(k) + ısı 2KCl(k) + 3O 2

6 Termokimya Bölüm Hedefleri : Potansiyel enerjiyi, kinetik enerjiyi ve termodinamiğin birinci kanununu anlamak. Enerji değişimleri ilgili hesaplamaları gerçekleştirmek için özgül ısının nasıl kullanılacağını öğrenmek. Entalpinin genel konseptini anlamak ve standart oluşum ısısını kullanmak ve Hess yasası ile entalpi değişimini hesaplamayı öğrenmek. Mr. Kevin A. Boudreaux Angelo Devlet Universitesi www.angelo.edu/faculty/kboudrea Çeviren: Fatih Yörük Erciyes Üniversitesi Elektrik-Elektronik Mühendisliği Öğrencisi (B) 1 Termodinamik Ve Termokimya Kimyasal reaksiyonlar niçin oluşur? Bunun olmasının bir önemli nedeni dengedir. Enerjisi yüksek olan maddeler genelde daha dengesiz ve çok reaktifken, düşük enerjili maddeler genellikle daha dengeli ve daha az reaktiftir. Termodinamik, ısıyı ve dönüşümünü inceler. Termokimya, kimya ve enerji arasındaki ilişkiyi inceleyen termodinamiğin bir dalıdır. C(k) + O 2 (g) CO 2 (g) + ısı 2KClO 3 (k) + ısı 2KCl(k) + 3O 2 (g) 2

Enerji 3 Enerji, İİş ve Isı Enerji ısı sağlama ya da iş yapabilme kapasitesidir. Enerji objeler arasında ısı veya iş kombinasyonları ile dönüştürülebilir. Enerji = ısı + iş ΔE = q + w Bir güç bir mesafe boyunca uygulandığı zaman İş yapılmış olur. İş = güç yol Isı, sıcaklık farkından kaynaklanan bir enerji akışıdır. 4

Kinetik ve Potansiyel Enerji Kinetik enerji (E K ), kütlesi ve hızı olan bir nesnenin hareketinden oluşan bir enerji türüdür. E K = ½ mv 2 Termal enerji, bir nesnenin sıcaklığı ile ilişkilendirilen enerji türüdür ve kinetik enerjinin bir formudur, çünkü bu enerji bir nesnedeki atom ve moleküllerin titreşiminden ortaya çıkar. Potansiyel enerji (E P ) Bir maddenin konumundan dolayı oluşan enerji türüdür yada herhangi bir depolanmış enerji türüdür. Bir kaç çeşidi vardır bunlar; Yerçekimi potansiyel enerjisi Mekanik potansiyel enerji Kimyasal potansiyel enerji ( Kimyasal bağlarda depolanan enerjidir.) 5 Kinetik ve Potansiyel Enerji Potansiyel enerji, birbirlerini çeken nesneleri ayırdığında veya birbirini iten nesneler yaklaştırıldığında artmaktadır. Potansiyel enerji, birbirini çeken nesneler yaklaştırıldığında veya birbirini iten nesneler uzaklaştırıldığında azalmaktadır. Enerjinin korunumu kanuna göre; enerji yaratılamaz veya yok edilemez ama kinetik ve potansiyel olarak birbirlerine dönüşebilirler. Figür 6.1 Figür 6.2 6

Kinetik ve Potansiyel Enerji Bir şelalede akan su daha da hızlı aktıkça yerçekimi potansiyel enerjisi kinetik enerjiye daha da hızlı dönüşür ve bu enerji hiçbir zaman yok olmaz. yüksek E P düşük E K azalan E P artan E K düşük E P yüksek E K E K termal ve ses enerjisine dönüşmekte. 7 Sistem Ve Çevre Sistem, bir deneyde odaklandığımız özel bir takım maddelerin setidir ( bir kimyasal madde, faz değişim vb.) Çevre de, bir sistem dışında kalan her şeydir şişe, oda, bina vb. Eğer sistem enerji kaybederse çevre, çevre enerji Kazanır, ve bu şekilde döüşüm devam eder. Enerji hiç bir yöne doğru sınırları geçemiyorsa kapalı ya da izole bir ortamımız var demektir. Çevre Solution of A + B Çevre Çevre Sınır Sistem Çevre Sınır üzerinden enerji akışı 8

Enerji Birimleri Kinetik enerji ifadesinden şunu görebiliriz ki kinetik enerjinin birimi kg m 2 /s 2 (kg m 2 s -2 ) dir. Isı enerjinin birimi joule (J) dür. 1 J = 1 kg m 2 s -2 [James Prescott Joule, 1818-1889] Joule çok küçük bir nicelik olduğundan onun yerine kilojoule daha çok kullanılmaktadır. Bir Kalori (cal) bir gram suyun sıcaklığını bir derece arttırmak için gerekli olan enerji miktarıdır. 1 cal = 4.184 J (tam olarak) Kalorinin(Cal) ın temel beslenme birimi aslında kilokaloridir (kcal): 1 Cal = 1000 cal = 1 kcal = 4184 J 9 Enerji Birimleri Watt (W) gücün birimidir. Oranına göre hangi enerjinin harcandığı şuna göre bulunabilir; 1 W = 1 J s -1 Kilowatt-saat (kwh) genellikle elektrik faturalarında görebileceğimiz bir birimdir. 1 kwh = 3.60 10 6 J 10

