TERMOK*MYA (M.T.B.)

TERMOKİMYA
1
TERMOKİMYA KONU
BAŞLIKLARI
• 1. Sistemler ve Enerji Türleri
• 2. Sistemlerde Entalpi Değişimi
• 3. İstemlilik
2
1. SİSTEMLER VE ENERJİ
TÜRLERİ
3
SİSTEM VE ORTAM
4
SİSTEMLER
• Kapalı sistem, açık sistem ve izole sistem
olmak üzere üç çeşit sistem vardır.
• Termodinamik, bu sistemlerin çevre ve
evren ile olan ilişkisini inceleyen bilim
dalıdır.
• Sadi Carnot (1796–1832) termodinamik
biliminin kurucusu olarak kabul edilir.
Carnot çevrimi olarak bilinen,
termodinamiğin II. yasasıdır.
5
ENERJİ TÜRLERİ ADI VE
SİMGESİ
•
•
•
•
•
•
H = Entalpi
S = Entropi
E veya U = İç enerji
w = İş
q veya Q = Isı
G = Gibbs serbest enerjisi (Gibbs enerjisi
veya serbest enerji)
6
ULUSLARARASI BİRİM
SİSTEMİNDE (SI) ENERJİ
TÜRLERİ BİRİMLERİ
•
•
•
•
•
•
G (Gibbs serbest enerjisi) birimi: kJ/mol
H (Entalpi) birimi: kJ veya kJ/mol
S (Entropi) birimi: kJ/K mol
E (İç enerji) birimi: kJ
w (İş birimi): kJ
q (Isı birimi): kJ
7
ENERJİ TÜRLERİ DEĞİŞİMİ*
NASIL GÖSTERİLİR?
• ΔGtepkime = Gibbs serbest enerjisi değişimi
(Gibbs enerjisi değişimi veya serbest
enerji değişimi)
• ΔHtepkime = Entalpi değişimi
• ΔStepkime = Entropi değişimi
*Değişim ΔGtepkime, ΔHtepkime ve ΔStepkime
için söz konusudur.
8
STANDART ŞARTLARDA*
ENERJİ TÜRLERİ DEĞİŞİMİ
NASIL GÖSTERİLİR?
• ΔG°tepkime = Standart şartlarda Gibbs
serbest enerjisi değişimi
• ΔH°tepkime = Standart şartlarda entalpi
değişimi
• ΔS°tepkime = Standart şartlarda entropi
değişimi
* Standart şartlar 1 atm basınç ve 25 °C
sıcaklıktır.
9
FORMÜLLER
10
İÇ ENERJİ, İŞ, ISI İLİŞKİSİ
FORMÜLÜ
ΔE = q + w (Termodinamik I. yasanın
formülü)
11
HACİM SABİT OLDUĞUNDA İŞ
YAPILMAZ, İÇ ENERJİ
DEĞİŞİMİ ISIYA EŞİT OLUR
ΔE = q + w
Hacim sabit olduğunda iş yapılmadığından
(w = 0) ΔE = q olur.
12
SABİT BASINÇTA ISI (qP)
ENTALPİ DEĞİŞİMİNE (ΔH)
EŞİTTİR
Basıncın sabit olması qP = ΔH anlamına
geldiğinden, ΔE = q + w formülünde qP
yerine ΔH yazılırsa;
ΔE = ΔH + w
w = ΔE - ΔH
ΔH = ΔE - w formülleri elde edilir.
13
11.SINIF KİMYA
PROGRAMINDA OLAMAYAN
BİR DİĞER FORMÜL
ΔH = ΔE - w
w = - PΔV
ΔH = ΔE - (- PΔV)
ΔH = ΔE + PΔV
14
ΔG°, ΔH°, ΔS°sistem
FORMÜLLERİ
ΔG° = ∑nG°ürünler – ∑nG°girenler
ΔH° = ∑nH°oluşma entalpisi (ürünler) – ∑nH°oluşma
entalpisi (girenler)
ΔS°sistem = ∑nS°ürünler – ∑nS°girenler
15
DİĞER FORMÜLLER
ΔS°toplam = ΔS°sistem + ΔS°ortam
Sabit basınç ve sıcaklıkta ΔSortam=- ΔH/T
ΔS°toplam = ΔS°sistem - ΔHsistem/T
Önce eşitliğin her iki tarafı -T ile çarpılır,
daha sonra –TΔStoplam = ΔG° olduğundan
yerine yazılırsa aşağıdaki ifade elde edilir:
ΔG° = ΔH°sistem - TΔS°sistem
16
FORMÜLLERLE İLGİLİ BAZI
BİLGİLER
•
•
•
•
ΔG dengede sıfırdır.
E (İç enerji) değerlerinin hepsi artıdır.
E (İç enerji) ölçülemez.
w>0 ise sisteme iş yapılmıştır; w<0 ise
sistem iş yapmıştır.
• Genleşince işin eksi, ısının ise artı olması
lazımdır.
17
İZOTERMAL DEĞİŞİM
• İzotermal değişim, sıcaklık farkının
olmadığı değişimlerdir.
• İzotermal değişim olursa serbest enerji (G)
hesaplanabilir. İzotermal değişim dışında
serbest enerji hesaplanamaz.
• T1 ve T2 aynı ise (izotermal değişim)
adyabatik, izokorik, izobarik hem tersinir
hem de tersinmez tepkimelerde ΔH ile ΔE
aynı değerdir.
18
İZOKORİK DEĞİŞİM
• İzokorik değişim, hacim farkının olmadığı
değişimlerdir.
19
İZOBARİK DEĞİŞİM
• İzobarik değişim, basınç farkının olmadığı
değişimlerdir.
20
ADYABATİK DEĞİŞİM
• Adyabatik değişimlerde duvar izole
edilmiştir.
• Adyabatik ortam, ısı ve kütle kaybının
veya kazancının olmadığı hâldeki süreçtir.
• Adyabatik bir ortam oluşturabilmek için
sınırlanmış alan, ısı ve kütle geçişine karşı
tamamen yalıtılmıştır.
• Qsistem = 0 ise adyabatiktir.
21
ISI KAPASİTESİ (ISINMA ISISI)
• 1 mol maddenin sıcaklığını, sabit sıcaklık
ve sabit basınçta 1 °C arttırmak için gerekli
ısı miktarına denir.
22
ENERJİ İLE ISI AYNI MIDIR?
• Isı enerji birimidir.
• Ancak maddenin sahip olduğu enerjiyi
göstermez.
• İki sistem arasında enerji alış verişi olunca
ısı söz konusu olur; bu esnada evrenin
toplam enerjisi değişmez, sabit kalır.
• Alınıp verilen şey enerjidir. Ancak enerji
yerine ısı diyoruz.
23
• Enerji yerine ısı diyoruz diye de “Enerji ile
ısı aynıdır.” diyemeyiz. Çünkü; enerji her
zaman vardır, ısı ise enerji alınıp verilince
ortaya çıkar.
• Maddenin ısısı olmaz. Maddenin ısısından
söz edebilmek için sıcaklıkları farklı iki
durumun olması gerekir.
• “Maddenin toplam enerjisi” denir.
• “Maddenin toplam ısısı” denemez.
24
SICAKLIĞI ÖLÇMEK
SURETİYLE NE YAPMIŞ
OLUYORUZ?
