Kinetik ve Potansiyel Enerji Enerji iş yapabilme kapasitesidir. Kimyacı işi bir süreçten kaynaklanan enerji deyişimi olarak tanımlar. Işıma veya Güneş Enerjisi Isı Enerjisi Kimyasal Enerji Nükleer Enerji
Tüm kimyasal reaksiyonlar genellikle ısı şeklinde enerji alır veya verir. Isı, iki farklı sıcaklıktaki cisimler arasında termal enerji transferidir. Sıcaklık ise ısı akışının yönünü belirleyen hal değişkenidir. Isının ölçüm tanımlamasını yapan bir birimdir. Enerji değildir. Sıcaklık = Termal Enerji sınır Termokimya kimyasal reaksiyonlarda ısı değişimlerini inceler.
Kimyasal değişmenin olduğu sınırlar içerisinde kalan doğa parçasına sistem, bu sınırlar dışında kalan kısmına da denir. Sistemi çevreden ayıran yüzeye sistem sınırı denir Açık sistem Kapalı sistem Yalıtılmış sistem Değişim: kütle & enerji enerji yok
Termodinamik ısı ve diğer çeşit enerjilerin birbirine dönüşümüdür Bir fonksiyon, sistemin başlangıç ve son haline bağlı olup, sistemin bu hale nasıl ulaştığına (izlenen yola) bağlı değilse bir dur. Enerji, basınç, hacim ve sıcaklığa hal fonksiyonları denir E p??
Bir sistemin, iç enerjisinin iki bileşeni vardır. Bunlar kinetik ve potansiyel enerjidir. Kinetik Enerji molekül hareketleri ve moleküldeki elektronların hareketleri ile ilgilidir. Potansiyel Enerji ise moleküllerdeki elektronlar ile çekirdekler arasındaki çekme ve itme etkileşimleri ile belirlenir.
Enerjinin Korunumu Yasası Enerji bir şekilden diğerine dönüştürülebilir Enerji yoktan var edilemez ya da var olan enerji yok edilemez Evrenin toplam enerjisi sabittir
Tepken ve ürünlerin ayrı ayrı iç enerji değerlerini bilemeyiz. Ancak enerji içeriğindeki değişimi ölçebiliriz Bu reaksiyonda tepkenlerin toplam enerjisi ürünlerinkinden fazla olduğu için sistem çevreye ısı verir. Ancak evrenin toplam enerjisi değişmez. Sistem tarafından verilen enerji çevre tarafından kazanılır. Kimyada, sistemle ilişkili enerji değişimleriyle ilgileniriz, çevreyle ilgilenmeyiz. Bu nedenle termodinamiğin birinci yasası aşağıda verilmektedir.
Sistem ile çevre arasındaki basınç farkından doğan enerji akışına iş (mekanik iş) adı verilir. Isı sıcaklık farkından dolayı sistemden veya çevreden sisteme aktarılan enerji iken; İş sıcaklık farkına bağlı olmaksızın aktarılan enerjidir. Mekanik iş ısıya ısıda mekanik işe dönüşebilir.
Bu alıştırmanın çözümünde (a) ve (b) deki ilk ve son haller aynı olduğu halde dış basınç farklı olduğu için yapılan işlerde farklıdır. Bu örnek işin hal fonksiyonu olmadığını göstermektedir. Dolayısıyla aşağıdaki eşitlik yazılamaz. İç enerjinin diğer bileşeni ısı dır. İş gibi ısıda hal fonksiyonu değildir. Yani aşağıdaki eşitliği de yazamayız
Suni Kar DE = q + w q = 0 w < 0, DE < 0 DE = CDT DT < 0, KAR! 14
Farklı koşullarda termodinamiğin birinci yasasının uygulanması Kimyasal bir tepkime sabit hacimde gerçekleştirilirse olur Sabit hacim şartı uygun koşul olmayıp bazen başarılması imkansızdır. Tepkimelerin çoğu sabit basınçta (atm) gerçekleştirilir. Eğer gaz tepkenlerin mol sayısı gaz ürünlerin mol sayılarından az ise sistem çevreye iş yapar fazla ise çevre tarafından sisteme iş yapılır.
Bir tepkime için birbiri ile ilişkili iki büyüklük ΔE ve ΔH tanımlandı. Her iki büyüklükte enerjideki değişimini ölçer ve sadece farklı şartlardaki değişimlerle ilgilenir. Eğer tepkime sabit hacimde gerçekleşirse ısı değişimi q v ΔE ye eşit olur Eğer tepkime sabit basınçta gerçekleşirse ısı değişimi q p ΔH a eşit olur
+ΔH endotermik -ΔH ekzotermik
Termokimyasal eşitlikleri. 1. Ürünlerin ve tepkimeye girenlerin fiziksel halleri belirtilmelidir. Neden ΔH lar farklı 2. Bir termokimyasal reaksiyonun iki tarafını (n) ile çarparsak, ΔH değerinin de aynı faktörle çarpılması gerekir.