Örnekller : Kinetik Enerji 1. 55 mil/saat hızla giden 2300 libre ağırlığında bir arabanın kinetik enerjisini kilojoule cinsinden bulunuz. Cevap: 315 kj 11 12

Termodinamiğin Birinci Kanunu 13 Birinci Kanun; Enerjinin Korunumu Termodinamiğin birinci kanunu olarak ta bilinen Enerjinin korunumu, enerjinin yoktan var ya da vardan yok edilemeyeceğini, sadece başka bir forma dönüşebileceğini açıklamaktadır. Başka bir deyişle, Evrenin toplam enerjisi sabittir. ΔE evren = ΔE sistem + ΔE çevre = 0 Potansiyel ve kinetik enerji birbirine dönüşebilmektedir. Fakat tek bir sistemde toplam kinetik ve potansiyel enerji miktarı sabittir. Birini kanunu başka bir çıkarımı şöyle de açıklanabilir; sürekli hareket eden, enerji girişi olmadan enerji üreten bir makina olamaz. 14

İİç enerji, E, ve Durum fonksiyonları Bir sistemin iç enerjisi, bir sistemdeki her taneciğin kinetik ve potansiyel enerji toplamıdır. İç enerji sadece sistemin şimdiki durumuna bağlı olan bir durum fonksiyonudur ve sistemin o duruma gelmek için nasıl bir izlediğinden bağımsızdır. Enerji içeren bazı örnekler; basınç, şiddet, yol, yükseklik vb. Bir sistemdeki enerji değişimi, ısı ve işin bir çok farklı kombinasyonundan meydana gelebilir, fakat kombinasyon ne olursa olsun ΔE daima aynıdır - Enerjinin değişim miktarı değişimin nasıl meydana geldiğinden bağımsızdır. 15 Hal Fonksiyonları 16

İİç Enerjideki Değişim İçeri veya dışarı enerji akışı olmayan izole bir sistemde iç enerji daima sabittir. Termodinamiğin birinci kanunu (Yeniden Biçimlendirilmiş): İzole bir sistemde toplam iç enerji sabittir. Bir sistemi çevresinden tamamen izole etmek imkânsızdır, fakat sistemin iç enerjisindeki değişim miktarı ölçülebilmektedir, ΔE denilen bu enerji değişim miktarı enerjinin çevreden sisteme veya sistemden çevreye akışıdır. ΔE = E son - E ilk ΔE = E ürünler - E girenler 17 Enerji Akışı C(k) + O 2 (g) CO 2 (g) Bu reaksiyonda sistemden çevreye enerji salınmıştır. Girenlerin ürünlerden daha fazla enerjisi vardır, böylece sistem için ΔE negatiftir. Bu enerji çevreye aktarılmaktadır yani ΔE çevre için pozitiftir. (ΔE sistem = -ΔE Çevre ) Çevreye enerji Geçmekte. 18

Enerji Akışı CO 2 (g) C(k) + O 2 (g) Eğer reaksiyon tersine çevrilirse, sistem çevreden enerji soğurur. Girenlerin ürünlerden daha az enerjisi vardır ve böylece Sistem için ΔE pozitiftir. Çevre tarafından enerji kaybedilmiştir ΔE Çevre için Negatiftir. Çevreden enerji Kazanılmıştır. 19 Enerji Akışı: İİşarett Kuralı Kurala göre, enerji değişimleri sisteme bakış noktasından ölçülür. Sistemden çevreye akan bütün enerjiler negatif işaretlidir: E son < E ilk ΔE < 0 Çevreden sisteme akan bütün enerjiler pozitif işaretlidir: E son > E ilk ΔE > 0 20

Enerji Akışı: İİşarett Kuralı Sistem ve çevre arasındaki enerji değişimleri ısı (q) ve işin (w) kombinasyonları olarak oluşmaktadır: ΔE = q + w sisteme giren enerji ister ısı ister iş olsun pozitif işaretlidir, sistemden çıkan enerji de negatif işaretlidir: q is (+) Isı sistem tarafından absorbe edilir q is (-) Isı sistem tarafından salınır w is (+) İş sistemde yapılır w is (-) İş sistem tarafından yapılır 21 Durum fonksiyonları Kimyasal bir örnek 25 C 8 H 18 (s) + 2 O 2 (g) 8CO 2 (g) + 9H 2 O(g) ilk durum ( E ilk ) son durum ( E son ) Değişime bakacak olursak ısı ve iş değişime uğrasa bile ΔE (q + w) sabittir. Isı ve iş bir durum fonksiyonu değildir fakat ΔE öyledir. 22

