AYT termokimya konu anlatımı kapsamında enerji, ısı, entalpi, termokimyasal denklemler, standart oluşum entalpisi, bağ enerjileri ve Hess yasası işlenecektir.
AYT kimya konularının tamamına AYT konu anlatımı arşivinden ulaşabilirsiniz.
Termokimyanın Temel Kavramları
Enerji, Sistem ve Çevre
Enerji, iş yapabilme veya değişim oluşturabilme kapasitesidir. Kimyasal tepkimelerde atomlar yok olmaz; atomlar arasındaki bağlar ve taneciklerin düzeni değişir. Bu yeniden düzenlenme sırasında sistem ile çevre arasında enerji aktarılabilir. Enerji yoktan oluşmaz ve yok olmaz; yalnız biçim değiştirir veya bir bölgeden başka bir bölgeye geçer.
İncelenen madde veya tepkime karışımına sistem, sistemin dışında kalan her şeye çevre denir. Bir beherde HCl ile NaOH tepkimeye giriyorsa çözelti sistem; beher, termometre, hava ve laboratuvar çevredir. Sistem ile çevre arasındaki sınır gerçek bir kap yüzeyi olabileceği gibi yalnız düşünsel de olabilir. Isı yönü daima bu tanıma göre belirtilir: “sistem ısı aldı” denildiğinde enerji çevreden sisteme geçmiştir.
Isı, Sıcaklık ve İç Enerji
Isı (q), sıcaklık farkı nedeniyle aktarılan enerjidir; bir cismin içinde depolanan madde gibi düşünülmez. Sıcaklık (T), taneciklerin ortalama kinetik enerjisinin bir ölçüsüdür. İç enerji (U) ise sistemdeki taneciklerin mikroskobik kinetik ve potansiyel enerjilerinin toplamıdır. Bu nedenle sıcaklıkları aynı olan iki su örneğinin iç enerjileri, madde miktarları farklıysa aynı olmak zorunda değildir.
Isı, kendiliğinden yüksek sıcaklıktaki bölgeden düşük sıcaklıktaki bölgeye aktarılır ve sıcaklık farkı ortadan kalktığında net aktarım durur. Sıcaklık bir hâl özelliğidir; ısı ise süreç sırasında enerji aktarımının adıdır. Kimyada ısı için joule (J) ve kilojoule (kJ), molar enerji değişimleri için çoğunlukla kJ/mol kullanılır.
I. Ortalama kinetik enerjileri eşittir.
II. İç enerjileri kesinlikle eşittir.
III. Aralarında net ısı aktarımı olmaz.
yargılarından hangileri doğrudur?
B) Yalnız II
C) I ve III
D) II ve III
E) I, II ve III
Entalpi ve Entalpi Değişimi
Entalpi (H), bir sistemin iç enerjisi ile basınç–hacim teriminin toplamı olan hâl fonksiyonudur: H=U+PV. U iç enerji, P basınç, V hacimdir. Entalpinin mutlak değeri doğrudan ölçülmez; başlangıç ve son hâller arasındaki entalpi değişimi (ΔH) belirlenir. Δ işareti “son değer eksi ilk değer” anlamına gelir.
Bir kimyasal tepkime için ΔH=Hürünler−Hgirenler yazılır. Sabit basınçta ve yalnız basınç–hacim işi bulunan bir süreçte sistemin aldığı ya da verdiği ısı, ΔH’ye eşittir. Entalpi hâl fonksiyonudur; yalnız başlangıç ve son hâle bağlıdır. Tepkimenin tek adımda veya birçok ara basamak üzerinden gerçekleşmesi toplam ΔH’yi değiştirmez.
Endotermik ve Ekzotermik Süreçler
Sistem çevreden ısı alıyorsa süreç endotermiktir. Sistemin entalpisi artar, Hürünler>Hgirenler ve ΔH>0 olur. Erime, buharlaşma ve bağ kırılması endotermik olaylardır. Sistem çevreye ısı veriyorsa süreç ekzotermiktir; Hürünler<Hgirenler ve ΔH<0 olur. Donma, yoğuşma, çoğu yanma ve bağ oluşması ekzotermiktir.
