Değişim entalpisi Ders Notu

11. Sınıf Kimya: Değişim Entalpisi 🌡️

Kimyasal tepkimeler gerçekleşirken çevrelerinden ısı alabilir veya çevrelerine ısı verebilirler. Bu ısı değişimlerine tepkime entalpisi veya değişim entalpisi adı verilir. Entalpi, bir sistemin iç enerjisi ile basıncının çarpımının toplamına eşittir ve genellikle \( \Delta H \) ile gösterilir. Kimyasal bir tepkimede entalpi değişimi, ürünlerin entalpisi ile girenlerin entalpisi arasındaki farktır.

Tepkime Entalpisinin Hesaplanması

Bir tepkimenin entalpi değişimi, tepkimeye giren maddelerin ve oluşan ürünlerin standart oluşum entalpileri kullanılarak hesaplanabilir. Standart oluşum entalpisi, bir bileşiğin standart koşullarda (25°C ve 1 atm) elementlerinden 1 molünün oluşumu sırasındaki entalpi değişimidir.

Bir tepkimenin entalpi değişimi \( \Delta H_{tepkime} \) şu formülle hesaplanır:

\[ \Delta H_{tepkime} = \sum n \Delta H_f^\circ (\text{ürünler}) - \sum m \Delta H_f^\circ (\text{girenler}) \]

Burada:

• \( n \) ve \( m \), tepkimedeki ürünlerin ve girenlerin mol katsayılarıdır.
• \( \Delta H_f^\circ \) standart oluşum entalpisidir.

Ekzotermik ve Endotermik Tepkimeler

Entalpi değişiminin işaretine göre tepkimeler ikiye ayrılır:

• Ekzotermik Tepkimeler: Çevreye ısı veren tepkimelerdir. Bu tepkimelerde \( \Delta H < 0 \) olur. Örneğin, yanma tepkimeleri genellikle ekzotermiktir.
• Endotermik Tepkimeler: Çevreden ısı alan tepkimelerdir. Bu tepkimelerde \( \Delta H > 0 \) olur. Örneğin, suyun buharlaşması endotermik bir olaydır.

Hess Yasası

Hess Yasası, bir tepkimenin toplam entalpi değişiminin, tepkimenin izlediği yoldan bağımsız olduğunu belirtir. Yani, bir tepkime birden çok adımdan oluşuyorsa, toplam entalpi değişimi, her bir adımın entalpi değişimlerinin toplamına eşittir.

Örnek:

Aşağıdaki tepkimenin entalpi değişimini hesaplayalım:

C(katı) + O₂(g) → CO₂(g) \( \Delta H = ? \)

Bize şu tepkimeler ve entalpi değişimleri verilmiş olsun:

1. C(katı) + \( \frac{1}{2} \) O₂(g) → CO(g) \( \Delta H_1 = -110.5 \) kJ
2. CO(g) + \( \frac{1}{2} \) O₂(g) → CO₂(g) \( \Delta H_2 = -283.0 \) kJ

Hess Yasası'nı kullanarak, bu iki tepkimeyi toplayarak istediğimiz tepkimeyi elde edebiliriz:

Tepkime 1: C(katı) + \( \frac{1}{2} \) O₂(g) → CO(g) \( \Delta H_1 = -110.5 \) kJ

Tepkime 2: CO(g) + \( \frac{1}{2} \) O₂(g) → CO₂(g) \( \Delta H_2 = -283.0 \) kJ

---------------------------------------------------------------------

Toplam Tepkime: C(katı) + O₂(g) → CO₂(g) \( \Delta H_{toplam} = \Delta H_1 + \Delta H_2 \)

\( \Delta H_{toplam} = -110.5 \) kJ + \( -283.0 \) kJ = \( -393.5 \) kJ

Bu tepkime ekzotermiktir çünkü \( \Delta H \) negatiftir.

Bağ Enerjileri ile Entalpi Hesabı

Kimyasal tepkimelerdeki bağların kırılması enerji gerektirir (endotermik) ve yeni bağların oluşumu enerji açığa çıkarır (ekzotermik). Ortalama bağ enerjileri kullanılarak da tepkime entalpisi yaklaşık olarak hesaplanabilir.

Tepkime entalpisi, kırılan bağların enerjileri toplamından oluşan bağların enerjileri toplamı çıkarılarak bulunur:

\[ \Delta H_{tepkime} = \sum (\text{Kırılan Bağların Enerjileri}) - \sum (\text{Oluşan Bağların Enerjileri}) \]

Örnek:

H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g) tepkimesinin entalpi değişimini bağ enerjileri ile hesaplayalım.

Verilen bağ enerjileri:

• H-H bağı enerjisi: \( \approx 436 \) kJ/mol
• Cl-Cl bağı enerjisi: \( \approx 242 \) kJ/mol
• H-Cl bağı enerjisi: \( \approx 431 \) kJ/mol

Kırılan bağlar: H-H ve Cl-Cl

Oluşan bağlar: 2 adet H-Cl

\( \Delta H_{tepkime} = (E_{H-H} + E_{Cl-Cl}) - (2 \times E_{H-Cl}) \)

\( \Delta H_{tepkime} = (436 \text{ kJ/mol} + 242 \text{ kJ/mol}) - (2 \times 431 \text{ kJ/mol}) \)

\( \Delta H_{tepkime} = 678 \text{ kJ/mol} - 862 \text{ kJ/mol} \)

\( \Delta H_{tepkime} = -184 \) kJ/mol

Bu tepkime de ekzotermiktir.

Günlük Yaşamdan Örnekler

• Ekzotermik: Odunun yanması, doğalgazın yanması (ısı ve ışık yayar), vücudumuzdaki besinlerin sindirimi sonucu enerji açığa çıkması.
• Endotermik: Buzun erimesi, suyun buharlaşması, fotosentez olayı (bitkilerin güneş enerjisini kullanarak besin üretmesi).