1. Kimyasal Enerji Nedir?
1.1. Enerji ise iş yapabilme kapasite sidir ve yoktan var, vardan yok edilemez; sadece şekil değiştirir.
1.1.1. Isı, ortamlar arasındaki sıcaklık farkından kaynaklanan bir enerji çeşididir
2. Enerji tepkimeleri nelerdir?
2.1. ENDOTERMİK TEPKİME
2.1.1. Dışarıdan ısı (enerji) alarak gerçekleşen tepkimelerdir. Okun üzerine yazılan delta (∆) işareti de tepkimenin ısı alarak gerçekleştiğini belirtir.
2.1.2. Girenler + ısı → Ürünler
2.1.3. Endotermik tepkime olayları;
2.1.3.1. Maddenin düzenli tanecik yapısından daha düzensiz yapıya geçmesi
2.1.3.1.1. Erime olayı
2.1.3.1.2. Buharlaşma olayı
2.1.3.1.3. Süblimleşme olayı
2.1.3.2. Katıların çoğunun çözücüde çözünmesi
2.1.3.3. Atomun elektron vermesi
2.1.3.4. Analiz (ayrışma) tepkimeleri
2.1.3.5. Kimyasal türlerin birbirinden ayrılması, bağların kırılması
2.1.3.6. Azotun yanması
2.2. EKZOTERMİK TEPKİME
2.2.1. Dışarıya ısı (enerji) vererek gerçekleşen tepkitepkimelerdirmelerdir.
2.2.2. Girenler→Ürünler + ısı
2.2.3. Ekzotermik tepkime olayları;
2.2.3.1. Maddenin düzensiz yapıdan düzenli tanecik yapısına geçmesi
2.2.3.1.1. Donma olayı
2.2.3.1.2. Yoğuşma olayı
2.2.3.1.3. Kırağılaşma olayı
2.2.3.2. Azotun yanması hariç tüm yanma olayları
2.2.3.3. Gazların ve bazı katıların çözücüde çözünmesi
2.2.3.4. Bazı atomların elektron alması
2.2.3.5. Sentez (birleşme) tepkimeleri
2.2.3.6. Kimyasal türler arasında bağ oluşumu
2.2.3.7. Nötralleşme veya metal-asit tepkimeleri
3. Tepkime Entalpisi nedir?
3.1. Bir tepkimede alınan ya da verilen ısı miktarına entalpi (ısı kapsamı) adı verilir. Bir hâl fonksiyonu olduğundan doğrudan ölçülemez, ancak entalpideki değişim ölçülebilir.
3.2. Tepkime entalpisi, sabit basınç altında ürünlerin entalpileri ile girenlerin entalpileri arasındaki farka eşittir ve“∆H” ile gösterilir. Birimi “kJ” veya “kJ/mol”dür.
3.2.1. ∆H = ΣHürünler – ΣHgirenler
3.2.2. Kimyasal tepkimelerde ürünlerin entalpilerinin toplamı girenlerin entalpilerinin toplamından farklıdır.
3.2.3. Tepkimenin ısı alarak veya ısı vererek gerçekleşmesi, tepkimeye giren ve tepkime sonunda oluşan maddele rin entalpi değerlerinden kaynaklanır.
3.2.4. Tepkimenin entalpisi, sabit basınçta tepkime dışarıdan ısı aldığında artar, dışarıya ısı verdiğinde azalır.
3.2.5. Tepkimenin tek basamakta ya da art arda izlenen birkaç basamakta gerçekleşmesi sonucu değiştirmediği için izlenen yol tepkime entalpisini değiştirmez.
3.3. Tepkime entalpisi nelere bağlıdır?
3.3.1. Maddelerin fiziksel hallerine
3.3.2. Ortamın sıcaklığına
3.3.3. Ortamın basıncına
3.3.4. Madde miktarına
3.3.5. Maddelerin cinsine
3.4. Tepkime entalpisi nelere bağlı değildir?
3.4.1. İzlenen yola
3.4.2. Katalizöre
3.5. Ekzotermik tepkimelerde Entalpi değişimi
3.5.1. Ürünlerin entalpileri toplamı tepkimeye giren maddelerin entalpileri topla mından daha küçüktür.
3.5.2. Kendiliğinden gerçekleşir ve tepkime sonucunda ısı açığa çıkar.
3.5.3. ∆H < 0 olur. ∆H değeri “–” işaretlidir.
3.6. Endotermik tepkimelerde Entalpi değişimi
3.6.1. Ürünlerin entalpilerinin toplamı, tepkimeye giren maddelerin entalpileri nin toplamından daha büyüktür.
3.6.2. Sürekliliği için ısı gereklidir. Genellikle kendiliğinden gerçekleşmez.
3.6.3. ∆H > 0 olur. ∆H değeri “+” işaretlidir.
4. Oluşum Entalpisi
4.1. Entalpi şu şekilde hesaplanır
4.1.1. Ürünlerin standart oluşum entalpileri toplanır.
