UP Watch

Kimyasal Tepkimelerde Entalpi

Özellikle sistemin hacminin sabit olduğu ya da sisteme uygulanan basıncın sabit tutulduğu durumlar laboratuarlarda sıklıkla karşı­laştığımız durumlardır.

Kimyasal bir tepkime sabit hacimde gerçekleştirilirse ΔV = 0 dır. Dolayısıyla P-V işi yapılmaz.

ΔE = q-PΔV

= qv

yazabiliriz. Buradan “v” alt indisi sürecin sabit hacimde gerçekleştirildiğini göstermektedir. Bu eşitlik ilk bakışta q nın hal fonksiyonu olmadığını gösterdiğimiz için garip gelebilir. Bununla birlikte işlem, sabit hacimde gerçekleştirildiği için ısı değişiminin özel bir değeri vardır ve bu da ΔE ye eşittir.

Entalpi

Sabit-hacim şartı uygun koşul değildir, hatta bazen başarılması imkansızdır. Tepkimelerin çoğu sabit basınçta (atmosferik basınç) gerçekleştirilir. Eğer böyle bir tepkime gazın mol sayısında artışla neticelenirse, sistem çevreye iş yapar (genleşme işi), gaz atmosfere girdiğinde çevredeki havayı iter. Eğer tepkimede oluşan gaz molekülünden daha fazla molekül tepken olarak harcanırsa, çevre tarafından sisteme iş yapılır (sıkışma işi). Ancak tepkimeye giren ve çıkan gazların mol sayılarında net bir değişim yoksa iş yapılmaz.

Genel olarak, sabit basınçtaki bir süreç için

ΔE = q + w

= qp– PΔV                                                                       

 qp= ΔE + PΔV                                                             

yazabiliriz. Burada “p” alt indisi sabit-basınç şartını belirtmektedir.

Buna göre, Entalpi (H) olarak adlandırılan ve aşağıdaki eşitlikle gösterilen yeni  bir termodinamik fonksiyon tanımlanabilir.

H = E + PV    

burada E sistemin iç enerjisi, P ve V sırasıyla basıncı ve hacmidir. E ve PV çarpımı enerji birimleri cinsinden olduğu için, entalpi de enerji birimleriyle ifade edilir. Ayrıca E,P ve V hal fonksiyonları olduğundan, (E + PV) deki değişimlerde ilk ve son hale bağlıdır. Dolayısıyla H daki değişim yani ΔH de ilk ve son hale bağlıdır. Diğer bir deyişle H bir hal fonksiyonudur.

Herhangi bir süreçte  verilen entalpi değişimi,

ΔH = ΔE + Δ (PV)

eşitliği ile verilir. Basınç sabit tutulursa

ΔH = ΔE + PΔV

yazılabilir.

Her iki denklemden, sabit basınçta gerçekleştirilen bir işlem için qp = ΔH olduğunu görebiliriz. q bir hal fonksiyonu olmadığı halde sabit basınç­taki ısı ΔH ye eşittir. Yol belirlenmiş olduğu için (sabit basınç yolu) belirli bir değen vardır.

Bir tepkime için birbiriyle ilişkili iki büyüklük ΔE ve ΔH yi tanımladık. Her iki büyüklük de enerjideki değişimi ölçer ve sadece farklı şartlardaki değişimlerle ilgi­lenir. Eğer tepkime sabit hacimde gerçekleşirse, ısı değişimi qv, ΔE ye, sabit basınç koşullarında gerçekleştirildiğinde ise ısı değişimi qp, ΔH’e eşittir.

Tepkime Entalpisi

Tepkimelerin çoğu sabit-basınç koşullarında gerçekleştirildiği için, tepkimedeki ısı değişimi entalpiye eşittir diyebiliriz.

tepkenler →  ürünler

Tipindeki tepkimelerin entalpi değişimi, tepkime entalpisi, ΔH olarak adlandırılır ve bu ürünlerin entalpileri ile tepkenlerin entalpileri arasındaki fark olarak tanım­lanır.

ΔH = H(ürünler) –  H(tepkenler)

Tepkime entalpisi, sürece bağlı olarak pozitif veya negatif olabilir. Endotermik olaylarda (sistem çevreden ısı alır) ΔH değeri pozitif (yani ΔH > 0), ekzotermik olaylarda ise (sistem çevreye ısı salar) ΔH negatiftir (yani AH <0).

