Etiket Arşivleri: TERMODİNAMİĞİN BİRİNCİ YASASI

Canlıların Temel Bileşenleri II

Canlıların Temel Bileşenleri 2
Bir madde birlikteliğinde cereyan eden enerji dönüşümlerinin incelenmesi termodinamik olarak adlandırılır.
Kapalı bir sistem çevreden izole olmuştur.Enerji bir açık sistem içinde sistem ile çevresi arasında aktarılabilir. Canlılar açık sistemler olarak bilinir.

Termodinamiğin birinci yasasına göre evrenin enerjisi sabittir. Enerji aktarılabilir ve dönüştürülebilir, ancak yeniden yaratılamaz ya da yok edilemez.
Her enerji aktarımı ya da dönüşümü evreni daha düzensiz hale getirir. Buna entropi denir. Birçok durumda entropi artışı sistemin organize yapısındaki fiziksel bozulmayla kendini gösterir. Buna termodinamiğin ikinci yasası denir.
Serbest enerji nasıl formüle edilir?
Ekzergonik tepkime net olarak serbest enerji salınmasıyla sürer. Ekzergonik tepkime için G = – negatifdir.

C6 H12O6 + 6O2 à 6CO2 + 6H2O
G = – 686 kcal/mol( -2870 kj/mol)

Endergonik tepkime çevresinden enerji alan tepkimedir. Bu tip tepkime çevresinden serbest enerji depoladığı için G pozitifdir. Bu tür tepkimeler kendiliğinden süremez.

Fotosentez için gereken enerji G= + 686 kcal/mol dür.

ENERJİNİN TEMEL MOLEKÜLÜ “ATP”
ATP sentezi reaksiyonlarına FOSFORİLASYON
ATP yıkımı reaksiyonlarına DEFOSFORİLASYON
ENZİMLER
Enzimin etkilediği maddeye sübstrat denir.
Her enzim belli bir reaksiyona etki eder. Bunun sebebi enzimin sübstratla birleşen aktif yüzeyidir.
Örneğin Sükroz maddesi sükraz enziminin aktif yüzeyine uyar ve birleşerek enzim sübstrat kompleksini oluşturur.
Enzim sübstratları ürünlere- dönüştürerek serbest bırakır. Enzimin aktif bölgesi başka bir sübstrat için hazır hale gelir.
Her enzim belli bir sıcaklık derecesinde çalışır.İnsanlardaki birçok enzim 35-40 C de çalışır. Enzimlerin en iyi çalıştığı sıcaklığa OPTİMUM sıcaklık denir.
Birçok enzimin pH değeri 6-8 arasında olmakla beraber, midedeki sindirim enzimi olan pepsin pH 2 de en iyi şekilde çalışır.
Enzimlerin engellenmesi (İnhibisyon)
Bazı kimyasal maddeler enzimlerin çalışmasını (İnhibisyon) engellerler. Kovalent bağlarla oluşan inhibisyon geri dönüşümsüzdür.
Kompetetif inhibitörler sübstratı taklit ederek aktif bölgeye bağlanırlar. Böylece enzimin üretkenliğini azaltırlar
Kompetetif olmayan inhibitörler ise enzimin bir başka bölgesine bağlanarak enzimin aktif yüzeyinin değişmesine neden olurlar.Böylece reaksiyon engellenmiş olur.
Birçok antibiyotikler bakteri enzimleri için inhibitördür.DDT gibi tarım ilaçları insan sinir sistemi enzimleri için inhibitör olarak çalışır.

Metabolik kontrol genel olarak allosterik denetime bağlıdır.
Allosterik bölgeler aktif bölgeler dışındaki kısımlar olup enzim regülatörlerinin bağlandığı özgül reseptörlerdir.
Aktif form bir allosterik aktivatör molekül tarafından kararlı hale getirilir.
İnaktif form bir allosterik inhibitör molekül tarafından kararlı hale getirilir.
Aktivatörler enzimlerin çalışmasını kolaylaştırırken , inhibitörler enzim etkinliğini azaltırlar.
İşbirliği
Sübstrat molekülleri allosterik aktivasyona benzer bir mekanizma ile bir enzimin katalitik gücünü stimüle edebilirler.
İşbirliği olarak adlandırılan bu mekanizma ile , bir sübstrat molekülü sayesinde enzimin diğer sübstrat moleküllerini daha hızlı kabul etmesi sağlanmış olur.