4.1.1.1. Girenlerin standart oluşum entalpileri toplanır.
4.1.1.1.1. Ürünlerin standart oluşum entalpilerinin toplamından girenlerin standart oluşum entalpileri toplamı çıkarılarak tepkime entalpisi hesaplanır.
4.2. Standart Tepkime Entalpisi (∆Ho)
4.2.1. Standart entalpi değişimi, girenlerin ve ürünlerin standart hâllerinde hesapla nan değerdir. Derece işareti standart hâlleri gösterir.
4.3. Tepkime koordinatı-Potansiyel enerji Grafikleri
4.3.1. Kimyasal potansiyel enerji, tepkimedeki kimyasal türler arasındaki elektrostatik çekim kuvvetlerinden, birbirlerine göre konumlarından kaynaklanır.
4.3.1.1.
4.3.2. Kinetik enerji kimyasal türlerin dönme, öteleme ve titreşim hareketlerinden kaynaklanır
4.3.2.1.
4.4. Standart Oluşum Entalpisi (∆Hof)
4.4.1. 1 atmosfer basınç ve 25 oC’ta 1 mol bileşiğin kendi elementlerinden oluşması sırasında alınan veya verilen ısı değişimini ifade eder.
4.4.2. Standart haldeki elementin saf ve kararlı hâlinin standart oluşum entalpisi 0 kabul edilir
4.4.3. Entalpideki tüm değişimler standart hâldeki saf elementlere göre ölçülür
4.4.4. Kimyasal tepkime eşitlikleri 1 mol bileşiğin standart oluşum entalpileri kullanılarak yazılır. Oluşum entalpisinin (∆Hof ) birimi Kcal/mol veya kJ/mol’dür.
5. Bağ Enerjileri
5.1. Atomlar arasındaki kovalent bağı kırmak için gerekli olan enerjiye bağ enerjisi (bağ entalpisi) denir. Bağ enerjisi “∆HoB” ile gösterilir.
5.1.1. Bağın kuvvetini gösterir.
5.1.2. Birimi kJ/mol’dür.
5.1.3. Bağ enerjisi, girenler ve ürünler gaz hâlindeyken ölçülür; tekli, ikili ve üçlü bağlar için de hesaplanabilir. Moleküldeki bağ sayısı arttıkça o molekülün toplam bağ enerjisi de artar.
5.1.4. Maddeler kararlı olmak için bağ yapar ve bağ enerjisi ne kadar büyükse kimyasal bağ da o kadar güçlüdür.
5.1.5. Bağ kırılması sırasındaki verilmesi gereken enerji bağ oluşumu sırasında açığa çıkan enerjiye eşittir.
5.1.6. Bağ ne kadar kısa ise o kadar sağlamdır ve bağ enerjisi de o kadar büyüktür. Atom büyüklükleri, molekül yapısı, atomlar arasındaki çekim gücü, elektronegatiflik gibi faktörler bağ enerjisi (bağ entalpisi) ve bağ uzunluğunu etkiler.
5.1.7. ∆H = Kırılan bağların toplam enerjisi - Oluşan bağların toplam enerjisi
5.2. Atomları bir arada tutan güçlü etkileşime kimyasal bağ denir.
6. Tepkime Isılarının Toplanabilirliği(Hess Yasası)
6.1. Kimyasal tepkimelerde ısı değişimini belirlemenin iki yolu vardır: 1. Deneysel olarak ölçmek. 2. Deneysel olarak belirlenmiş diğer entalpi değerlerinden yararlanmak.
6.2. İki veya daha fazla basamaktan oluşan tepkimenin entalpisinin tepkimeyi oluşturan ara basamakların entalpi lerinin toplamına eşit olmasına Hess Yasası denir.
6.2.1. Hess Yasası; entalpi değişimlerinin sadece tepkimeye girenlerin ve ürünlerin ental pisine bağlı olduğunu, ara basamaklara bağlı olmadığını gösterir.
6.2.2. Hess Yasası kullanılarak ana tepkimenin ara basamakları yazılırken aşağıdaki kurallara dikkat edilir.
6.2.2.1. 1. Ara basamakta yer alan maddelerden biri herhangi bir sayı ile çarpıldığında ∆H değeride aynı sayıyla çarpılır.
6.2.2.2. 2. Ara basamakta yer alan maddelerden biri herhangi bir sayıya bölündüğünde ∆H değeride aynı sayıya bölünür.
6.2.2.3. 3. Ara basamakta yer alan kimyasal tepkime ters çevrildiğinde ∆H’nin de işareti değişir.
6.2.2.4. 4. Tepkimenin toplam entalpisini hesaplamak için ara basamak ve ara basamaklardaki tepkimelerin entalpi değerleri toplanır.
6.2.2.5. NOT: Kimyasal tepkimenin tüm ara basamaklarının aynı sıcaklıkta gerçekleşmesi gerekir.