Tepkimelerde ısı değişimi
Her maddenin yapısında depoladığı bir enerji vardır. Bir tepkime, bu enerjinin yeniden dağıtılmasıdır: bir kısmı ortama ısı olarak verilir ya da ortamdan alınır. Bu ünitede o ısıyı üç ayrı yoldan hesaplamayı öğreneceksin — oluşum entalpilerinden, grafikten ve bağ enerjilerinden.
Enerji, iş yapabilme kapasitesidir. Enerji yoktan var edilemez; bir formdan başka bir forma dönüşebilir.
Düğmelerle kavramları gez. Canvas her kavramda taneciklerin hangi hareketini canlandırıyor: titreşim, öteleme ve dönme ayrı ayrı gösteriliyor; potansiyel enerjide tanecikler arası etkileşim çizgileri beliriyor.
Sıcaklık, madde ile ortam arasında ısı akışının yönünü belirleyen bir hâl değişimi olup kinetik enerjinin ortalama bir ölçüsüdür.
Isı ise madde ile ortam arasındaki sıcaklık farkından dolayı aktarılan enerjidir.
Yani sıcaklık bir ölçü, ısı bir aktarımdır. “Bu cismin ısısı yüksek” cümlesi kimyada yanlıştır.
Sistemin sahip olduğu toplam enerji; entalpi, ısı kapsamı, potansiyel enerji veya tepkime ısısı olarak adlandırılabilir ve H ile gösterilir.
Entalpi (H), sabit basınç altında gerçekleşen bir tepkimede alınan veya verilen ısı miktarıdır.
Birimi, uluslararası birim sistemine (SI) göre kJ ve kJ/mol cinsinden hesaplanır.
Entalpi katalizöre bağlı değildir.
Entalpi bir hâl fonksiyonu olduğundan izlenen yola bağlı değildir ve doğrudan ölçülemez. Sistemin ilk hâli ile son hâli arasındaki entalpi farkından faydalanılarak ölçüldüğünde ΔH’den bahsedilir.
ΔH = ΣΔHürünler − ΣΔHgirenler
Fiziksel, kimyasal ve nükleer olayların tümünde sistem ısı alır veya verir. Fiziksel olaylara eşlik eden enerji en küçük iken (buzun erimesi), nükleer olaylara eşlik eden enerji en büyüktür (atom bombası).
Maddelerin sahip olduğu potansiyel enerji kimyasal olaylar sırasında ısı, ışık, ses, elektrik veya hareket enerjisine dönüşebilir.
Sabit basınçta sistem dışarıdan enerji alırsa entalpisi artar, dışarıya enerji verirse entalpisi azalır. Sistemin enerji alışverişine göre tepkimeler ikiye ayrılır.
Dışarıdan ısı (enerji) alarak gerçekleşen tepkimelerdir. Isı girenler tarafına yazılır.
A + B + ısı → C + D
Tepkime oku üzerinde “ısı”, “Δ” şeklinde veya tepkimenin gerçekleştiği sıcaklık yazılarak da ifade edilebilir.
ΔH > 0
Dışarıya ısı (enerji) vererek gerçekleşen tepkimelerdir. Isı ürünler tarafına yazılır.
A + B → C + D + ısı
Bir kez başladıktan sonra genellikle kendiliğinden devam eder.
ΔH < 0
On dört olayın hepsi aynı listelerden. Düğmeye bas: ok, olayı ENDOTERMİK ya da EKZOTERMİK kutusuna gönderiyor ve altında ısının denklemin hangi tarafına yazıldığı gösteriliyor.
“Suda çözünme” hem endotermik hem ekzotermik listede geçer, ama farklı maddeler için: tuz ve şeker gibi birçok katının çözünmesi endotermik, gazların ve bazı katıların çözünmesi ekzotermiktir. Aynı şekilde hâl değişimleri de iki listede birden görünür — ayıran şey yönüdür: düzenliden düzensize endotermik, düzensizden düzenliye ekzotermik.
Gerçekleşen fiziksel ve kimyasal olayın cinsine göre entalpi değerleri farklı isimler alır: erime entalpisi, yanma entalpisi, nötralleşme entalpisi, çözünme entalpisi, standart oluşum entalpisi vb.