Durum Fonksiyonu Ve Çevrilebilme Durum fonksiyonlarının başka bir özelliği de çevrilebilmeleridir. Everest dağına tırmakmak ve geri inmek sonucunda son konum ile başlangıç konumu aynı olduğundan yükseklik değişimi 0 mildir. Sistem orijinal (ilk haline) haline döndüğü için d u r u m fonksiyonu için toplam değişim sıfırdır. Dengede olmayan bir durum fonksiyonunda sistem orijinal haline dönse bile toplam değişim sıfır değildir. Örnek olarak bir tatilde harcanan para ya da tatilde harcanan zamanın tekrar ortaya çıkmaması verilebilir. 23 Örnekller : Enerji Akışı 2. Bir miktar benzin araba motorunda yandığında oluşan ısı CO2 ve H2O ürünlerinin genişlemesine yol açar ve bu şekilde pistonlar hareket ettirilir. Aşırı ısı arabanın soğutma sitemi tarafından kaldırılır. Eğer genişleyen gazlar pistonlarda 451 joullük bir iş yaparsa ve sistem 325 j çevreye ısı olarak aktarırsa, Buna göre enerji değişim miktarını j, kj ve kcal cinsinden hesaplayınız. Cevap: -776 J, -0.776 kj, -0.185 kcal 24

Isı ve İş Ölçümü 25 Isı Ve Sıcaklık Isı ve sıcaklık aynı şey değildir. Isı, sistem ve çevre arasındaki termal enerji değişimidir. Sıcaklık ise örnekteki termal enerjinin bir ölçümüdür. Yeni konmuş bir bardak kahvenin sıcaklığı bir yüzme havuzundan fazladır. Fakat yüzme havuzu daha fazla ısı tutar. 200 F lık bir bardak kahve 100 F lık bir havuza boşaltılırsa son sıcaklık 150 F olmaz. Isı akışı, yüksek sıcaklığa sahip olandan düşüğe doğru olur. Bu olay iki maddenin de sıcaklıkları eşitleninceye kadar devam eder. Böylelikle termal dengeye ulaşılır. Bütün enerji türleri nicel olarak ısıya dönüşebilir. Böylece, herhangi bir fiziksel ve kimyasal işlemde ısıyı bir ölçüm aracı olarak kullanmak mümkündür. 26

Isı Kapasitesi Bir maddenin termal özelliği, o maddenin kimyasal olarak değişmeden ısı alma veya verme yeteneğidir. Isı kapasitesi (C) bir maddenin sıcaklığını (ΔT) kadar değiştirmek için gerekli olan Enerji miktarıdır. C = q ΔT q = C ΔT ΔT = T f - T i Isı kapasitenin birimi J/ C (veya J/K) ve ısı kapasitesinin özeliği deney örneğinin büyüklüğüne bağlıdır. 27 Özgüll Isı Özgül ısı (c veya özgül ısı kapasitesi, kitaplarda C s ) Bir gram maddenin sıcaklığını 1 C (veya K) arttırmak için gerekli ısı miktarıdır. q c = q = c m ΔT m ΔT Özgül ısının birimi J / g C dir ve yoğun bir özelliktir ve bu özellik maddenin büyüklüğünden bağımsızdır. Molar ısı kapasitesi (C m ), 1 mol maddenin sıcaklığını1 C (yada K) arttırmak için gerekli ısı miktarıdır. q C m = q = C m mol ΔT mol ΔT 28

Bazı Maddelerin Özgüll Isısı 29 Örnekller : Özgüll Isı 3. 10 g ağırlığındaki altın bir yüzüğün sıcaklığını 25.00 C den 28.00 C ye çıkarmak için ne kadar enerji vermek gerekir? ve aynı koşullardaki 10 g su için ne kadar enerji vermek gerekir? (tablo 6,2 den faydalanınız.) Cevap: q Au = 3.87 J, q H2O = 125 J 30

Örnekller : Özgüll Isı 4. Kurgu bir element olan dilityum, 25 j lük enerji alınca 42 gramını 10 C arttırabilmektedir. Buna göre özgül ısısı nedir? Cevap: 5.98 J/g C 31 Örnekller : Özgüll Isı 5. İlk sıcaklığı 25.0 C olan 100 g suyun 25.1 kj ısı enerjisi aldıktan sonraki sıcaklığı nedir? (Suyu özgül ısısı 4.18 J/g C.) ( Tablo 6,2 den faydalanınız.) Cevap: 85.0 C 32

