik
katsayısı artar ve “1” den büyük değerler de olabilir.
Çok derişik olmayan çözeltilerde bir türün aktiflik
katsayısı, elektrolitin türünden bağımsız fakat iyonik
gücüne bağımlıdır.
Bir iyonik güç için bir iyonun aktiflik katsayısı, türün
yükü arttıkça “1” den farklılaşır. Yüksüz bir
molekülün aktiflik katsayısı iyonik güç ne olursa
olsun “1” dir.
Aynı yükteki iyonlar için, iyonik güç aynı ise aktiflik
katsayıları da aynıdır.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
26
Aktiflik katsayısının hesaplanması
{
Aktiflik katsayısı Deby-Hückel’in 1923 yılında ifade
ettiği aşağıdaki eşitlikle hesaplanır.
− logf A =
{
{
{
{
{
M.DEMİR
0,5085 x Z A 2 x µ
1 + 0,3281 x α i x µ
Burada fA = A türünün aktiflik katsayısı
ZA = A türünün yükü
µ = Çözeltinin iyonik gücü
αi = ilgili iyonun etkin yarıçapı [A(10-7cm) cinsinden]
0,5085 ve 0,3281 sabit değerler olup 25 oC ve sulu
çözeltiler için amprik değerlerdir. Başka sıcaklı ve
çözücüler için geçerli değildir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
27
{
{
Etkin yarıçap değeri Ao yerine pm cinsinden (1 pm =
10-12 m) verildiğinde 0,3281 değeri 3,281 olarak
alınması gerekir.
Birçok kaynakta etkin yarıçap değeri pm biriminden
verilir ve bağıntı aşağıdaki şekli alır.
− logf A =
M.DEMİR
0,51xZ x µ
2
1 + 3,3 xα i x µ
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
28
{
25 oC ve µ <0,1 olan sulu çözeltiler için
2
− log f i =
{
0,5 x Z i x µ
1+ µ
eşitliği, µ<0,01 olan sulu çözeltiler için
ise
2
− log f i = 0,5 x Z i x
{
M.DEMİR
µ
eşitliği ile aktiflik katsayısı hesaplanır.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
29
{
{
{
{
{
M.DEMİR
α’ nın değeri konusunda kesinlik yoktur.
Pek çok tek değerlikli iyon için 3 Ao
dolayındadır ki bu durumda eşitliğin
paydası şeklini alır.
Çok değerlikli iyonlarda ise α’ nın değeri
10 Ao kadar çıktığı olur.
İyonik gücün 0,01 ‘den küçük olması
durumunda paydanın ikinci terimi birinci
terime oranla daha küçük hale gelir.
Bu durumda α’dan gelen belirsizlik daha
az önemli olur.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
30
{
{
{
Aşağıdaki çözeltinin rengi I3- nedeniyle kahve
renktedir.
Bu çözeltiye Ba(NO3)2, K2SO4 veya NaClO4 gibi bir
elektrolit eklenirse çözeltinin renginin açıldığı
görülür.
Rengin açılmasının nedeni elektrolit eklenmesiyle I3derişiminin azalması, yani dengenin sol yöne
kaymasıdır.
H 3 AsO 4 + 3I − + 2H + ⇔ H 3 AsO 3 + I3− + H 2 O
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
31
{
{
M.DEMİR
Elektrolit etkisinin büyüklüğü,
dengede yer alan iyonların yüküne
önemli ölçüde bağımlıdır.
Türler iyonik ise elektrolit etkisinin
büyüklüğü yükün büyüklüğü ile
orantılı olarak artar.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
32
{
{
M.DEMİR
Ortama eklenen elektrolitin denge üzerine
yaptığı etki, elektrolitin kimyasal
yapısından bağımsız fakat çözeltinin
iyonik şiddetine bağımlıdır.
Bir çözeltinin iyonik şiddeti çözeltide
bulunan iyonik türlerin molar derişimleri
ve yüklerinin karelerinin toplamıyla
aşağıdaki eşitlikle bulunur.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
33
Aktiflik katsayısının hesaplanması (iyonik güç)
{
{
{
{
{
{
M.DEMİR
İyon güç (iyonik şiddet)
1
2
2
2
µ = ( M 1 Z 1 + M 2 Z 2 + M 3 Z 3 + - --)
2
formülüyle hesaplanır. Bu formüldeki M, çözeltideki
herbir iyonun molar derişimini, Z ise bu iyonun mol
kütlesini belirtir.