Termokimya ( Nejmettin BİLGEN )

TERMOKİMYA
Hazırlayanlar(10.Grup);
Nejmettin BİLGEN
Mustafa AKAR
H.Hakan YÜREK
Berçin TEKER .
Termokimya Nedir?
Kimyasal bir tepkime sırasında enerji soğurulur yada açığa çıkarılır. Bu enerji değişimleri ile ilgili hesaplamalar, tepkimeye giren maddelerin kütleleri ile ilgili yapılan hesaplamalar kadar önemlidir. Kimyanın, kimyasal veya fiziksel değişmeler ile açığa çıkan veya soğurulan ısıyı, diğer bir deyişle ısı değişimlerini inceleyen dalına termokimya denir.
ENERJİ KAYNAĞI YAKITLAR
Termokimyasal ölçümler ve hesaplamaların en büyük yararlarından biri, maddelerin enerji kaynağı olarak kullanılıp kullanılamayacağının değerlendirilebilmesidir. Yakıt adı verilen bu maddelerin büyük bir bölümü yanmaları sırasında bol enerji verirler.
TEMEL KAVRAMLAR
Evren, doğanın tümünü kapsar. İnceleyebildiğimiz evren parçasına sistem, sistemin içinde bulunduğu koşullara da çevre diyoruz.
Sistemler açık, kapalı ve yalıtılmış olmak üzere üçe ayrılır.
Sistem ile çevre arasındaki ilişkiler enerji ve madde alış verişine dayanır.
Sistemler ve Çeşitleri
a)Açık sistem: Sistemle çevresi arasında hem madde, hem de enerji alış verişi mümkün olan sistemlerdir. Bir beherdeki sıcak kahve çevresine ısı verir ve soğur. Madde geçişi de su buharı şeklinde olur.
b)Kapalı sistem: Sistemle çevresi arasında madde alışverişi mümkün değildir ancak enerji alış verişi mümkün olan sistemlerdir . Ağzı kapalı bir erlen çevresine ısı verir ve soğur. Çevreye su buharı geçişi mümkün değildir.
c)Yalıtılmış Sistem: Sistemle çevresi arasında ne enerji, ne de madde alışverişi vardır. Bir termostattaki sıcak kahve yaklaşık yalıtılmış bir sistemdir. Bununla birlikte, termostan yavaş yavaş enerji geçer ve kahve zamanla oda sıcaklığında soğur.
İç Enerji
Her madde, kendi yapısı ve fiziksel halinden ötürü, bir miktar enerji içerir ve her kimyasal reaksiyona bir enerji değişimi eşlik eder. Bir maddenin sahip olduğu enerji; durumundan ileri gelen potansiyel ve kinetik enerjilerinin toplamı olup, bu toplam enerjiye o maddenin iç enerjisi denir.
İç Enerji Değişimi
Bir gazın belirli bir sıcaklıkta belirli bir iç enerjisi vardır. Eğer bu gaz ısıtılırsa, moleküllerinin kinetik ve potansiyel enerjisi artar ve sistem daha yüksek bir enerji (E2) düzeyine ulaşır. Bu iki enerji düzeyi arasındaki fark, (▲E = E2 – E1) iç enerji değişimidir.

Her şeyden önce, bir sistemin ısı yada iş şeklinde enerji içermediğini anlamalıyız.
Isı ve iş, sistemin ;çevresi ile enerji alıverişinde bir araçtır. Isı ve iş yalnızca bir değişim durumunda ortaya çıkar.
Sistemde bulunan enerji iç enerji, E’dir. Bu enerji (kinetik ve potansiyel enerjinin toplamı) kimyasal bağlar, moleküller arası çekimler, moleküllerin kinetik enerjisi ve benzeri île ilgili enerjilerin toplamıdır.
TERMODİNAMİĞİN BİRİNCİ YASASI
Isı (q), iş (w) ve iç enerjideki değişmeler (∆E) arasında ilişki enerjinin korunumu yasası ile verilir. Bu yasa aynı zamanda termodinamiğin birinci yasasıdır.