İş (w) ; Bir objenin belirli bir kuvvetin (F) etkisinde bir yolu (d) alması ile yapılmış olur. İş= Kuvvet yol w = F d İİş İş in birimleri J, kj, cal, kcal, Cal vb. dir. En önemli iki tip kimyasal iş vardır: Hareket eden yüklü tanecikler tarafından gerçekleşen elektriksel iş genleşme işi; bir sistemin içindeki hacim değişiminden oluşan genellikle gazların genişlemesiyle meydana gelen iştir. Bu aynı zamanda basınç- hacim işi adını da alır.. 33 Basınç Hacim İİşii Propan C 3 H 8 yandığında her girenlerin her 6 molü için 7 mol gaz açığa çıkmaktadır. C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) 3CO 2 (g) + 4H 2 O(g) Eğer bu reaksiyon hareket edebilen bir pistona sahip bir kapta gerçekleşirse, daha büyük güçteki gaz, atmosfer basıncına karşı pistonları iter. Böylece iş piston üzerinde yapılır. Basınç Hacim işi basınç (P) çarpı hacim değişimine (ΔV) eşittir. İşareti negatiftir çünkü sistem tarafından iş yapılmaktadır.; w = - PΔV PV işinin birimleri; L atm; 1 L atm = 101,3 J. 34

Genleşme İİşii w = F d;p = F/A w = PAd w = PAΔh w = PΔV w = -PΔV Figür 6.5 MOV: Gazın genişlemesinden olan iş 35 Genleşme İİşii w = - PΔV Eğer gaz genleşirse ΔV pozitiftir ve işin işareti negatiftir.(sistemi terk eden iş enerjisi ) Eğer gaz büzülürse ΔV negatiftir ve işin işareti pozitiftir.(sisteme uygulanan iş enerjisi ) Eğer hacimde bir değişiklik yoksa yani ΔV = 0 ise hiçbir iş gerçekleşmemiştir.(gazın molün de bir değişiklik yoktur. ) 36

Örnekller:: PV İşii 6. Bir reaksiyonda hacim 12 litreden 14,5 litreye çıkarsa 5 atm basıca karşı ne kadar kj lük bir iş yapılmış olur? (Tablo 6,3 den faydalanınız.) Cevap: -1.3 kj 37 Sabit Hacimli Kalorimetrede ΔE Öllçümü Herhangi bir kimyasal reaksiyonda enerji değişimi ısı ve iş enerjisinin toplamına eşittir. ΔE rxn = q + w = q - PΔV Sabit hacimli koşullarda w=0 ise reaksiyondaki enerji değişimi sadece sabit hacime uygulanan ısı ya bağlıdır q V : ΔE rxn = q V Isı değişimi ve bundan dolayı oluşan enerji değişimi, sabit basınçlı bir reaksiyon ise eğer, bomba kalorimetresi ile ölçülebilir. Bombanın çevresi su ile çevrili ise sıcaklı değişim miktarı kesinlik değerle ölçülebilir. 38

Bomba Kalorimetresi Kalorimetrede su tarafından soğrulan ısı, bu reaksiyon sonucunda ortaya çıkan enerjiye eşittir. q cal = C cal ΔT q rxn = q cal Figür 6.6 39 Örnekller : Sabit Hacimli Kalorimetre 7. 1.010 g sükroz (C 12 H 22 O 11 ) bir bomba kalorimetresinde yanarsa sıcaklık 24.92 C den 28.33 C ye yükseliyor. Sükrozun yanması için olan ΔE rxn kj/mol cinsinden bulunuz. Bomba kalorimetresinin 4.90 kj/ C dir. (Sükrozun küçük örneğinin ısı kapasitesi yok sayılabilir. Çünkü kalorimetrenin ısı kapasitesine göre çok küçüktür.) (Tablo 6,4) Cevap: -5660 kj/mol C 12 H 22 O 11 40

Entalpi 41 Sabit Basınçta Enerji Değişimi; Entalpi Çoğu reaksiyon kapalı kaplarda yapılmaz, bu reaksiyonlar sadece sabit basınçlı kaplarda olur. Bu kaplarda hacim değişimi oluşabilir özellikle tepkimeye girenlerden veya ürünlerden bazıları gaz ise bu daha çok meydana gelir. Bu olaylarda, ΔV 0 olduğundan enerji değişimi sadece ısıya ve PV işine bağlıdır. PV iş katılımını elemine etmek için entalpi adı verilen, H, ve iç enerji ve ürünlerin basınç hacim toplamıyla ile ifade edilen bir değer oluşturulur: H = E + PV Entalpideki değişim (ΔH) : ΔH = ΔE + PΔV 42