• Her bir taneciğin EİÇ’leri (tek tek EK’leri)
farklı farklı olduğundan taneciklerin
ortalama EK’leri denir.
• Taneciklerin hepsi hareketlidir. Bundan
dolayı EK’leri vardır. Hareket ısıyı doğurur.
Isı, sıcaklığı yükseltir. Sıcaklığın
ölçülmesiyle taneciklerin ortalama EK’leri
karşılaştırılmış, derecelendirilmiş olur.
25
ISI ALIŞ VERİŞİ NİÇİN OLUR?
SICAKLIK NASIL ÖLÇÜLÜR?
• Isı alış verişi sistemler arasındaki sıcaklık
farkından dolayı olur.
• Sıcaklığını ölçmek istediğimiz suyun içine
termometreyi daldırırız. Sıcak suyun
kinetik enerjisi fazladır. Bu enerji, önce
termometre camına aktarılır. Camdan da
termometre içine aktarılır. Termometrenin
içindeki cıva atomları daha hızlı hareket
ettiğinden yükselir. Böylece sıcaklık
ölçülmüş olur.
26
İÇ ENERJİ
27
ΔE (İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ)
NİÇİN ÖLÇÜLEMEZ?
• E2 ve E1 ölçülemez. Bu nedenle de ΔE
ölçülemez.
28
MADDENİN TOPLAM
ENERJİSİ HESAP EDİLEBİLİR
Mİ?
• Maddenin toplam enerjisi hesap edilemez.
• ET = EM (EP + EK) + EİÇ (EP + EK)
• EİÇ = EÖTELEME (EK) + EDÖNME (EP + EK)
+ ETİTREŞİM (EK) + EÇEKİM (EK)
29
• E = mc2 ile hesaplanan enerjiye EP
denilebilir. Ancak farklı bir boyuttur.
• Sonuç olarak EİÇ hesap edilemez.
• Bir kişinin maddi zenginliği hesap edilse
bile zenginlik denince akla; beyin, duygu,
akıl, fikir, idrak, kavrama, hafıza vb. her
türlü zenginlik geldiğinden iç zenginlik
hesap edilemez.
30
ISI VE İŞ
31
ISININ İŞARETİ NE ZAMAN
POZİTİF (+) OLUR?
• Endotermik değişimlerde ısının (q) işareti
pozitif (+) olur; başka bir ifadeyle q>0’dır.
• Genleşince ısının işareti pozitif (+) olur.
• Sistemin ısı kazanması, olayın endotermik
olduğunun göstergesidir; ısının işareti
pozitif (+) olur.
32
ISININ İŞARETİ NE ZAMAN
NEGATİF (-) OLUR?
• Ekzotermik değişimlerde ısının (q) işareti
negatif (-) olur; başka bir ifadeyle q<0’dır.
• Sıkıştırınca ısının işareti negatif (-) olur.
• Sistemin ısı kaybetmesi, olayın ekzotermik
olduğunun göstergesidir; ısının işareti
negatif (-) olur.
33
İŞ İŞARETİ NE ZAMAN
POZİTİF (+) OLUR?
• İşaretlerin karıştırılmaması ve akılda kolay
kalması açısından, ortamın sisteme iş
yapması endotermik olarak düşünülebilir.
İşaretler iş için de ısıda olduğu gibidir.
• Ortamın sisteme iş yapması durumunda
ise iş (w) işareti pozitif (+) olur; başka bir
ifadeyle w>0’dır.
34
• Bu durum soruda “Sisteme şu kadar kJ’lük
iş yapılmıştır.” diye verilir.
• Pistonun sıkıştırılarak hacminin azalması
da buna örnek verilebilir. Sıkıştırmada
sisteme iş yapılır; işin işareti (+) olur.
35
İŞ İŞARETİ NE ZAMAN
NEGATİF (-) OLUR?
• İşaretlerin karıştırılmaması ve akılda kolay
kalması açısından, sistemin ortama iş
yapması ekzotermik olay olarak
düşünülebilir. İşaretler iş için de ısıda
olduğu gibidir.
• Sistem tarafından ortama (dışarıya) iş
yapılırsa iş (w) işareti negatif (-) olur;
başka bir ifadeyle w<0’dır.
36
• Bu durum genellikle soruda “Sistem şu
kadar kJ’lük iş yapmıştır.” diye verilir.
• Pistonun hacminin genişlemesi buna
örnektir. Genleşmede sistem iş yapar; işin
işareti (-) olur.
37
GENLEŞME VE SIKIŞTIRMA
İLE TERMODİNAMİK İLİŞKİSİ
• Genleşmede sistem iş yapar; işin işareti (-)
olur.
• Sıkıştırmada ise sisteme iş yapılır; işin
işareti (+) olur.
38
GAZLAR GENLEŞİRKEN
GENELDE SOĞUR
• Azot, oksijen vb. çoğu gaz genleşirken
soğur.
• Helyum ve hidrojen gazları genleşince
soğumaz, tam tersine ısınırlar.
39
JOULE THOMSON KAT SAYISI
• Joule Thomson kat sayısı + (artı, pozitif)
olanlar genleşirken soğuyan gazlardır.
• Joule Thomson kat sayısı – (eksi, negatif)
olanlar ise genleşirken ısınan gazlardır.
40
TERMODİNAMİĞİN I. KANUNU
41
TERMODİNAMİK 4 YASADAN
OLUŞUR
• Termodinamik bilimi dört temel doğal
yasaya dayanır: Birinci yasa, ikinci yasa,
üçüncü yasa ve sıfırıncı yasa.
I. YASA: ENERJİNİN KORUNUMU
YASASI
• Termodinamiğin birinci yasası, enerjinin
korunumunu ifade eder. Enerji, bir
şekilden diğerine dönüşebilir. Toplam
enerji sabit kalır.
42
• Termodinamiğin I. yasasına göre enerji,
miktar yönüyle yok edilemez.
• ΔE = q + w (Termodinamik I. yasanın
formülü)
• Enerji, entalpi, ısı; aynı anlama gelen
kelimelerdir.
• C + O2 → CO2 + ısı
Nefes alıp vermemizde C ve O2’nin
enerjileri toplamı; CO2’nin enerjisi ile açığa
çıkan enerjinin toplamına eşittir.
43
ΔE = q + w FORMÜLÜ İLE
İLGİLİ PROBLEMLER
• SORU: Sabit basınçlı bir sisteme 303 J’lük
iş yapılırken sistem 78 J’lük ısı kaybediyor.
Sistemin iç enerji değişimini hesaplayınız.
• ÇÖZÜM: Sisteme iş yapıldığından dolayı
w = +303 J olur. Sistem ısı kaybettiğinden
dolayı q = -78 J olur.
ΔE = q + w = -78 J + (+303 J)
ΔE = +225 J
44
SİSTEM HAREKETLİ
OLDUĞUNDA qP = ΔH OLUR
• SORU: Standart şartlarda 1 mol hidrojenin
sabit hacimli kapalı bir silindirde yanması
sonucu su buharı oluşurken 240,68
kJ/mol’lük ısı açığa çıkmaktadır. Yine
standart şartlarda 1 mol hidrojenin
sürtünmesiz hareket eden bir silindirde
yanması sonucu 241,82 kJ/mol’lük ısı
açığa çıkmaktadır. ΔE, ΔH ve w
değerlerini hesaplayınız.