∆E=q+w

ÖRNEK
KALORİ
kalori, 1 gram suyun sıcaklığını
14,5 oC den 15,5 oC ye yükseltmek için
gerekli olan ısı miktarı olarak
tanımlanmaktadır.
Kalori, suyun özgül ısısı cinsinden belirtilmiştir. Sıcaklık değiştikçe suyun özgül ısısı kısmen değiştiğinden bir derecelik sıcaklık aralığı belirlenmelidir.
Bağ Enerjisi
En düşük enerji durumunda (genellikle oda sıcaklığında) bulunan gaz halindeki bir madde moleküllerinin, 1 molünde bulunan bütün bağların koparılması için gerekli enerji olarak tanımlanır.
Bağ enerjilerinin ortalama değerleri, kimyasal reaksiyonların ısı değişimlerinde kullanılabilir. Çünkü, reaksiyonlarda görülen enerji (ısı) değişimi,bağların koparılması ve yeni bağların oluşması sonucudur.
Bazı Bağ Enerjilerinin Ortalama Değerleri
Reaksiyon Isılarının Ölçülmesi
Termodinamiğin birinci yasası, kimyasal reaksiyonlar için uygulanıyorsa termokimya olarak adlandırılır. Termokimyada, kimyasal reaksiyonlarda absorbe edilen veya dışarıya verilen ısının ölçülmesi ve hesaplanması ile ilgilenilir.
Kimyasal değişmelerle birlikte olan ısı etkilerini ölçmek için kalorimetre olarak isimlendirilen aygıtlar kullanılır.
KALORİMETRE
Kalorimetre, iyi izole edilmiş bir kabın içindeki ağırlığı bilinen miktarda suya batırılmış olan ve tepkimenin oluştuğu, diğer bir kaptan ibarettir. Belli miktarda tepkimeye giren madde kullanılarak tepkime oluşturulur ve tepkime sırasında açığa çıkan ısı suyun ve kalorimetrenin sıcaklığını arttırır. Kalorimetrenin toplam ısı kapasitesi ve içeriği biliniyorsa bu sıcaklık artışından tepkime ile açığa çıkan ısı miktarı hesaplanabilir.
Yanma ısısı genellikle şekildeki gibi bir kalorimetre bombası kullanılarak belirlenir.
Tepkime Isısının Kalorimetre Verilerine Göre Belirlenmesi
Kuvvetli bir asitle kuvvetli bir bazın nötürleşmesi, H+(aq) ile OH'(aq) iyonlarının su vermek üzere oluşturduğu bir tepkimedir.
H+(ag) + OH-(aq) ——> H2O
Her ikisi de 21,1 °C da olan 100,0 mL 1,00 M HCl(aq) ve 100,0 mL 1,00 M NaOH(aq) çözeltisi kalorimetre kabına konuyor. Tepkime sonunda sıcaklığın 27,9 °C a yükseldiği görülüyor
Hesaplamalar
Kalorimetrenin yalıtılmış ve ısıyı soğuracak suyun 200,0 mL olduğunu kabul ediniz.

Qkal = 200,0 mL x1,00×4,18x (27,9-21,1)ºC= 5,7×103 J

Qnöt=-5,7kJ / 0,100 molH2O= -57kJ bulunur.
Not; Sonuç negatif olduğundan, tepkime ekzotermiktir.
Isı Kapsamı (Entalpi)
Bir maddenin oluşması sırasında depo ettiği enerjinin ölçüsüdür.

Bir kimyasal reaksiyonun ısı bilançosu ise, ürünlerin ısı kapsamı ile reaksiyona giren maddelerin ısı kapsamı arasındaki fark ile belirlenir.