Entalpi; Reaksiyon Isısı Küçük bir hesap yaparak ΔH ve E: ΔE rxn = q + w ΔE rxn = q - PΔV ΔH = ΔE + PΔV ΔH = q - PΔV + PΔV ΔH = q P Bundan dolayı entalpi sabit basınçta uygulanmış ısıya eşittir. Entalpi değişimi, ΔH aynı zamanda reaksiyon ısısı adıyla da bilinir. Bu aynı zamanda bir durum fonksiyonudur. ΔH = H son - H ilk = H ürünler - H girenler 43 Entalpi Enerji Karşılaştırması ΔE bir sistemin tüm enerji ( iş + ısı ) değişimini ölçerken, ΔH sadece sabit basınçtaki ısı değişimini ölçer. Çoğu reaksiyon sabit basınç altında gerçekleşir. Bundan dolayı ΔH çoğu termodinamik sistem için iyi bir enerji değişim ölçütüdür. Gaz içermeyen reaksiyonlarda hacim değişim neredeyse sıfırdır ve ΔH, ΔE ye yaklaşık olarak eşittir. Gazların mol sayısı değişmediği zaman ΔV=0 ve ΔH,ΔE ye eşittir. Reaksiyonlardaki gazların mol sayıları değişse bile q P PΔV den genellilte büyük olacağından dolayı ΔH yine ΔE ye yaklaşık olarak eşit olacaktır. 44

Örnekller : Entalpi Vs Enerji 8. Amonyak oluşturmak için nitrojen ve hidrojen kullanılan bir tepkimede ΔH = -92,2 kj dir ve tepkime: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g); ΔH = -92,2 kj Reaksiyondaki basınç sabit 40.0 atm ve hacim değişimi -1,12 L ise ΔE ne olur? (Tablo 6,4 den bağlantılı olarak çözünüz.) Cevap: -87,7 kj 45 Ekzotermik ve Endotermik Tepkime Karşılaştırması Bir kimyasal tepkime ya ısı alır yada verir. Endotermik tepkimelerde ısı enerjisi soğrulur ve bunun sonucunda sistemin entalpisi artar.( Ürünler girenlerden fazla entalpiye sahip) Ekzotermik tepkimelerde ısı enerjisi serbest bırakılır ve bunun sonucunda sistemin enerjisi azalır.(ürünleri girenlerden daha az entalpiye sahip) H son < H ilk H son > H ilk ΔH < ise 0 Ekzotermik ΔH > 0 ise Endotermik 46

Entalpi Diyagramları Entalpi/ Enerji Ürünler Girenler Isı soğruluyorsa Endotermik ΔH > 0 Girenler Ürünler Isı veriliyorsa Ekzotermik ΔH < 0 47 Enerji Nereden Gelir? Ekzotermik tepkimeler gerçekleştiğinde, kimyasal potansiyel enerji girenlerin kimyasal bağlarında depolanır. Yüksek enerjili bağlar kopar ve düşük enerjili bağlar oluşur ve sistem yüksek potansiyel enerji durumundan düşük potansiyel enerji durumuna geçer. Bu enerji farkı genellikle ısı veya ışık olarak dışarı verilir. Endotermik tepkimler gerçekleştiğinde, sistem tarafından soğrulan enerji daha yüksek potansiyel enerjiye sahip yeni bağların oluşumuna izin verir ve sistemin potansiyel enerjisi artar. 48

Sabit Basınçlı Kalorimetrede ΔH Öllçümü Sabit basınçtaki enerji değişimi, karıştırıcı, termometre ve bileşenleri atmosfer basıncında tutan hareket ettirebilir bir kapağa sahip yalıtkan bir kapta ölçülür. Bu bilgiler bize ΔH ı hesaplatabilir. (Küçük laboratuvarlarda bu kap genellikle bir kahve bardağıdır.) q karışım = c krşm m karışım ΔT q rxn = q krşm Figure 6,7 49 Örnekller : Sabit Basınçlı Kalorimetre 9. Bir test tüpündeki bir katının 25,64 gr lık bir örneği 100 C deki kaynayan suda ısıtılıyor ve daha sonra dikkatlice 50 gr su bulunan kalorimetreye ekleniyor. Suyun ısısı 25,1 C den 28.49 C ye yükseliyor. Katının özgül ısı kapasitesi nedir? (Bütün ısının su tarafından soğurulduğunu varsayınız.) 50