25 °C sıcaklık ve 1 atm basınçta bir bileşiğin kararlı hâldeki elementlerinden oluşumu sırasındaki ısı değişimidir. ΔH°f ile gösterilir. Bileşik 1 mol ise “standart molar oluşum entalpisi” denir.
Elementlerin standart şartlarda en kararlı hâllerinin oluşum entalpisi sıfır kabul edilir. O₂ allotropu için oluşum entalpisi sıfır iken ozon (O₃) için bu değer sıfırdan farklıdır. C(grafit)’in oluşum entalpisi sıfır iken C(elmas) için sıfırdan farklıdır.
Düğmelerle maddeleri gez. Canvas o maddenin standart koşullardaki kararlı hâlini gösteriyor ve ΔH°f değerinin sıfır olup olmadığına karar veriyor. Aynı elementin başka bir hâli ya da allotropu seçildiğinde rozet değişiyor.
| Element | Kararlı hâl |
|---|---|
| Hidrojen | H₂(g) |
| Karbon | C(grafit) |
| Cıva | Hg(s) |
| Fosfor | P(beyaz) |
| Kükürt | S(rombik) |
| İyot | I₂(k) |
| Oksijen | O₂(g) |
| Metaller (Hg hariç) | Katı hâl |
Bir tepkimenin entalpisi, ürünlerin standart oluşum entalpilerinden girenlerin standart oluşum entalpileri çıkarılarak bulunur. Kaydırakla ürünün oluşum entalpisini değiştir: sütunlar ve ΔH oku birlikte hareket ediyor, işaret değişince rozet ENDOTERMİK ↔ EKZOTERMİK arasında geçiyor.
Kaydırak ürünlerin potansiyel enerjisini değiştiriyor; girenler sabit duruyor. Ürünler girenlerin üstüne çıkınca grafik endotermik, altına inince ekzotermik oluyor; ΔH oku yön değiştiriyor ve “ısı alır / ısı verir” etiketi güncelleniyor. Altta tepkimenin ısı yazılmış hâli ve minimum enerjiye eğilimin hangi taraf lehine olduğu yazılı.
A + B + ısı → C + D
ΔH = ΔHürünler − ΔHgirenler ve ΔHürünler > ΔHgirenler olduğu için ΔH > 0.
A + B → C + D + ısı
ΔHürünler < ΔHgirenler olduğu için ΔH < 0.
Kimyasal türler daha düşük enerjili (kararlı) hâle ulaşmak için bağ oluşturur. Bu sebeple bağ oluşumu tepkimeleri ekzotermik, bağ kopması tepkimeleri endotermiktir.
H(g) + H(g) → H₂(g) + 436 kJ
Bağ oluşumu: ekzotermik
H₂(g) + 436 kJ → H(g) + H(g)
Bağ kopması: endotermik
Sayı aynı, işaret zıt. Hatırlatma: ΔH°bağ kopması = −ΔH°bağ oluşması.
İki ametal atomu arasında ortaklaşa kullanılan elektron çifti sayısı arttıkça bağ uzunluğu azalır, bağ kuvveti artar. Kaydırakla bağ sayısını değiştir: canvas iki atomu gerçek oranıyla yaklaştırıp uzaklaştırıyor, alttaki iki sütun uzunluk ve sağlamlığı ters yönde gösteriyor.
N≡N(g) + a kJ → 2N(g)
O=O(g) + b kJ → 2O(g)
F−F(g) + c kJ → 2F(g)
a > b > c
Üçlü bağı koparmak en çok, tekli bağı koparmak en az enerji ister. Bu sıralama yukarıdaki kuralın doğrudan sonucudur.
Bağ enerjilerinden entalpi hesaplanırken ΔH = kırılan bağların enerjisi − oluşan bağların enerjisi formülü kullanılır. İki kaydırakla kopan ve oluşan bağ enerjilerinin toplamını değiştir; sol sütun girenlerdeki bağların kopması (enerji harcanır), sağ sütun ürünlerdeki bağların oluşması (enerji açığa çıkar). Aradaki fark ΔH’dir.