45
• ÇÖZÜM (SABİT HACİMDE İŞ
YAPILMAZ): Sabit hacimli kapalı bir
silindirde 240,68 kJ/mol’lük ısı açığa
çıktığına göre q işareti (-) olur (q = -240,68
kJ). Kapalı bir silindir denildiğinde hacim
sabit olduğundan iş yapılmamıştır. w = 0
olur. ΔE = q + w formülünde iş yerine 0
yazılırsa ΔE = -240,68 kJ/mol olur.
• Hareket eden silindirde sistem hareketli
olduğundan basınç sabittir. Isı açığa
çıktığına göre q = -240,68 kJ olur.
46
• qP = ΔH olduğundan ΔH = -241,82 kJ/mol
olur.
• qP = ΔH olduğundan ΔE = q + w’te q
yerine ΔH yazılırsa formül ΔE = ΔH + w
şeklinde olur. Buradan w = ΔE – ΔH
formülünde sayısal değerler yerine
konursa w = -240,68 - (-241,82) kJ
olduğundan w = +1,14 kJ bulunur.
47
2. SİSTEMLERDE ENTALPİ
DEĞİŞİMİ
48
TERMOKİMYA VE KİMYASAL
REAKSİYON ÇEŞİTLERİ
• Bütün kimyasal reaksiyonlarda enerji
değişimi söz konusudur.
• Kimyasal olayların tamamı dışarıdan ısı
alarak veya çevreye ısı vererek
gerçekleşir. Isı alma ya da ısı vermenin
olmadığı bir kimyasal tepkime yoktur.
• Bir kimyasal tepkime dışarı ısı veriyorsa
ekzotermiktir.
49
• Bir kimyasal tepkime ısı alarak
gerçekleşiyorsa endotermiktir.
• Bir kimyasal reaksiyonda reaksiyonun
başlaması için verilen enerji, reaksiyondan
sonra açığa çıkan enerjiden daha büyükse
bu tür reaksiyonlar endotermiktir (ısı alan).
• Reaksiyonun başlaması için verilen enerji,
reaksiyondan sonra açığa çıkan enerjiden
daha küçükse bu tür reaksiyonlar
ekzotermiktir (ısı veren).
50
• Bir kimyasal tepkimede enerji çıkışı
oluyorsa, bu açığa çıkan enerji, kütlenin
enerji karşılığı değildir; kimyasal bağlarla
ilgilidir.
51
ENTALPİ
52
ENTALPİ DEĞİŞİMİ
(REAKSİYON ISISI)
• Sabit basınç altında gerçekleşen kimyasal
reaksiyonlardaki enerji değişimine
reaksiyon ısısı denir. ΔH ile gösterilir.
• ΔH, kimyasal reaksiyonlardaki enerji
değişimini gösteren bir büyüklüktür.
• ΔH şu farklı isimlerle de anılır: Entalpi
değişimi, reaksiyon entalpisi değişimi,
tepkime entalpisi değişimi, reaksiyon ısısı,
tepkime ısısı.
53
• Ekzotermik tepkimelerde ΔH’ın işareti
eksidir.
• Endotermik tepkimelerde ΔH’ın işareti
artıdır.
• Açığa çıkan enerji ve gerekli olan enerji
artılı ve eksili olmaz. ΔH da artısız ve
eksisiz olmaz.
• ΔH°>0 ise istemsiz bir tepkimedir.
54
ISI İLE ENTALPİ AYNI MIDIR?
• Sabit basınç altında gerçekleşen kimyasal
reaksiyonlardaki ısı değişimi (tepkime
ısısı) ile tepkimedeki entalpi değişimi aynı
anlama gelmektedir ve birbirlerine eşittirler
(qP = ΔH).
• Tepkime ısısı yabancı kaynaklarda q,
bizde genelde Q ile, entalpi ise H simgesi
ile gösterilir.
• Sabit basınçtaki reaksiyon ısısı da qP ile
belirtilir.
55
• Sabit hacim altında gerçekleşen kimyasal
reaksiyonlardaki ısı değişimi qV ile
simgelenir.
• qV ile qP eşit değildir. Dolayısıyla reaksiyon
ısısı ΔH ile de gösterildiğinden; reaksiyon
ısısına, sabit basınç altındaki reaksiyon
ısısı denilmelidir. Ancak denilmez. Bunun
sebebi şöyle açıklanır:
• Sabit basınç altında şartı, kimyacılar için
bir gerekliliktir.
56
• Bu nedenle malumu ilam kabilinden
olmasın diye genelde kimyacılar “sabit
hacim altında” tabirini söylemezler. Bu
durum, noksanlık veya hata
sayılmamalıdır.
• q simgesi Δ’yı da içerir. Çünkü; ısı, zaten
enerji alış verişi olunca söz konusu
oluyordu. Başka bir ifadeyle maddenin
ısısından söz edebilmek için sıcaklıkları
farklı iki durumun olması gerekiyordu. Bu
nedenle q’nun baş tarafına Δ yazılmaz.
57
REAKSİYON İÇERİSİNDE
VERİLEN ISILAR, REAKSİYON
DIŞINA TAŞINARAK
REAKSİYON ISISI (ΔH)
OLARAK GÖSTERİLİR
• C + O2 → CO2 + 94 kcal
C + O2 → CO2 ΔH = – 94 kcal
• N2 + O2 + 22 kcal → 2NO
N2 + O2 → 2NO ΔH = + 22 kcal
58
STANDART OLUŞUM
ENTALPİLERİ
59
ΔH°tepkime VE ΔH°oluşma entalpisi
SİMGELERİNİN BİRBİRİNDEN
FARKI
• ΔH° = ∑nH°ürünler – ∑nH°girenler
• ΔH°geneldir, her ikisini de içerir.
• ΔH°tepkime bütün tepkimeler için söz konusu
olan bir simgedir.
• ΔH°oluşma entalpisi ise bileşiğin 1 molünün
elementlerinden oluşmasına ait reaksiyon
denkleminin ΔH°’ını sembolize eder.
60
OLUŞMA ISISI (OLUŞUM
ENTALPİSİ)
• Aynı ΔH simgesi oluşma ısısı için de
kullanılır. Oluşma ısısı olarak ΔH şu farklı
isimlerle de anılır: Teşekkül ısısı, oluşum
ısısı, oluşma entalpisi, teşekkül entalpisi,
oluşum entalpisi. Aslında oluşma entalpisi
değil, oluşma entalpi değişimi demek
gerekir; pratikte denilmiyor. Oluşum ısısı,
bileşikler için geçerli bir tabirdir.
61
• OLUŞMA ISISI TANIMI: 1 mol bileşiğin
elementlerinden oluşmasına ait reaksiyon
denkleminin ΔH değerine o bileşiğin
“oluşma ısısı” denir.
• ELEMENTLERİN OLUŞMA ISISI 0’DIR:
Elementlerin oda koşullarında bulundukları
fiziksel hâllerinin oluşma ısıları sıfır kabul
edilmiştir. Yapı taşı molekül olan 10 adet
elementin de (F2, Cl2, Br2, I2, At2, H2, O2,
N2, S8, P4) oluşma ısısı sıfırdır.