Ekzotermik ve Endotermik Reaksiyonlar
Endotermik : Bir reaksiyonda reaktiflerin ısı kapsamı (entalpisi), ürünlerin ısı kapsamından küçükse, fark kadar enerji, reaksiyonun oluşması için dışarıdan alınır. Dışarıdan ısı alarak gerçekleşen bu tür reaksiyonlara endotermik reaksiyonlar denir.
Ekzotermik: Reaksiyona katılan reaktiflerin ısı kapsamı, ürünlerin ısı kapsamından büyükse, fark kadar enerji dışarı salınır. Dışarıya ısı salarak gerçekleşen bu tür reaksiyonlara ekzotermik reaksiyonlar denir.
Bağların Kırılması ve Oluşma Entalpisi
Kimyasal reaksiyonda bağlar koparılır ve yeni bağlar oluşturulur. Bu şekilde reaksiyona girenler parçalanırken, ürünler oluşturulur.
ÖRNEK
∆H’IN DOLAYLI YOLDAN BELİRLENMESİ: HESS YASASI
Entalpi kavramının çok yararlı olmasının nedenlerinden biri, az sayıda ölçümler yapılarak çok sayıda tepkime ısısının hesaplanmasında işe yaramasıdır. Bunu yaparken entalpi değişinimin üç ayrı özelliğinden yararlanılır. Şimdi bu üç özelliği görelim.
1)∆ H Bir Kapasite Özelliğidir.
N0(g) gazının oluşmasındaki entalpi değişimini göz önüne alınız.
N2(g)+02(g)→2 N0(g) ΔH = 180,50 kJ
Bir mol N0(g) başına entalpi değişimini belirtmek için bütün kat­sayılar ve ∆H değeri ikiye bölünür.
½N2(g)+½02(g)→NO(g)
∆H=½ x 180,50 = 90,25 kJ
Entalpi değişimi sistemdeki madde miktarı ile doğru orantılıdır
2) Tepkime Tersine Döndüğunde ∆H in İşareti Değişir.
Buna göre, bir mol N0(g) in bozunması için,
½N2(g)+½02(g)→NO(g) ∆H=+90,25kJ

NO(g)→½ N2(g)+½O2(g) ∆H=-90,25kJ
3)Hess’in Tepkime Isılarının Toplanabilirliği Yasası.
N02 nin N2(g) ve O2(g) dan oluşmasındaki entalpi değişimini bulabilmek için
½N2 + O2→NO2 ∆H=?
Tepkimenin iki basamak üzerinden yürüdüğünü düşünebiliriz: Önce NO (g) ve sonra NO2(g) oluştuğunu varsayalım. Bunların oluşma eşitliklerini toplarsak, istenen eşitliği elde ederiz. Ayrıca, tepkimenin entalpi değişimini bulmak için, bu basamakların entalpi değişimlerini de toplarız.
ÖZGÜL ISI ve ISI KAPASİTESİ
Bir maddenin özgül ısısı, bu maddenin 1g’ının sıcaklığını 1 oC yükseltmek için gerekli olan ısı miktarı olarak tanımlanır.

Isı kapasitesi: Herhangi bir maddenin ısı kapasitesi (c), bu maddenin belirli bir kütlesinin sıcaklığını 1 oC yükseltmek için gerekli olan ısı miktarıdır.
.
Madde kütlesi, sıcaklık değişimi ısı miktarı arasındaki bağıntı:
Isı miktarı=q=madde kütlesi x özgül ısı x sıcaklık farkı
(ısı kapasitesi)

Q= m x c x ΔT

Eşitlik de sıcaklık farkı ΔT = TS – Ti
şeklinde ifade edilir.

ENERJİNİN KORUNUMU YASASI
Isı enerjisinin hesaplanmasında kullanılan diğer bir kavram enerjinin korunumu yasasıdır: Sistem ve çevresi arasındaki etkileşimlerde toplam enerji sabit kalır. Bu yasa aşağıdaki biçimde formüllendirilebilir.

qsistem + qçevre = O
AKTİVASYON ENERJİSİ
SORULAR
TEŞEKÜRLER

Termodinamiğe Giriş ve Temel Kavramlar ( Prof. Dr. Ali PINARBAŞI )

Termodinamik: Enerjinin bilimi.

Enerji: Değişikliklere sebep olma  yeteneği.

Termodinamik sözcüğü, Latince therme  (ısı) ile dynamis (güç) sözcüklerinden  türemiştir.

Enerjinin korunumu prensibi: Bir  etkileşim esnasında, enerji, bir formdan  başka bir forma dönüşebilir, ama enerjinin  toplam miktarı, sabit kalır.

Enerji yaratılamaz veya yok edilemez.

Termodinamiğin birinci yasası:  Enerjinin korunumu ilkesini ifade eder.

Birinci yasa enerjinin termodinamikle ilgili  bir özellik olduğunu öne sürer.