Kielland 1937 yılında çeşitli iyonlar için α’nın
değerlerini deneysel olarak bulmuştur. Bu değerler
aşağıdaki tabloda verilmiştir.
Aşağıdaki tabloda iyonların hidrate yarıçapları (α) ve
çeşitli iyonik güç değerleri için hesaplanan aktiflik
katsayısı değerleri verilmiştir.
Tablo α değerinin büyüklüğüne ve iyonların yüklerine
göre düzenlenmiştir.Aynı büyüklük ve yükteki
iyonlar aynı kolonda yer almıştır.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
34
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
35
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
36
Örnek 3: 0,0036 M BaCl2 ve 0,04 M NaCl
çözeltisi ortamında Ba2+ ve Cl- iyonlarının
aktiflik katsayılarını hesaplayınız.
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
37
Örnek 3: 0,0036 M BaCl2 ve 0,04 M NaCl çözeltisi ortamında Ba2+ ve Cliyonlarının aktiflik katsayılarını hesaplayınız.
{
{
{
{
{
{
Şüphesiz
önce
çözeltinin
iyonik
gücünü
hesaplamamız gerekmektedir.
Çözeltideki iyonik türler Na+ , Cl- , ve Ba2+
iyonlarıdır. Bunlardan Cl- iyonları hem BaCl2 den
hem de NaCl den gelmektedir. Bu durum dikkate
alınarak µ = 0,051 olarak hesaplanır.
Tablodan αBa= 5 ve αCl= 3 değerleri Deby-Hückel
eşitliğinde yerin konarak fBa=0,46 ve fCl= 0,80
olarak hesaplanır
Bu durumda her iki iyonun aktiflikleri sırasıyla
aBa=[Ba2+]fBa= 0,0036 x 0,46 = 0,00166 mol /L
aCl=[Cl-]fCl=(0,0036x2+0,04)x0,80=0,0378
mol/L
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
38
Örnek 3: 0,0036 M BaCl2 ve 0,04 M NaCl çözeltisi ortamında Ba2+
iyonlarının aktiflik katsayılarını hesaplayınız. (1/2)
a A = [ A ] fA
log f A =
0,51 x Z A
2
µ
1 + 0,33 x α A x µ
µ = ½ Σ Ci Zi
2
µ = ½ [ 0,0036x4 + (0,0036x2 + 0,04x1) + 0,04x1 ]
µ = 0,051
Tablodan α Βα = 5
- log f Ba =
0,51 x 2 2 0,051
1 + 0,33 x 5 x 0,051
f Ba = 0,46
a Ba = [ Ba 2+ ] f Ba = 0,0036 x 0,46 = 0,00166 mol /L
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
39
Örnek 3: 0,0036 M BaCl2 ve 0,04 M NaCl çözeltisi ortamında Cliyonlarının aktiflik katsayılarını hesaplayınız. (2/2)
a A = [ A ] fA
log f A =
0,51 x Z A 2 µ
1 + 0,33 x α A x µ
µ = ½ Σ Ci Zi
2
µ = ½ [ 0,0036x4 + (0,0036x2 + 0,04x1) + 0,04x1 ]
µ = 0,051
- log f Cl =
0,51 x Z Cl
2
1 + 0,33 x α Cl
µ
µ
tablodan αCl = 3
- log f Cl =
0,51 x 12 x 0,051
1 + 0,33 x 3 x 0,051
fCl = 0,80
a Cl = [ Cl - ] f Cl = (0,0036 x 2 + 0,04 ) x0,80 = 0,0378 mol/
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
40
Örnek 3: 0,0036 M BaCl2 ve 0,04 M NaCl çözeltisi ortamında Ba2+ ve
Cl- iyonlarının aktiflik katsayılarını hesaplayınız.
