En Komik ve Eğlenceli Videolar Burada. * FrmTR Sohbet Kontrol Panelinizde.
Forum TR
Go Back   Forum TR > > >
FrmTR'ye Reklam Vermek İçin: [email protected]
Cevapla
 
Konu Araçları
Eski 24-01-08, 09:09   #1
eventeam

Varsayılan Hess YAsası ile ilgili ÖSS'de çıkmış sorular!!!AciLLL.


Beyler dönem ödevimde hess yasası ile ilgili öss de çıkmış sorular war.eğer bu konuda bi paylaşımı oLan warsa koyabiLİr mi.

Yardımlarınız için şimdiden teşekkürler.
  Alıntı Yaparak Cevapla
Eski 05-03-08, 21:11   #2
jackalcarlos09

Varsayılan C: Hess YAsası ile ilgili ÖSS'de çıkmış sorular!!!AciLLL.


yoq mu yardım edecek biri

8. BÖLÜM KİMYASAL TEPKİMELER VE ENERJİ

Hazırlık Çalışmaları

1. Enerj ne demektir? Enerjinin kütlesi ve hacmi var mıdır?Araştırınız.

2. Dünyadaki başlıca enerji kaynaklarının neler olduğunu araştırınız.

3. Ülkemizde elektrik enerjisinin hangi kaynaklardan elde edildiğini araştırınız.

4. Çalışan bir buz dolabında hangi enerjilerin birbirine dönüştüğünü araştırınız.

5. Isı ile sıcaklık arasındaki farkı ve bunların ilişkisini açıklayınız.

6. Enerji yayan (ekzotermik) ve enerji alan (endotermik) fiziksel ve kimyasal değişmelere ikişer örnek veriniz.

7. Yanmanın bir ayrışma değil birleşme olduğunu kanıtlayacak bir deney tasarlayınız.

Giriş

Enerjinin korunumunu ve dönüşümünü inceleyen bilim koluna termodinamik denir( Termodinamik adı, Grekçe "therme" (ısı) ve "dynamis" (iş) sözcüklerinden türetilmiştir). Bu bilim kolu 19. yüzyıldaki Endüstri Devrimine bağlı olarak doğmuş, ısı makinalarının verimini arttırmak için yapılan çalışmalar, ısı, iş ve yakıtların ısı içeriği kavramlarını öne çıkarmıştır. Bu bilim kolu, 1920lerde geliştirilen yeni kuantum kuramı ışığında bazı değişmelere uğramış, istatistiksel termodinamik doğmuştur. Bugün bir çok kimyasal olay, termodinamiğin yasaları ışığında yorumlanmaktadır.

İnsanın doğaya egemenlik mücadelesindeki en büyük çabalardan birisi, enerjiyi yararlı bir şekilde kullanmak (işe çevirmek) olmuştur.

Temel Kavramlar: Evren, Sistem ve Çevre

Evren, doğanın tümünü kapsar. İnceleyebildiğimiz evren parçasına sistem, sistemin içinde bulunduğu koşullara da çevre diyoruz. Sistem, çevresi ile yalıtılmış, çevresiyle enerji ve madde alış verişi olmayan evren parçasıdır. Örneğin 1.1 Şekilde bir kesiti verilen silindirdeki hidrojen gazı (H2), ve oksijen gazı (O2) karışımını alalım. Burada sistem, H2 ve O2 karışımıdır; silindir, piston ve onların yanındaki her şey çevreyi oluşturur. Hidrojen ve oksijen tepkimeye girip su oluştururken, enerji açığa çıkar. Bu tepkimeye aynı zamandan hidrojenin yanma tepkimesi olarak da bakabiliriz.

2H2 (g) + O2 (g) ¾® 2H2O (s) + enerji

Bu kimyasal tepkime sırasında sistemi oluşturan hidrojen ve oksijen atomlarının kimyasal şekli değişmiş, sistemden madde çıkışı veya sisteme madde girişi olmamıştır. Buna karşın sistem ile çevresi arasında ısı ve iş değişimi olmuştur. Bunlar da ölçülebilir niceliklerdir.

Enerjinin Şekilleri

Enerji ilke olarak iki tipte sınıflanır: kinetik enerji ve potansiyel enerji. Kinetik enerji hareket enerjisidir. Kütlesi m, hızı v ile simgelenen bir nesnenin kinetik enerjisi, kütlesi ile hızının karesinin çarpımının yarısına eşittir.


* Uluslararası birim sisteminde (SI) enerji birimi joule (J) dür. Kilojoule (kJ) değeri 4.18 e bölünürse kilokalori elde edilir.



* Bazı niceliklerin son ve ilk miktarları arasındaki fark, Grek'çe delta, (D ) harfi ile gösterilir.



* Enerji Birimleri

* Joule (J): 1J = 1 kg – m2, olan bir nesnenin kinetik enerjisine 1 J denir.

* Kalori (kal): 14.5 0C deki 1 g suyun sıcakılğını 15.5 0C ye çıkarmak için gereken enerji 1 kaloridir.

1000 kal = 1 Kkal ve 1 kalori = 4.184 joule

Isı Kapsamı ve Sıcaklık

Kimyasal değişmelerdeki enerji değişimi çok kere ısı enerjisi olarak kendini gösterir.

Bir maddenin belli bir sıcaklık aralığında (D T) aldığı ya da saldığı ısı enerjisine, (q) ısı kapsamı denir.

Isı kapsamı = q / D T

Isı kapsamı, çok kere özgül ısı ya da molar ısı kapsamı olarak belirtilir. Bir maddenin bir gramının sıcaklığını bir kelvin (1° C ye eşdeğerdir) artırmak için gereken ısı miktarına özgül ısı denir. Molar ısı kapsamı ise bir mol maddenin sıcaklığını bir kelvin artırmak için gereken ısı miktarıdır. Sıcaklık bir maddedeki yapıtaşlarını oluşturan parçacıkların herbirinin ortalama kinetik enerjisiyle orantılı bir niceliktir. Isı kapsamı, bir kapasite özelliğidir, yani madde miktarına bağlıdır. Sıcaklık ise bir şiddet özelliğidir ve madde miktarına bağlı değildir.



8.1 KİMYASAL TEPKİMELER VE ENERJİ

Kimyasal değişmeler, hep enerji alış verişiyle gerçekleşir. Yanma olayları, bir kimyasal değişmedir ve ısı, ışık biçimlerinde enerji açığa çıkararak oluşur. Şekerin vücudumuzda yanınca enerji verdiğini (ısı açığa çıkardığını) biliriz. Suda daha çok şeker ya da tuz çözmek için, çözeltiyi ısıtmak, yani sisteme enerji vermek gerekir. Yine suyu elektrolizle hidrojen ve oksijen elementlerine ayrıştırmak için sisteme enerji verilmelidir.

H2O (s) ¾ ® H2 (g) + 1/2 O2 (g)

Kimyasal tepkimeler iki koşulda gerçekleşebilir:

1. Sabit hacimde (kapalı bir kapta)

2. Sabit basınçta (pistonlu bir kapta)

Bu iki koşuldaki enerji değişmelerinin aynı olmadığını göreceğiz.

Kimyasal tepkimelerdeki enerji değişimleri, temelde bağ enerjilerindeki değişmedir. Onun için önce bağ enerjilerini inceleyeceğiz.

8.2 BAĞLARIN KIRILMASI VE BAĞ ENERJİLERİ

Kimyasal tepkimeler, atomlar ya da iyonlar arasındaki kimi bağların kırılması ve yeni bağların oluşmasına dayanır. Atomlar ya da iyonlar bağlanırken daima enerji açığa çıkar; bir bağı kırmak için ise maddeye enerji verilmesi gerekir. Gaz fazındaki iki atomun bağlanmasıyla açığa çıkan ya da bu bağı kırmak için gereken enerjiye bağ enerjisi denir. 1.1. Tabloyu inceleyiniz.

H (g) + H (g) ¾ ® H2 (g) + 436 kJ/mol

Bu tepkimeye göre, 1 mol H2 (g) molekülü atomlarından oluşurken (432 kJ) açığa çıkar. Aynı koşullarda 1 mol H–H bağını kırmak için aynı miktar enerji gerekir:

H2 (g) + 432 kJ/mol ¾ ® H (g) + H (g)

Bağ enerjileri, kimyasal bağın ne derece kuvvetli olduğunun bir ölçüsüdür. Aynı iki atom arasındaki ikili ve üçlü bağların enerjileri birli bağlardan büyüktür. F - F, O = O ve N N bağlarını kırmak için sırasıyla155, 494 ve 942 kJ/mol gerekir. Şimdi bağ enerjilerinin kimyasal tepkimelerdeki kullanımına bakalım.

H – H (g) + F – F (g) ¾ ® 2 (H – F) (g) tepkimesinde kırılan bağlar: H – H ve F – F bağlarıdır. Bağları kırmak için enerji veririz. Oluşan bağlar, iki H – F bağıdır. Bağ oluşunca enerji alırız. Verilen ve alınan enerjilerin farkı tepkimenin bağ entalpisini (enerji blançosunu) gösterir. Bağları kırmak için 432+ 155 = 587 kJ/mol gerekir; iki H – F bağı oluşurken 2 x 565 = 1130 kJ/mol açığa çıkar(ekzotermik). Net sonuç 1130 – 585 = 545 kJ/mol'dür.

H2 (g) + F2 (g) ¾ ® 2HF (g) + 545 kJ/mol (D H = -131 Kkal/mol)

8.1 ÖRNEK

H Cl

H – C – H (g) + 4 (Cl – Cl) (g) ¾ ® Cl – C – Cl (g) + 4 (H – Cl) (g)

H Cl

tepkimesinin bağ enerjisini hesaplayınız.

Bağ enerjileri (kJ/mol):

C – H :411; Cl – Cl : 240

C – Cl : 327; H – Cl : 428

Çözüm

Kırılan bağlar Oluşan bağlar

4 (C – H) : 4 x 411 = 1644 4 (C – Cl) : 4 x 327 = 1308

4 (Cl – Cl) : 4x240 = 960 4 (H – Cl) : 4 x 428 = 1712

2604 3020

Açığa çıkan enerji daha büyük olduğu için tepkime ekzotermiktir.

3020 – 2604 = 416 kJ

CH4 (g) + 4 Cl2 (g) ¾ ® CCl4 (g) + 4HCl (g) + 416 kJ/mol

8.1 TABLO Bağ Enerjileri





Bazı atomlar (C, N, O ve S) kendileriyle ya da başkalarıyla ikili ve üçlü bağlarla bağlanabilir. Örneğin oksijen molekülün de (O2) ikili bağ, azot molekülünde (N2) üçlü bağ vardır.



İkili bağ içeren Üçlü bağ içeren

bazı moleküller bazı moleküller

Oksijen, O = O Azot N ::: N

Etilen H2C = CH2 Hidrojen siyanür H – C::: N

Formaldehit H – C = O Asetilen H – C :::C – H

H

8.2 ÖRNEK

Aşağıdaki bağ enerjilerine göre tepkimenin enerji değişimini hesaplayınız.

