Sistem ve ortam; ekzotermik ve endotermik tepkimeler; entalpi ve tepkime entalpisi (ΔH = H_ürünler − H_tepkenler); potansiyel enerji diyagramları; maddelerin enerji kaynağı olma potansiyeli (yakıtların ısı değerleri, besinlerin enerjisi); bağ enerjileriyle tepkime entalpisinin hesaplanması; standart oluşum entalpisi ve standart tepkime entalpisi; Hess yasası.
Ekzotermik ve endotermik tepkimeler
Entalpi (H): Bir maddenin sabit basınçtaki ısı içeriği · Tepkime entalpisi: ΔH = H_ürünler − H_tepkenler
| Ekzotermik | Endotermik | |
|---|---|---|
| Isı | Ortama verir | Ortamdan alır |
| ΔH | Negatif (−) | Pozitif (+) |
| Ortam sıcaklığı | Artar | Azalır |
| Örnek | Yanma, nötralleşme, solunum, donma, yoğuşma | Fotosentez, elektroliz, erime, buharlaşma, CaCO₃’ün ayrışması |
Termokimyasal denklem: C(k) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = −394 kJ → 1 mol karbon yanınca 394 kJ ısı açığa çıkar.
- Denklem ters çevrilirse ΔH’nin işareti değişir; katsayılar n katına çıkarılırsa ΔH de n katına çıkar.
- Maddelerin fiziksel hâli ΔH’yi etkiler (H₂O(s) ve H₂O(g) farklı entalpiye sahiptir).
Bağ enerjileriyle ΔH hesaplama
Bağ enerjisi: 1 mol gaz hâlindeki bağı kırmak için gereken enerji (bağ oluşurken aynı enerji açığa çıkar).
ΔH = Σ(kırılan bağların enerjisi) − Σ(oluşan bağların enerjisi)
| Bağ | Enerji (kJ/mol) |
|---|---|
| H–H | 436 |
| Cl–Cl | 243 |
| H–Cl | 431 |
| O=O | 498 |
| O–H | 463 |
Örnek: H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)
Kırılan: 436 + 243 = 679 kJ · Oluşan: 2 · 431 = 862 kJ → ΔH = 679 − 862 = −183 kJ (ekzotermik)
Maddelerin enerji kaynağı olma potansiyeli: Yakıtların ısı değeri (kJ/g): hidrojen ≈ 142, doğal gaz (metan) ≈ 55, benzin ≈ 47, kömür ≈ 30, odun ≈ 15 · Besinler: yağ ≈ 38, karbonhidrat ve protein ≈ 17 kJ/g
Standart oluşum entalpisi ve Hess yasası
Standart oluşum entalpisi (ΔH°f): 1 mol bileşiğin elementlerinden standart koşullarda (25 °C, 1 atm) oluşurken entalpi değişimi
- Elementlerin standart hâldeki oluşum entalpisi sıfırdır (O₂(g), C(grafit), H₂(g)…).
Standart tepkime entalpisi: ΔH° = ΣΔH°f(ürünler) − ΣΔH°f(tepkenler)
Örnek: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(s)
ΔH°f: CH₄ = −75, CO₂ = −394, H₂O(s) = −286 kJ/mol
ΔH° = [−394 + 2(−286)] − [−75 + 0] = −891 kJ
Hess yasası: Bir tepkimenin ΔH’si tepkimenin kaç basamakta gerçekleştiğinden bağımsızdır; basamakların ΔH’leri toplanır.
C(k) + ½O₂ → CO ΔH₁ = −111 · CO + ½O₂ → CO₂ ΔH₂ = −283 → C + O₂ → CO₂ ΔH = −394 kJ
Kavramlar
- entalpi
- sabit basınçta ısı içeriği
- ekzotermik
- ısı veren
- endotermik
- ısı alan
- bağ enerjisi
- bağı kırmak için gereken enerji
- Hess yasası
- tepkime ısılarının toplanabilirliği
- ΔH = H_ürün − H_tepken
- Ekzotermik ΔH < 0, endotermik ΔH > 0
- Denklem ters çevrilince ΔH işaret değiştirir
- ΔH = Σ kırılan bağ − Σ oluşan bağ
- Elementlerin standart oluşum entalpisi sıfır
- Hess: ΔH basamak sayısından bağımsız, toplanır
Örnek soru ve çözümü
Diyagramdaki ekzotermik tepkimede ürünlerin enerjisi tepkenlerinkinden neden düşüktür? 2 mol C yakılırsa kaç kJ açığa çıkar (ΔH = −394 kJ/mol)?
Tepkime sırasında enerji ortama verildiği için ürünler daha düşük enerjili ve kararlıdır. 2 · 394 = 788 kJ açığa çıkar.
Çözümlü örnekler
1. N₂ + 3H₂ → 2NH₃ ΔH = −92 kJ ise 2NH₃ → N₂ + 3H₂ tepkimesinin ΔH’si kaçtır? Kolay
Çözüm+92 kJ.
2. 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) tepkimesinin ΔH’sini bağ enerjileriyle hesaplayınız. Orta
ÇözümKırılan: 2·436 + 498 = 1370; oluşan: 4·463 = 1852 → ΔH = −482 kJ.
3. Hidrojen neden “geleceğin yakıtı” olarak görülür? Zor
ÇözümGram başına en yüksek ısı değerine (≈ 142 kJ/g) sahiptir ve yandığında yalnızca su oluşur; ancak üretimi, depolanması ve taşınması zordur.
Sık yapılan hatalar
- Ekzotermik tepkimede ΔH’nin pozitif olduğunu sanmak.
- Bağ enerjisi hesabında oluşan − kırılan yazmak.
- Elementlerin oluşum entalpisini sıfırdan farklı almak.
Biliyor muydun?
Kendi kendine ısınan hazır yemek paketleri ve el ısıtıcıları ekzotermik tepkimelerle, spor yaralanmalarında kullanılan soğuk paketler ise endotermik çözünmeyle çalışır!