a A =[ A ] fA
a A = [ A ] fA
log f A =
0,51 x Z A
2
µ
1 + 0,33 x α A x µ
µ = ½ Σ Ci Zi
2
log f A =
µ = ½ [ 0,0036x4 + (0,0036x2 + 0,04x1) + 0,04x1 ]
- log f Cl =
Tablodan α Βα = 5
2
0,51 x 2 0,051
1 + 0,33 x 5 x 0,051
a Ba = [ Ba
tablodan
- log f Cl =
f Ba = 0,46
2+
1 + 0,33 x α A x µ
µ = ½ Σ Ci Zi 2
µ = ½ [ 0,0036x4 + (0,0036x2 + 0,04x1) + 0,04x1 ]
µ = 0,051
µ = 0,051
- log f Ba =
0,51 x Z A 2 µ
] f Ba = 0,0036 x 0,46
= 0,00166 mol /L
0,51 x Z Cl 2
1 + 0,33 x α Cl
µ
µ
α Cl = 3
0,51 x 12 x 0,051
1 + 0,33 x 3 x 0,051
fCl = 0,80
a Cl = [ Cl - ] f Cl = (0,0036 x 2 + 0,04 ) x0,80
= 0,0378 mol/
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
41
Örnek 4: 0,001 M CaCl2 çözeltisinde Ca2+
ve Cl- iyonlarının aktiflik katsayılarını
bulunuz.
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
42
Örnek 4: 0,001 M CaCl2 çözeltisinde Ca2+ ve Cliyonlarının aktiflik katsayılarını bulunuz.
1
µ = ∑ (2 2 x 0,001) + (0,001) 2 x 12 )
2
µ = 0,003
{
2
−
log
f
=
0,5
x
Z
Seyreltik çözeltiler için
i
i x µ
olduğundan
− log f Ca = 0,5 x (2 2 ) x
0,03
− log f C a = 0,1096
log f Ca = − 0,1096
f Ca = 0,776
Benzer şekilde işlem yapılırsa
olarak bulunur.
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
fCl= 0,9388
43
SORU:5 CaCl2 yönünden 0,0005 M
ve NaCl yönünden 0,001 M’lık bir
çözeltideki iyonların aktiflikleri nedir?
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
44
SORU:5 CaCl2 yönünden 0,0005 M ve NaCl yönünden
0,001 M’lık bir çözeltideki iyonların aktiflikleri nedir?
CCa = 0,0005 M - - > C Na = 0,001 M - - > C Cl = 2 x 0,0005 + 0,001 = 0,002 M
1
2 1
2
2
2
C
Z
∑
i i = ∑ 0,0005 x 2 + 0,001 x 1 + 0,002 x 1
2
2
1
µ = (5 x 10 −5 ) → µ = 0,0025
2
− log f Ca = 0,5 x 2 2 x 0,0025 → f Ca = 0,74
µ=
− log f Na = 0,5 x 12 x 0,0025 → f Na = 0,944
− log f Cl = 0,5 x 12 x 0,0025 → f Cl = 0,944
a
→ a Ca = f Ca x C Ca
C
a Ca = 0,794 x 0,0005 = 3,97 x 10 − 4 − − > a Na = 0,944 x 0,001 = 9,44 x10 − 4
f=
a Cl = 0,944 x 0,002 = 1,88 x10 −3
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
45
Termodinamik denge sabiti- Derişim denge sabiti
{
{
{
M.DEMİR
Aktifliği dikkate alan denge sabitine
“termodinamik denge sabit”, aktifliği dikkate
almayan denge sabitine ise “derişim denge
sabiti” denir.
Düşük iyonik güçte aktiflik katsayısı 1’e
yaklaştığından, termodinamik denge sabiti
derişim denge sabiti değerine eşit olur.
Çizelgelerde verilen denge sabiti değerlerinin
çoğu, çözeltilerin çok seyreltik kabul etmesi
nedeniyle iyonik etkileşimi ihmal eden derişim
denge sabiti değerleridir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
46
Aktiflik, Hidrate yarıçap
{
{
{
{
{
M.DEMİR
Aktiflik katsayısını hesaplamaya yarayan Debye Hüchel eşitliği, iyonik gücün µ < 0,1 M
durumunda çok iyi çalışmaktadır.
Buradaki α 'nın değeri iyonun hihrate yarıçapıdır.
Yüksek değerlikteki küçük yarıçaplı iyonlar çözücü
molküllerini daha kuvvetle çekerler.