Kimyasal tepkimedeki toplam entalpi değişimi ara basamakların entalpi değişimlerinin toplamına eşittir ve bu eşitlik “Hess Yasası” olarak bilinir. Hess Yasası kullanılarak deneysel olarak ölçülemeyen ΔH değerleri teorik olarak ölçülebilir.
Üç düğme üç kuralı gösteriyor. Canvas her kuralda önce ve sonra hâlini yan yana koyuyor; entalpi değerinin nasıl değiştiğini ok üzerinde yazıyor. Üçüncü kuralda iki tepkime toplanıp ortak tür sadeleştiriliyor.
| İşlem | Kural | Tepkime | Entalpi |
|---|---|---|---|
| — | Başlangıç | A + B → C | ΔH = a |
| Ters çevirmek | Entalpi değerinin toplamaya göre tersi alınır | C → A + B | ΔH = −a |
| Bir sayıyla çarpmak | Entalpi değeri de aynı sayıyla çarpılır | 2A + 2B → 2C | ΔH = 2a |
| İki tepkimeyi toplamak | Reaksiyonların da entalpileri toplanır | A + B → C (ΔH₁ = a) C + D → B + E (ΔH₂ = b) A + D → E |
ΔH₃ = a + b |
Hess Yasası’na göre tepkime entalpisi hesaplanırken tüm basamaklar aynı sıcaklıkta gerçekleşmiş ve denkleştirilmiş olmalıdır.
Bu eşitlikler yanında Hess Kanunu, kalorimetre ve stokiyometrik hesaplamalarla da entalpi hesabı yapılabilir.
Aynı şartlarda aynı madde için:
ΔH°erime = −ΔH°donma
ΔH°buharlaşma = −ΔH°yoğunlaşma
ΔH°bağ kopması = −ΔH°bağ oluşması
Üçü de aynı fikrin tekrarı: ters yön, ters işaret, aynı büyüklük.
| Yol | Neyi çıkarırsın | Ne zaman kullanılır | Şart |
|---|---|---|---|
| Oluşum entalpileri | Girenleri ürünlerden | ΔH°f tablosu verildiyse | Elementlerin ΔH°f’si sıfır alınır |
| PE – TK grafiği | Eag’yi Eai’den | Grafik verildiyse | Seviyeler okunabilmeli |
| Bağ enerjileri | Oluşanları kopanlardan | Bağ enerjileri verildiyse | Tüm türler gaz fazında olmalı |
| Hess Yasası | Basamakları toplayarak | Ara basamaklar verildiyse | Aynı sıcaklık, denkleştirilmiş |
Maç sırasında sakatlanan arkadaşına verilen soğuk kompres poşetinde bir tuz suda çözünür ve ortamdan ısı çeker: endotermik çözünme, ΔH > 0.
Kışta kullanılan el ısıtıcılarında ise ekzotermik bir olay vardır: sistem enerji verir, ΔH < 0, poşet ısınır.
Yanma olayları ekzotermiktir. Bir kez tutuşturunca kendiliğinden devam eder — çünkü istemli tepkimedir.
Buzun erimesi endotermik: düzenli hâlden düzensiz hâle geçiş. Bu yüzden buz, içeceğinden ısı çeker ve içecek soğur.
Su buharının cama yoğuşması ekzotermik: düzensizden düzenliye geçiş, ortama ısı verilir. Kışın cam bu yüzden ılık gelir.
Mide asidiyle antasit arasındaki nötralleşme tepkimesi ekzotermiktir; nötralleşme doğrudan bu grupta yer alır.
Peynirin erimesi, ekmeğin kızarması — hepsinde ısı sisteme veriliyor. Fiziksel olaylara eşlik eden enerji, kimyasal olaylardan daha küçüktür.
Pilde depolanan potansiyel enerji kimyasal olaylar sırasında elektrik enerjisine dönüşür. Enerji yoktan var edilmez, yalnız biçim değiştirir.
Etiketteki “enerji” değeri, besinin yanma entalpisinden gelir. Entalpi biriminin kJ ve kJ/mol olması bu yüzden hayatına giriyor.