H – H : 436 kJ/mol; C = C : 619 kJ/mol

C – C : 348 kJ/mol; C – H : 413 kJ/mol

H H

H – C = C – H + H – H ¾ ® H – C – C – H

H H H H

Çözüm

Bağ enerjileri, o bağı kırmak için gereken veya o bağın oluşması sırasında açığa çıkan enerjilerdir. Verilen tepkimede bir C = C bağı ile bir H – H bağı koparılacak ısı alan işlemler); buna karşın bir C – C bağı ve iki C – H oluşacak ısı veren işlemler) dir.

Kopacak bağlar Oluşacak bağlar

C = C : 619 kJ C – C : 348 kJ

H – H : 436 kJ 2(C – H) : 2 x 413 = 826 kJ

1055 kJ -1174 kJ

Tepkimenin enerji değişimi, bu iki değerin toplamına eşittir:

+ 1055 – 1174 = -119 kJ

8.3 EKZOTERMİK VE ENDOTERMİK TEPKİMELER

İç Enerji Değişmesi, D E

Bir sistemin toplam enerjisi, bileşenlerinin kinetik ve potansiyel enerjilerinin toplamına eşittir. Örneğin 5.1 Şekildeki sistemin toplam iç enerjisi, o sistemi oluşturan atomlar, moleküller ve atomaltı parçacıklar arasındaki itme ve çekme kuvvetleri (potansiyel enerji) ile tüm sistem parçacıklarının kinetik enerjilerini içerir. Termodinamiğin birinci yasasına göre, yalıtılmış bir sistemin iç enerjisi sabittir. Herhangi bir sistemin iç enerjisinin "gerçek" değeri bilinemez. Buna karşın kimyasal ve fiziksel süreçlerde iç enerjideki "değişme" ölçülebilir. İç enerjideki değişme D E (okunuşu "delta E" dir) ile gösterilirse bu, sonuçtaki (E2) ve başlangıçtaki (E1) enerji farkına eşittir:

D E = E1 – E2

Bu bağıntıya göre E2 > E1 ise sistem enerji kazanmıştır ve D E pozitif işaretli olacaktır. E2 < E1 ise sistem enerji kaybetmiştir ve D E negatif işaretli olacaktır. H2 ve O2nin su oluşturduğu kimyasal tepkimeyi ele alalım. Bu tepkime sırasında enerji açığa çıktığına göre H2 ve O2 nin iç enerjisi, suyun iç enerjisinden daha büyüktür.

Bir sistemle çevresi arasındaki enerji değişimi, genel olarak iki şekilde olur: Isı ve iş şekillerinde. Fiziksel ve kimyasal değişmeler geçiren bir sistemde iç enerji değişimi ( D E), sistemin ısı değişimi (q) ile iş değişiminin (w) toplamına eşittir.

D E = q + w

Sisteme, ısı veya mekanik iş katılıyorsa bu terimlerin sayısal değeri artı işaretli, sistemin ısı kaybetmesi veya iş yapması halinde ise eksi işaretli olur. Örneğin bir sistem 200 kJ ısı alıp bunun 40 kJ’lük kısmını mekanik iş harcamış olsun. Buna göre

q = +200 kJ (sistemin kazandığı ısı, artı işaretli)

w = –40 kJ (sistemin kaybettiği ısı, eksi işaretli) dir.

D E = +200 kJ + (–40 kJ) = 160 kJ

Enerji açığa çıkararak yürüyen tepkimelere ekzotermik tepkimeler denir; bu tip olaylarda sistemin enerjisi azalır, çevrenin eerjisi artar. Yanma tepkimeleri ekzotermiktir. Çevreden enerji alarak yürüyen tepkimelere endotermik tepkimeler denir. Bu tip olaylarda ise sistemin enerjisi artar, çevrenin enerjisi azalır. Bir moleküldeki bağların kırılması endotermik bir olaydır.

Entalpi Değişmesi, D H

Kimyasal tepkimeler sırasındaki enerji değişimi, hacmin ya da basıncın sabit olmasına göre değişir. Sabit hacimde (bir çelik kapta) yürüyen bir tepkimede çevreye karşı bir iş yapma ya da çevreden iş alma eylemi olmaz. Bu durumda D E = q + w bağıntısında w = 0 olur. Hacmin değil de basıncın sabit tutulduğu koşullarda, hacim değişmesi (D V) olabilir. Bilindiği gibi basınç, birim yüzeyde dik olarak etkiyen kuvvettir. P = F/A. Pistonlu bir gaz kabındaki gazı ısıtalım. Isınan gaz genleşir. 1.5 Şekildeki gibi piston V1 konumundan V2 konumuna geçer; yani D V kadar hacim değişmesi olur. Isınan gazda q artı işaretlidir. Ancak pistonun yukarı çıkışı için yapılan iş (P x D V) eksi işaretlidir. Buna göre iç enerjideki değişme şöyledir:

D E = q + w = q – PxD V

Sabit basınçtaki iç enerji değişimini veren bu denklem

q = D E + Px D V (sabit basınçta)

biçiminde de yazılabilir. İşte sabit basınçta, bir sistemin iç enerjisindeki artışla basınç-hacim işinin toplamından oluşan ısı değişimine, entalpi değişimi (D H) denir.

q = D E + Px D V = D H

Entalpi değişimi (D H) = Sabit basınçtaki enerji değişimi (D H = qp (sabit basınçta)

5.3 ÖRNEK

Sodyum metalinin su ile tepkimesinde sodyum hidroksit çözeltisi ve hidrojen gazı oluşur.Bu tepkimede 2 mol sodyum için iç enerji değişimi –370 kJ;basınç hacim işi için de 2.5 kJ enerji harcanmıştır. Tepkimenin entalpi değişimini hesaplayınız

Çözüm

Tepkime şudur:

2Na (k)+ 2H2O (s) ¾ ® 2NaOH (**)+ H2(g)

Bu tepkimede açığa çıkan hidrojen gazı, basıncı sabit tutmak için dışarıya karşı iş yapar (pistonu yukarı iter):

D H =D E + P x D V = -370+2.5= -367.5 kJ olur.

Entalpi kavramının karakteristik özellikleri aşağıdaki gibi özetlenebilir:

1. Entalpi değişmesi, ürünlerle girenlerin entalpilerinin farkına eşittir:

D H =S H (ürünler) – S H (girenler)

Ürünlerin entalpisi girenlerinkinden büyükse (endotermik tepkime) D H artı, işaretlidir. Örneğin azot, (N2) ve oksijenden, (O2), azot monoksit, (NO2) oluşması endotermik bir tepkimedir.

Isı + N2 (g) + O2 (g) ¾ ® 2NO (g)

Bu tepkime, yüksek sıcaklıkta havadaki gazların (N2 ve O2) tepkimeye girmesi ya da azotun yanmasıdır. 1.6 Şekilde gösterildiği gibi 2NO (g) nun entalpi içeriği, N2 (g) ve O2 (g) ninkinden büyüktür.

Ürünlerin entalpi içeriği girenlerinkinden küçükse (ekzotermik tepkime), D H eksi işaretli olur. Hidrojen ve oksijen gazlarından su oluşması böyle bir tepkimedir. (5.7 Şekil inceleyiniz).

2H2 (g) + O2 (g) ¾ ® 2H2O (g) + ısı

2. Entalpi, kapsamsal (madde miktarına bağlı) bir özelliktir.

Kimyasal tepkimelerdeki entalpi değişimi, madde miktarına bağlı bir değerdir. Metan yanınca, karbondioksit ve su oluşur. Bu tepkimede 1 mol CH4 sabit basınçta yanınca 192 Kkal (802 kJ) değerinde enerji açığa çıkar.

CH4 (g) + 2O2 (g) ¾ ® CO2 (g) + 2H2O (g) D H = -802 kJ

Entalpi değişiminin eksi işaretli olması, tepkimenin ekzotermik olduğunu gösterir. Entalpi değişiminin denkleşmiş tepkime için geçerli olduğunu belirtelim.

Yani 1 mol CH4, 2 mol O2 (g) ile tam olarak yanıp, 1 mol CO2 (g) ve 2 mol H2O (g) oluştururken 802 kJ enerji açığa çıkar. Eğer 2 mol CH4, 4 mol O2 ile yanarsa 2 x 802 = 1604 kJ enerji açığa çıkacaktır.

2CH4 (g) + 4O2 (g) ¾ ® 2CO2 (g) + 4H2O (g) D H° = -1604 kJ

8.4 ÖRNEK

Aşağıdaki tepkimeye göre 3.6 g suyun elementlerine ayrışması sırasındaki entalpi değişimi kaç kJ’dir?

H2O (s) ¾ ® H2 (g) + 1/2 O2 (g) D H° = 285.8 kJ/mol

Çözüm

Veriye göre 1 mol sıvı su (18 g H2O) nun elementlerine ayrışması için 285.8 kJ entalpi değişimi oluyor.

285.8 kJ/mol

¥¥¥¥¥¥¥ x 3,6 g = 57.16 kJ enerji gerekir.

18 g/mol

* Kuvvetli asit ve kuvvetli baz tepkimeleri ekzotermiktir:

H+ (**) + OH– (**) ¾ ® H2O (s) D H° = –57 kJ

8.5 ÖRNEK

Amonyum nitrat aşağıdaki tepkimeye göre patlayarak ayrışır:

NH4NO3 (k) ¾ ® N2O (g) + 2H2O (g) D H° = –8.9 Kkal

Sabit basınçta 0.05 mol amonyum nitratın ayrışmasıyla açığa çıkacak ısı, kaç Kkal dir?

Çözüm

1 mol amonyum nitrat ayrıştığında 8.9 Kkal açığa çıktığına göre

0.05 mol x 8.9 Kkal/mol = 0.445 Kkal ısı açığa çıkar.

* Demir (III) oksit ve alüminyum tozu karışımı, termit tepkimesi olarak adlandırılan şiddetli bir tepkime verir. Termit tepkimesi, büyük demir aksamları (demir yolu rayları gibi), yerinde kaynak yaparak birleştirmek için kullanılır, ekzotermik bir tepkimedir.

8.5 ÖRNEK

Aşağıdaki tepkimeye göre 0.2 mol Al ile 0.3 mol O2 ‘in etkileşmesiyle kaç kJ açığa çıkar?

4 Al (k) + 3O2 (g) ¾ ® 2Al2O3 (k) D H° = –3352 kJ

Çözüm

Tepkimeye göre 0.3 mol O2, 0.4 mol Al ile tepkimeye girer; Al daha az verildiğine göre Al tepkimeyi sınırlar. Başka deyişle 0.2 mol Al, 0.15 mol O2 ile birleşir. 4 mol Al tepkimeye girseydi 3352 kJ açığa çıkacaktı.

3352 kJ

¥¥¥¥ x 0.2 mol Al = 167.6 kJ enerji açığa çıkar.

4 mol Al

3. Bir tepkime ters çevrilirse D H, işaret değiştirir:

Doğaldır ki, ekzotermik bir tepkime ters çevrilirse endotermik olur; endotermik tepkime ters çevrilirse ekzotermik olur.

CH4 (g) + 2O2 (g) ¾ ® CO2 (g) + 2H2O (g) D H° = – 802 kJ/mol

Metanın yanma tepkimesini tersinden yazarsak

CO2 (g) + 2H2 (g) ¾ ® CH4 (g) + 2O2 (g) D H° = + 802 kJ/mol elde ederiz.