Dolayısıyla hidrate yarıçapları (α ) , büyük
iyonlardan yani yükü küçük olan iyonlardan daha
büyüktür.
Örneğin F- iyonunun hidrate yarıçapı I- iyonundan
daha büyüktür. Çünkü F- iyonları I- iyonlarına
göre daha küçük yarıçaplı iyonlardır.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
47
Aktiflik, Hidrate yarıçap
{
{
{
{
M.DEMİR
İyonik gücün sıfır ile 0,1 M aralığında olması
durumunda, herbir değişkenin aktiflik katsayısına
etkisi şu şekilde özetlenebilir.
1. İyonik güç arttıkça aktiflik katsayısı azalır.
Bunu tablodaki değerlerden görmek mümkündür.
Bütün iyonlar için , iyonik güç µ sıfıra yaklaştıkça
aktiflik katsayısı fA, 1'e yaklaşacaktır.
2. İyonun yükü arttıkça aktiflik katsayısının
birimden uzaklaşma hızı artar. Aktiflik katsayısı
düzeltmesi, yükü ± 3 olan iyonda ± 1 olan
iyondan daha önemlidir.
3. İyonun hidrate yarıçapı ne kadar küçükse
aktifliğin etkisi o kadar önemlidir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
48
Örnek 5: 0,033 M Hg2(NO3)2 çözeltisinde
Hg22+ iyonunun aktiflik katsayısını
hesaplayınız.
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
49
Örnek 5: 0,033 M Hg2(NO3)2 çözeltisinde Hg22+
iyonunun aktiflik katsayısını hesaplayınız.(1/2)
µ = ½ [C Hg22+ x (2) + C NO3 x (1) ]
2
2
µ = 1 2 [(0,033x 4 + (2 x0,033) x1]
µ = 0,10M
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
50
Örnek 5: 0,033 M Hg2(NO3)2 çözeltisinde Hg22+
iyonunun aktiflik katsayısını hesaplayınız.(2/2)
0,51 x (2) 2 x 0,1
0,645
− log f Hg2+ =
=
= 0,455
1 + 0,33 x (4) x 0,1 1,417
logf Hg22+ = − 0,455 → f Hg22+ = 0,35
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
51
Örnek 6 : İyonik gücü µ = 0,025 M olan
ortamda H+ iyonunun aktiflik
katsayısını hesaplayınız.
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
52
Örnek 6 :İyonik gücü µ = 0,025 M olan ortamda H+
iyonunun aktiflik katsayısını hesaplayınız.
tablodan α = 9 olarak bulunabilir.
- log f H =
2
0,51 x 1 x 0,025
1 + 0,33 x 9 x 0,025
f H = 0,88
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
53
aktiflik
{
{
{
{
M.DEMİR
Benzen, asetik asit gibi nötral moleküller iyonik
bir atmosfer tarafından çevrelenmezler, çünkü
yükleri yoktur.
İyonik gücün 0,1 M dan daha küçük olması
halinde aktiflik katsayısının 1 alınması iyi bir
yaklaştırma olarak kabul edilebilir.
Bütün nötral moleküllerin aktiflik katsayıları birim
, “1” olarak alınabilir. Bir başka deyişle nötral
moleküllerde aktiflik molar derişime eşittir.
Gazlar için, örneğin H2 için αH2 = PH2 x fH2 olarak
yazılabilir. Birçok gaz için basıncın 1 atmosfer
veya daha küçük olması halinde α = p alınabilir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
54
Aktiflik Katsayısının Kullanılması
{
{
{
Önceden de söylendiği gibi denge sabiti değerlerinin
çoğu, aktiflik katsayısını dikkate almadan iyonlar çarpımı
ile bulunmuştur. (derişim denge sabiti)
Oysa, özellikle ortamda yabancı iyonların bulunması
halinde, ortak iyon etkisi durumunda olduğu gibi
aktifliğin mutlaka dikkate alınması
gerekmektedir.(Termodinamik denge sabiti) Örneğin
HAc için Ka’=Ka x fH+ x fAc- yazılabilir.
(Burada nötral moleküllerin aktiflik katsayısı birim kabul
edildiğinden fHAc terimi paydada yer almamıştır).
