Kimyasal Tepkimelerde Enerji 🔥

Kimyasal Termodinamik ve Termokimya

Kimyasal termodinamik, kimyasal ve fiziksel değişimlerdeki enerji dönüşümlerini inceler. Bir sistemin enerjisi, iç enerji, ısı ve iş kavramlarıyla açıklanır. Termokimya ise özellikle kimyasal tepkimelerle ilişkili ısı değişimleriyle ilgilenir.

Temel Kavramlar

• Sistem: Üzerinde çalıştığımız ve enerji değişimlerini gözlemlediğimiz madde veya reaksiyon.
• Çevre: Sistemin dışında kalan evrenin geri kalanı.
• Evren: Sistem + Çevre.
• Açık Sistem: Çevre ile hem enerji hem de madde alışverişi yapabilen sistem (örn. açık kapta kaynayan su).
• Kapalı Sistem: Çevre ile sadece enerji alışverişi yapabilen, madde alışverişi yapamayan sistem (örn. kapalı kapta kaynayan su).
• İzole Sistem: Çevre ile ne enerji ne de madde alışverişi yapabilen sistem (örn. ideal bir termos).
• İç Enerji (U): Bir sistemin sahip olduğu toplam enerji (kinetik, potansiyel, atom içi, moleküller arası bağ enerjileri vb. toplamı). Mutlak değeri ölçülemez, sadece değişimi (ΔU) ölçülebilir.
• Isı (q): Sıcaklık farkından dolayı transfer edilen enerji.
• İş (w): Bir kuvvetin belirli bir mesafede hareket etmesiyle yapılan enerji transferi (örn. gazın genleşmesiyle yaptığı iş).

Termodinamiğin Birinci Yasası

Enerjinin Korunumu Yasası olarak da bilinir: Evrenin toplam enerjisi sabittir; enerji yoktan var edilemez, var olan enerji yok edilemez, sadece bir formdan başka bir forma dönüşür.

• ΔU: Sistemin iç enerjisindeki değişim.
• q: Sisteme aktarılan ısı (q > 0 ise sistem ısı alır, q < 0 ise sistem ısı verir).
• w: Sistem üzerinde yapılan iş (w > 0 ise sistem üzerinde iş yapılır, w < 0 ise sistem iş yapar).

Entalpi (H)

Sabit basınç altında gerçekleşen kimyasal tepkimelerde meydana gelen ısı değişimi entalpi değişimi (ΔH) olarak adlandırılır. Kimyasal reaksiyonların çoğu açık kaplarda, yani sabit atmosfer basıncında gerçekleşir, bu nedenle entalpi, termokimyasal çalışmalar için daha pratik bir büyüklüktür.

• Endotermik Tepkimeler: Ortamdan ısı alan tepkimelerdir. Sistem enerji depolar, ürünlerin entalpisi girenlerden yüksektir. ΔH > 0. (Örn. buzun erimesi, fotosentez).
• Ekzotermik Tepkimeler: Ortama ısı veren tepkimelerdir. Sistem enerji kaybeder, ürünlerin entalpisi girenlerden düşüktür. ΔH < 0. (Örn. yanma tepkimeleri, nötralleşme).

Standart Oluşum Entalpisi (ΔH_f°)

Bir bileşiğin, standart koşullarda (25°C ve 1 atm basınçta) elementlerinden en kararlı halleriyle oluşması sırasındaki entalpi değişimidir. Elementlerin en kararlı hallerinin standart oluşum entalpileri sıfır kabul edilir (örn. O₂ (g), Fe (k), C (grafit)).

Tepkime Entalpisinin Hesaplanması (ΔH_rxn)

Bir kimyasal tepkimenin entalpisi üç ana yolla hesaplanabilir:

• Hess Yasası (Isıların Toplanabilirliği Yasası): Bir tepkimenin entalpisi, tepkimenin tek basamakta veya birden fazla basamakta gerçekleşmesine bağlı değildir; sadece başlangıç ve son durumuna bağlıdır. Eğer bir tepkime birden fazla adımın toplamı olarak ifade edilebiliyorsa, toplam tepkimenin entalpi değişimi, o adımların entalpi değişimlerinin toplamına eşittir.
• Bağ Enerjileri Kullanarak Hesaplama: Kimyasal tepkimeler, bağların kırılması ve yeni bağların oluşması süreçlerini içerir. Bağ kırılması enerji gerektirir (endotermik), bağ oluşumu ise enerji açığa çıkarır (ekzotermik).ΔHrxn = Σ(kırılan bağ enerjileri) - Σ(oluşan bağ enerjileri)
• Standart Oluşum Entalpileri Kullanarak Hesaplama: Bir tepkimenin standart entalpi değişimi, ürünlerin standart oluşum entalpileri toplamından, girenlerin standart oluşum entalpileri toplamı çıkarılarak hesaplanır.ΔH°rxn = ΣnΔH°f(ürünler) - ΣmΔH°f(girenler) (n ve m, tepkimedeki stokiyometrik katsayılar).

Termodinamik ve Kendiliğindenlik (Giriş)

Bir tepkimenin kendiliğinden (spontane) olup olmadığını sadece entalpi değişimi belirlemez. Ayrıca sistemin düzensizliği (entropi, ΔS) ve sıcaklık (T) de önemlidir. Gibbs Serbest Enerjisi (ΔG), bir tepkimenin kendiliğindenliğini belirleyen termodinamik bir fonksiyondur:

• ΔG < 0: Tepkime kendiliğinden gerçekleşir (spontan).
• ΔG > 0: Tepkime kendiliğinden gerçekleşmez (spontan olmayan).
• ΔG = 0: Tepkime dengededir.

Bu formül, YKS düzeyinde sadece kavramsal olarak bilinmeli, hesaplama detaylarına girilmemelidir.