4. Bir t epkimenin entalpi değişimi, ürünlerin ve tepkimeye girenlerin hallerine bağlıdır.

Örneğin metanın yanma tepkimesindeki entalpi değişimi, H2O nun gaz veya sıvı olmasına göre değişir. H2O nun gaz hali için 192 Kkal enerji açığa çıkarken, sıvı hali için 213 Kkal enerji açığa çıkar (Gazın yoğunlaşması nedeniyle enerji açığa çıkacağını anımsayınız).

2H2O (g) ¾ ® 2H2O (s) D H° = –87 kJ/mol

Ürünlerin ve tepkimeye girenlerin halleri, bulundukları sıcaklığa bağlıdır. Kullanılan entalpi değişimleri, genel olarak 250C deki değerlerdir. 250C ve 1 atm basınç koşullarındaki değerlere standart tepkime entalpileri %entalpi değişimleri) denir. Standart entalpi değişimleri DH0 şeklinde gösterilir.

8.4 OLUŞMA ENTALPİLERİ

Tepkime entalpisi, tepkimenin niteliğine göre belirtilebilir: Oluşma entalpisi,yanma entalpisi, çözünme entalpisi, nötürleşme entalpisi, bağ entalpisi gibi... Bunlar içinde özellikle oluşum entalpileri iyi kavranmalıdır. Çünkü genel olarak tepkime entalpileri, oluşum entalpileriyle bulunur.

Elementlerin standart hallerinin oluşma entalpileri, sıfır kabul edilir. Eğer elementin standart koşullarda birkaç allotropu bulunuyorsa bunların en kararlısı, elementin standart halidir. Örneğin elmas, grafit ve amorf karbon, karbon elementinin allotroplarıdır. Bunların en kararlısı grafittir ve onun oluşum entalpisi sıfır alınır. Elmasın oluşum entalpisi sıfır değildir (5.2 Tablo).

C (grafit) ¾® C (elmas) D H° = 1.9 kJ/mol

Çözeltilerde ve iyonlar arası tepkimelerde, hidrojen iyonunun (H+) oluşum entalpisi sıfır alınmıştır.

Bileşiklerin oluşma entalpisi, o bileşiğin standart, koşullardaki elementlerinden oluşumu sırasındaki entalpi değişimidir. Örneğin kalsiyum karbonatın,CaCO3 (k), standart oluşum entalpisi denince, onu oluşturan elementlerin, 25oC ve 1 atm’deki fiziksel durumları düşünülerek, şu denklemin entalpisi (1 mol CaCO3) anlaşılır:

Ca(k) + C(k) + 3/2 O2(g) ¾® CaCO3 (k) D H° = – 1205 kJ/mol

Oluşma entalpileri, o bileşiklerin ısı karşısında ne derece kararlı olduğunu bildirir. Örneğin Al2O3 (k) ün oluşum entalpisi –1676 kJ/mol; B2O3 (k) ün oluşum entalpisi –1262 kJ/mol; CO2 (g)'nin –393.5 kJ/mol ve NO (g) nun +90.3 kJ/mol verileri, Al2O3 (k) ün ısısal bakımdan çok kararlı (çok düşük enerjili) olduğunu ve yüksek sıcaklıklarda bozunabileceğini gösterir. 5.2 Tabloda standart oluşum entalpileri kJ/mol birimiyle veriliyor. 5.9 Şekilde bazı bileşiklerin oluşum entalpileri karşılaştırılıyor. Bir bileşiğin oluşumu sırasında açığa çıkan enerji ne kadar büyükse, o bileşik ısısal bakımdan o derece kararlıdır.

8.2 TABLO Standart Oluşum Entalpileri (25oC ve 1 atm’de) kJ/mol














H2O (g) –241,8 C (g, atomik) +716,7

H2O (s) –285,8 H (g, atomik) +218
CO2 (g) –393,5 C (elmas) +1,9

8.6 ÖRNEK

Bazı bileşiklerin standart molar ouşum entalpileri şöyledir (kJ/mol):

Al2O3 (k): –1672; KClO3 (k): –390; N2O (g): 81

Entalpi değişimlerini (D H° ) de göstererek tepkime denklemlerini yazınız.

Çözüm

Verilen entalpi değişimleri 25oC ve 1 atm koşullarındaki değerlerdir. Bu koşullarda alüminyum (Al) katı; oksijen gaz (O2); potasyum (K) katı; klor gaz (Cl2) ve azot gaz (N2) halindedir. Buna göre tepkimeleri aşağıdaki gibi yazabiliriz:

2Al (k) + 3/2 O2 (g) ¾® Al2O3 (k) D H° = –1672 kJ/mol

K (k) + 1/2 Cl2 (g) + 3/2 O2 (g) ¾® KClO3 (k) D H° = -390 kJ/mol

N2 (g) + O2 ¾® N2O (g) D H° = +81 kJ/mol

8.7 ÖRNEK

Alüminyum sülfatın, Al2(SO4)3, standart molar oluşum entalpisi –3440 kJ’dir. Bu tepkimeyi aşağıdakilerden hangisi gösterir?

I. 2Al+3 (**) + 3SO4-2 (**) ¾ ® Al2(SO4)3 (k) + 3440 kJ

II. Al2O3 (k) + 3SO3 (g) ¾ ® Al2(SO4)3 (k) + 3440 kJ

III. 2 Al (k) + 3H2SO4 (**) ¾ ® Al2(SO4)3 (k) + 3H2 (g) + 3440 kJ

IV. 2 Al (k) + 3S (k) + 6 O2 (g) ¾ ® Al2(SO4)3 (k) + 3440 kJ

Alüminyum sülfatın standart koşullardaki elementleri Al (k), S (k) ve O2 (g) olduğu için IV. tepkime onun oluşum tepkimesidir.

8.8 ÖRNEK

SO2 (g) ve SO3 (g) maddelerinin standart oluşum entalpileri sırayla –296 kJ/mol ve –394 kJ/mol dür. Buna göre aşağıdaki tepkimenin entalpisi kaç kJ’ dir?

2SO2 (g) + O2 (g) ¾ ® 2SO3 (g)

Çözüm

Oluşum entalpilerine bağlı olarak tepkimenin entalpi değişimi, ürünlerle girenlerin entalpi değişimleri farkına eşittir.

D H =S H (ürünler) – S H (girenler)

2SO2 + O2 ¾ ® 2SO3

2(–296) 0 2 (–394)

D H° = (–788) – (–592) = –196 kJ

8.5 YANMA ENTALPİLERİ

Yanma, bir maddenin ışık ve ısı enerjileri yayarak oksijenle birleşmesidir.Yanma olayı, enerji yayan (ekzotermik) bir kimyasal tepkimedir. Bir mol maddenin yanması ile açığa çıkan enerjiye, molar yanma ısısı (entalpisi) denir. Örneğin metan (CH4) için molar yanma entalpisi –802 kJ’ dür ve tepkimesi şöyledir:

CH4 (g) + 2O2 (g) ¾ ® CO2 (g) + 2H2O (g) D H° = -802 kJ/mol

8.9 ÖRNEK

1 g sıvı benzen, C6H6 yanınca 42 kJ ısı açığa çıkar.

(a) Benzenin molar yanma entalpisini gösteren denklemi yazınız. (C6H6 : 78 g/mol)

(b) Tepkime ürünleri CO2 (g) ve H2O (s) için molar oluşum entalpileri sırayla ve olduğuna göre benzenin oluşum entalpisi kaç?

Çözüm

(a) 1 g benzen yanınca 42 kJ enerji verdiğine göre 78 g benzen (1 mol benzen) yanınca

42 kJ x 78 g C6H6 = 3276 kJ açığa çıkar. Buna göre tepkimeyi aşağıdaki gibi yazabiliriz:

C6H6 (s) + 15/2 O2 (g) ¾® 6CO2 (g) + 3H2O (s) D H° = -3276 kJ

(b) D H° = Hür – Hgir bağıntısına göre

C6H6 (s) + 15/2 O2 (g) ¾® 6CO2 (g) + 3H2O (s)

(x) 0 6(–394) 3(–286)

D H° = 6 (-394) + 3 (-286) – (x) = - 3276 kJ’den x = + 54 kJ bulunur. Sıvı benzenin molar oluşum entalpisi, + 54 kJ yani;

6C (k) + 3H2(g) ¾® C6H6 (s) DH° = +54 kJ’ dir.

Yanma entalpileri 5.11 şekilde gösterilen kalorimetrelerde ölçülür.

8.10 ÖRNEK

Bazı oluşum entalpileri şöyledir

CH3OH (s) : -239 kJ/mol ,CO2 (g) : -394 kJ/mol, H2O (g) : -242 kJ/mol

olduğuna göre metanol, CH3OH, için molar yanma entalpisi kaç kJ’dir?

Çözüm

Yanma tepkimesini yazıp denkleştirdikten sonra,ilgili maddelerin ouşum entalpilerini altlarına yazalım:

CH3 OH(s) + 3/2 O2 (g) ¾ ® CO2 (g) + 2H2O (g)

(-239) (0) (-394) 2(-242)

Tepkime entalpileri ürünlerle girenlerin entalpileri farkına eşit olduğundan

D H° = Hür –Hgir =2 (-242) + (-394) – (-239) = -639 kJ sonucu elde edilir.

Bu sonuç, CH3 OH(s) nın bir molü yanınca açığa çıkan enejiyi göstermektedir.

8.6 ENTALPİ DEĞİŞİMLERİNİN TOPLANABİLİRLİĞİ Hess Yasası

Entalpi, tanım olarak enerjinin iki biçiminin, ısı ile mekanik işin toplamıdır. Maddeler toplanabiliyorsa, onların enerjileri de toplanabilir. Bu denel sonuç, entalpi değişimlerine de uygulanabilir. 1 mol CH4 (g), 2 mol O2 (g) ile yanıp 1 mol CO2 (g) ve 2 mol H2O (g) verince 802 kJ ısı açığa çıkar. Bu tepkimedeki entalpi değişimini suyun sıvı hali için bulmak üzere aşağıdaki işlemi yapmalıyız:

CH4 (g) 2O2 (g) ¾® CO2 (g) + 2H2O(g) DH° = -802 kJ

2H2O (g) ¾® 2H2O (s) DH° = -88 kJ

CH4 (g) + 2O2 (g) ¾® CO2 (g) + 2H2O (s) DH° = -890 kJ

Bir tepkime, bir tepkime dizisi sonucunda elde edilebiliyorsa onun entalpi değişimi, dizilerin entalpi değişimlerinin toplamına eşittir. Bu sonuç, 1840’da Alman kimyacı G. Hess tarafından bulundu. Hess Yasası diye anılan bu yasaya göre, bir tepkime ister tek bir adımda, ister çok değişik adımlar izleyerek sonuçlansın, onun D H değeri hep aynıdır. Termodinamik, sistemin izlediği yolu değil, sonuç ve başlangıç hallerini inceler. Buna göre Hess yasası, şu temele dayanır. Bir tepkimenin entalpi değişimi, o tepkimenin izlediği yola bağlı değildir; sadece son ve ilk hallere bağlıdır. Örneğin C (k) ve O2 (g) den CO2 (g) oluşumu iki yoldan gerçekleşebilir. Birinci yol, elementlerden doğrudan CO2 (g) oluşumu; ikinci yol elementlerinden, önce CO (g) ve sonra CO2 (g) oluşumudur. 5.12 şekli inceleyiniz.