Entalpiyi bankadaki hesabımızdaki değişmeye benzetebiliriz. Diyelim ki hesabımızda 100 TL var. Bir işlemden sonra (depozite veya para çekme) bankadaki hesabınızdaki değişim;

ΔX = Xson – Xilk

eşitliği ile verilir. Burada X bankadaki hesabı göstermektedir. Bankadaki hesabınızda 80 TL para yatırdığınızı düşünelim. Hesaptaki değişim 180 TL – 100 TL = 80 TL dir. Bu bir endotermik tepkimeye karşılık gelir (hesap miktarı artar, entalpinin arttığı gibi). Şimdide hesaptan 60 TL para çektiğimizi düşünelim. ΔY = 40 TL – 100 TL= – 60 TL olacaktır. ΔX in negatif işaretli olması hesabımızdaki miktarın azaldığını gösterir. Benzer şekilde, ΔH nın negatif olması ekzotermik bir tepkime sonucu entalpideki azalmayı yansıtır. Bankadaki hesa­bımızda miktarı her zaman tam olarak bilmemize karşın, ürünlerin ve tepkimeye giren moleküllerin entalpilerini bilemememiz, sadece değerlerindeki farkı ölçebilmemizdir.

Şimdi de entalpi değişimi kavramını, fiziksel değişim ve kimyasal değişimlere uygulayalım.

Termokimyasal Eşitlikler

1 atm basınç ve 0°C da buz, su oluşturmak üzere erir. 1 mol buz, bu koşullarda sıvı suya dönüştüğünde, sistem tarafından (buz) 6,01 kilo joule’lik (kJ) ısı enerjisi alınır. Basınç sabit olduğu için alınan ısı, entalpi değişimine (ΔH) eşittir. Bu bir endotermik, olaydır ve buzun erimesi enerji alan bir değişikliktir (Şekil 6.5a). Öyleyse ΔH, pozitif bir büyüklüktür. Bu bir fiziksel değişimdir.

H2O (k)  →    H2O(s)                           ΔH=6,01 kJ/mol

ΔH biriminin “mol başına” verilmesi bu entalpi değerinin eşitliğin yazıldığı şekilde ve gerekli olduğunu göstermektedir. Yani 1 mol buzun, 1 mol sıvı suya dönüşmesi için 6,01 kJ enerji gerekmektedir.

Diğer bir örnek olarak, doğal gazın bir bileşeni olan metanın (CH4) yanmasını ele alalım.

CH4(g) + 2O2(g)   →    CO2(g) + 2H2O(s)             ΔH = -890,4 kJ/mol

Öğrendiklerimizden, doğal gazın yanmasında çevreye ısı salındığını yani olayın ekzotermik olduğunu söyleyebiliriz. Sabit basınçta bu ısı değişimi entalpiye eşittir ve ΔH negatif işaretlidir. Benzer şekilde tepkimenin 1 molü başına entalpi değeri; 1 mol CH4, 2 mol O2 ile tepkimeye girdiğinde. 1 mol CO2 ve 2 mol H2O oluşturur ve çevreye 890.4 kJ ısı yayılır demektir.

Buzun erimesi ve metanın yanması termokimyasal eşitliklere verilebilecek örneklerdir. Bu tepkimeler kütle ilişkilerini gösterdikleri gibi entalpi değişimlerini de gösterirler. Tepkimelerin entalpi değişimlerini verirken denkleştirilmiş eşitlikleri kullanmak gerekir. Termokimyasal eşitlikleri yazmada ve açıklamada aşağıda verilen yollan izlemek yararlıdır.

1. Entalpi değişimlerinin gerçek değerlerini belirlemede yardımcı olacağı için, termokimyasal eşitlikleri yazarken ürünlerin ve tepkimeye girenlerin fiziksel halle­rini daima belirtmeliyiz. Örneğin, metanın yanma tepkimesinde ürün olarak sıvı su yerine, su buharı elde edildiğinde

CH4(s) + 2O2(g)    →     CO2(g) + 2H2O(g)                ΔH = -802,4 kJ/mol

entalpi değişimi, yukarıdaki örnekte verildiği gibi -890,4 kJ değil, -802,4 kJ dür. Çünkü 88,0 kJ lük fark, 2 mol sıvı suyu su buharına dönüştürmek için kul­lanılır.