Cevap: 0.387 J/g C 50

Örnekller : Sabit Basınçlı Kalorimetre 10. Sulu gümüş iyonları sulu klorür iyonları ile reaksiyona girer ve bu reaksiyon sonucunda bir beyaz çökelek oluşur. Bu katı gümüş klorürdür. AgNO 3 (aq) + NaCl(aq) AgCl(k) + NaNO 3 (aq) 1.00 M AgNO 3 den 10 ml, 10 ml 1.00 M NaCl ye eklenirse sonuç olarak 25.0 C lik kalorimetrede beyaz çökelekler AgCl şeklinde biçimlenir ve sıvı karışım 32.6 C olur. Sıvı karışımın özgül ısısını 4.18 J/g C, varsayarsak, bu karışımın yoğunluğunu 1.00 g/ml olduğunu ve kalorimetrenin ısı soğurduğunu biliyorsak. Reaksiyon için ΔH kaç kj dür? (tablo Ex. 6.7) Cevap: -64 kj 51 Örnekller : Sabit Basınçlı Kalorimetre 11. Hidroklorik asit ve sodyum hidroksitin reaksiyonları ekzotermiktir. Denklem: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) Bu deneyde öğrenci 25.5 C 1 M HCl nin 50 ml sini bir kahve bardağı şeklindeki kalorimetreye yerleştiriyor. Buna 50 ml 1 M NaOH ekleniyor ve bu madde yine 25.5 C dir.karışım yalıtılıyor ve sıcaklık hızlıca 32.4 C ye yükseliyor. HCl nin her molüne ne kadarlık bir enerji uygulanmıştır?(suyun özgül ısısı 4.18 ve yoğunluğunu 1 alınız.) Cevap: 57,8 kj/mol 52

Termokimyasal Denklemler Termokimyasal bir eşitlik reaksiyon ısısını (ΔH) ifade eden dengelenmiş bir eşitliktir. 1mol N 2 ve3mol H 2 nin tepkimeye girmesi sonucunda 2 mol NH 3 ve 92,9 kj lük enerji ortaya çıkar: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g); ΔH = -92.38 kj ΔH in değeri yalnızca katsayılar gerçek mol sayılarını belirtmek için alınmışsa doğrudur. Böylelikle o partiküllerin fiziksel hali de belirlenebilir. Başka miktardaki ürünler veya girenlerin enerji değişiminde katsayıların alındığı gibi, aynı şekilde yapılabilir. 53 Örnekller : Termokimyasal Denklemler 13. Termit bir reaksiyonda 5g alüminyum stokiyometrik miktardaki Fe 2 O 3 ile tepkimesi sonucunda ne kadar kj lük ısı açığa çıkar? (WE 8,3) 2Al(s) + Fe 2 O 3 (s) 2Fe(s) + Al 2 O 3 (s); ΔH = -852 kj Cevap: 78,8 kj MOV: Thermite 54

Örnekller : Termokimyasal Denklemler 14. Eğer alüminyum boksitin (Al 2 O3) ayrışması sonucunda oluşmuş ise, 1000 kj ısı transfer edildiğinde kaç gr Al oluşur? Al 2 O 3 (s) 2Al(s) + 3 / 2 O 2 (g); ΔH = +1676 kj Cevap: 32.20 g Al 55 56

ΔH reak ı Kapsayan İlişkiler 57 Termokimyasal Denklemleri Yönlendirmek Eğer kimyasal bir denklem herhangi bir faktör ile çarpılırsa de ΔH rxn aynı faktör ile çarpılır. 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(g); ΔH = -483,6 kj 4H 2 (g) + 2O 2 (g) 4H 2 O(g); ΔH = -967,2 kj H 2 (g) + ½O 2 (g) H 2 O(g); ΔH = -241,8 kj Eğer kimyasal bir denklem tam tersine çevrilirse ΔH rxn inde işareti değişir. (-1 ile çarpılması gibi) 2H 2 O(g) 2H 2 (g) + O 2 (g); ΔH = +483,6 kj H 2 O(g) H 2 (g) + ½O 2 (g); ΔH = +241,8 kj 58

Örnekller : Thermochemical Equations 12. Verilen tepkime denklemine göre N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g); ΔH rxn = -92.38 kj Aşağıdaki tepkimeleri çözünüz? a. 2NH 3 (g) N 2 (g) + 3H 2 (g); ΔH = b. 2N 2 (g) + 6H 2 (g) 4NH 3 (g); ΔH = c. 1 / 2 N 2 (g) + 3 / 2 H 2 (g) NH 3 (g); ΔH = d. 4NH 3 (g) 2N 2 (g) + 6H 2 (g); ΔH = e. 6NH 3 (g) 3N 2 (g) + 9H 2 (g); ΔH = f. 2NH 3 (aq) N 2 (g) + 3H 2 (g); ΔH = 59 CO 2 Oluşumu İİçiin İİkii Yol Bir mol karbon ve 1 mol oksijen (O 2 ) ile 1 mol CO 2 oluşturmanın iki yolu vardır: Birinci Yol: C(k) + O 2 (g) CO 2 (g); ΔH = -393,5 kj İkinci Yol: C(k) + 1 / 2 O 2 (g) CO(g); ΔH = -110,5 kj CO(g) + 1 / 2 O 2 (g) CO 2 (g); ΔH = -283,0 kj 60