62
ΔH İLE AYNI ANLAMA GELEN
DİĞER TERİMLER
• Nötrleşme ısısı: Asit baz reaksiyonlarında
1 mol maddenin nötrleşmesine ait
reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay
ekzotermiktir.
• Yanma ısısı: Yanma reaksiyonlarında 1
mol maddenin yanmasına ait reaksiyon
denkleminin ΔH’ına denir. Olay
ekzotermiktir.
63
• Erime ısısı: 1 mol maddenin katı fazdan
sıvı faza geçmesine ait reaksiyon
denkleminin ΔH’ına denir. Olay
endotermiktir.
• Buharlaşma ısısı: 1 mol maddenin sıvı
fazdan gaz faza geçmesine ait reaksiyon
denkleminin ΔH’ına denir. Olay
endotermiktir.
• Çözünme ısısı: 1 mol maddenin bir sıvıda
çözünmesine ait reaksiyon denkleminin
ΔH’ına denir. Olay bazen endotermik
bazen ekzotermiktir.
64
ΔH HESAPLAMA YOLLARI
•
•
•
•
•
•
•
•
1 – OLUŞMA ISILARINDAN
2 – KİMYASAL BAĞ ENERJİLERİNDEN
3 – HESS PRENSİPLERİNDEN
4 – MOL HESABIYLA
5 – HÂL DEĞİŞİM GRAFİKLERİNDEN
6 – KALORİMETRİK HESAPLAMALARDAN
7 – AKTİFLEŞME ENERJİSİNDEN
8 – FARKLI İKİ SICAKLIKTAKİ DENGE SABİTİ
DEĞERLERİNDEN
65
• 9 – İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ VE İŞ
DEĞERLERİNDEN
• 10 – İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ, BASINÇ VE
HACİM DEĞİŞİMİNDEN
66
OLUŞUM ENTALPİLERİNDEN
ΔH (TEPKİMENİN ENTALPİ
DEĞİŞİMİ) HESAPLANMASI
• ΔH, ürünlerin oluşma entalpileri
toplamından girenlerin oluşma entalpileri
toplamının çıkarılmasıyla bulunur.
Reaksiyon denkleminde şayet kat sayı
varsa, oluşma entalpisi o kat sayı ile
çarpılır.
• ΔH° = ∑nH°ürünler – ∑nH°girenler
67
TEPKİME SONUNDAKİ
ENTALPİ DEĞİŞİMİ
• Tepkimeye giren ve tepkimeden çıkan
maddelerin mol sayıları hesaplanır.
• Arta kalan maddenin yalnız giren kısmının
molü hesaba katılır.
• ΔH aşağıdaki gibi bulunurken; tepkimeye
giren ve tepkimeden çıkan maddelerin
etkin molleri oluşum entalpisiyle çarpılır.
• ΔH° = ∑nH°ürünler – ∑nH°girenler
68
AKTİFLEŞME ENERJİSİNDEN
ΔH HESAPLANMASI
• AKTİFLEŞME ENERJİSİ: Kimyasal
tepkimenin gerçekleşmesi için gerekli olan
en az enerjiye aktifleşme enerjisi denir.
Örneğin; tutuşma sıcaklığına gelene kadar
maddeyi ısıtırken verilen enerji, aktifleşme
enerjisidir. ΔH, ileri reaksiyonun aktifleşme
enerjisinden geri reaksiyonun aktifleşme
enerjisinin çıkartılmasıyla bulunur.
• ΔH° = Eaileri – Eageri
69
İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ VE İŞ
BİLİNİRSE ENTALPİ DEĞİŞİMİ
NASIL BULUNUR?
ΔE = q + w
qP = ΔH
ΔE = ΔH + w
w = ΔE - ΔH
ΔH = ΔE - w
70
İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ, BASINÇ
VE HACİM DEĞİŞİMİNDEN ΔH
BULUNMASI
ΔE = q + w
qP = ΔH
ΔE = ΔH + w
ΔH = ΔE - w
w = - PΔV
ΔH = ΔE – (- PΔV)
ΔH = ΔE + PΔV
71
HESS KANUNU
72
HESS PRENSİPLERİ
• Birden fazla reaksiyon denklemi taraf
tarafa toplandığında yeni bir reaksiyon
denklemi elde ediliyorsa, reaksiyon
denklemlerinin ΔH değerlerinin cebirsel
toplamı, net reaksiyon denkleminin ΔH’ına
eşittir.
• Bir reaksiyon denkleminde maddelerin kat
sayıları herhangi bir sayı ile çarpılarak
genişletiliyorsa, ΔH değeri de aynı sayı ile
çarpılır.
73
• Bir reaksiyon denkleminde maddelerin kat
sayıları herhangi bir sayıya bölünerek
sadeleştiriliyorsa, ΔH değeri de aynı
sayıya bölünür.
• Bir reaksiyon denkleminde reaksiyona
giren maddelerle ürünler yer değiştirirse,
ΔH değeri de işaret değiştirir.
74
BAĞ ENERJİLERİ
75
KİMYASAL BAĞ ENERJİSİ
• Atomlarda kimyasal bağ enerjisi söz
konusu değildir.
• Moleküllerin atomlardan meydana geldiğini
biliyoruz. Moleküldeki atomları bir arada
tutan kuvvet kimyasal bağlardır. Kimyasal
bağ enerjisinden söz etmek için molekülün
olması lazımdır.
• Element moleküllerinin kimyasal bağ
enerjisi vardır.
76
• Bütün kimyasal reaksiyonlar, kimyasal
bağların kırılması veya oluşması ile
meydana gelir. Doğal kimyasal
reaksiyonlarda, kimyasal bağ oluşurken
enerji açığa çıkar. Doğal bir bileşiğin
kimyasal bağlarını kırmak için de enerji
vermek gerekir.
• Bir kimyasal bağın meydana gelmesi
sırasında açığa çıkan enerjiye veya
kimyasal bağın kırılması için gereken
enerjiye bağ enerjisi denir.
77
• Bir kimyasal bağ kırılırken ne kadar enerji
veriliyorsa, aynı kimyasal bağ oluşurken
de o kadar enerji açığa çıkar. Bu enerjiye
kimyasal bağ enerjisi denir.
• Molekülü oluşturan atomlar arasındaki
kimyasal bağların enerjilerinin sayısal
değerini gösteren tablolarda, kimyasal bağ
enerjisi kcal/mol veya kJ/mol cinsindendir.
78
BAĞ ENERJİLERİNDEN
YARARLANARAK STANDART
ENTALPİ DEĞİŞİMİNİN
HESAPLANMASI
• Bağ enerjilerinden yararlanarak herhangi
bir tepkimenin standart entalpi değişiminin
hesaplanabilmesi için tepkimedeki tüm
maddelerin gaz fazında olması gerekir.
ΔH°tepkime=∑nH°girenlerin bağ enerjisi –∑nH°ürünlerin
bağ enerjisi
79
• ΔH°, girenlerin kimyasal bağ enerjileri
toplamından ürünlerin kimyasal bağ
enerjileri toplamının çıkarılmasıyla
bulunur. Denkleştirilmiş reaksiyon
denkleminde şayet moleküllerin baş
tarafında kat sayı varsa, molekülün
kimyasal bağ enerjisi o kat sayı ile çarpılır.