Enerji Dönüşümleri ( Prof. Dr. Ali PINARBAŞI )

ENERJİNİN BİÇİMLERİ

İç Enerji Hakkında Bazı Fiziksel Gözlemler

Nükleer Enerji

Mekanik Enerji

ISI İLE ENERJİ GEÇİŞİ

İŞ İLE ENERJİ GEÇİŞİ

Elektrik İşi

Mil İşi

Yay İşi

TERMODİNAMİĞİN BİRİNCİ YASASI

Enerjinin Korunumu

ENERJİ DÖNÜŞÜM VERİMLERİ

Mekanik ve Elektrikli Cihazların Verimleri

ENERJİ VE ÇEVRE

Ozon ve Dumanlı Sis

Sera Etkisi Küresel Isınma ve İklim Değişikliği

Termokimya

Termokimya
Termokimya kimyasal reaksiyonlara eşlik eden ısıyı konu alır. Bazı sistemlerde ısıyı ölçmek kolay olmadığından dolaylı yöntemler ile ölçüm yapılmaktadır.
Termokimyada Bazı Temel Terimler
Enerjinin Korunumu
Enerji ve Sıcaklık
Termal Enerji
Kinetik enerji rastgele moleküler hareketle ile ilişkilidir.
Sıcaklık ile orantılıdır.
Şiddet özelliğidir.
Isı ve İş
İki sistem arasındaki sıcaklık farkından kaynaklanan enerji geçişi “ısı”
Bir kuvvetin belli bir mesafe boyunca uygulanması sonucu olan enerji geçişi “iş”tir.
Sistem ve çevre arasındaki ısı transferi sıcaklılık farklılığından kaynaklanır.
Isı sıcaktan soğuğa doğru hareket eder.
Sıcaklık değişebilir.
Faz değişimi olabilir
ISI BİRİMLERİ
Kalori (cal)
1 gram suyu sıcaklığını bir derece arttırmak için gerekli olan enerji.
Jul (J)
SI birim
Isı Kapasitesi
Sistemin sıcaklığını 1 derece yükseltme için gerekli olan enerji.
Molar ısı kapasitesi.
Sistem 1 mol maddedir.
Özgül ısı (kapasitesi), c.
Sistem 1 g maddedir
Isı kapasitesi
Kütle x Özgül ısı .
Enerjinin Korunumu
Sistem ve çevresi arasındaki etkileşimlerde toplam enerji sabit kalır- enerji yoktan var edilemez veya var olan enerji yok edilemez.
Özgül Isının Deneysel Tayini
Tepkime Isısı ve Kalorimetri
Kimyasal Enerji.
Sistemin iç enerjisi ile ilgili enerji türü.
Kimyasal tepkime sonucunda ortaya çıkan enerjiye kimyasal enerji denir. Pil ve aküler kimyasal enerjiyi elektrik enerjisine dönüştüren düzeneklerdir. Pil ve akülerde elektrik enerjisinin depolanması kimyasal yöntemlerle yapılmaktadır. Kimyasal enerji; mekanik, ısı ve ışık enerjisine dönüştürülebilmektedir.
Tepkime ısısı, qtep.
Sabit sıcaklıkta yürüyen bir kimyasal tepkimede sistem ile çevresi arasında alınıp verilen ısı miktarıdır.
Tepkime ısısı
Ekzotermik tepkimeler.
Çevreye ısı verir, qtep < 0. Endotermik tepkimeler. Çevreden ısı alan, qtep > 0.
Kalorimetre
Tepkime ısılarını ve ısı miktarını
ölçmekte kullanılan düzenek
Kalorimetre Bombası
Örnek
Kahve Fincanı Kalorimetresi
Basit bir kalorimetre.
Yalıtılmış bir sistemdir.
Tepkime sonucu oluşan sıcaklık farkı ölçülür.
Sabit basınç sistemidir.
İŞ
Isı alışverişinin dışında bazı kimyasal
tepkimeler iş yapabilir.
Örnek
Örnek
Termodinamiğin Birinci Yasası
İç Enerji, U.
Sistemin TOPLAM enerjisi (potansiyel ve kinetik).
Bir sistem enerjiyi yalnız iç enerji olarak içerir.
Bir sistem enerjiyi ısı ve iş şeklinde içermez.
Isı ve iş, sistemin çevresi ile enerji değişimindeki bir araçtır.
Isı ve iş, sadece sistemdeki bir değişiklik durumunda vardır.
Enerjinin Korunumu Yasası
Yalıtılmış sistemin enerjisi sabittir.
Hal Fonksiyonları