HAc ⇔ H + + Ac [ H + ] [ Ac - ]
Ka =
[ΗΑc]
a H x a Ac [H + ] f H x [Ac − ] f Ac
=
= K a x f H x f Ac
Κa ' =
a HAc
[HAc]
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
55
Örnek 7: 0,0125 M MgSO4
içeren bir çözeltide CaF2 ün
molar çözünürlüğünü
hesaplayınız. Kçç= 3,9x10-11
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
56
Örnek 7: 0,0125 M MgSO4 içeren bir çözeltide
CaF2 ün molar çözünürlüğünü hesaplayınız. Kçç=
3,9x10-11(1/4)
CaF2 ⇔ Ca 2+ + 2Fbaşlangıçta
katı
0
0
Dengede
katı
X
2X
K çç = a Ca x a F
2
2+
K çç = [Ca ] f Ca x [F ] f F
2+
− 2
[Ca ][F ] =
M.DEMİR
- 2
2
K çç
a Ca x a F
2
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
57
Örnek 7: 0,0125 M MgSO4 içeren bir çözeltide
CaF2 ün molar çözünürlüğünü hesaplayınız.
Kçç= 3,9x10-11(2/4)
{
Buradaki fCa ve fF değerlerini
hesaplayabilmek için çözeltinin iyonik
gücünün bilinmesi gerekmektedir,
2
2
µ = ½ [ C Mg (2) + C SO4 (-2) ]
µ = ½ [ (0,0125)x 4 + (0,0125)x 4 ]
µ = 0,05 M
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
58
Örnek 7: 0,0125 M MgSO4 içeren bir çözeltide
CaF2 ün molar çözünürlüğünü hesaplayınız.
Kçç= 3,9x10-11(3/4)
- log f Ca =
- log f Ca =
- log f Ca
- log f Ca
0,51 x Z Ca
0,05
- log f F =
1 + 0,33 x α Ca x 0,05
0,51 x (2)2 x 0,05
1 + 0,33 x (6) x 0,05
0,45616
=
1 + 0,4427
= 0,3136
log f Ca = - 0,3136
f Ca = 0,4856
M.DEMİR
2
- log f F =
0,51 x Z F
2
0,05
1 + 0,33 x α F x 0,05
0,51 x (1)2 x 0,05
1 + 0,33 x (3,5) x 0,05
0,1140
1 + 0,2582
- log f F = 0,0906
- log f F =
log f F = - 0,0906
f F = 0,8117
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
59
Örnek 7: 0,0125 M MgSO4 içeren bir çözeltide
CaF2 ün molar çözünürlüğünü hesaplayınız.
Kçç= 3,9x10-11(4/4)
[Ca
2+
K çç
- 2
] [F ] =
f Ca x f F
2
-11
3,9
x
10
( X )(2X) 2 =
(0,4856 )(0,8117)
X 3 = 2,47 x 10 -11
X = 2,91 x 10 -4
Çözünürlük = [Ca 2+ ] = X = 2,91 x 10 -4 mol / litre
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
60
Örnek 6: 0,0125 M MgSO4 içeren bir çözeltide
CaF2 ün molar çözünürlüğünü hesaplayınız.