8.11 ÖRNEK

C (grafit) + O2 (g) ¾ ® CO2 (g) D H° = -393.5 kJ

C (elmas) + O2 (g) ¾ ® CO2 (g) D H° = -395.4 kJ

olduğuna göre

C (grafit) ¾ ® C (elmas)

tepkimesi için D H° kaç kJ dir?

Çözüm

Entalpi değişimi sorulan tepkimeyi elde etmek için verilen ilk tepkime aynı kalmalı, ikinci ters çevrilip toplanmalıdır.

C (grafit) + O2 (g) ¾ ® CO2 (g) D H° = -393.5 kJ

CO2 (g) ¾ ® C (elmas) + O2 (g) D H° = +395.4 kJ



C (grafit) ¾ ® C (elmas) DH° = +1.9 kJ



8.12 ÖRNEK

Aşağıdaki tepkimeler yoluyla

2 C (k) + H2 (g) ¾ ® C2H2 (g)

tepkimesinin D H° değerini hesaplayınız.

C2H2 (g) + 5/2O2 (g) ¾ ® 2CO2 (g) + H2O (g) DH° = - 1256 kJ

C (k) + O2 (g) –¾ ® CO2 (g) DH° = -393.5 kJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g) ¾ ® H2O (g) DH° = -242 kJ

Çözüm

C2H2, ürün konumunda olması gerektiğinden verideki ilk tepkime ters çevrilecektir. C (k) ve H2 (g) giren konumunda bulunduğu için ikinci ve üçüncü tepkimeler aynı kalacaktır. Ancak 2C (k) eldesi ve CO2 lerin birbirini götürmesi için ikinci tepkime 2 ile çarpılmalıdır.

1. tepkime ters çevrilince D H° = +1256 kJ

2. tepkime iki ile çarpılınca D H° = -787 kJ

3. tepkime aynı kalınca D H° = -242 kJ

Tepkimeler ve entalpi değişimleri toplandığında

2C (k) + H2 (g) ¾ ® C2H2 (g) D H° = +127 kJ/mol elde edilir.

8.13 ÖRNEK

Aşağıdaki veriler yoluyla katı magnezyum hidroksitin oluşum entalpisini hesaplayınız.

2 Mg (k) + O2 (g ¾ ® 2 MgO (k) DH° = -1204 kJ

MgO (k) + H2O(s) ¾ ® Mg(OH)2 (k) DH° = -37 kJ

2H2O (s) ¾ ® 2H2(g) + O2 (g) DH° = +572 kJ

Yanıt

Mg (k) + H2 (g) + O2 (g) ¾ ® Mg (OH)2 (k) D H° = -220,8 Kkal/mol

8.BÖLÜM: KONU DENETLEME SORULARI

8.1 Enerji ne demektir? Kinetik ve potansiyel enerjiler arasında ne fark vardır?

8.2 Isı ve sıcaklık arasındaki ilişki nedir? Bunların birimlerini belirtiniz.

8.3 Aşağıdaki değişimlerin hangilerinde enerji açığa çıkar?

(a) Su buharı yoğunlaşırken

(b) Metan (CH4) gazı yanarken

(c) Uyarılmış atom, temel duruma dönerken

(d) H2(g) ve O2(g) den H2O (g) oluşurken

8.4 Aşağıdaki tepkimelerden hangilerinin ekzotermik olması beklenir?

(a) Cl (g) + e- ¾ ® Cl- (g)

(b) 2Cl (g) ¾ ® Cl2 (g)

(c) 2H2O (g) ¾ ® 2H2 (g) + O2 (g)

(d) 2Al (k) + 3/2 O2 (g) ¾ ® Al2O3 (k)

(e) Na+ (g) + Cl- (g) ¾ ® NaCl (k)

8.5 Aşağıdaki çiftlerde, hangisinin düzensizlik derecesi (entropisi) daha yüksektir?

(a) Aynı sıcaklık ve basınçta 1 mol H2O (g)

(b) Aynı basınç ve mol sayısında 58oC'de Br2 (s) veya –10oC'de Br2 (k)

(c) Aynı mol sayısında ve sıcaklıkta 0.10 atm O2 (g) veya 10 atm O2 (g)

8.6 Aşağıdaki süreçlerde entalpi değişimlerinin işaretini belirtiniz.

(a) CO2 (k) ¾® CO2 (g)

(b) PCl5 (s) ¾® PCl5 (g)

(c) Hg(s) ¾® Hg (k)

(d) BaCl2 (s) ¾® BaCl2 (k)

8.7 Bir şeker olan glukoz, oksijen ile yanınca karbondioksit ve su verir.

C6H12O6 (k) + 6O2 (g) ¾ ® 6CO2 (g) + 6H2O (s) D H° = -2820 kJ

(a) 0,02 mol glukoz yanınca kaç kJ açığa çıkar?

(b) 0,60 mol glukoz, 0,60 mol O2(g) ile tepkimeye girince en çok kaç kJ açığa çıkar?

8.8 HF (g) ün standart molar oluşum entalpisini veren denklem aşağıdakilerden hangisidir?

I. H (g) + F (g) ¾® HF (g)

II. H+ (g) +F- (g) ¾® HF (g)

III. 1/2 H2 (g) + 1/2 F2 (g) ¾® HF (g)

8.9 Kalsiyum oksit (CaO) katısının standart molar oluşum entalpisini veren tepkime denklemi aşağıdakilerden hangisidir?

I. Ca+2 (**) + O-2 (**) ¾ ® CaO (k)

II. Ca(k) + H2O (s) ¾ ® CaO (k) + H2 (g)

III. Ca(k) + 1/2 O2 (g) ¾ ® CaO (k)

8.10 Ca (k) + O2 (g) + H2 (g) ¾® Ca (OH)2 (k) tepkimesi için aşağıdakilerden hangisi doğrudur?

I. Sentez tepkimesidir.

II. D H° > 0 dır.

III. Ca(OH)2 (k) nın oluşma tepkimesidir.

8.11 Hidrazin, klor gazı ile aşağıdaki tepkimeyi verir:

N2H4 (s) + 2Cl2 (g) ¾ ® 4HCl (g) +N2 (g) D H° = -420 kJ

(a) 25,6 g hidrazin bolca klor gazı ile tepkimeye girince kaç kJ açığa çıkar?

(b) 0,5 mol HCl oluşurken kaç kJ açığa çıkar? (N: 14; H: 1)

8.12 Standart oluşum entalpileri

NH3 (g) : -49 kJ/mol, HCl (g) : -92 kJ/mol, NH4 Cl (k) : -315 kJ/mol

verilerine göre aşağıdaki tepkime için D H°değerini hesaplayınız.

NH3 (g) + HCl (g) « NH4Cl (k) D H° = ?

8.13 Standart oluşum entalpileri

CO2 (g) : -394 kJ/mol, CH4 (g) :-75 kJ/mol

H2O (g) : -242kJ/mol, C2H6(g) : -85 kJ/mol

H2O (s) : -286 kJ/mol

olduğuna göre aşağıdaki yanma entalpilerini hesaplayınız.

(a) CH4 (g) ün molar yanma entalpisi. Ürünler CO2 (g) ve H2O (g)

(b) C2H6 (g) nın molar yanma entalpisi. Ürünler CO2 (g) ve H2O (g)

8.14, 8.15 ve 8.16 sorulardaki tepkimelerin DH lerini aşağıdaki bağ enerjilerini kullanarak hesaplayınız.

Bağ Bağ enerjisi (kJ/mol)

H – H 436

F – F 155

O = O 494

H – O 463

N = N 941

N – H 389

H – F 565

8.14 H2 (g) + F2 (g) ¾ ® 2HF (g)

8.15 H2 (g) + 1/2 O2 (g) ¾ ® H2O (g)

8.16 N 2 (g) + 3H2 (g) ¾ ® 2NH3 (g)

8.17 Cu (k) + Cl2 (g) ¾® CuCl2 (k) DH° = -206 kJ

2 Cu(k) + Cl2 (g) ¾® 2 CuCl (k) D H° = -36 kJ verilerine göre aşağıdaki tepkime için D H° değeri kaç kJ dür?

CuCl2 (k) + Cu (k) –¾® 2CuCl (k)

5.18 H2 (g) + F22(g) ¾® 2HF (g) DH° = -542 kJ

2H2 (g) + O2 (g) ¾ ® 2H2O (s) D H° = -572 kJ verilerine göre aşağıdaki tepkime için D H° kaç kJ dir?

2F2 (g) + 2H2O (s) ¾ ® 4HF (g) + O2 (g)

5.19 C (grafit) + O2 (g) ¾ ® CO2 (g) D H° = -394 kJ

2C (grafit) + O2 (g) ¾ ® 2CO (g) D H° = -111 kJ

verilerine göre aşağıdaki tepkime için D H° kaç kJ dir?

2CO (g) + O2 (s) ¾ ® 2CO2 (g)

8.20 2NO(g) + O2 ¾® 2NO2 (g) DH° = -173 kJ

2N2 (g) + 5O2 (g) + 2H2O (s) ¾ ® 4HNO3 (**) DH° = -255 kJ

N2 (g) + O2 (g) ¾® 2NO (g) D H° = +181 kJ

olduğuna göre aşağıdaki tepkime için D H° kaç kJ dir?

3NO2 (g) + H2O (s) ¾ ® 2HNO3 (**) + NO (g)

8.21 Aşağıdaki verilere göre katı magnezyum hidroksit Mg(OH)2’in molar oluşum entalpisini hesaplayınız.

2Mg(k)+O2(g) ¾® 2MgO(k) DH° =-1204 kJ

MgO(k)+H2O(s) ¾® Mg(OH)2(k) DH° = -37 kJ

2H2O(s) ¾® 2H2 (g)+ O2(g) DH° = +572 kJ

8.22 Kalsiyum klorürün suda çözünmesi şöyledir:

CaCl2 (k) ¾ ® Ca+2 (**) + 2Cl- (**)

oluşum entalpileri kJ/mol

CaCl2 (k) : -796

Ca+2 (**) : -534

Cl- (**) : -167

olduğuna göre;

(a) Kalsiyum klorürün çözünme entalpisini hesaplayınız.

(b) 22.2 g CaCl2 0,1 L 20oC deki suya eklense sıcaklık kaç derece olur? (100 g su için ısı kapsamı 418 JK-1 dir.)

(c) Ca+2 (**) + 2Cl- ¾® CaCl2 (k) D H° = ?
  Alıntı Yaparak Cevapla
Eski 05-03-08, 21:12   #3
jackalcarlos09

Varsayılan C: Hess YAsası ile ilgili ÖSS'de çıkmış sorular!!!AciLLL.


yoq mu yardım edecek biri

8. BÖLÜM KİMYASAL TEPKİMELER VE ENERJİ

Hazırlık Çalışmaları

1. Enerj ne demektir? Enerjinin kütlesi ve hacmi var mıdır?Araştırınız.

2. Dünyadaki başlıca enerji kaynaklarının neler olduğunu araştırınız.

3. Ülkemizde elektrik enerjisinin hangi kaynaklardan elde edildiğini araştırınız.