Sistemin belirli bir hali için belli bir değeri olan özelliğe hal fonksiyonu denir.
Suyun 293,15 K ve 1,00 atm hali bellidir.
Bu halde d = 0.99820 g/mL dir
Yoğunluk sadece sistemin haline bağlıdır.
O hale nasıl ulaşıldığına bağlı değildir.
Hal Fonksiyonları
U bir hal fonksiyonudur.
Ölçülemez.
Gerçek değeri bilmemize gerek yoktur.
İki hal arasında DU tek bir değere sahiptir.
Kolaylıkla ölçülebilir.
Yola Bağlı Fonksiyonlar
Isı ve iş hal fonksiyonu değildir!
Bu fonksiyonların değerleri sistemdeki değişiklik için izlenen yola bağlıdır.
0,1 mol He 298 K, 2,40 atm (Hal 1)
(1,02 L)
A↓
298 K, 1,30 atm (Hal 2)
(1,88 L)
Tepkime Isıları: DU ve DH
Tepkime Isıları
Reaksiyon Isılarının Karşılaştırılması
Kalorimetre bombasında 25˚C ‘de ve sabit hacimde CH4 (g) gazının verdiği enerji – 885,389 J/mol ölçülmüştür. Metan gazının yakılmasıyla açığa çıkan enerji nedir,ΔH ?
Çözüm:
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l)
ΔU= – 885,389 J
Δn= Σnürünler – Σntepkenler = 1-(2+1)= – 2 (Katı ve sıvıların molleri hacim değişimleri ihmal edilebilecek kadar küçük olduğundan hesaba katılmaz!!!
Reaksiyon Isılarının Karşılaştırılması
ΔH= ΔU + PΔV
ΔH= ΔU + ΔnRT
ΔH= – 885,389 -2x 8,314 J/molK x 298,15K
ΔH=- 885,389 kJ- 4,957 kJ
ΔH=- 890,346 kJ
Bu problem için kalorimetrede ölçülen değerin ΔU’ya eşit olduğuna ve gaz sabiti R’nin 8,314 J/molK olduğuna dikkat ediniz!!!
Hal Değişiminde Entalpi
Örnek
Standart Haller ve Standart Entalpi Değişimleri
Belirli bir hali standart hal olarak tanımlarız.
Standart tepkime entalpi değişimi, DH°
Bütün tepken ve ürünlerin standart halde oldukları bir tepkimenin entalpi değişimi.
Standart Hal
Saf bir element yada bileşikte 1 atm basınç ve çalışılan sıcaklıktaki halidir.
Gazlarda: 1 atm ve ilgilenilen sıcaklıktaki ideal gaz gibi davrandığı halidir.
Entalpi Diyagramları
DH ın Dolaylı Yoldan Belirlenmesi:
Hess Yasası
DH bir kapasite özelliğidir .
Sistemdeki madde miktarı ile doğru orantılıdır.
Hess’s Kanunu
Hess Yasası
Standart Oluşum Entalpisi
Standart halde, 1 mol maddenin standart haldeki elementlerinin referans hallerinden oluşması sırasındaki entalpi değişimi.
Saf elementlerin referans hallerinde standart oluşum entalpileri 0 dır.
Standart Oluşum Entalpileri
Standart Tepkime Entalpisi
Bir tepkimenin tepkenleri ve ürünleri standart hallerinde ise entalpi değişimine tepkimenin standart entalpi değişimi denir.
ΔHtep0
Kolaylık açısından
tepkime standart entalpisi denir
Standart Tepkime Entalpisi
Entalpi bir hal fonksiyonu olduğundan izlenen yoldan bağımsızdır!!
Net tepkimenin entalpi değişimi, tek tek basamakların standart entalpi değişimleri toplamıdır.
Standart Tepkime Entalpisi
Çözeltilerde İyonik Tepkimeler
Sulu çözeltilerde gerçekleşen tepkimelerin çoğu iyonlar arası tepkimeler olarak düşünülür.
Hesaplama yapabilmek için iyonların entalpilerinin bilinmesi gerekir.
Ancak çözeltilerde tek bir tip iyon bulunmaz.
Bir iyonun entalpisini ‘0’ olarak kabul etmemiz gerekir. Diğer iyonların entalpileri seçilen iyona göre tanımlanır.
ΔH0(H+) (aq) = 0
Table 7.3 Enthalpies of Formation of Ions in Aqueous Solutions