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. 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).
Bir kimyasal tepkimede enerji çıkışı oluyorsa, bu açığa çıkan enerji, kütlenin enerji karşılığı değildir; kimyasal bağlarla ilgilidir.
ENTALPİ
REAKSİYON ISISI (ENTALPİ DEĞİŞİMİ)
Sabit basınç altında gerçekleşen kimyasal reaksiyonlardaki enerji değişimine reaksiyon ısısı denir. ΔH ile gösterilir.
ΔH, kimyasal reaksiyonlardaki enerji değişimini gösteren bir büyüklüktür. Reaksiyon ısısı olarak ΔH şu farklı isimlerle de anılır: Tepkime ısısı, reaksiyon ısısı, entalpi değişimi, reaksiyon entalpisi değişimi, tepkime entalpisi değişimi.
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.
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.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. 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.
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
STANDART OLUŞUM ENTALPİLERİ
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 yalnız elementlerinden oluşmasına ait reaksiyon denkleminin ΔH°’ını sembolize eder.
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.
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.
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.
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.
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
9 – İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ VE İŞ DEĞERLERİNDEN
10 – İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ, BASINÇ VE HACİM DEĞİŞİMİNDEN
OLUŞUM ENTALPİLERİNDEN ΔH 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
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
İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ VE İŞ BİLİNİRSE ENTALPİ DEĞİŞİMİ NASIL BULUNUR?
ΔE = q + w
qP = ΔH
ΔE = ΔH + w
w = ΔE - ΔH
ΔH = ΔE - w
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