“Endotermik” sözcüğü çevrenin değil sistemin enerji değişimini anlatır. Endotermik tepkimede çevre soğuyabilir; ekzotermik tepkimede çevre ısınabilir. Isı denklemde girenler tarafında yazılmışsa alınmış, ürünler tarafında yazılmışsa verilmiştir.
I. Sistem çevreye enerji vermiştir.
II. Sabit basınçta ΔH negatiftir.
III. Ürünlerin entalpisi girenlerinkinden büyüktür.
yargılarından hangileri doğrudur?
B) Yalnız II
C) I ve II
D) II ve III
E) I, II ve III
B) Bir kovalent bağın kırılması
C) NH4NO3‘ün suda çözünürken ortamı soğutması
D) H2O(s) → H2O(k)
E) CaCO3(k) → CaO(k)+CO2(g)
Termokimyasal Denklemler ve Tepkime Entalpisi
Termokimyasal Denklem Nedir?
Kimyasal denklemle birlikte tepkimenin entalpi değişimini de gösteren ifadeye termokimyasal denklem denir. Örneğin H2(g)+½O2(g)→H2O(s), ΔH=−286 kJ denklemi, yazıldığı biçimde 1 mol sıvı su oluşurken 286 kJ enerji verildiğini bildirir. ΔH değeri denklemin katsayılarına bağlıdır ve denklemden ayrı düşünülemez.
Katsayı, Madde Miktarı ve İşaret
Denklemin bütün katsayıları n ile çarpılırsa ΔH de n ile çarpılır. Tepkime ters çevrilirse başlangıç ve son hâller yer değiştirir; ΔH’nin büyüklüğü aynı kalır, işareti değişir. Katsayılar ikiye bölündüğünde ΔH de ikiye bölünür. Bu kurallar enerjinin tepkime ilerleme miktarıyla doğru orantılı olmasından kaynaklanır.
B) −49,5
C) +49,5
D) +99
E) +198
Fiziksel Hâl, Sıcaklık ve Basıncın Etkisi
Entalpi; maddenin cinsine, miktarına, fiziksel hâline, sıcaklığına ve basıncına bağlıdır. H2O(k), H2O(s) ve H2O(g) aynı formüle sahip olsa da entalpileri farklıdır; gaz hâli sıvıdan, sıvı hâli katıdan daha yüksek entalpilidir. Bu nedenle denklemde (k), (s), (g) ve (suda) hâl sembolleri zorunlu veridir.
B) −286
C) −242
D) +242
E) +330
Entalpi–Tepkime Koordinatı Grafikleri
Bu grafikte düşey eksen sistemin entalpisini, yatay eksen tepkimenin girenlerden ürünlere ilerleyişini gösterir. Ürün düzeyi girenlerden yukarıdaysa ΔH>0; aşağıdaysa ΔH<0’dır. Düzeyler arasındaki düşey fark ΔH’nin büyüklüğüdür. Bu yazıda yalnız başlangıç–son entalpi farkı kullanılır; tepe noktası ve aktivasyon enerjisi kimyasal tepkimelerde hız kapsamında ele alınır.
Grafikte HX=40 kJ, HY=110 kJ ve HZ=−20 kJ’dür. Buna göre X→Y ve Y→Z dönüşümlerinin ΔH değerleri sırasıyla kaç kJ’dür?
B) −70, +130
C) +150, −90
D) −60, +70
E) +90, −150
Standart Entalpi Türleri ve Oluşum Entalpileri
Standart Koşul ve Standart Hâl
Entalpi verilerinin karşılaştırılabilmesi için ortak bir referans gerekir. Üstteki ° işareti standart koşulu belirtir. Lise düzeyindeki tablolarda standart basınç 1 atm, sıcaklık çoğunlukla 25 °C kabul edilir. Bir elementin bu koşullarda en kararlı fiziksel ve allotropik biçimine standart hâl denir: O2(g), H2(g), N2(g), Fe(k), C(grafit) gibi.
Standart Molar Oluşum Entalpisi
Bir bileşiğin standart molar oluşum entalpisi (ΔH°f), standart hâllerindeki elementlerinden tam 1 mol bileşik oluşurken gerçekleşen entalpi değişimidir. Tepkime denkleştirilmiş olmalı, ürün tek bileşik olmalı ve katsayısı 1 olmalıdır. Kesirli katsayı kullanılabilir: H2(g)+½O2(g)→H2O(s).