• Bunun için önce verilen reaksiyon
denkleminin denkleştirilmesi, daha sonra
reaksiyon denklemindeki moleküllerin açık
formüllerinin yazılması gerekir.
80
MOLEKÜLÜN KİMYASAL BAĞ
ENERJİSİ NASIL BULUNUR?
• Açık formülü yazılan bir molekülün içerdiği
kimyasal bağların enerjilerinin toplanması
ile elde edilen sayısal değerdir.
81
DOĞAL TEPKİMELERDE
ÜRÜNLERİN BAĞ ENERJİSİ
TOPLAMININ
GİRENLERİNKİNDEN BÜYÜK
OLMASINDAN ÇIKARILMASI
GEREKEN DERS
• Termodinamiğin II. yasasına göre
reaksiyon sonunda üretilen ürünlerin
kimyasal bağ enerjileri artar.
82
• Buradan şu dersi çıkarmamız
gerekmektedir: Bağ enerjilerinin artması
çeşitli kabiliyet ve bilgilerle mücehhez
olmamız gerektiğini bize ders vermektedir.
83
3. BÖLÜM: İSTEMLİLİK
84
İSTEMLİ VE İSTEMSİZ
DEĞİŞİMLER
85
FORMÜLLERLE İSTEMLİLİK
ŞARTLARI
• ΔS°toplam>0 ise istemli
• ΔG°>0 ise istemsiz
• ΔH°>0 ise istemsiz
86
İSTEMLİLİK ŞARTLARI
• Tepkimenin genelde ekzotermik olması
• Birleşme kabiliyeti olması
• Eşik enerjisini aşabilecek gerekli
aktivasyon enerjisine sahip olması
• Birleşecek maddelerin yeterli olması
• Uygun şartlar olması
87
İSTEMLİLİK İLE İLGİLİ GENEL
BİLGİLER
• İstemli olaylarda düzensizlik artmasına
rağmen, her şey yok olma ihtimalini aşarak
basitten mükemmele sanat harikası olarak
varlık dünyasına çıkmaktadır.
• Isının açığa çıktığı tepkimeler genelde
istemlidir.
• Sistemin (ürünlerin) entalpisinin azaldığı
tepkimelere ait olaylar genelde istemlidir.
88
• Bağ enerjilerinin arttığı tepkimelere ait
olaylar istemlidir.
• Entropinin büyüdüğü olaylar istemlidir.
• Doğal olaylar, istemli olup entropiyi
arttıracak yönde cereyan eder.
• Hem evrenin entropisinin artması hem de
mekânın genişlemesi her ikisi de istemlidir
ve entropi kanununa irca edilebilirler.
• Kimyasal tepkimelerde düzensizlik yönü
istemlilik yönüyle aynıdır.
89
• Ekzotermik bir olayda sistemin entropisi
artıyorsa istemlidir. Endotermik bir olayda
entropi azalıyorsa istemsizdir; zaten böyle
bir olayı gerçekleştirmek mümkün değildir.
90
MİNİMUM ENERJİ VE
MAKSİMUM DÜZENSİZLİK
• Doğal olaylarda minimum enerji yönü,
ısının olduğu yöndür. Diğer yön ise
maksimum düzensizlik yönüdür.
Düzenlilik, ısının olduğu tarafa doğru
tepkimenin yürümesi ile sağlanır. Doğal
olaylar böyledir.
• Hem V hem de T arttıkça düzensizlik artar.
91
DOĞAL TEPKİMELERDE
ÜRÜNLERİN ENERJİSİNİN
AZALMASINDAN ÇIKARILMASI
GEREKEN DERS
• Termodinamiğin II. yasasına göre
reaksiyon sonunda ürünlerin enerjileri
azalır. Ürünlerin enerjilerinin az olması
bize alçak gönüllü, kendini öne
çıkarmayan, kibirden uzak fertler olmamız
gerektiğini hatırlatmaktadır.
92
ENTROPİ
93
HAYAT, ENTROPİYE KARŞI
KOYARAK VARLIĞA ERME
BAŞARISINI ELDE ETMİŞTİR
• Kullanılamayan termal enerjinin ölçüsüne
entropi denir.
• Doğal olaylar, entropiyi arttıracak yönde
cereyan eder.
• Mekânın genişlemesi, entropi kanununa
irca edilebilir.
• Hayat, entropiye karşı koyarak varlığa
erme başarısını elde etmiştir.
94
• Evrenin entropisi artmaktadır.
• Bir sistemin sıcaklığı ne kadar büyükse,
entropisi o kadar büyüktür.
• Ekzotermik bir olayda sistemin entropisi
artıyorsa istemlidir.
• Tersi durum için; endotermik bir olayda
entropi azalıyorsa istemsizdir. Böyle bir
olayı gerçekleştiremezsiniz.
• Tersinmez olaylarda entropi artar.
• Tersinir olaylarda entropi değişmez.
95
• Buharlaşma, erime, çözünme, ısıtma gibi
olaylar entropide artışa; yoğunlaşma,
donma, çökme, sıcaklık düşmesi olaylar
entropide düşüşe neden olur.
• Her istemli olayda toplam entropi artar.
• Doğal olaylarda ısı açığa çıkınca;
1. Sistemin (ürünlerin) entalpisi
azalmaktadır.
2. Bağ enerjileri artmaktadır.
3. Entropi genelde büyümektedir.
96
MEKÂNIN GENİŞLEMESİ
• Mekân, devamlı ve sürekli olarak
genişlemektedir. Genişleme, iki türlü
açıklanmaktadır: Birincisi; evrenin
genişlerken parçalara ayrılması, bunun
sonucunda da galaktik kütlelere
dönüşmesidir. Einstein, bu genişlemeyi
“Bilemediğimiz yerlerde değişik âlemler
teşekkül ediyor.” cümlesiyle ifade etmiştir.
Ancak, tam olarak açıklamamıştır.
97
• Evrenin genişlemesini ilk keşfeden George
Lemaitre (1894–1966) adlı bilim adamıdır.
Belçika'da doğmuştur. Louvain
Üniversitesi'nde astrofizik ve gök bilimi
okumuş ve aynı üniversiteye gök bilim
profesörü olarak atanmıştır. Lemaitre,
Einstein'ın Genel Görelilik Kuramı'ndan
yararlanmıştır. Evrenin, bir zamanlar bir
atomda sıkışmış olduğunu iddia etmiştir.
Bu atomun parçalandığını ve her yana
sıcak gazlar saçtığını öne sürmüştür. Buna
Büyük Patlama (Big Bang) kuramı denir.
98
• Prof. Dr. Sir James Jeans (Sör Ceyms
Jiyns) (1877–1946), Albert Einstein (Elbırt
Aynsstayn) (1879–1955) ve İngiliz
astrofizikçi Arthur Stanley Eddington
(1882–1944) gibi önemli ilim adamları
evrenin genişlemesini kabul etmişlerdir ve
savunmuşlardır. “Evrenin durmadan
genişletildiği” çok önceleri zaten
söylenmiştir. Evrenin genişleme hızı çok
yüksektir; bu yüksekliğe, “durmadan
genişleme” cümlesiyle işaret edilmektedir.