CO 2 Oluşumu için Entalpi Diyagramı C(k) + O 2 (g) ΔH = -110,5 kj ΔH = -393,5 kj CO(g) + 1 / 2 O 2 (g) ΔH CO 2 (g) ΔH = -283,0 kj 61 Hess Yasası ΔH bir durum fonksiyonu olduğundan girenleri ürünlere götüren yol, toplam enerji değişiminden bağımsızdır. Hess yasasını genellersek; eğer bir reaksiyon bir çok adım serisinden oluşuyor ise genel reaksiyonun ΔH ı da ilgili adımların ΔH ları toplamıdır. Aşağıdaki örnek bu özelliği açıklamaktadır. A + B C; ΔH = - 100 kj C D; ΔH = + 30 kj A + B D; ΔH = - 70 kj Bu özelliği kullanarak direk ölçülmesi zor olan reaksiyonların ΔH ını kolaylıkla bulabiliriz. 62

Örnekller : Hess Yasası 15. varsayılan reaksiyonun ΔH değerini hesaplayınız. 2A 3D Aşağıdaki denklemleri ΔH değerini bulmak için kullanınız. (tablo. 6.8 i kullanınız.) A B ΔH = +10 kj 3C 2B D C ΔH = -40 kj ΔH = -20 kj 63 Örnekller : Hess Yasası 16. Hidrojen peroksit, H2O2, su ve oksijen olarak aşağıdaki gibi ayrılır. H 2 O 2 (l) H 2 O(l) + 1 / 2 O 2 (g) Aşağıdaki denklemleri ΔH değerini bulmak için kullanınız. (tablo 314 ten yararlanınız) H 2 (g) + O 2 (g) H 2 O 2 (l); ΔH = 188 kj H 2 (g) + 1 / 2 O 2 (g) H 2 O(l); ΔH = 286 kj Cevap: -98 kj 64

Örnekller : Hess Yasası 17. Karbon monoksit CO genellikle metalürjide oksijeni metal oksitlerden ayırmada kullanılır. Bu işlem metali saflaştırmada kullanılır. Reaksiyon Şöyledir: Fe 2 O 3 (k) + 3CO(g) 2Fe(k) + 3CO 2 (g); ΔH =-26.7 kj Bu denklemi kullanarak ve karbon monoksitin yanma tepkimesini: CO(g) + 1 / 2 O 2 (g) CO 2 (g); ΔH = 283,0 kj Kullanarak aşağıdaki denklemin ΔH ını hesaplayınız. 2Fe(s) + 3 / 2 O 2 (g) Fe 2 O 3 (s) Cevap: -822,3 kj 65 Örnekller : Hess Yasası 18. Hess yasasını kullanarak aşağıdaki tungsten ve karbon reaksiyonunun ΔH ını bulunuz: W(s) + C(s) WC(s) Aşağıdaki termokimyasal denklemlerden yararlanınız: 2W(k) + 3O 2 (g) 2WO 3 (k); ΔH = -1680,6 kj C(k) + O 2 (g) CO 2 (g); ΔH = -393,5 kj 2WC(k) + 5O 2 (g) 2WO 3 (k) + 2CO 2 (g); ΔH = -2391,6 kj Cevap: -38,0 kj 66

Termodinamiğin Standart Halleri Entalpi değişim miktarı, bir denge tepkimesinde sabit sıcaklıkta ve molar katsayıları göstererek girenler ürünlere dönüşürken soğurulan veya serbest bırakılan ısı miktarıdır. Fiziksel özellikler belirtilmelidir çünkü madde gaz veya sıvı haldeyken farklı ısı doygunluğuna sahiptir. Farklı reaksiyonlardaki termodinamik ölçümleri karşılaştırabilmek için belli koşullar olmalıdır, bu koşulların adı termodinamiğin standart halidir. Bu koşullar şöyledir; Bir maddenin en kararlı hali çözeltideki bütün maddelerin 1M ü için 1 atm basınç altında 25 C sıcaklığındadır. Bütün maddeler standart halinde iken yapılan ΔH ölçümüne reaksiyonun standart entalpisi denir ΔH. 67 Bazıı Önemllii Entalpi Değişim Türleri Erime Isısı (ΔH erime ) 1mol madde eridiğinde oluşan entalpi değişimi. H 2 O(s) H 2 O(s); ΔH = 6.01 kj/mol at 0 C Buharlaşma ısısı (ΔH buh ) 1mol madde buharlaştığında oluşan entalpi değişimi. H 2 O(s) H 2 O(g); ΔH = 40,7 kj/mol at 100 C Süblimleşme ısısı (ΔH subl ) 1mol madde süblimleştiğinde oluşan entalpi değişimi. Yanma ısısı (ΔH yanma ) 1mol madde yandığında oluşan entalpi değişimi. C 4 H 10 (s) + 13 / 2 O 2 (g) 4CO 2 (g) + 5H 2 O(s) 68