4. Çalışan bir buz dolabında hangi enerjilerin birbirine dönüştüğünü araştırınız.

5. Isı ile sıcaklık arasındaki farkı ve bunların ilişkisini açıklayınız.

6. Enerji yayan (ekzotermik) ve enerji alan (endotermik) fiziksel ve kimyasal değişmelere ikişer örnek veriniz.

7. Yanmanın bir ayrışma değil birleşme olduğunu kanıtlayacak bir deney tasarlayınız.

Giriş

Enerjinin korunumunu ve dönüşümünü inceleyen bilim koluna termodinamik denir( Termodinamik adı, Grekçe "therme" (ısı) ve "dynamis" (iş) sözcüklerinden türetilmiştir). Bu bilim kolu 19. yüzyıldaki Endüstri Devrimine bağlı olarak doğmuş, ısı makinalarının verimini arttırmak için yapılan çalışmalar, ısı, iş ve yakıtların ısı içeriği kavramlarını öne çıkarmıştır. Bu bilim kolu, 1920lerde geliştirilen yeni kuantum kuramı ışığında bazı değişmelere uğramış, istatistiksel termodinamik doğmuştur. Bugün bir çok kimyasal olay, termodinamiğin yasaları ışığında yorumlanmaktadır.

İnsanın doğaya egemenlik mücadelesindeki en büyük çabalardan birisi, enerjiyi yararlı bir şekilde kullanmak (işe çevirmek) olmuştur.

Temel Kavramlar: Evren, Sistem ve Çevre

Evren, doğanın tümünü kapsar. İnceleyebildiğimiz evren parçasına sistem, sistemin içinde bulunduğu koşullara da çevre diyoruz. Sistem, çevresi ile yalıtılmış, çevresiyle enerji ve madde alış verişi olmayan evren parçasıdır. Örneğin 1.1 Şekilde bir kesiti verilen silindirdeki hidrojen gazı (H2), ve oksijen gazı (O2) karışımını alalım. Burada sistem, H2 ve O2 karışımıdır; silindir, piston ve onların yanındaki her şey çevreyi oluşturur. Hidrojen ve oksijen tepkimeye girip su oluştururken, enerji açığa çıkar. Bu tepkimeye aynı zamandan hidrojenin yanma tepkimesi olarak da bakabiliriz.

2H2 (g) + O2 (g) ¾® 2H2O (s) + enerji

Bu kimyasal tepkime sırasında sistemi oluşturan hidrojen ve oksijen atomlarının kimyasal şekli değişmiş, sistemden madde çıkışı veya sisteme madde girişi olmamıştır. Buna karşın sistem ile çevresi arasında ısı ve iş değişimi olmuştur. Bunlar da ölçülebilir niceliklerdir.

Enerjinin Şekilleri

Enerji ilke olarak iki tipte sınıflanır: kinetik enerji ve potansiyel enerji. Kinetik enerji hareket enerjisidir. Kütlesi m, hızı v ile simgelenen bir nesnenin kinetik enerjisi, kütlesi ile hızının karesinin çarpımının yarısına eşittir.


* Uluslararası birim sisteminde (SI) enerji birimi joule (J) dür. Kilojoule (kJ) değeri 4.18 e bölünürse kilokalori elde edilir.



* Bazı niceliklerin son ve ilk miktarları arasındaki fark, Grek'çe delta, (D ) harfi ile gösterilir.



* Enerji Birimleri

* Joule (J): 1J = 1 kg – m2, olan bir nesnenin kinetik enerjisine 1 J denir.

* Kalori (kal): 14.5 0C deki 1 g suyun sıcakılğını 15.5 0C ye çıkarmak için gereken enerji 1 kaloridir.

1000 kal = 1 Kkal ve 1 kalori = 4.184 joule

Isı Kapsamı ve Sıcaklık

Kimyasal değişmelerdeki enerji değişimi çok kere ısı enerjisi olarak kendini gösterir.

Bir maddenin belli bir sıcaklık aralığında (D T) aldığı ya da saldığı ısı enerjisine, (q) ısı kapsamı denir.

Isı kapsamı = q / D T

Isı kapsamı, çok kere özgül ısı ya da molar ısı kapsamı olarak belirtilir. Bir maddenin bir gramının sıcaklığını bir kelvin (1° C ye eşdeğerdir) artırmak için gereken ısı miktarına özgül ısı denir. Molar ısı kapsamı ise bir mol maddenin sıcaklığını bir kelvin artırmak için gereken ısı miktarıdır. Sıcaklık bir maddedeki yapıtaşlarını oluşturan parçacıkların herbirinin ortalama kinetik enerjisiyle orantılı bir niceliktir. Isı kapsamı, bir kapasite özelliğidir, yani madde miktarına bağlıdır. Sıcaklık ise bir şiddet özelliğidir ve madde miktarına bağlı değildir.



8.1 KİMYASAL TEPKİMELER VE ENERJİ

Kimyasal değişmeler, hep enerji alış verişiyle gerçekleşir. Yanma olayları, bir kimyasal değişmedir ve ısı, ışık biçimlerinde enerji açığa çıkararak oluşur. Şekerin vücudumuzda yanınca enerji verdiğini (ısı açığa çıkardığını) biliriz. Suda daha çok şeker ya da tuz çözmek için, çözeltiyi ısıtmak, yani sisteme enerji vermek gerekir. Yine suyu elektrolizle hidrojen ve oksijen elementlerine ayrıştırmak için sisteme enerji verilmelidir.

H2O (s) ¾ ® H2 (g) + 1/2 O2 (g)

Kimyasal tepkimeler iki koşulda gerçekleşebilir:

1. Sabit hacimde (kapalı bir kapta)

2. Sabit basınçta (pistonlu bir kapta)

Bu iki koşuldaki enerji değişmelerinin aynı olmadığını göreceğiz.

Kimyasal tepkimelerdeki enerji değişimleri, temelde bağ enerjilerindeki değişmedir. Onun için önce bağ enerjilerini inceleyeceğiz.

8.2 BAĞLARIN KIRILMASI VE BAĞ ENERJİLERİ

Kimyasal tepkimeler, atomlar ya da iyonlar arasındaki kimi bağların kırılması ve yeni bağların oluşmasına dayanır. Atomlar ya da iyonlar bağlanırken daima enerji açığa çıkar; bir bağı kırmak için ise maddeye enerji verilmesi gerekir. Gaz fazındaki iki atomun bağlanmasıyla açığa çıkan ya da bu bağı kırmak için gereken enerjiye bağ enerjisi denir. 1.1. Tabloyu inceleyiniz.

H (g) + H (g) ¾ ® H2 (g) + 436 kJ/mol

Bu tepkimeye göre, 1 mol H2 (g) molekülü atomlarından oluşurken (432 kJ) açığa çıkar. Aynı koşullarda 1 mol H–H bağını kırmak için aynı miktar enerji gerekir:

H2 (g) + 432 kJ/mol ¾ ® H (g) + H (g)

Bağ enerjileri, kimyasal bağın ne derece kuvvetli olduğunun bir ölçüsüdür. Aynı iki atom arasındaki ikili ve üçlü bağların enerjileri birli bağlardan büyüktür. F - F, O = O ve N N bağlarını kırmak için sırasıyla155, 494 ve 942 kJ/mol gerekir. Şimdi bağ enerjilerinin kimyasal tepkimelerdeki kullanımına bakalım.

H – H (g) + F – F (g) ¾ ® 2 (H – F) (g) tepkimesinde kırılan bağlar: H – H ve F – F bağlarıdır. Bağları kırmak için enerji veririz. Oluşan bağlar, iki H – F bağıdır. Bağ oluşunca enerji alırız. Verilen ve alınan enerjilerin farkı tepkimenin bağ entalpisini (enerji blançosunu) gösterir. Bağları kırmak için 432+ 155 = 587 kJ/mol gerekir; iki H – F bağı oluşurken 2 x 565 = 1130 kJ/mol açığa çıkar(ekzotermik). Net sonuç 1130 – 585 = 545 kJ/mol'dür.

H2 (g) + F2 (g) ¾ ® 2HF (g) + 545 kJ/mol (D H = -131 Kkal/mol)

8.1 ÖRNEK

H Cl

H – C – H (g) + 4 (Cl – Cl) (g) ¾ ® Cl – C – Cl (g) + 4 (H – Cl) (g)

H Cl

tepkimesinin bağ enerjisini hesaplayınız.

Bağ enerjileri (kJ/mol):

C – H :411; Cl – Cl : 240

C – Cl : 327; H – Cl : 428

Çözüm

Kırılan bağlar Oluşan bağlar

4 (C – H) : 4 x 411 = 1644 4 (C – Cl) : 4 x 327 = 1308

4 (Cl – Cl) : 4x240 = 960 4 (H – Cl) : 4 x 428 = 1712

2604 3020

Açığa çıkan enerji daha büyük olduğu için tepkime ekzotermiktir.

3020 – 2604 = 416 kJ

CH4 (g) + 4 Cl2 (g) ¾ ® CCl4 (g) + 4HCl (g) + 416 kJ/mol

8.1 TABLO Bağ Enerjileri





Bazı atomlar (C, N, O ve S) kendileriyle ya da başkalarıyla ikili ve üçlü bağlarla bağlanabilir. Örneğin oksijen molekülün de (O2) ikili bağ, azot molekülünde (N2) üçlü bağ vardır.



İkili bağ içeren Üçlü bağ içeren

bazı moleküller bazı moleküller

Oksijen, O = O Azot N ::: N

Etilen H2C = CH2 Hidrojen siyanür H – C::: N

Formaldehit H – C = O Asetilen H – C :::C – H

H

8.2 ÖRNEK

Aşağıdaki bağ enerjilerine göre tepkimenin enerji değişimini hesaplayınız.

H – H : 436 kJ/mol; C = C : 619 kJ/mol

C – C : 348 kJ/mol; C – H : 413 kJ/mol

H H

H – C = C – H + H – H ¾ ® H – C – C – H

H H H H

Çözüm

Bağ enerjileri, o bağı kırmak için gereken veya o bağın oluşması sırasında açığa çıkan enerjilerdir. Verilen tepkimede bir C = C bağı ile bir H – H bağı koparılacak ısı alan işlemler); buna karşın bir C – C bağı ve iki C – H oluşacak ısı veren işlemler) dir.