Kçç= 3,9x10-11 (4/4 T)
CaF2 ⇔ Ca 2+ + 2Fbaşlangıçta
katı
0
0
Dengede
katı
X
2X
K çç = a Ca x a F
2
K çç = [Ca 2+ ] f Ca x [F- ]2 f F
[Ca 2+ ][F− ]2 =
2
2
µ = ½ [ C Mg (2) + C SO4 (-2) ]
µ = ½ [ (0,0125)x 4 + (0,0125)x 4 ]
µ = 0,05 M
- log f Ca =
- log f Ca =
0,51 x Z Ca
0,05
1 + 0,33 x α Ca x 0,05
0,51 x (2)2 x 0,05
1 + 0,33 x (6) x 0,05
0,45616
1 + 0,4427
= 0,3136
0,05
1 + 0,33 x α F x 0,05
0,51 x (1)2 x 0,05
1 + 0,33 x (3,5) x 0,05
- log f F =
2
2
- log f F =
2
0,1140
1 + 0,2582
- log f F = 0,0906
2
K çç
a Ca x a F
0,51 x Z F
- log f F =
log f F = - 0,0906
f F = 0,8117
[Ca 2+ ] [ F - ] 2 =
K çç
f Ca x f F
2
3,9 x 10 -11
( X )(2X) =
(0,4856 )(0,8117)
2
X 3 = 2,47 x 10 -11
- log f Ca =
X = 2,91 x 10 -4
- log f Ca
Çözünürlük = [Ca 2+ ] = X = 2,91 x 10 -4 mol / litre
log f Ca = - 0,3136
f Ca = 0,4856
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
61
Örnek 8: 0,05 M NaF çözeltisinde
CaF2 ün çözünürlüğü nedir? Kçç=
3,9x10-11
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
62
Örnek 8: 0,05 M NaF çözeltisinde CaF2 ün
çözünürlüğü nedir? Kçç= 3,9x10-11 (2/6)
⇔
CaF2
başlangıçta Katı
Dengede
Katı - X
K çç = a Ca x a F
M.DEMİR
0
X
0,05
0,05 + 2X
2
K çç = [Ca
2+
] f Ca x [F ] f F
2+
−
2
[Ca
Ca 2+ + 2F -
- 2
] [F ] =
2
K çç
f Ca x f F 2
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
63
Örnek 8: 0,05 M NaF çözeltisinde CaF2 ün
çözünürlüğü nedir? Kçç= 3,9x10-11 (3/6)
{
M.DEMİR
Burada fCa ve fF değerlerini
hesaplayabilmek için çözeltinin
iyonik gücünün bilinmesi
gerekmektedir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
64
Örnek 8: 0,05 M NaF çözeltisinde CaF2 ün
çözünürlüğü nedir? Kçç= 3,9x10-11 (4/6)
- log f Ca =
2
2
µ = ½ [ C Na (1) + C F (-1) ]
µ = ½ [ (0,05) x1 + (0,05) x1 ]
µ = 0,05 M
- log f Ca =
0,51 x Z Ca
2
0,05
1 + 0,33 x α Ca x 0,05
0,51 x (2)2 x 0,05
1 + 0,33 x (6) x 0,05
0,45616
1 + 0,4427
= 0,3136
- log f Ca =
- log f Ca
log f Ca = - 0,3136
f Ca = 0,4856
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
65
Örnek 8: 0,05 M NaF çözeltisinde CaF2 ün
çözünürlüğü nedir? Kçç= 3,9x10-11 (5/6)
log f F =
- log f F =
0,51 x Z F
2
0,05
1 + 0,33 x α F x 0,05
0,51 x (1)2 x 0,05
1 + 0,33 x (3,5) x 0,05
0,1140
- log f F =
1 + 0,2582
- log f F = 0,0906
log f F = - 0,0906
f F = 0,8117
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
66
Örnek 8: 0,05 M NaF çözeltisinde CaF2 ün
çözünürlüğü nedir? Kçç= 3,9x10-11 (6/6)
[Ca
2+
- 2
] [F ] =
K çç
f Ca x f F 2
-11
3,9x10
( X )(0,05 + 2X) 2 =
(0,4856)(0,8117)
Buradan 0,05 + 2X = 0,05 alınabilir
3,9x10 -11
3,9x10 -11
=
= 9,89 x 10 -11
( X )(0,05 ) =
(0,4856)(0,8117)
0,3942
2
2,5 x 10 -3 X = 9,89 x 10 -11
X = 3,95 x 10 -8
Çözünürlük = [ Ca 2+ ] = X = 3,95 x 10 -8 mol / litre
M.DEMİR
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
67
Örnek :8 0,05 M NaF çözeltisinde CaF2 ün çözünürlüğü nedir?
Kçç= 3,9x10-11(6/6T)
0,51 x Z
2
0,05
Ca
Burada iyonların iyonik gücünün yanı
- log f Ca =
sıra sodyum florürün ortak iyon
1 + 0,33 x α Ca x 0,05
etkisi de söz konusudur.
Çözünürlük Ca2+ molar derişimine
0,51 x (2)2 x 0,05
- log f Ca =
eşittir.