Standart Oluşum Entalpisi(ΔH f ) Standart Oluşum Entalpisi, ΔH f, Standart şartlardaki bir mol maddenin kendisini oluşturan elementlerinin standart haldeki entalpi değişimidir. Tüm elementlerin en kararlı hali ΔH f =0 kj olduğu andır. Bu değer diğer bileşenler için ΔH f hesabı iyapmakta bir zemin oluşturur. Elementler 25 C de standart hallerinde olmalı. Diatomik elementler diatomik formunda olmalı ve fiziksel hali 25 deki fiziksel haline uygun olmalıdır. Çoğu durumda, bileşikler için ΔH f negatiftir.(bileşikler genellikle elementlerden daha kararlıdır.) Standart Oluşum Entalpisi 70 Appendix II-B on pages A-7 through A-12 lists thermodynamic properties of more substances.

ΔHf Den ΔH Bulma Bir reaksiyonun standart entalpisi, tüm ürünlerin oluşum ısısından tüm girenlerin oluşum ısısını çıkarılması ve tüm bunların ΔH f katsayısı ile çarpılmasından bulunabilir. n r girenler n p ürünler ΔH o o o rxn = n p ΔH f (Ürünler) - n r ΔH f (girenler) Bu işlem Hess yasasının bir uygulamasıdır.. Herhangi bir reaksiyon için ΔH ı hesaplarken, denklemi denkleştiririz ve ürünlerin ve girenlerin hepsinin ΔH f sine bakarız. 71 Örnekller : Standart Oluşum Isısı 19. Aşağıdaki reaksiyonların ΔH f denklemini gösteriniz? CO(g) + 1 / 2 O 2 (g) CO 2 (g); ΔH = 283,0 kj 2H(g) + O(g) H 2 O(l); ΔH = -971,1 kj 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l); ΔH = 571,8 kj H 2 (g) + 1 / 2 O 2 (g) H 2 O(l); ΔH = 285,9 kj 72

Örnekller : Standart Oluşum Isısı 20. ΔH f değerini eklemek isterken nasıl bir denklem kurarsak NaHCO 3 (k) ün oluşumunu gösterebiliriz? (tablo 6,9 dan yararlanınız.) 73 Örnekller : Standart Oluşum Isısı 21. Bazı aşçılar sodyum bi karbonatı NaHCO 3 ü söndürmek için elverişli buluyor. Çünkü ateşe atıldığında, sodyum bi karbonat ateşi boğar ve bu ısı sonucunda CO 2 ayrışır. NaHCO3 ün ayrışma tepkimesi: 2NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + H 2 O(l) + CO 2 (g) Tablo 6,5 deki veya Appendix II-B deki bilgileri ΔH f ı hesaplamak için kullanınız.(tablo 6.10) Cevap: 91,6 kj 74

Örnekller : Standart Oluşum Isısı 22. Tablo 6.5 deki bilgileri kullanarak 25ºC deki etanolün C 2 H 5 OH (s) ayrışımı için olan ΔH ı kj cinsinden bulunuz. Cevap: -1234,8 kj 75 Örnekller : Standart Oluşum Isısı 23. Tablo 6,5 deki bilgileri kullanarak suyun buharlaşmasının standart ısısını kj cinsinden hesaplayınız. Cevap: +44,0 kj 76

Yakıt Çeşitleri 77 Yakıtlar Çoğu sıradan yakıt türleri (H 2 i hariç ) organik bileşiklerdir. Bu bileşiklerin enerjisi CO2 ve suyun bitkilerdeki fotosentezi sonucunda oluşan glikoza dönüştürülmesi sonucu yani güneş enerjisinin türevleri ile oluşmuştur. Kömür, doğal gaz ve petrol herkes tarafından bilindiği gibi fosil yakıtlardır. Bu yakıtlar organizmaların milyonlarca yıl çürümesinden oluşmuştur. Kömür, bitkisel kökenli olup, karbon bileşikler gibi çoğunluğu grafittir ve çok fazla enerji gerektirmeden kolayca yanabilmektedir. Petrol, deniz kökenli hidrokarbonların karışımı sonuncu oluşan koyu renkte bir sıvıdır. 78

Petrol Arıtımı Petrol her şeyden önce damıtılarak arıtılır. Bu damıtma işlemi farklı kaynama noktalarında bileşiklerin ayrılması ile gerçekleşir: benzin (30-200 C), C 5 -C 11 gaz (175-300 C), C 11 -C 14 gaz yağı(275-400 C), C 14 -C 25 Motor yağları çok karbonlu yüksek baz çiftli bileşiklerdir. Asfalt, damıtma işleminden sonra arta kalan maddedir. 79 Yakıt Tüketimi ABD de enerjinin büyük bir kısmı fosil yakıtlardan elde edilmektedir. 80