99
• Evrenin genişlemesini açıklayan ikinci bir
görüşte de; genişlemenin, galaksilerin
kaçışıyla olduğu belirtilmektedir.
• Sonuçta her iki görüşte de genişlemeden
söz edilmektedir.
100
ENTROPİ VE MADDENİN
SONU
• Sıcak cisimler soğuyarak, soğuk cisimler
de ısınarak ortak bir sıcaklığa gitmektedir.
Evrendeki bu değişim devam etmektedir.
Evren ısı bakımından homojen hâle doğru
gitmektedir. Soğuk odadaki bir soba,
yakılıp söndürülse; oda ile kendi sıcaklığı
arasında denge kurulana kadar ısı yayar.
Bunun tersini, yani etrafa yayılan enerji
miktarının tekrar sobada toplanmasını
beklemek mümkün değildir.
101
• Şu hâlde geriye dönmeyen bir olay söz
konusudur.
• Evrende ve günlük yaşamımızda buna
benzer geriye dönmeyen olay çoktur.
• Belli bir sıcaklıkta termodinamik kıyamet
kopacaksa maddenin bir başlangıç
sıcaklığı var demektir. Madde var
edildiğinde maddeye bir başlangıç
sıcaklığı tayin edilmiştir.
• Evrende hayat sürmektedir. Belirlenen son
sıcaklığa kadar da dünya devam
edecektir.
102
• Şayet madde ezelî olsaydı (maddenin
başlangıcı olmasaydı) çoktan ortak
sıcaklığa ulaşılmış olacaktı. Başka bir
ifadeyle kıyamet kopmuş olacaktı.
• Kıyamet kopmadığına göre madde
sonradan var edilmiştir.
• Öyleyse madde ezelî değildir.
• Başlangıcı olanın sonu da olur. Madem
son gelmemiştir, kıyamet kopmamıştır,
ileride kopacağı muhakkaktır.
103
• Bununla beraber kıyametin nerede ve
nasıl yaşanacağı konusunda netlik yoktur.
Bundan dolayı iddiada bulunmamak
lazımdır. Net detaylardan sakınmak
gereklidir.
• Eğer belirlenen yaşından önce, dıştan bir
müdahale sonucu hastalık veya tahrip
edici bir hadise dünyanın başına gelmezse
ve doğal ömründen önce dünya
bozulmazsa bilimsel bir hesap ile
kıyametin zamanı bellidir.
104
• Güneşin dünyadaki görevinin sona ermesi
çeşitli şekillerde olabilir. Buna yüzündeki
iki siyah leke de sebep olabilir. Bu iki siyah
leke şimdilik küçüktür. Büyümeye yüz
tutmuştur. Lekelerin büyümesi neticesinde
güneşten dünyamıza gelen ısı ve ışık
geriye alınacak, güneşin kendinde
kalacaktır.
105
Gördüğümüz alev alev yanan
güneş, pırıl pırıl parıldayan yıldızlar
ve çeşitli hayat sahipleriyle dolup
taşan dünyamız bütünüyle evrenin
belirli bir noktadan başladığını,
muayyen bir zamanda var
olduğunu açıkça göstermektedir.
Prof. Dr. Frank Allen*
(1908–2001)
* Kanadalı fizikçi, İskoçya’da yaşadı.
106
Evren sonradan meydana
gelmiş bulunmaktadır. Eğer
maddenin başlangıcı olmasaydı
(madde ezelî olsaydı)
termodinamik kıyametin çoktan
kopmuş olması lazımdı.
Prof. Dr. Frank Allen
107
Modern ilimlere göre ısının değişmesi
olayı son noktasına ulaşmış değildir. Şayet
böyle bir şey olmuş olsaydı bugün biz
yeryüzünde bulunup bu konu üzerinde
düşünemezdik. Bu olay zamanla atbaşı
yürümektedir. Bu sebeple evrenin bir
başlangıcı vardır. Sözün kısası evrenin
ezelî olması imkânsızdır.
Prof. Dr. Sir James Jeans*
(Sör Ceyms Jiyns) (1877–1946)
* İngiliz fizikçi ve gök bilimci, en çok termodinamik ve ısı
konuları ile ilgilendi. “Etrafımızdaki Kâinat” kitabı,
termodinamik ve ısı konularıyla özellikle ilgilidir.
108
EVRENDEKİ TOPLAM
ENTROPİ DEĞİŞİMİ
• Doğadaki olaylarda sistem ile ortam
arasındaki ısı alışverişinden dolayı hem
sistemin entropisi hem ortamın entropisi
değişir hem de evrendeki toplam entropi
değişir. Evrendeki toplam entropi değişimi
(ΔStoplam), sistemin entropi değişimi ile
(ΔSsistem) ortamın entropi değişiminin
(ΔSortam) toplamına eşittir.
109
• ΔStoplam = ΔSsistem + ΔSortam
• Evrendeki entropi değişimi, bir olayın
kendiliğinden oluşup oluşmayacağının
göstergesidir. ΔS°toplam>0 ise olay istemli
olup kendiliğinden oluşabilir.
• Sabit basınç ve sıcaklıkta ΔSortam=- ΔH/T
şeklinde yazılabilir.
• ΔS°sistem = ∑nS°ürünler – ∑nS°girenler
110
SOĞUTMA SUYU NEDENİYLE
NÜKLEER ENERJİYE KARŞI
ÇIKMAK DOĞRU MUDUR?
• Entropi kanunu öğretisi; açığa çıkan
enerjiyi değerlendirmeyi, en faydalı hâlde
muhafaza etmeyi ve israf etmemeyi gerekli
kılmaktadır. Bu doğrudur.
• İtiraz edenler; su buharının, suya
dönüştürülmesi esnasında kaybolan
enerjiye itiraz etmektedirler.
111
• Bu ise (soğutma suyu nedeniyle kaybolan
enerji) ihmal edilebilir boyuttadır.
• Bu nedenle, bu konuyu bahane ederek
nükleer enerjiye karşı çıkmak yersizdir.
• Temennimiz ileride bu israfın da önüne
geçilmesidir.
112
KAR YAĞDIĞI İÇİN Mİ HAVA
SOĞUR, YOKSA HAVA
SOĞUK OLDUĞUNDAN MI
KAR YAĞAR?
• Hava soğuk olduğundan kar yağar.
Böylece hava ısınmış olur. Karın sayısız
faydaları vardır. Kar, H2O(k) demektir.
Donma olayı, ekzotermik reaksiyondur.
• H2O(s) → H2O(k) + ısı
113
SICAK KARPUZ KESİLİNCE
NİÇİN SOĞUR?
• Sıcak bir karpuzun içindeki su, kesilmeden
önce buharlaşamaz. Karpuz kesildiğinde
ise su buharlaşır. Su buharlaşırken,
karpuzun içindeki ısıyı alır. Isısı alınan
karpuzun sıcaklığı düşer; böylece karpuz
yaklaşık 10–15 dakika sonra tam yeme
kıvamında soğukluğa gelir.
H2O(s) + ısı → H2O(g)
114
TERMODİNAMİĞİN II. VE III.