⇔
CaF2
başlangıçta
Dengede
Katı
K çç = a Ca x a F
K çç = [Ca
0
Katı - X
2+
Ca
2+
X
+ 2F
1 + 0,33 x (6) x 0,05
-
0,05 + 2X
2
- 2
] f Ca x [F ] f F
[Ca 2+ ] [F − ]2 =
f Ca = 0,4856
2
fCa ve fF değerlerini
hesaplayabilmek için çözeltinin
iyonik gücünün bilinmesi
gerekmektedir.
log f F =
{Burada
µ = ½ [ C Na (1) 2 + C F (-1) 2 ]
µ = ½ [ (0,05) x1 + (0,05) x1 ]
µ = 0,05 M
M.DEMİR
- log f Ca
log f Ca = - 0,3136
2
K çç
f Ca x f F
0,45616
1 + 0,4427
= 0,3136
- log f Ca =
0,05
- log f F =
0,51 x Z F
2
0,05
1 + 0,33 x α F x 0,05
0,51 x (1)2 x 0,05
[Ca 2+ ] [F - ] 2 =
K çç
f Ca x f F
2
3,9x10 -11
(0,4856)(0,8117)
Buradan 0,05 + 2X = 0,05 alınabilir
( X )(0,05 + 2X) 2 =
( X )(0,05 ) 2 =
3,9x10 -11
3,9x10 -11
= 9,89 x 10 -11
=
(0,4856)(0,8117)
0,3942
1 + 0,33 x (3,5) x 0,05 2,5 x 10 -3 X = 9,89 x 10 -11
0,1140
X = 3,95 x 10 -8
- log f F =
1 + 0,2582
Çözünürlük = [ Ca 2+ ] = X = 3,95 x 10 -8 mol / litre
- log f F = 0,0906
log f F = - 0,0906
f F = 0,8117
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
68
DENGE VE TERMODİNAMİK
(Entalpi)
{
{
Bir entalpi değişimi (∆H), tepkimenin gerçekleşmesi
sırasında absorplanan ısıdır.
Tepkimedeki bütün tepken ve ürünlerin standart halde
iken absorplanan ısı standart entalpi değişimi ∆Ho ,
olarak tanımlanır. Örneğin,
HCl (g) ⇔ H (suda) + + Cl (suda) -
{
{
{
{
M.DEMİR
∆H 0 = - 75,15 kJ/mol
olarak verilir. Buradaki - işareti, tepkime sırasında
ürünlerin bunu dışarıya verdiğini gösterir.
Bu demektir ki, tepkimenin yürümesi sırasında çözelti
daha fazla ısınacaktır.
∆H değerinin pozitif olması durumu ise tepkimenin
oluşumu sırasında dışarıdan ısı alınması, yani
çözeltinin zamanla soğuması demektir.
Burada ∆H değerinin pozitif olması haline endotermik,
negatif olması haline ise egzotermik tepkimeler denir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
69
DENGE VE TERMODİNAMİK (Entropi)
{
{
{
Entropi, S, bir tepkimedeki düzensizliğin bir ölçüsüdür.
Düzensizlik ne kadar büyükse entropi o kadar yüksek
demektir.
Genel olarak gazlar sıvılardan, sıvılar ise katılardan
daha düzensizdir, dolayısıyla gazların entropisi
sıvılardan, sıvılarınki ise katılardan daha büyüktür.
Sulu çözeltilerdeki iyonların düzensizliği, bunların katı
tuzlarındakinden daha yüksektir. Örneğin,
KCl (k) ⇔ K (suda)
{
+
+ Cl (suda)
için ∆S0 = + 76 J/(K.mol) olarak bulunmuştur. Bu
demektir ki 1 mol K(suda)+ iyonu ile 1 mol Cl(suda)iyonu, 1 mol KCl(k) ve çözücü sudan daha düzensizdir.
HCl (g) ⇔ H (suda)
{
M.DEMİR
-
+
+ Cl (suda)
-
için 25 oC de ∆So = -131,5 J/(K-mol) dür. Bu da
göstermektedir ki sulu çözeltideki iyonların düzensizliği,
gaz halindeki HCl ve çözücü sudan daha azdır.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
70
DENGE VE TERMODİNAMİK (serbest
enerji)
{
{
{
{
{
M.DEMİR
Doğada bütün sistemler için entalpiyi azaltma,
buna karşın entropiyi artırma eğilimi vardır.