B) C(elmas)+O2(g)→CO2(g)
C) CO(g)+½O2(g)→CO2(g)
D) 2H2(g)+O2(g)→2H2O(s)
E) C(grafit)+O(g)→CO(g)
Elementlerin Standart Oluşum Entalpisi
Bir elementin standart hâlindeki standart oluşum entalpisi tanım gereği sıfırdır. Bu, elementin hiç enerjisi olmadığı anlamına gelmez; hesaplamalarda seçilen referans düzeyidir. O2(g) için ΔH°f=0 iken O(g) veya O3(g) için sıfır değildir. C(grafit) sıfır referansıdır; C(elmas) standart hâl olmadığı için değeri sıfır değildir.
B) N2(g)
C) C(grafit)
D) Br2(s)
E) O3(g)
Oluşum Entalpilerinden Tepkime Entalpisi
Bir tepkimenin standart entalpi değişimi ΔH°tepkime=ΣνΔH°f,ürünler−ΣνΔH°f,girenler bağıntısıyla bulunur. ν, denkleştirilmiş denklemdeki katsayıdır. Her değer kendi katsayısıyla çarpılır; sonra ürünler toplamından girenler toplamı çıkarılır.
B) −605
C) −319
D) +605
E) +891
B) −283
C) −111
D) +111
E) +283
Yanma, Nötrleşme, Çözünme ve Hâl Değişimi Entalpileri
Molar yanma entalpisi, 1 mol maddenin O2 ile tam yanması; molar nötrleşme entalpisi, asit–baz tepkimesinde 1 mol H2O oluşması; molar çözünme entalpisi, 1 mol maddenin belirtilen çözücüde çözünmesi sırasındaki entalpi değişimidir. Erime, donma, buharlaşma ve yoğuşma entalpileri de 1 mol madde için tanımlanır.
Ters olayların entalpi değişimleri eşit büyüklükte zıt işaretlidir: ΔHdonma=−ΔHerime ve ΔHyoğuşma=−ΔHbuharlaşma. Yanma çoğunlukla ekzotermiktir; çözünme ise etkileşimlerin enerji dengesine göre endotermik veya ekzotermik olabilir.
B) 444
C) 555
D) 1110
E) 2220
B) 1 mol maddenin tam yanması — yanma entalpisi
C) 1 mol su oluşması — nötrleşme entalpisi
D) 1 mol sıvının gaza dönüşmesi — yoğuşma entalpisi
E) 1 mol maddenin çözücüde çözünmesi — çözünme entalpisi
Bağ Enerjileri
Bağ Kırılması ve Bağ Oluşması
Gaz hâlindeki bir mol kimyasal bağı koparmak için gereken enerjiye bağ enerjisi denir. Bağ kırılması her zaman enerji gerektirir ve endotermiktir. Ayrı gaz atomları arasında bağ oluştuğunda aynı büyüklükte enerji açığa çıkar; bağ oluşması ekzotermiktir. Güçlü bağın kopması için daha fazla enerji gerekir.
B) −436, +436
C) +872, −872
D) −872, +872
E) 0, 0
Ortalama Bağ Enerjisi ve Gaz Fazı Koşulu
Aynı bağ türünün enerjisi bağlı bulunduğu molekülün çevresine göre biraz değişebilir. Tablolardaki C–H veya O–H değerleri birçok gaz molekülünden elde edilmiş ortalama bağ enerjileridir. Bu nedenle bağ enerjisiyle hesaplanan ΔH yaklaşık olabilir. Yöntem gaz fazındaki kovalent türlere uygulanır; sıvılaşma, çözünme ve iyonik kristal örgüsü gibi ek etkileşimler doğrudan ortalama bağ enerjisi tablosunda yer almaz.
Bağ Enerjilerinden Tepkime Entalpisi
Tepkimede önce girenlerde kırılan bağlar için enerji alınır, sonra ürünlerde oluşan bağlardan enerji verilir. Bu nedenle ΔH≈ΣEkırılan bağlar−ΣEoluşan bağlar. Sonuç negatifse oluşan bağlar toplamda daha güçlü, pozitifse kırılan bağlar için gereken enerji daha büyüktür.