54 soruluk test · iç enerji ve entalpi, endotermik-ekzotermik ayrımı, standart oluşum entalpisi ve kararlı hâller, potansiyel enerji grafikleri, bağ enerjilerinden entalpi hesabı ve Hess Yasası
Kinetik enerji; taneciklerin titreşim, öteleme ve dönme hareketlerinden oluşur. Taneciklerin birbiriyle etkileşiminden potansiyel enerji oluşur. İç enerji, maddenin tüm taneciklerinin kinetik ve potansiyel enerjileri toplamıdır.
Sıcaklık, ısı akışının yönünü belirleyen ve kinetik enerjinin ortalama bir ölçüsü olan büyüklüktür. Isı, sıcaklık farkından dolayı aktarılan enerjidir.
Sabit basınç altında gerçekleşen bir tepkimede alınan veya verilen ısı miktarıdır. Birimi kJ ve kJ/mol. Isı kapsamı, potansiyel enerji veya tepkime ısısı da denir. ΔH = ΣΔHürünler − ΣΔHgirenler
Maddelerin fiziksel hâlleri, ortamın sıcaklık ve basıncı, madde miktarları. Katalizöre bağlı değildir. Bir hâl fonksiyonu olduğu için izlenen yola bağlı değildir ve doğrudan ölçülemez.
Dışarıdan ısı alarak gerçekleşir; ısı girenler tarafına yazılır, ΔH > 0. Erime-buharlaşma-süblimleşme, azotun yanması, analiz tepkimeleri, bağ kırılması, tuz-şeker gibi katıların çözünmesi, iyonlaşma enerjisi. Genellikle istemsizdir; minimum enerjiye eğilim girenler lehinedir.
Dışarıya ısı vererek gerçekleşir; ısı ürünler tarafına yazılır, ΔH < 0. Donma-yoğuşma-kırağılaşma, yanma, bazı sentezler, bağ oluşumu, gazların çözünmesi, elektron ilgisi, nötralleşme ve metal-asit tepkimeleri. Genellikle istemlidir; minimum enerjiye eğilim ürünler lehinedir.
25 °C ve 1 atm’de bir bileşiğin kararlı hâldeki elementlerinden oluşumu sırasındaki ısı değişimi; ΔH°f. Bileşik 1 mol ise standart molar oluşum entalpisi denir.
Elementlerin en kararlı hâllerinin oluşum entalpisi sıfırdır: H₂(g), C(grafit), Hg(s), P(beyaz), S(rombik), I₂(k), O₂(g), metaller katı hâlde. O₃, C(elmas) ve Fe(s) için sıfırdan farklıdır.
ΔH°tepkime = ΣΔH°f(ürünler) − ΣΔH°f(girenler). H₂ + ½O₂ → H₂O(s) tepkimesinin entalpisi suyun oluşum entalpisine eşittir; N₂ + 3H₂ → 2NH₃ tepkimesininki NH₃’ünkinin iki katıdır; CO + ½O₂ → CO₂ tepkimesininki CO₂’ninkine eşit değildir (CO bileşiktir).
Kovalent bağı koparmak için gerekli enerjidir. Bağ oluşumu ekzotermik, bağ kopması endotermiktir ve büyüklükleri eşittir. Hesap için tüm türler gaz fazında olmalıdır. Ortaklaşa kullanılan elektron çifti sayısı arttıkça bağ uzunluğu azalır, bağ kuvveti artar (N≡N > O=O > F−F).
ΔH = kırılan bağların enerjisi − oluşan bağların enerjisi. Aynı atomlar arasındaki bağ enerjisi doğrudan, farklı atomlar arasındaki farklı bileşiklerdeki değerlerin ortalaması alınarak belirlenir. Kopan-oluşan bağları görmek için Lewis formülleri yazılmalıdır.
Toplam entalpi değişimi ara basamakların entalpi değişimlerinin toplamına eşittir. Ters çevirince işaret değişir, sayıyla çarpınca entalpi de çarpılır, toplarken entalpiler toplanır. Tüm basamaklar aynı sıcaklıkta ve denkleştirilmiş olmalıdır. Ölçülemeyen ΔH değerleri böyle bulunur.