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

Facebook Yorumları

Bir Cevap Yazın