📄 11. Sınıf Kimya: Standart Molar Oluşum Entalpisi Çalışma Kağıdı

💡 Çözüm Adımları:

Standart molar oluşum entalpisi (\(\Delta H_f^\circ\)), 1 mol bileşiğin standart koşullarda (25°C ve 1 atm) kararlı elementlerinden oluşumu sırasında meydana gelen entalpi değişimidir. Bu değişim, tepkimenin ekzotermik (ısı veren, \(\Delta H < 0\)) veya endotermik (ısı alan, \(\Delta H > 0\)) olduğunu gösterir. Elementlerin kararlı hallerinin (örneğin \(O_2\ (g)\), \(Fe\ (k)\), \(H_2\ (g)\)) standart molar oluşum entalpileri sıfır kabul edilir. Bunun nedeni, oluşum entalpisinin tanımı gereği, bir maddenin elementlerinden oluşumu sırasındaki enerji değişimi olmasıdır. Elementler zaten kendi kararlı hallerinde bulunduklarından, kendilerinden oluşmaları için herhangi bir enerji değişimi gerekmez. Bu nedenle, termodinamik hesaplamalarda bir referans noktası olarak sıfır kabul edilirler.

💡 Çözüm Adımları:

Bir tepkimenin standart entalpi değişimi, ürünlerin standart molar oluşum entalpileri toplamından, girenlerin standart molar oluşum entalpileri toplamının çıkarılmasıyla bulunur:
\[\Delta H^\circ\ =\ \Sigma n \Delta H_f^\circ\ (ürünler)\ -\ \Sigma m \Delta H_f^\circ\ (girenler)\]
Verilen tepkime için:
Ürünler: \(2\ mol\ CO_2\ (g)\) ve \(2\ mol\ H_2O\ (s)\)
Girenler: \(1\ mol\ C_2H_4\ (g)\) ve \(3\ mol\ O_2\ (g)\)

\(\Sigma n \Delta H_f^\circ\ (ürünler)\ =\ [2\ \times\ \Delta H_f^\circ\ (CO_2\ (g))]\ +\ [2\ \times\ \Delta H_f^\circ\ (H_2O\ (s))]\)
\(\Sigma n \Delta H_f^\circ\ (ürünler)\ =\ [2\ \times\ (-393,5\ kJ/mol)]\ +\ [2\ \times\ (-285,8\ kJ/mol)]\)
\(\Sigma n \Delta H_f^\circ\ (ürünler)\ =\ (-787,0\ kJ)\ +\ (-571,6\ kJ)\ =\ -1358,6\ kJ\)

\(\Sigma m \Delta H_f^\circ\ (girenler)\ =\ [1\ \times\ \Delta H_f^\circ\ (C_2H_4\ (g))]\ +\ [3\ \times\ \Delta H_f^\circ\ (O_2\ (g))]\)
\(\Sigma m \Delta H_f^\circ\ (girenler)\ =\ [1\ \times\ (+52,3\ kJ/mol)]\ +\ [3\ \times\ 0\ kJ/mol]\)
\(\Sigma m \Delta H_f^\circ\ (girenler)\ =\ +52,3\ kJ\ +\ 0\ kJ\ =\ +52,3\ kJ\)

Şimdi \(\Delta H^\circ\) değerini hesaplayalım:
\(\Delta H^\circ\ =\ (-1358,6\ kJ)\ -\ (+52,3\ kJ)\)
\(\Delta H^\circ\ =\ -1358,6\ kJ\ -\ 52,3\ kJ\)
\(\Delta H^\circ\ =\ -1410,9\ kJ\)

Tepkimenin standart entalpi değişimi \(-1410,9\ kJ\) olarak bulunur.

💡 Çözüm Adımları:

Hess Yasası, bir kimyasal tepkimenin entalpi değişiminin (\(\Delta H\)), tepkimenin izlediği yola veya ara basamaklara bağlı olmadığını, sadece tepkimenin başlangıç ve son durumuna bağlı olduğunu ifade eder. Bu yasa, doğrudan ölçülmesi zor veya imkansız olan tepkimelerin entalpi değişimlerini hesaplamak için son derece kullanışlıdır. Örneğin, bazı tepkimeler çok yavaş gerçekleşebilir, birden fazla ürün oluşturabilir veya tehlikeli koşullar gerektirebilir. Bu durumlarda, tepkimeyi bilinen entalpi değişimlerine sahip daha basit basamaklara ayırarak veya bileşiklerin standart molar oluşum entalpilerini kullanarak net tepkimenin entalpi değişimi hesaplanabilir. Bu sayede, deneysel zorluklar aşılır ve termodinamik bilgiler elde edilir.