Kopacak bağlar Oluşacak bağlar

C = C : 619 kJ C – C : 348 kJ

H – H : 436 kJ 2(C – H) : 2 x 413 = 826 kJ

1055 kJ -1174 kJ

Tepkimenin enerji değişimi, bu iki değerin toplamına eşittir:

+ 1055 – 1174 = -119 kJ

8.3 EKZOTERMİK VE ENDOTERMİK TEPKİMELER

İç Enerji Değişmesi, D E

Bir sistemin toplam enerjisi, bileşenlerinin kinetik ve potansiyel enerjilerinin toplamına eşittir. Örneğin 5.1 Şekildeki sistemin toplam iç enerjisi, o sistemi oluşturan atomlar, moleküller ve atomaltı parçacıklar arasındaki itme ve çekme kuvvetleri (potansiyel enerji) ile tüm sistem parçacıklarının kinetik enerjilerini içerir. Termodinamiğin birinci yasasına göre, yalıtılmış bir sistemin iç enerjisi sabittir. Herhangi bir sistemin iç enerjisinin "gerçek" değeri bilinemez. Buna karşın kimyasal ve fiziksel süreçlerde iç enerjideki "değişme" ölçülebilir. İç enerjideki değişme D E (okunuşu "delta E" dir) ile gösterilirse bu, sonuçtaki (E2) ve başlangıçtaki (E1) enerji farkına eşittir:

D E = E1 – E2

Bu bağıntıya göre E2 > E1 ise sistem enerji kazanmıştır ve D E pozitif işaretli olacaktır. E2 < E1 ise sistem enerji kaybetmiştir ve D E negatif işaretli olacaktır. H2 ve O2nin su oluşturduğu kimyasal tepkimeyi ele alalım. Bu tepkime sırasında enerji açığa çıktığına göre H2 ve O2 nin iç enerjisi, suyun iç enerjisinden daha büyüktür.

Bir sistemle çevresi arasındaki enerji değişimi, genel olarak iki şekilde olur: Isı ve iş şekillerinde. Fiziksel ve kimyasal değişmeler geçiren bir sistemde iç enerji değişimi ( D E), sistemin ısı değişimi (q) ile iş değişiminin (w) toplamına eşittir.

D E = q + w

Sisteme, ısı veya mekanik iş katılıyorsa bu terimlerin sayısal değeri artı işaretli, sistemin ısı kaybetmesi veya iş yapması halinde ise eksi işaretli olur. Örneğin bir sistem 200 kJ ısı alıp bunun 40 kJ’lük kısmını mekanik iş harcamış olsun. Buna göre

q = +200 kJ (sistemin kazandığı ısı, artı işaretli)

w = –40 kJ (sistemin kaybettiği ısı, eksi işaretli) dir.

D E = +200 kJ + (–40 kJ) = 160 kJ

Enerji açığa çıkararak yürüyen tepkimelere ekzotermik tepkimeler denir; bu tip olaylarda sistemin enerjisi azalır, çevrenin eerjisi artar. Yanma tepkimeleri ekzotermiktir. Çevreden enerji alarak yürüyen tepkimelere endotermik tepkimeler denir. Bu tip olaylarda ise sistemin enerjisi artar, çevrenin enerjisi azalır. Bir moleküldeki bağların kırılması endotermik bir olaydır.

Entalpi Değişmesi, D H

Kimyasal tepkimeler sırasındaki enerji değişimi, hacmin ya da basıncın sabit olmasına göre değişir. Sabit hacimde (bir çelik kapta) yürüyen bir tepkimede çevreye karşı bir iş yapma ya da çevreden iş alma eylemi olmaz. Bu durumda D E = q + w bağıntısında w = 0 olur. Hacmin değil de basıncın sabit tutulduğu koşullarda, hacim değişmesi (D V) olabilir. Bilindiği gibi basınç, birim yüzeyde dik olarak etkiyen kuvvettir. P = F/A. Pistonlu bir gaz kabındaki gazı ısıtalım. Isınan gaz genleşir. 1.5 Şekildeki gibi piston V1 konumundan V2 konumuna geçer; yani D V kadar hacim değişmesi olur. Isınan gazda q artı işaretlidir. Ancak pistonun yukarı çıkışı için yapılan iş (P x D V) eksi işaretlidir. Buna göre iç enerjideki değişme şöyledir:

D E = q + w = q – PxD V

Sabit basınçtaki iç enerji değişimini veren bu denklem

q = D E + Px D V (sabit basınçta)

biçiminde de yazılabilir. İşte sabit basınçta, bir sistemin iç enerjisindeki artışla basınç-hacim işinin toplamından oluşan ısı değişimine, entalpi değişimi (D H) denir.

q = D E + Px D V = D H

Entalpi değişimi (D H) = Sabit basınçtaki enerji değişimi (D H = qp (sabit basınçta)

5.3 ÖRNEK

Sodyum metalinin su ile tepkimesinde sodyum hidroksit çözeltisi ve hidrojen gazı oluşur.Bu tepkimede 2 mol sodyum için iç enerji değişimi –370 kJ;basınç hacim işi için de 2.5 kJ enerji harcanmıştır. Tepkimenin entalpi değişimini hesaplayınız

Çözüm

Tepkime şudur:

2Na (k)+ 2H2O (s) ¾ ® 2NaOH (**)+ H2(g)

Bu tepkimede açığa çıkan hidrojen gazı, basıncı sabit tutmak için dışarıya karşı iş yapar (pistonu yukarı iter):

D H =D E + P x D V = -370+2.5= -367.5 kJ olur.

Entalpi kavramının karakteristik özellikleri aşağıdaki gibi özetlenebilir:

1. Entalpi değişmesi, ürünlerle girenlerin entalpilerinin farkına eşittir:

D H =S H (ürünler) – S H (girenler)

Ürünlerin entalpisi girenlerinkinden büyükse (endotermik tepkime) D H artı, işaretlidir. Örneğin azot, (N2) ve oksijenden, (O2), azot monoksit, (NO2) oluşması endotermik bir tepkimedir.

Isı + N2 (g) + O2 (g) ¾ ® 2NO (g)

Bu tepkime, yüksek sıcaklıkta havadaki gazların (N2 ve O2) tepkimeye girmesi ya da azotun yanmasıdır. 1.6 Şekilde gösterildiği gibi 2NO (g) nun entalpi içeriği, N2 (g) ve O2 (g) ninkinden büyüktür.

Ürünlerin entalpi içeriği girenlerinkinden küçükse (ekzotermik tepkime), D H eksi işaretli olur. Hidrojen ve oksijen gazlarından su oluşması böyle bir tepkimedir. (5.7 Şekil inceleyiniz).

2H2 (g) + O2 (g) ¾ ® 2H2O (g) + ısı

2. Entalpi, kapsamsal (madde miktarına bağlı) bir özelliktir.

Kimyasal tepkimelerdeki entalpi değişimi, madde miktarına bağlı bir değerdir. Metan yanınca, karbondioksit ve su oluşur. Bu tepkimede 1 mol CH4 sabit basınçta yanınca 192 Kkal (802 kJ) değerinde enerji açığa çıkar.

CH4 (g) + 2O2 (g) ¾ ® CO2 (g) + 2H2O (g) D H = -802 kJ

Entalpi değişiminin eksi işaretli olması, tepkimenin ekzotermik olduğunu gösterir. Entalpi değişiminin denkleşmiş tepkime için geçerli olduğunu belirtelim.

Yani 1 mol CH4, 2 mol O2 (g) ile tam olarak yanıp, 1 mol CO2 (g) ve 2 mol H2O (g) oluştururken 802 kJ enerji açığa çıkar. Eğer 2 mol CH4, 4 mol O2 ile yanarsa 2 x 802 = 1604 kJ enerji açığa çıkacaktır.

2CH4 (g) + 4O2 (g) ¾ ® 2CO2 (g) + 4H2O (g) D H° = -1604 kJ

8.4 ÖRNEK

Aşağıdaki tepkimeye göre 3.6 g suyun elementlerine ayrışması sırasındaki entalpi değişimi kaç kJ’dir?

H2O (s) ¾ ® H2 (g) + 1/2 O2 (g) D H° = 285.8 kJ/mol

Çözüm

Veriye göre 1 mol sıvı su (18 g H2O) nun elementlerine ayrışması için 285.8 kJ entalpi değişimi oluyor.

285.8 kJ/mol

¥¥¥¥¥¥¥ x 3,6 g = 57.16 kJ enerji gerekir.

18 g/mol

* Kuvvetli asit ve kuvvetli baz tepkimeleri ekzotermiktir:

H+ (**) + OH– (**) ¾ ® H2O (s) D H° = –57 kJ

8.5 ÖRNEK

Amonyum nitrat aşağıdaki tepkimeye göre patlayarak ayrışır:

NH4NO3 (k) ¾ ® N2O (g) + 2H2O (g) D H° = –8.9 Kkal

Sabit basınçta 0.05 mol amonyum nitratın ayrışmasıyla açığa çıkacak ısı, kaç Kkal dir?

Çözüm

1 mol amonyum nitrat ayrıştığında 8.9 Kkal açığa çıktığına göre

0.05 mol x 8.9 Kkal/mol = 0.445 Kkal ısı açığa çıkar.

* Demir (III) oksit ve alüminyum tozu karışımı, termit tepkimesi olarak adlandırılan şiddetli bir tepkime verir. Termit tepkimesi, büyük demir aksamları (demir yolu rayları gibi), yerinde kaynak yaparak birleştirmek için kullanılır, ekzotermik bir tepkimedir.

8.5 ÖRNEK

Aşağıdaki tepkimeye göre 0.2 mol Al ile 0.3 mol O2 ‘in etkileşmesiyle kaç kJ açığa çıkar?

4 Al (k) + 3O2 (g) ¾ ® 2Al2O3 (k) D H° = –3352 kJ

Çözüm

Tepkimeye göre 0.3 mol O2, 0.4 mol Al ile tepkimeye girer; Al daha az verildiğine göre Al tepkimeyi sınırlar. Başka deyişle 0.2 mol Al, 0.15 mol O2 ile birleşir. 4 mol Al tepkimeye girseydi 3352 kJ açığa çıkacaktı.

3352 kJ

¥¥¥¥ x 0.2 mol Al = 167.6 kJ enerji açığa çıkar.

4 mol Al

3. Bir tepkime ters çevrilirse D H, işaret değiştirir:

Doğaldır ki, ekzotermik bir tepkime ters çevrilirse endotermik olur; endotermik tepkime ters çevrilirse ekzotermik olur.

CH4 (g) + 2O2 (g) ¾ ® CO2 (g) + 2H2O (g) D H° = – 802 kJ/mol

Metanın yanma tepkimesini tersinden yazarsak

CO2 (g) + 2H2 (g) ¾ ® CH4 (g) + 2O2 (g) D H° = + 802 kJ/mol elde ederiz.

4. Bir t epkimenin entalpi değişimi, ürünlerin ve tepkimeye girenlerin hallerine bağlıdır.

Örneğin metanın yanma tepkimesindeki entalpi değişimi, H2O nun gaz veya sıvı olmasına göre değişir. H2O nun gaz hali için 192 Kkal enerji açığa çıkarken, sıvı hali için 213 Kkal enerji açığa çıkar (Gazın yoğunlaşması nedeniyle enerji açığa çıkacağını anımsayınız).

2H2O (g) ¾ ® 2H2O (s) D H° = –87 kJ/mol

Ürünlerin ve tepkimeye girenlerin halleri, bulundukları sıcaklığa bağlıdır. Kullanılan entalpi değişimleri, genel olarak 250C deki değerlerdir. 250C ve 1 atm basınç koşullarındaki değerlere standart tepkime entalpileri %entalpi değişimleri) denir. Standart entalpi değişimleri DH0 şeklinde gösterilir.