Bir kimyasal olay cereyan ettiğinde , ∆H
değerinin negatif olması ( ısı verilmesi) ve/veya
pozitif ∆S (düzensizliğin artması) değeri beklenir.
Eğer ∆H negatif ve ∆S pozitif ise tepkime
kolaylıkla cereyan ediyor demektir.
Eğer ∆H pozitif, ∆S negatif ise tepkime, pratik
olarak, cereyan etmiyor demektir.
Eğer ∆H ve ∆S in her ikisi de pozitif ise veya her
ikisi de negatif ise , tepkimenin cereyan edip
etmediği Gibbs Serbest Enerjisi ∆G ile
anlaşılabilir.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
71
Serbest enerji
{
{
{
Sabit sıcaklıkta serbest enerji
∆G = ∆H - T∆S
olarak ifade edilir. Bu durumda ∆G değeri negatif ise
tepkime yazıldığı yönde cereyan ediyor pozitif ise
yazıldığı yönde cereyan etmiyor demektir. Örneğin
HCl (g) ⇔ H (suda) + + Cl (suda) -
{
tepkimesi ∆H0 yönünden cereyan eden (∆H0=-75,15
kJ/mol), ∆S0 yönünden ise cereyan etmeyen (∆S = 131,5 j/K-mol) durumundadır. Bu durumda gerçek
sonucu bulmak için ∆G0 değerine bakmak gerekmektedir.
∆G 0 = ∆H 0 - T∆S = (-75,15x103 J/mol) - ( 298,15 K )x(-131,5 J/K - mol) = - 35,94 kJ/mol
{
{
M.DEMİR
∆G0 değeri negatif olduğuna göre bu tepkime normal
koşullarda cereyan ediyor demektir.
Demek ki entalpinin tepkimenin olması yönündeki etkisi
entropinin olmaması yönündeki etkisine baskın gelmiştir
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
72
Gibbs Serbest enerji- Denge ilişkisi
{
{
{
∆G0 ile denge sabiti arasındaki ilişki
K = e - ∆G/RT
şeklinde verilir. Burada R gaz sabiti (= 8,31441 J/(Kmol), T ise Kelvin cinsinden sıcaklıktır. Buna göre HCl(g)
suda çözünmesi tepkimesi olan
HCl(g) ⇔ H (suda) + + Cl (suda) {
tepkimesinin denge sabiti
K = e − (-35,94x1000 J/mol)/[8,31441J/(K-mol)](298,15 K)
K = 1,98 x 10 6
{
{
M.DEMİR
olarak bulunur. Denge sabiti değeri çok büyük olduğuna
göre HCl(g) suda çok çözünüyor ve tamamen H(suda)+
ve Cl(suda)- iyonlarına ayrışıyor demektir.
Özetlemek gerekirse, eğer ∆G0 değeri negatif (K>1) ise
tepkime cereyan eder, ∆G0 değeri pozitif (K<1) ise
cereyan etmez.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
73
Kimyasal dengeye sıcaklık etkisi
{
Denge halindeki bir sistemin sıcaklığı değiştirildiğinde
denge sabitine etkisi ne olacaktır. Bu sorunun yanıtı
∆G = ∆H - T∆S
{
ve K = e - ∆G/RT
eşitliklerinin birleştirilmesiyle verilebilir.
K=e
-∆G/RT
= e
-( ∆H - T∆S )/RT
= e
(- ∆H/RT + ∆S/R )
= e - ∆H/RT x e -∆S/R
{
{
{
M.DEMİR
bağıntısı elde edilir. Bunlardan e-∆S/RT terimi sıcaklıktan
(T) bağımsızdır. e-∆H/RT terimi ise sıcaklığa bağımlıdır.
Eğer ∆H değeri pozitif ise T arttıkça bu terimin değeri de
artar. Öte yandan ∆H değeri negatif ise sıcaklık arttıkça bu
terimin değeri azalır.
Dolayısıyla genel olarak söylemek gerekirse, endotermik
tepkimelerde sıcaklık artışı denge sabiti değerinin
büyümesine , ekzotermik tepkimelerde ise azalmasına
neden olur.
11-AKTİVİTE VE KİMYASAL DENGE
74