İçindekiler
1Termokimya Nedir?
Termokimya, kimyasal tepkimelerde yer alan enerji (özellikle ısı) değişimlerini inceleyen bilim dalıdır. Tüm kimyasal tepkimeler enerji değişimi ile birlikte gerçekleşir. Bazı tepkimeler ısı açığa çıkarırken (ekzotermik), bazıları ısı absorbe ederler (endotermik).
Termokimya, enerji korunumu ve termodinamik ilkeleri temel alan fizik ve kimyayı birleştiren bir alandır. Bir tepkimenin enerji değişimini bilmek, o tepkimenin kendiliğinden gerçekleşip gerçekleşmeyeceğini belirlemeye yardımcı olur.
Enerji Nedir?
Enerji, işi yapabilme yeteneğidir. Kimyasal tepkimelerde yapılan işin çoğu ısı şeklinde açığa çıkar. Bazı tepkimeler elektrik enerjisi, ışık enerjisi veya mekanik enerji de açığa çıkarabilirler.
Günlük Hayat Örnekleri
Ekzotermik: Mum yanarken ısı verir, otel yağında yanma
Endotermik: Çamaşır deterjanı suya döktüğünde soğur, buz erimiş su
2Entalpi ve Reaksiyon Isısı
Entalpi (H), bir sistemin toplam ısı içeriğinin ölçüsüdür. Kimyasal tepkimelerde ne değişebileceği bizim ilgimiz olan şey, entalpi değişimidir.
ΔH = Hürünler - Hreaktantlar
ΔH: Entalpi değişimi (kJ/mol veya kcal/mol)
ΔH İşaretleri
ΔH < 0
Ekzotermik (ısı açığa çıkar)
ΔH > 0
Endotermik (ısı absorbe edilir)
Standart Oluşum Entalpisi (ΔH°f)
Bir bileşiğin temel elementlerinden standart koşullarda (25°C, 1 atm) oluşumundaki entalpi değişimidir. Temel hallerde elementlerin ΔH°f = 0 kJ/mol dir.
ΔH°f(H₂O) = -286 kJ/mol
ΔH°f(CO₂) = -393 kJ/mol
ΔH°f(NaCl) = -411 kJ/mol
Negatif değerler bu bileşiklerin oluşumunun ekzotermik olduğunu gösterir.
3Ekzotermik ve Endotermik Tepkimeler
Tüm kimyasal tepkimeler iki kategoriye ayrılır: enerji açığa çıkaranlar ve enerji absorbe edenler.
Ekzotermik Tepkimeler (ΔH < 0)
Çevre ortama ısı veren tepkimelerdir. Ürünlerin enerjisi reaktantlarınkinden düşüktür. Enerji açığa çıkması demek, kimyasal bağlarında saklı olan enerji serbest bırakılması demektir.
C + O₂ → CO₂ ΔH = -393 kJ
2H₂ + O₂ → 2H₂O ΔH = -572 kJ
Mum yanması, benzin yanması, biyolojik hücre solunum
Endotermik Tepkimeler (ΔH > 0)
Çevre ortamdan ısı absorbe eden tepkimelerdir. Ürünlerin enerjisi reaktantlarınkinden yüksektir. Bu tepkimeler soğur (sistem sıcaklığı azalır).
N₂ + O₂ → 2NO ΔH = +180 kJ
2HgO → 2Hg + O₂ ΔH = +180 kJ
Eriyen buz, çözünen tuz, elektroliz
Enerji Diyagramları
Ekzotermik: Ürünler daha alçakta (enerji açığa çıktı)
Endotermik: Ürünler daha yüksekte (enerji absorbe edildi)
4Hess Yasası
Hess Yasası, kimyasal tepkimelerin entalpi değişimlerinin additive olduğunu ifade eder. Yani çeşitli tepkimeleri katmanız (cebirsel toplama) sonucunda genel tepkimenin ΔH değerini bulabilirsiniz.