8.4 OLUŞMA ENTALPİLERİ

Tepkime entalpisi, tepkimenin niteliğine göre belirtilebilir: Oluşma entalpisi,yanma entalpisi, çözünme entalpisi, nötürleşme entalpisi, bağ entalpisi gibi... Bunlar içinde özellikle oluşum entalpileri iyi kavranmalıdır. Çünkü genel olarak tepkime entalpileri, oluşum entalpileriyle bulunur.

Elementlerin standart hallerinin oluşma entalpileri, sıfır kabul edilir. Eğer elementin standart koşullarda birkaç allotropu bulunuyorsa bunların en kararlısı, elementin standart halidir. Örneğin elmas, grafit ve amorf karbon, karbon elementinin allotroplarıdır. Bunların en kararlısı grafittir ve onun oluşum entalpisi sıfır alınır. Elmasın oluşum entalpisi sıfır değildir (5.2 Tablo).

C (grafit) ¾® C (elmas) D H° = 1.9 kJ/mol

Çözeltilerde ve iyonlar arası tepkimelerde, hidrojen iyonunun (H+) oluşum entalpisi sıfır alınmıştır.

Bileşiklerin oluşma entalpisi, o bileşiğin standart, koşullardaki elementlerinden oluşumu sırasındaki entalpi değişimidir. Örneğin kalsiyum karbonatın,CaCO3 (k), standart oluşum entalpisi denince, onu oluşturan elementlerin, 25oC ve 1 atm’deki fiziksel durumları düşünülerek, şu denklemin entalpisi (1 mol CaCO3) anlaşılır:

Ca(k) + C(k) + 3/2 O2(g) ¾® CaCO3 (k) D H° = – 1205 kJ/mol

Oluşma entalpileri, o bileşiklerin ısı karşısında ne derece kararlı olduğunu bildirir. Örneğin Al2O3 (k) ün oluşum entalpisi –1676 kJ/mol; B2O3 (k) ün oluşum entalpisi –1262 kJ/mol; CO2 (g)'nin –393.5 kJ/mol ve NO (g) nun +90.3 kJ/mol verileri, Al2O3 (k) ün ısısal bakımdan çok kararlı (çok düşük enerjili) olduğunu ve yüksek sıcaklıklarda bozunabileceğini gösterir. 5.2 Tabloda standart oluşum entalpileri kJ/mol birimiyle veriliyor. 5.9 Şekilde bazı bileşiklerin oluşum entalpileri karşılaştırılıyor. Bir bileşiğin oluşumu sırasında açığa çıkan enerji ne kadar büyükse, o bileşik ısısal bakımdan o derece kararlıdır.

8.2 TABLO Standart Oluşum Entalpileri (25oC ve 1 atm’de) kJ/mol














H2O (g) –241,8 C (g, atomik) +716,7

H2O (s) –285,8 H (g, atomik) +218
CO2 (g) –393,5 C (elmas) +1,9

8.6 ÖRNEK

Bazı bileşiklerin standart molar ouşum entalpileri şöyledir (kJ/mol):

Al2O3 (k): –1672; KClO3 (k): –390; N2O (g): 81

Entalpi değişimlerini (D H° ) de göstererek tepkime denklemlerini yazınız.

Çözüm

Verilen entalpi değişimleri 25oC ve 1 atm koşullarındaki değerlerdir. Bu koşullarda alüminyum (Al) katı; oksijen gaz (O2); potasyum (K) katı; klor gaz (Cl2) ve azot gaz (N2) halindedir. Buna göre tepkimeleri aşağıdaki gibi yazabiliriz:

2Al (k) + 3/2 O2 (g) ¾® Al2O3 (k) D H° = –1672 kJ/mol

K (k) + 1/2 Cl2 (g) + 3/2 O2 (g) ¾® KClO3 (k) D H° = -390 kJ/mol

N2 (g) + O2 ¾® N2O (g) D H° = +81 kJ/mol

8.7 ÖRNEK

Alüminyum sülfatın, Al2(SO4)3, standart molar oluşum entalpisi –3440 kJ’dir. Bu tepkimeyi aşağıdakilerden hangisi gösterir?

I. 2Al+3 (**) + 3SO4-2 (**) ¾ ® Al2(SO4)3 (k) + 3440 kJ

II. Al2O3 (k) + 3SO3 (g) ¾ ® Al2(SO4)3 (k) + 3440 kJ

III. 2 Al (k) + 3H2SO4 (**) ¾ ® Al2(SO4)3 (k) + 3H2 (g) + 3440 kJ

IV. 2 Al (k) + 3S (k) + 6 O2 (g) ¾ ® Al2(SO4)3 (k) + 3440 kJ

Alüminyum sülfatın standart koşullardaki elementleri Al (k), S (k) ve O2 (g) olduğu için IV. tepkime onun oluşum tepkimesidir.

8.8 ÖRNEK

SO2 (g) ve SO3 (g) maddelerinin standart oluşum entalpileri sırayla –296 kJ/mol ve –394 kJ/mol dür. Buna göre aşağıdaki tepkimenin entalpisi kaç kJ’ dir?

2SO2 (g) + O2 (g) ¾ ® 2SO3 (g)

Çözüm

Oluşum entalpilerine bağlı olarak tepkimenin entalpi değişimi, ürünlerle girenlerin entalpi değişimleri farkına eşittir.

D H =S H (ürünler) – S H (girenler)

2SO2 + O2 ¾ ® 2SO3

2(–296) 0 2 (–394)

D H° = (–788) – (–592) = –196 kJ

8.5 YANMA ENTALPİLERİ

Yanma, bir maddenin ışık ve ısı enerjileri yayarak oksijenle birleşmesidir.Yanma olayı, enerji yayan (ekzotermik) bir kimyasal tepkimedir. Bir mol maddenin yanması ile açığa çıkan enerjiye, molar yanma ısısı (entalpisi) denir. Örneğin metan (CH4) için molar yanma entalpisi –802 kJ’ dür ve tepkimesi şöyledir:

CH4 (g) + 2O2 (g) ¾ ® CO2 (g) + 2H2O (g) D H° = -802 kJ/mol

8.9 ÖRNEK

1 g sıvı benzen, C6H6 yanınca 42 kJ ısı açığa çıkar.

(a) Benzenin molar yanma entalpisini gösteren denklemi yazınız. (C6H6 : 78 g/mol)

(b) Tepkime ürünleri CO2 (g) ve H2O (s) için molar oluşum entalpileri sırayla ve olduğuna göre benzenin oluşum entalpisi kaç?

Çözüm

(a) 1 g benzen yanınca 42 kJ enerji verdiğine göre 78 g benzen (1 mol benzen) yanınca

42 kJ x 78 g C6H6 = 3276 kJ açığa çıkar. Buna göre tepkimeyi aşağıdaki gibi yazabiliriz:

C6H6 (s) + 15/2 O2 (g) ¾® 6CO2 (g) + 3H2O (s) D H° = -3276 kJ

(b) D H° = Hür – Hgir bağıntısına göre

C6H6 (s) + 15/2 O2 (g) ¾® 6CO2 (g) + 3H2O (s)

(x) 0 6(–394) 3(–286)

D H° = 6 (-394) + 3 (-286) – (x) = - 3276 kJ’den x = + 54 kJ bulunur. Sıvı benzenin molar oluşum entalpisi, + 54 kJ yani;

6C (k) + 3H2(g) ¾® C6H6 (s) DH° = +54 kJ’ dir.

Yanma entalpileri 5.11 şekilde gösterilen kalorimetrelerde ölçülür.

8.10 ÖRNEK

Bazı oluşum entalpileri şöyledir

CH3OH (s) : -239 kJ/mol ,CO2 (g) : -394 kJ/mol, H2O (g) : -242 kJ/mol

olduğuna göre metanol, CH3OH, için molar yanma entalpisi kaç kJ’dir?

Çözüm

Yanma tepkimesini yazıp denkleştirdikten sonra,ilgili maddelerin ouşum entalpilerini altlarına yazalım:

CH3 OH(s) + 3/2 O2 (g) ¾ ® CO2 (g) + 2H2O (g)

(-239) (0) (-394) 2(-242)

Tepkime entalpileri ürünlerle girenlerin entalpileri farkına eşit olduğundan

D H° = Hür –Hgir =2 (-242) + (-394) – (-239) = -639 kJ sonucu elde edilir.

Bu sonuç, CH3 OH(s) nın bir molü yanınca açığa çıkan enejiyi göstermektedir.

8.6 ENTALPİ DEĞİŞİMLERİNİN TOPLANABİLİRLİĞİ Hess Yasası

Entalpi, tanım olarak enerjinin iki biçiminin, ısı ile mekanik işin toplamıdır. Maddeler toplanabiliyorsa, onların enerjileri de toplanabilir. Bu denel sonuç, entalpi değişimlerine de uygulanabilir. 1 mol CH4 (g), 2 mol O2 (g) ile yanıp 1 mol CO2 (g) ve 2 mol H2O (g) verince 802 kJ ısı açığa çıkar. Bu tepkimedeki entalpi değişimini suyun sıvı hali için bulmak üzere aşağıdaki işlemi yapmalıyız:

CH4 (g) 2O2 (g) ¾® CO2 (g) + 2H2O(g) DH° = -802 kJ

2H2O (g) ¾® 2H2O (s) DH° = -88 kJ

CH4 (g) + 2O2 (g) ¾® CO2 (g) + 2H2O (s) DH° = -890 kJ

Bir tepkime, bir tepkime dizisi sonucunda elde edilebiliyorsa onun entalpi değişimi, dizilerin entalpi değişimlerinin toplamına eşittir. Bu sonuç, 1840’da Alman kimyacı G. Hess tarafından bulundu. Hess Yasası diye anılan bu yasaya göre, bir tepkime ister tek bir adımda, ister çok değişik adımlar izleyerek sonuçlansın, onun D H değeri hep aynıdır. Termodinamik, sistemin izlediği yolu değil, sonuç ve başlangıç hallerini inceler. Buna göre Hess yasası, şu temele dayanır. Bir tepkimenin entalpi değişimi, o tepkimenin izlediği yola bağlı değildir; sadece son ve ilk hallere bağlıdır. Örneğin C (k) ve O2 (g) den CO2 (g) oluşumu iki yoldan gerçekleşebilir. Birinci yol, elementlerden doğrudan CO2 (g) oluşumu; ikinci yol elementlerinden, önce CO (g) ve sonra CO2 (g) oluşumudur. 5.12 şekli inceleyiniz.

8.11 ÖRNEK

C (grafit) + O2 (g) ¾ ® CO2 (g) D H° = -393.5 kJ

C (elmas) + O2 (g) ¾ ® CO2 (g) D H° = -395.4 kJ

olduğuna göre

C (grafit) ¾ ® C (elmas)

tepkimesi için D H° kaç kJ dir?

Çözüm

Entalpi değişimi sorulan tepkimeyi elde etmek için verilen ilk tepkime aynı kalmalı, ikinci ters çevrilip toplanmalıdır.