Yapı Formülünden Bağ Sayma
Bağ sayımı denkleştirilmiş katsayılarla birlikte yapılır. CH4‘te dört C–H, O2‘de bir O=O, CO2‘de iki C=O bağı vardır. Bir türün katsayısı 2 ise molekül içindeki her bağ türü de ikiyle çarpılır. Bağ enerjisi hesabında yalnız tepkime boyunca kırılan ve oluşan bağlar sayılır; aynı tür ve sayıda iki tarafta bulunan bağlar cebirsel olarak birbirini götürebilir.
Görseldeki yapıya sahip 2 mol etanol örneğinde C–H, C–C ve O–H bağlarının mol sayıları sırasıyla kaç moldür?
B) 10 mol, 2 mol, 2 mol
C) 12 mol, 2 mol, 2 mol
D) 10 mol, 1 mol, 2 mol
E) 6 mol, 2 mol, 1 mol
B) −55
C) +55
D) +183
E) +862
B) 343
C) 391
D) 463
E) 556
Hess Yasası
Entalpinin Hâl Fonksiyonu Olması
Hess yasası, bir tepkimenin toplam entalpi değişiminin tepkimenin gerçekleştiği yoldan bağımsız olduğunu belirtir. Başlangıç ve son hâller aynıysa doğrudan yolun ΔH’si, ara basamakların ΔH değerleri toplamına eşittir. Bu özellik, doğrudan ölçülemeyen bir tepkime entalpisinin bilinen tepkimelerden hesaplanmasını sağlar.
Tepkimeyi Ters Çevirme ve Katsayıyla Çarpma
Hedef denklemde bir tür yanlış taraftaysa kaynak tepkime ters çevrilir ve ΔH’nin işareti değiştirilir. Bir katsayı hedeftekinden farklıysa bütün denklem aynı sayıyla çarpılır veya bölünür; ΔH de aynı işlemden geçirilir. Denklem üzerinde yapılan işlem ΔH üzerinde yapılmadan Hess toplamı kurulamaz.
CO(g)+½O2(g)→CO2(g), ΔH=−283 kJ
verildiğine göre C(grafit)+½O2(g)→CO(g) tepkimesinin ΔH değeri kaç kJ’dür?
B) −394
C) −111
D) +111
E) +677
Tepkimeleri Toplama ve Ara Türleri Yok Etme
Düzenlenen denklemler taraf tarafa toplandığında iki tarafta aynı miktarda bulunan ara türler sadeleşir. Son denklem hedef denklemle atom, katsayı ve fiziksel hâl bakımından birebir aynı olmalıdır. Ardından düzenlenmiş ΔH değerleri cebirsel olarak toplanır. Ara türün son denklemde kalması, tepkimelerden birinin yanlış yönlendirildiğini veya katsayısının eksik olduğunu gösterir.
Şemaya göre P→R dönüşümünün ΔH değeri kaç kJ’dür?
B) −55
C) +55
D) +80
E) +105
B) −50
C) −10
D) +10
E) +130
Çok Basamaklı Enerji Diyagramları
Enerji diyagramındaki her ok için ΔH, okun bittiği düzeyden başladığı düzeyin çıkarılmasıyla bulunur. Kapalı bir çevrimde başlangıç noktasına dönüldüğünden bütün yönlü ΔH değerlerinin toplamı sıfırdır. Aşağı yönlü ok negatif, yukarı yönlü ok pozitiftir; yalnız ok uzunluğu büyüklüğü gösterir.
I. Başlangıç ve son entalpi düzeyleri aynıdır.
II. Toplam ΔH aynıdır.
III. Katalizör tepkimenin ekzotermik ya da endotermik oluşunu değiştirebilir.
yargılarından hangileri doğrudur?
B) Yalnız II
C) I ve II
D) II ve III
E) I, II ve III
2X(k)+3O2(g)→2XO3(k), ΔH°=−1500 kJ
olduğuna göre 2XO2(k)+O2(g)→2XO3(k) tepkimesinin ΔH° değeri kaç kJ’dür?
B) −900
C) −300
D) +300
E) +900
B) 2 mol H2O(s) ayrışırken ΔH=+572 kJ’dür.
C) Aynı miktarda H2O(g) oluşumunun ΔH değeri −572 kJ’den daha negatiftir.
D) 4 mol H2 yakıldığında denklemdeki koşullarda ΔH=−1144 kJ’dür.
E) Fiziksel hâl değiştirilirse ΔH değeri değişebilir.