Hess Yasası Kuralları
1. Tepkimeyi 2 ile çarparsanız, ΔH de 2 ile çarpılır
2. Tepkimeyi ters çevirirseniz, ΔH işaret değiştirir
3. Tepkimeler toplanırken ortak maddeler silinir
Hess Yasası Örneği
Hedef: C + O₂ → CO₂ (ΔH = ?)
Verilen:
① C + ½O₂ → CO ΔH = -110 kJ
② CO + ½O₂ → CO₂ ΔH = -283 kJ
Çözüm: ① + ② ekleyin
ΔH = -110 + (-283) = -393 kJ
Standart Entalpi Kullanarak Hesap
ΔH°rxn = Σ ΔH°f(ürünler) - Σ ΔH°f(reaktantlar)
Örnek: H₂ + ½O₂ → H₂O
ΔH°rxn = ΔH°f(H₂O) - [ΔH°f(H₂) + ½ΔH°f(O₂)]
= -286 - [0 + 0] = -286 kJ
5Bağ Enerjileri
Bağ enerjisi, kimyasal bağ kırmak için gerekli enerji (endotermik) veya bağ oluştururken açığa çıkan enerji (ekzotermik) miktarıdır. Tepkime entalpisi bağ kırma ve oluşturma enerjilerinden hesaplanabilir.
ΔH = Σ E(bağ kırılan) - Σ E(bağ oluşan)
Bağ kırmak endotermik (+), bağ oluşmak ekzotermik (-) işlemdir
Bazı Bağ Enerjileri (kJ/mol)
H-H
436
O=O
498
N≡N
941
H-O
464
C=C
614
C-H
413
Bağ Enerjisi Örneği
H₂ + ½O₂ → H₂O
Kırılan bağlar: 1×H-H + ½×O=O = 436 + 249 = 685 kJ
Oluşan bağlar: 2×H-O = 2×464 = 928 kJ
ΔH = 685 - 928 = -243 kJ
6Önemli Noktalar
Mutlaka Bilmen Gerekenler
- ΔH < 0 ekzotermik (ısı açığa çıkar), ΔH > 0 endotermik (ısı absorbe edilir)
- ΔH = H ürünler - H reaktantlar
- Standart oluşum entalpisi (ΔH°f), temel elementlerden oluşum entalpisidir
- Hess yasası: Tepkimelerin ΔH değerleri toplanabilir
- ΔH°rxn = Σ ΔH°f(ürünler) - Σ ΔH°f(reaktantlar)
- Bağ kırmak endotermik (+), bağ oluşmak ekzotermiktir (-)
- Kalorimetri: q = mcΔT, burada q ısı, m kütle, c özgül ısı, ΔT sıcaklık değişimi
- Tepkimenin tersini yazarsanız ΔH işareti değişir
Sık Yapılan Hatalar
- Standart entalpi tablosunda verilen değerleri bileşik kütlesi yerine mol sayısında kullanmamak
- Hess yasasında tepkimeleri katarken molları gözardı etmek
- ΔH°f
7Pratik Sorular
Öğrendiklerini test et! Aşağıdaki soruları çözmeye çalış.
C + O₂ → CO₂ tepkimesinde ΔH = -393 kJ verilmiş. Bu tepkime ekzotermik midir endotermik midir?
100 gram suyu 20°C'den 30°C'ye ısıtmak için gerekli ısı kaç kJ dir? (c suyun = 4,18 J/g°C)
Verilen: C + ½O₂ → CO, ΔH = -110 kJ ve CO + ½O₂ → CO₂, ΔH = -283 kJ. Buna göre C + O₂ → CO₂ tepkimesinin ΔH değeri nedir?
N₂ + 3H₂ → 2NH₃ tepkimesinin ΔH = -92 kJ olduğu biliniyorsa, 2 mol NH₃ oluştuğunda açığa çıkan ısı kaç kJ dir?
H₂ + ½O₂ → H₂O tepkimesinde: H-H bağı kırılırken 436 kJ, O=O bağı kırılırken 249 kJ gereklidir. H-O bağı oluşturulurken 464 kJ açığa çıkar. ΔH kaç kJ dir?