C (grafit) + O2 (g) ¾ ® CO2 (g) D H° = -393.5 kJ

CO2 (g) ¾ ® C (elmas) + O2 (g) D H° = +395.4 kJ



C (grafit) ¾ ® C (elmas) DH° = +1.9 kJ



8.12 ÖRNEK

Aşağıdaki tepkimeler yoluyla

2 C (k) + H2 (g) ¾ ® C2H2 (g)

tepkimesinin D H° değerini hesaplayınız.

C2H2 (g) + 5/2O2 (g) ¾ ® 2CO2 (g) + H2O (g) DH° = - 1256 kJ

C (k) + O2 (g) –¾ ® CO2 (g) DH° = -393.5 kJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g) ¾ ® H2O (g) DH° = -242 kJ

Çözüm

C2H2, ürün konumunda olması gerektiğinden verideki ilk tepkime ters çevrilecektir. C (k) ve H2 (g) giren konumunda bulunduğu için ikinci ve üçüncü tepkimeler aynı kalacaktır. Ancak 2C (k) eldesi ve CO2 lerin birbirini götürmesi için ikinci tepkime 2 ile çarpılmalıdır.

1. tepkime ters çevrilince D H° = +1256 kJ

2. tepkime iki ile çarpılınca D H° = -787 kJ

3. tepkime aynı kalınca D H° = -242 kJ

Tepkimeler ve entalpi değişimleri toplandığında

2C (k) + H2 (g) ¾ ® C2H2 (g) D H° = +127 kJ/mol elde edilir.

8.13 ÖRNEK

Aşağıdaki veriler yoluyla katı magnezyum hidroksitin oluşum entalpisini hesaplayınız.

2 Mg (k) + O2 (g ¾ ® 2 MgO (k) DH° = -1204 kJ

MgO (k) + H2O(s) ¾ ® Mg(OH)2 (k) DH° = -37 kJ

2H2O (s) ¾ ® 2H2(g) + O2 (g) DH° = +572 kJ

Yanıt

Mg (k) + H2 (g) + O2 (g) ¾ ® Mg (OH)2 (k) D H° = -220,8 Kkal/mol

8.BÖLÜM: KONU DENETLEME SORULARI

8.1 Enerji ne demektir? Kinetik ve potansiyel enerjiler arasında ne fark vardır?

8.2 Isı ve sıcaklık arasındaki ilişki nedir? Bunların birimlerini belirtiniz.

8.3 Aşağıdaki değişimlerin hangilerinde enerji açığa çıkar?

(a) Su buharı yoğunlaşırken

(b) Metan (CH4) gazı yanarken

(c) Uyarılmış atom, temel duruma dönerken

(d) H2(g) ve O2(g) den H2O (g) oluşurken

8.4 Aşağıdaki tepkimelerden hangilerinin ekzotermik olması beklenir?

(a) Cl (g) + e- ¾ ® Cl- (g)

(b) 2Cl (g) ¾ ® Cl2 (g)

(c) 2H2O (g) ¾ ® 2H2 (g) + O2 (g)

(d) 2Al (k) + 3/2 O2 (g) ¾ ® Al2O3 (k)

(e) Na+ (g) + Cl- (g) ¾ ® NaCl (k)

8.5 Aşağıdaki çiftlerde, hangisinin düzensizlik derecesi (entropisi) daha yüksektir?

(a) Aynı sıcaklık ve basınçta 1 mol H2O (g)

(b) Aynı basınç ve mol sayısında 58oC'de Br2 (s) veya –10oC'de Br2 (k)

(c) Aynı mol sayısında ve sıcaklıkta 0.10 atm O2 (g) veya 10 atm O2 (g)

8.6 Aşağıdaki süreçlerde entalpi değişimlerinin işaretini belirtiniz.

(a) CO2 (k) ¾® CO2 (g)

(b) PCl5 (s) ¾® PCl5 (g)

(c) Hg(s) ¾® Hg (k)

(d) BaCl2 (s) ¾® BaCl2 (k)

8.7 Bir şeker olan glukoz, oksijen ile yanınca karbondioksit ve su verir.

C6H12O6 (k) + 6O2 (g) ¾ ® 6CO2 (g) + 6H2O (s) D H° = -2820 kJ

(a) 0,02 mol glukoz yanınca kaç kJ açığa çıkar?

(b) 0,60 mol glukoz, 0,60 mol O2(g) ile tepkimeye girince en çok kaç kJ açığa çıkar?

8.8 HF (g) ün standart molar oluşum entalpisini veren denklem aşağıdakilerden hangisidir?

I. H (g) + F (g) ¾® HF (g)

II. H+ (g) +F- (g) ¾® HF (g)

III. 1/2 H2 (g) + 1/2 F2 (g) ¾® HF (g)

8.9 Kalsiyum oksit (CaO) katısının standart molar oluşum entalpisini veren tepkime denklemi aşağıdakilerden hangisidir?

I. Ca+2 (**) + O-2 (**) ¾ ® CaO (k)

II. Ca(k) + H2O (s) ¾ ® CaO (k) + H2 (g)

III. Ca(k) + 1/2 O2 (g) ¾ ® CaO (k)

8.10 Ca (k) + O2 (g) + H2 (g) ¾® Ca (OH)2 (k) tepkimesi için aşağıdakilerden hangisi doğrudur?

I. Sentez tepkimesidir.

II. D H° > 0 dır.

III. Ca(OH)2 (k) nın oluşma tepkimesidir.

8.11 Hidrazin, klor gazı ile aşağıdaki tepkimeyi verir:

N2H4 (s) + 2Cl2 (g) ¾ ® 4HCl (g) +N2 (g) D H° = -420 kJ

(a) 25,6 g hidrazin bolca klor gazı ile tepkimeye girince kaç kJ açığa çıkar?

(b) 0,5 mol HCl oluşurken kaç kJ açığa çıkar? (N: 14; H: 1)

8.12 Standart oluşum entalpileri

NH3 (g) : -49 kJ/mol, HCl (g) : -92 kJ/mol, NH4 Cl (k) : -315 kJ/mol

verilerine göre aşağıdaki tepkime için D H°değerini hesaplayınız.

NH3 (g) + HCl (g) « NH4Cl (k) D H° = ?

8.13 Standart oluşum entalpileri

CO2 (g) : -394 kJ/mol, CH4 (g) :-75 kJ/mol

H2O (g) : -242kJ/mol, C2H6(g) : -85 kJ/mol

H2O (s) : -286 kJ/mol

olduğuna göre aşağıdaki yanma entalpilerini hesaplayınız.

(a) CH4 (g) ün molar yanma entalpisi. Ürünler CO2 (g) ve H2O (g)

(b) C2H6 (g) nın molar yanma entalpisi. Ürünler CO2 (g) ve H2O (g)

8.14, 8.15 ve 8.16 sorulardaki tepkimelerin DH lerini aşağıdaki bağ enerjilerini kullanarak hesaplayınız.

Bağ Bağ enerjisi (kJ/mol)

H – H 436

F – F 155

O = O 494

H – O 463

N = N 941

N – H 389

H – F 565

8.14 H2 (g) + F2 (g) ¾ ® 2HF (g)

8.15 H2 (g) + 1/2 O2 (g) ¾ ® H2O (g)

8.16 N 2 (g) + 3H2 (g) ¾ ® 2NH3 (g)

8.17 Cu (k) + Cl2 (g) ¾® CuCl2 (k) DH° = -206 kJ

2 Cu(k) + Cl2 (g) ¾® 2 CuCl (k) D H° = -36 kJ verilerine göre aşağıdaki tepkime için D H° değeri kaç kJ dür?

CuCl2 (k) + Cu (k) –¾® 2CuCl (k)

5.18 H2 (g) + F22(g) ¾® 2HF (g) DH° = -542 kJ

2H2 (g) + O2 (g) ¾ ® 2H2O (s) D H° = -572 kJ verilerine göre aşağıdaki tepkime için D H° kaç kJ dir?

2F2 (g) + 2H2O (s) ¾ ® 4HF (g) + O2 (g)

5.19 C (grafit) + O2 (g) ¾ ® CO2 (g) D H° = -394 kJ

2C (grafit) + O2 (g) ¾ ® 2CO (g) D H° = -111 kJ

verilerine göre aşağıdaki tepkime için D H° kaç kJ dir?

2CO (g) + O2 (s) ¾ ® 2CO2 (g)

8.20 2NO(g) + O2 ¾® 2NO2 (g) DH° = -173 kJ

2N2 (g) + 5O2 (g) + 2H2O (s) ¾ ® 4HNO3 (**) DH° = -255 kJ

N2 (g) + O2 (g) ¾® 2NO (g) D H° = +181 kJ

olduğuna göre aşağıdaki tepkime için D H° kaç kJ dir?

3NO2 (g) + H2O (s) ¾ ® 2HNO3 (**) + NO (g)

8.21 Aşağıdaki verilere göre katı magnezyum hidroksit Mg(OH)2’in molar oluşum entalpisini hesaplayınız.

2Mg(k)+O2(g) ¾® 2MgO(k) DH° =-1204 kJ

MgO(k)+H2O(s) ¾® Mg(OH)2(k) DH° = -37 kJ

2H2O(s) ¾® 2H2 (g)+ O2(g) DH° = +572 kJ

8.22 Kalsiyum klorürün suda çözünmesi şöyledir:

CaCl2 (k) ¾ ® Ca+2 (**) + 2Cl- (**)

oluşum entalpileri kJ/mol

CaCl2 (k) : -796

Ca+2 (**) : -534

Cl- (**) : -167

olduğuna göre;

(a) Kalsiyum klorürün çözünme entalpisini hesaplayınız.

(b) 22.2 g CaCl2 0,1 L 20oC deki suya eklense sıcaklık kaç derece olur? (100 g su için ısı kapsamı 418 JK-1 dir.)

(c) Ca+2 (**) + 2Cl- ¾® CaCl2 (k) D H° = ?
  Alıntı Yaparak Cevapla
Eski 05-03-08, 21:12   #4
jackalcarlos09

Varsayılan C: Hess YAsası ile ilgili ÖSS'de çıkmış sorular!!!AciLLL.


Rep İnİ Bekliyorum KardeŞİm
  Alıntı Yaparak Cevapla
Eski 14-04-09, 18:53   #5
tartar20

Varsayılan C: Hess YAsası ile ilgili ÖSS'de çıkmış sorular!!!AciLLL.

ya arkadaslar iyi olmus da kimyasal tepkimeler ve enerji konusunda çıkmıs sorular lasım bana bana yardım edebilcek var mı bu hafta içinde teslim etmem lasım
  Alıntı Yaparak Cevapla
Cevapla

Bu konunun kısa yolunu aşağıdaki sitelere ekleyebilirsiniz

Konu Araçları

Gönderme Kuralları
Yeni konu açamazsınız
Cevap yazamazsınız
Dosya gönderemezsiniz
Mesajlarınızı düzenleyemezsiniz

BB code is Açık
Smiley Açık
[IMG] kodu Açık
HTML kodu Kapalı



5651 sayılı yasaya göre forumumuzdaki mesajlardan doğabilecek her türlü sorumluluk yazan kullanıcılara aittir. Şikayet Mailimiz. İçerik, Yer Sağlayıcı Bilgilerimiz. Reklam Mailimiz. Gizlilik Politikası


Reklamı Kapat

Reklamı Kapat