3. Kimyasal eşitliği ters çevirirsek, tepkimeye girenlerin ve ürünlerin rollerini ddeğiştirmiş oluruz Dolaysısıyla eşitlik ters çevrildiğinde ΔH ın büyüklüğü aynı kalırken işareti değişir. H 2 O (k) H 2 O (s) DH = 6.01 kj/mol H 2 O (s) H 2 O (k) DH = -6.01 kj/mol
Bu reaksiyon sonucu H 2 gazı oluştuğu için bu gaz atmosfere girebilmek için havayı iter dolayısıyla oluşan enerjinin bir kısmı ΔV lik bir hava hacmini atmosferik basınca (P) karşı itmek için harcanır Çözelti hacmindeki değişimi ihmal edersek, 1.0 atm ve 298 K koşullarında 1 mol H 2 gazı hacmi 24,5 L olduğundan -P ΔV =-24,5 L.atm olur.
Gazları içermeyen tepkimelerde ΔV genellikle çok küçüktür ve yaklaşık olarak ΔE, ΔH a eşittir. q v = ΔE q p = ΔE + w = ΔH Gazların yer aldığı tepkimelerde iç enerji değişimi sıcaklığın sabit ve gazların ideal gaz olduğu varsayılarak aşağıdaki gibi yapılır.
Fiziksel ve kimyasal olaylardaki ısı değişimleri kalorimetre ile ölçülür Özgül ısı (s): bir maddenin bir gramının sıcaklığını 1 o C yükseltmek için gerekli ısı miktarıdır. Isı kapasitesi (C): ise belirli bir miktardaki maddenin sıcaklığını 1 o C yükseltmek için gerekli ısı miktarıdır. 60 gram su için Eğer bir işlemde maddenin özgül ısısını ve miktarını biliyorsak Δt kadarlık bir sıcaklık değişiminde alınan yada salınan ısı miktarı (q) hesaplanabilir.
Yanma ısısı, belirli bir miktardaki bileşik için çelikten yapılmış ve 30 atm oksijenle doldurulmuş sabit hacim kalorimetre bombasında ölçülür. Kalorimetre çevreye ısı ve kütle aktarımı olmayacak şekilde tasarlanmıştır. Dolayısıyla bomba ve suyu içeren sistem yalıtılmış sistem olarak adlandırılır. İşlem sırasında sisteme ısı giriş çıkışı olmadığında sistemin ısı değişimi sıfırdır.
q kal = C kal Δt q kal = C kal Δt =10,4 kj/ o C x 4,20 o C = - 43,6 kj Metanolün mol sayısı = 1,992 g Metanol x 1 mol Metanol/32 g Metanol = 0,06225 mol Metanolün molar yanma ısısı = - 43,6 kj/0,06225 mol= - 700,4 kj/mol
Sabit basınç kalorimetresi sabit-hacim kalorimetresinden daha basit bir düzenektir ve yanmanın olmadığı tepkimelerin ısı değişimlerinin bulunmasında kullanılır. Asit-baz nötralleşme tepkimeleri, çözelti oluşum ısıları ve seyrelme ısılarını ölçmede kullanılır. Basınç sabit olduğundan işlemin ısı değişimi (q tep ) entalpi değişimine (ΔH) eşittir. DH = q tep
q = msdt = (100 x 100) g x 4,184 J/g o C x (25,86-22,50) o C = 2,81 x10 3 J = 2,81 kj Mol sayısı = 0,5 mol/1l x 0,100 L = 0,05 mol Nötralleşme ısısı = -2,81 kj/0,0500 mol = -56,2 kj/mol
Entalpi hesaplamalarında standart oluşum entalpisi ( 0 ΔH ol ) referans alınır. Maddeler 1 atm basınçta standart halde kabul edilebilir. f Tanım olarak en kararlı halinde bulunan bir elementin standart oluşum entalpisi sıfırdır. Örnek: Standart oluşum entalpileri bilindiğinde bir tepkimenin standart entalpisi ( 0 ) kolayca hesaplanabilir ΔH ol
Bir tepkimenin değerini bulabilmek için aşağıdaki eşitlik kullanılabilir ve hesaplama için tepkimede yer alan maddelerin değerlerini bilmemiz gerekir. Bu değerleri belirlemek için dolaylı ve dolaysız yöntemler kullanılabilir.
Bu yöntemde değerlerinin belirlenmesi doğrudan doğruya elementlerinden sentezlenebilen bileşiklere uygulanır.
Tepkimelerde yan ürün oluşması veya tepkimelerin yavaş olmasından dolayı birçok bileşiği doğrudan elementlerinden elde edemeyiz. Böyle durumlarda dolaylı yöntem Hess in ısıların toplanabilirliği ilkesine dayanan Hess yasası kullanılır. Tepkenlerin ürünlere dönüşümündeki entalpi değişimi tepkimenin bir basamakta veya birden fazla basamakta oluşmasına bağlı olmaksızın aynı değerdedir.