KANUNLARI
115
TERMODİNAMİĞİN II. YASASI:
ENTROPİ KANUNU VE
EKSERJİ (CARNOT KANUNU)
• Termodinamiğin II. yasası, maddenin
ezeliyetini imkânsız kılar. Sonsuz ilim,
irade, kudret isteyen varlığı, cansız,
şuursuz, ilimsiz, iradesiz, güçsüz maddeye
vermek ve onu yaratıcı konumuna
çıkarmak büyük bir cahilliktir.
Materyalistler, varlığı tamamen maddeye
verip maddenin ezeliyetine inanırlar.
116
• Termodinamiğin II. yasasına rağmen, her
şey yok olma ihtimalini aşarak basitten
mükemmele sanat harikası olarak varlık
dünyasına çıkmaktadır. Termodinamiğin II.
yasasına göre, merkezdeki ısı, etrafa
sıcaklık yaymak suretiyle bir gün bitecektir.
Işık ve enerji kaynakları, çevrelerine ışık
ve enerji yaymak suretiyle bir gün evrende
enerji eşit duruma gelecektir. Bu da,
enerjinin yok olması anlamına gelmese de,
hayatın bitip ölümün gelmesidir; artı ve
eksinin yok olması demektir.
117
• Carnot, bu kanunu, evinde kaynattığı su
ve sobasının sıcaklığından edindiği
deneyimlerine dayanarak ortaya
koymuştur.
• Carnot’un bu deneyimleri daha sonra
geliştirilmiştir ve günümüzde Carnot
kanunu adı altında öğretilmektedir.
• Bu sahadaki deneyimler gösteriyor ki, eğer
daha önce bir başka sebeple kıyamet
kopmazsa, muhakkak bir termodinamik
kıyameti olacak, evrendeki enerji sona
erecek ve sistem çökecektir.
118
• Termodinamik kıyamet ile maddenin ezelî
olmaması arasındaki ilişki vardır?
• Bu ilişkiden sonsuzluğu iddia edilen
zaman ve mekânın zarar görmesi söz
konusu mudur?
• Maddeye ezeliyet verenler, ezeliyetin ne
demek olduğunu bilmemektedirler. Çünkü
ezel, sonsuz demektir.
• Ezelî olan birleşmiş (birleşik) olmaz,
birleşime girmez; basit ve parçalanmaz
olur.
119
• Ezelî olan kesinlikle değişmez ve
kendisine müdahalede bulunulamaz.
Zaman, mekân kayıtlarının ve dolayısıyla
zamana, mekâna bağlı hareketin dışında
olur. Mutlaka ebedîdir; çünkü zamanın
dışındadır.
• Ezel ve ebed, zamansızlık demek
olduğundan, bir bakıma aynı noktada
birleşirler.
• Bu özelliklerin hiçbiri maddede yoktur.
120
• Madde değişkendir.
• Madde, enerjiden ayrı düşünülemez.
Enerji ise termodinamiğin II. yasasında da
ortaya konulduğu üzere, ortak sıcaklığa
erişmek suretiyle bir gün etkisini
kaybedecektir.
• Ayrıca, madde hem her türlü etkileşime
açıktır hem de zaman ve mekân kaydı
altındadır.
121
• Mekân, küçük ölçekte atomlardan, büyük
ölçekte ise güneşlerden oluşmuştur.
Güneşlerden biri olan bizim güneşimizde,
saniyede 564 milyon ton hidrojen helyuma
dönüşmekte ve bunun neticesinde etrafa
milyonlarca kalorilik ısı ve ışık olarak enerji
yayılmaktadır. Tüm güneş sistemlerine
yayılan bu enerjinin bir kısmı da yeryüzüne
gelmektedir.
• Evren, bu türlü güneşlerden meydana
gelmiştir.
122
• Bizim güneşimiz, bir gün tükenme
noktasına ulaşacaktır. Merkezkaç bir
hareketle çok korkunç infilaklar olacak,
ardından merkezçek bir hareketle büzülme
ve kasılmalar meydana gelecek ve artık
etrafındaki meyveleri barındıramayacak,
dolayısıyla bir kıyamet koparacaktır.
• Bütün evren, temel taşı olan bu
güneşlerden birleşik olduğuna göre,
enerjileri sürekli tükenmeye doğru giden
bu güneşlerin ezelî olması düşünülemez.
123
• Çünkü ezelî, yani sonsuz olan, birleşmiş
olmaz. Madde ezelî olsaydı zaman ve
mekân kaydı altına girmez; dolayısıyla
aşınmaz, kendinde en küçük bir değişiklik
meydana gelmezdi. Oysa görüyoruz ki,
madde ve maddi dünya sürekli
değişmekte, hâlden hâle girmekte,
çözülme ve yeniden oluşmalara
uğramakta veya sebep olmaktadır. Şu
hâlde maddenin hem başlangıcı vardır
hem de sonludur; zaman ve mekân
kayıtlarıyla sınırlıdır.
124
• Termodinamiğin II. yasasına göre enerji,
şekil itibariyle sürekli değişmektedir
(entropi kanunu).
• Doğal reaksiyonlarda ürünlerin enerji
kapasitesi girenlerinkinden azdır. Doğal
reaksiyonlar ekzotermik reaksiyondur.
Ürünlerin enerjisi daha az olduğundan,
“Doğal olaylar, minimum enerji yönüne
yürür.” denir.
• Solunumda CO2 üründür. C ve O2 ise
girendir.
125
• CO2’nin enerjisi; C ve O2’nin enerjileri
toplamından daha azdır. CO2, entalpisini
düşürmüştür.
• C + O2 → CO2 + ısı
• Bu konuda geçen “enerji kalitesinin
düşmesi” tabiri, ürünlerin enerjisinin
azalması anlamındadır.
• Solunumda açığa çıkan enerji israf
edilmez. Bunun gibi doğal reaksiyonlarda
da enerji israf edilmez.
126
• Oksijen, nefes içinde kana temas ettiğinde
kanı kirleten karbonu kendine çeker. İkisi
birleşir. CO2 oluşur. Hem vücut ısısını
temin eder hem de kanı temizler. C ile O2
arasında birleşme kabiliyeti vardır. Bu iki
tanecik birbirine yakın olduğu vakit,
aralarında kimyasal reaksiyon olur.
Birleşmeden dolayı ısı açığa çıkar. Çünkü;
elementlerden doğal bileşik oluşumuna
dair kimyasal reaksiyonların tamamı
ekzotermik tepkimedir.
127
• Açığa çıkan ısıyı şöyle açıklayabiliriz: C
atomu ve O2 molekülünün her birinin ayrı
ayrı hareketleri vardır. Kimyasal değişim
anında her iki tanecik, yani C atomu ile O2
molekülü birleşerek bir tane CO2 molekülü
oluştuğundan bir tek hareketle hareket
eder. Bir hareket açıkta kalır. Çünkü;
birleşmeden önce iki hareket idi. Şimdi iki
tanecik bir oldu. Her iki tanecik bir tanecik
hükmünde bir hareket aldı.
• Diğer hareket başka bir kanun ile ısıya
dönüşür.
128
• Zaten “Hareket ısıyı doğurur.” bilinen bir
kanundur. Böylece vücut ısısı ortaya
çıktığı gibi, hem kandaki C alındığından
kan temizlenir hem de CO2 nefes vermek
suretiyle dışarı atılırken konuşma gibi
önemli bir iş de yapılmış olur.