2H2O(s)  →   2H2O(g)                                                    ΔH = 88,0 kJ/mol

2.Bir termokimyasal tepkimenin iki tarafım bir faktörle (n) çarparsak, ΔH değerini de aynı faktörle çarpmamız gerekir. Buzun erime tepkimesi için n=2 ise, ΔH değeri de iki ile çarpılır.

2H2O(k)   →    2H2O(g)                                                 ΔH =2(6,01 kJ/mol)= 12,0 kJ/mol

Kimyasal eşitliği ters çevirirsek, tepkimeye girenlerin ve ürünlerin rollerini değiştirmiş oluruz. Eşitlik ters çevrildiğinde ΔH in büyüklüğü aynı kalırken işareti değişir. Örneğin, çevresinden ısı alan bir tepkime (endotermik), ters çevrilirse, yeni tepkime çevreye ısı vermelidir(ekzotermik). Yani, entalpi değişiminin de işareti değiştirilmelidir. Buzun erimesi ve metanın yanması tepkimelerini ters çevirirsek,

H2O(s)    →     H2O(k)                                                      ΔH =-6,01 kJ/mol

CO2(g) + 2H2O(s)  →    CH4(g) + 2O2(g)                      ΔH = 890,4 kJ/mol

elde ederiz. Bu durumda, endotermik tepkime endotermik olur veya ekzotermik tepkime endotermik olur.

ΔH ve ΔE nin Karşılaştırılması

Bir işlemde ΔH ve ΔE arasındaki ilişki nedir? Bu sorunun cevabını bulmak için metalik sodyum ile su arasındaki tepkimeyi dikkate alalım.

2Na(k) + 2H2O(s)  →   NaOH(suda) + H2(g)                  ΔH =– 367,5 kJ/mol

Tepkimeye 2 mol sodyum ile fazla miktarda su etkileştirildiğinde -367,5 kj/mol ısı açığa çıktığı görülmektedir. Ürünlerden biri H2 gazı olduğundan atmosfere girebilmek için havayı iter, oluşan enerjinin bir kısmı ΔV lik bir hava hacmini atmosferik basınca (P) karşı itmek için harcanır. İç enerjideki değişimi hesaplamak için entalpi eşitliğini aşağıdaki gibi düzenleriz.

ΔE= ΔH  PΔV

Sıcaklığın 25°C ve çözelti hacmindeki değişimin ihmal edilebilir olduğunu kabul edersek, 1,0 atm  ve 298 K koşullarında 1 mol H2 gazının hacminin 24,5 L olduğunu bulabiliriz. Bu durumda – PΔV=-24,5 L atm veya -2,5 kJ olur ve sonuç olarak Δiçin

ΔE  = -367,5 kJ / mol  – 2,5 kJ / mol

= 370 kJ / mol

bulunur.

KİMYASAL TEPKİMELERDE ENTALPİhttps://i1.wp.com/bilgikapsulu.com/wp-content/uploads/2017/12/entalpi.jpg?fit=452%2C224https://i0.wp.com/bilgikapsulu.com/wp-content/uploads/2017/12/entalpi.jpg?resize=150%2C150adminBilimNedirSon Makalelerentalpi birim,entalpi nasıl bulunur,entalpi nasıl hesaplanır,ENTALPİ NEDİR,entalpi nelere bağlıdır,Tepkime Entalpisi,tepkimenin entalpisi nelere bağlıdır,ΔH ve ΔE nin KarşılaştırılmasıKimyasal Tepkimelerde Entalpi Özellikle sistemin hacminin sabit olduğu ya da sisteme uygulanan basıncın sabit tutulduğu durumlar laboratuarlarda sıklıkla karşı­laştığımız durumlardır. Kimyasal bir tepkime sabit hacimde gerçekleştirilirse ΔV = 0 dır. Dolayısıyla P-V işi yapılmaz. ΔE = q-PΔV = qv yazabiliriz. Buradan “v” alt indisi sürecin sabit hacimde gerçekleştirildiğini göstermektedir. Bu eşitlik ilk bakışta q...Bilim Sağlık Yaşam Teknoloji Güncel ve daha fazlası
Aliexpress TR