• Tabii olan bütün kimyasal reaksiyonların,
ekzotermik olduğunu ve açığa çıkan
enerjinin değerlendirildiğini görüyoruz.
• Biz de doğal olan bu vb. olayları örnek
almalıyız. Enerji israfı yapmamalıyız.
129
• Piller ve doğal kaplama reaksiyonları,
kimyacıların doğallığı örnek alarak
geliştirdikleri çalışmalara iki örnektir.
• Entropi kanunu öğretisi, hem
çalışmalarımızda ekzotermik reaksiyonlara
öncelik vermeyi hem de ekzotermik
tepkime sonucu açığa çıkan enerjiyi
değerlendirmeyi gerekli kılmaktadır.
Böylece doğal kanunlara uymuş olacağız.
• Enerji tasarrufu, enerjiyi en faydalı hâlde
muhafaza etmektir.
130
TERMODİNAMİĞİN II.
KANUNUNDAN ÇIKARILMASI
GEREKEN DERSLER
•
•
•
•
•
Kusursuzluk
Mükemmellik
Sıfır israf
Azami tasarruf
Çevreye pozitif enerji yaymak
131
GÜNLÜK HAYATTA
TERMODİNAMİĞİN II. YASASI
VE VERİMLİLİK
(ENTROPİ KANUNUYLA
DÜNYAYA YENİ BİR BAKIŞ
VEYA ENTROPİYE DAYALI
BİR DÜNYA GÖRÜŞÜ)
• Günümüzde entropi, kimya ilmiyle sınırlı
bir kavram olmaktan çıkmıştır.
132
• Sosyal yaşam, politika, psikoloji, teknoloji,
aile hayatı vb. her alana girmiştir. Genel
bir kanun olarak ele alınmaktadır.
Çevrenin tahrip edilişine, ekolojik dengenin
bozulmasına karşı da çözüm entropi
kanununda yatmaktadır.
• Entropi kanunu bize ekonomik enerjili
durumu tercih etmeyi, azami tasarruf
prensibine uymayı, israftan kaçınmayı,
dengeli yaşamayı, doğal tepkimeleri örnek
alarak her alanda ilerlemeyi tavsiye ediyor.
133
CARNOT DEVİNİMİ (CARNOT
ÇEVRİMİ)
• Mükemmel makinede tüm ısının işe
çevrilmesi lazımdır. Dizaynın tersinir
olması gereklidir.
• Carnot devinimi, tersinir bir makinedir.
Tersinir en verimli çalışandır.
134
TERMODİNAMİK III. YASA
• Saf maddelerin kusursuz kristalinin 0 K’de
entropisi 0’dır.
135
TERMODİNAMİĞİN SIFIRINCI
YASASI
• Termodinamiğin en basit yasasıdır.
• Eğer iki sistem birbirleriyle etkileşim
içerisindeyken aralarında ısı veya madde
alış verişi olmuyorsa bu sistemler
termodinamik dengededirler.
• 1931 yılında Ralp H. Fowler tarafından
tanımlanmıştır.
136
• Sıfırıncı yasa şöyle der: Şayet hem A ve B
sistemleri termodinamik dengede iseler
hem de B ve C sistemleri termodinamik
denge içerisinde iseler; A ve C sistemleri
de termodinamik denge içerisindedirler.
• Bu yasa, sonradan ortaya konulsa da
temel bir kimya ilkesi olarak karşımıza
çıkmıştır. Bu nedenle doğal olarak I, II ve
III. yasalardan önce gelme zorunluluğu
doğmuş ve IV. yasa adını almamıştır.
137
• I, II ve III. yasalardan sonra ifade edildiği
hâlde termodinamik ilminde sıfırıncı yasa
olarak yerini almıştır.
138
EKSERJİ NEDİR?
• Ekserji, bir sistemin sahip olduğu
kullanılabilir iş potansiyelidir. Bir sistemin
herhangi bir termodinamik yasaya aykırı
olmaksızın sağlayabileceği maksimum işi
ifade eder.
• Enerjinin sadece bir bölümü işe çevrilebilir.
Toplam enerjinin kullanılabilen kısmı
ekserjidir.
139
• Ekserji, enerjinin işe çevrilebilme
potansiyelidir. Bir kaynaktan elde
edilebilecek maksimum işi ifade eder.
• Bir hâl değişimi sırasında kaybedilen iş
potansiyeli, ekserji kaybı olarak tanımlanır.
Ekserji kayıpları ne kadar az ise üretilen iş
o kadar fazladır.
• Ekserji, termodinamiğin II. yasasına
dayanır.
• Ekserji analizi sonuçları, sistem
performansının iyileştirilmesinde kullanılır.
140
GİBBS SERBEST ENERJİSİ
141
GİBBS SERBEST ENERJİSİ
BİRİMİ
• G (Gibbs serbest enerjisi) birimi: kJ/mol
142
GİBBS SERBEST ENERJİSİ
DEĞİŞİMİ
• ΔGtepkime = Gibbs serbest enerjisi değişimi
(Gibbs enerjisi değişimi, serbest Gibbs
enerjisi değişimi veya serbest enerji
değişimi)
• ΔG°tepkime = Standart Gibbs serbest
enerjisi değişimi (Standart Gibbs enerjisi
değişimi, standart serbest Gibbs enerjisi
değişimi veya standart serbest enerji
değişimi)
143
• ΔG° = ∑nG°ürünler – ∑nG°girenler
144
ΔG° = ΔH°sistem - TΔS°sistem
FORMÜLÜNÜN ÇIKARILMASI
G = H – TS
ΔG = ΔH – TΔS
ΔG° = ΔH°sistem - TΔS°sistem
Bu formül şöyle çıkarılır:
• ΔStoplam = ΔSsistem + ΔSortam
• Sabit basınç ve sıcaklıkta ΔSortam=- ΔH/T
olduğundan ΔSortam yerine - ΔH/T yazılır:
145
ΔStoplam = ΔSsistem + (- ΔH/T)
ΔStoplam = ΔSsistem - ΔHsistem/T
• Eşitliğin her iki tarafı -T ile çarpılır:
-TΔStoplam = ΔHsistem - TΔSsistem
• -TΔStoplam = ΔG olduğundan -TΔStoplam
yerine ΔG yazılır:
ΔG = ΔHsistem - TΔSsistem
• Aynı formül standart şartlarda aşağıdaki
gibi yazılır:
ΔG° = ΔH°sistem - TΔS°sistem
146
• Gibbs serbest enerjisi, değişimlerin
istemliliğini etkileyen iki faktörü birleştirir.
Bunlardan birincisi minimum enerjili olma
eğilimi, ikincisi ise maksimum düzensizlik
(entropi artışı) eğilimidir.
147
KİMYASAL OLAYLARDA
İSTEMLİLİK VE GİBBS
SERBEST ENERJİSİ
148
• ΔG° değerinin negatif olması (sıfırdan
küçük bir değer çıkması), reaksiyonun
ürünler yönüne doğru istemli olduğunu
gösterir (ΔG°<0 ise istemli).
• ΔG° değerinin pozitif olması (sıfırdan
büyük bir değer çıkması), reaksiyonun
ürünler yönüne doğru istemsiz, girenler
yönüne doğru ise istemli olduğunu gösterir
(ΔG°>0 ise istemsiz).
149