Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

Termokimya Termokimya kimyasal reaksiyonlara eşlik eden ısıyı konu alır. Bazı sistemlerde ısıyı ölçmek kolay olmadığından dolaylı yöntemler ile ölçüm yapılmaktadır.

Benzer bir sunumlar


... konulu sunumlar: "Termokimya Termokimya kimyasal reaksiyonlara eşlik eden ısıyı konu alır. Bazı sistemlerde ısıyı ölçmek kolay olmadığından dolaylı yöntemler ile ölçüm yapılmaktadır."— Sunum transkripti:

1 Termokimya Termokimya kimyasal reaksiyonlara eşlik eden ısıyı konu alır. Bazı sistemlerde ısıyı ölçmek kolay olmadığından dolaylı yöntemler ile ölçüm yapılmaktadır.

2 Termokimyada Bazı Temel Terimler Açık sistem Kapalı sistem İzole sistem Heat: ısı Matter : madde Sistem: Evrenin incelenmek üzere seçilmiş bölümüdür. Çevre: Evrenin sitem dışında kalan ve sistemle etkileşimde olan kısmıdır. Sistemler çevre ile enerji ve madde alışverişine göre üçe ayrılırlar. Açık sistem: Çevre ile madde ve enerji alışverişi serbesttir. Kapalı sistem: Çevre ile yalnızca madde alışverişi serbesttir. İzole sistem: Çevre ile madde ve enerji alışverişi olmayan sistemlerdir.

3 Termokimyada Bazı Temel Terimler Enerji alışverişleri ısı (q) şeklinde ya da iş (w) şeklinde olabilir. Isı: Belirli sıcaklıktaki bir sistemin sınırlarından, daha düşük sıcaklıktaki bir sisteme, sıcaklık farkı nedeniyle transfer edilen enerjidir. İş: bir cisme uygulanan kuvvetin, o cismin konumunda yaptığı değişiklik etkisine denir. Enerji: Bir cismin ya da bir sistemin iş yapabilme yeteneğidir. Isı ve iş şeklinde meydana gelen enerji alışverişi, sistemin iç enerjisi (E) denilen toplam enerjisinin miktarını değiştirir. İç enerjinin özellikle üzerinde duracağımız iki bileşeni termal (ısısal) enerji ve kimyasal enerjidir. Termal enerji: Gelişi güzel molekül hareketlerinden kaynaklanan enerjidir. Kimyasal enerji: Kimyasal bağlar ve moleküller arası kuvvetlerden kaynaklanan enerjidir.

4 Enerji Kinetik enerji (KE): Hareketli bir cismin hareketinden kaynaklanan enerjisidir. m: kütle, v: hız Enerji Birimi Kinetik enerji Potansiyel enerji: Bir cismin konumundan dolayı sahip olduğu veya bünyesinde depolanmış enerjidir. Bir nesnenin konumundan dolayı,diğer nesnelere bağlı olan enerjisidir. Depolanmış enerji ısı sebebi ile oluşan enerji olup, aslında molekül ve atomların kinetik enerjisi olarak da adlandırılır. h yüksekliğindeki cismin yerçekimi potansiyel enerjisi g: yerçekimi ivmesi, 9,81 m/s 2 h: cismin yüksekliği

5 Enerjinin Korunumu Kapalı bir sistemde enerji sabittir. Buna enerjinin korunumu kanunu denir. Kapalı bir sistemde, PE’nin, KE veya KE’nin, PE dönüşümünde, her birindeki artma, diğerindeki azalmaya eşittir. Dolayısıyla enerjideki değişim sıfırdır.. Kapalı bir sistemde Yukarıdan bırakılan bir top, yerçekimi tarafından çekilir ve yere düşer. Bu düşme sırasında topun PE’si, KE’ye dönüşür. Düşen top yüzeye çarptığında yeniden zıplar ve yukarı doğru yükselir. Bu sırada KE’si azalırken PE’si artar. Çarpma sırasında KE kaybı olmadığını varsayarsak, enerjinin korunumu nedeniyle top tekrar aynı yüksekliğe çıkar ve bu sonsuza kadar devam eder. Ancak, tecrübelerimizden bunu böyle olmadığını ve yüzeye çarpma sırasında bir miktar KE’nin termal enerjiye dönüşür ve top ilk yüksekliğinden daha düşük bir yüksekliğe çıkar ve sonunda durur.

6 Enerji ve Sıcaklık Termal Enerji –Kinetik enerji rastgele moleküler hareketle ile ilişkilidir. –Sıcaklık ile orantılıdır. –Şiddet özelliğidir. Isı ve İş –İki sistem arasındaki sıcaklık farkından kaynaklanan enerji geçişi “ısı” –Bir kuvvetin belli bir mesafe boyunca uygulanması sonucu olan enerji geçişi “iş”tir. Termodinamiğin Sıfırıncı Yasası A ve B cisimlerinin her ikisi de C termometresiyle termal dengede ise birbirleri ile de termal dengededirler.

7 Sistem ve çevre arasındaki ısı transferi sıcaklılık farklılığından kaynaklanır. Isı sıcaktan soğuğa doğru hareket eder. –Sıcaklık değişebilir. –Faz değişimi olabilir Sabit sıcaklıkta gerçekleşen ısı akımına işlemine İZOTERMAL proses (işlem) denir. Isı

8 ISI BİRİMLERİ Kalori (cal) –1 gram suyu sıcaklığını bir derece arttırmak için gerekli olan enerji. Jul (J) –SI birim 1 cal = J Aktarılan ısı miktarı Sıcaklığın ne kadar değiştiğine Maddenin miktarına Maddenin türüne göre değişir

9 Isı Kapasitesi Sistemin sıcaklığını 1 derece yükseltme için gerekli olan enerji. –Molar ısı kapasitesi. Sistem 1 mol maddedir. –Özgül ısı (kapasitesi), c. Sistem 1 g maddedir –Isı kapasitesi Kütle x Özgül ısı. q = mc  T q = CTCT

10 Enerjinin Korunumu Sistem ve çevresi arasındaki etkileşimlerde toplam enerji sabit kalır- enerji yoktan var edilemez veya var olan enerji yok edilemez. q sistem + q çevre = 0 q sistem = -q çevre Sistemin kaybettiği ısı çevre, çevrenin kaybettiği ısı sistem tarafından kazanılır

11 Özgül Isının Deneysel Tayini Kurşun Soğuk su içerisine atılan belli bir miktar sıcak kurşun suyun sıcaklığını yükseltir. Kurşun tarafından verilen ısı su tarafından alınır. Kurşunu sıcaklığı düşerken suyun sıcaklığı artar. Termal dengede, suyun ve kurşunun son sıcaklıkları eşit olur. q kurşun = -q su

12 Özgül Isının Deneysel Tayini Deneysel veriler yardımı ile özgül ısının belirlenmesi. q kurşun = -q su q su = mc  T = (50.0 g su)(4.184 J/g su °C)( )°C q su = 1.4x10 3 J q kurşun = -1.4x10 3 J = mc  T = (150.0 g kurşun)(c)( )°C c kurşun = 0.13 Jg -1 °C -1

13 Tepkime Isısı ve Kalorimetri Kimyasal Enerji. –Sistemin iç enerjisi ile ilgili enerji türü. –Kimyasal tepkime sonucunda ortaya çıkan enerjiye kimyasal enerji denir. Pil ve aküler kimyasal enerjiyi elektrik enerjisine dönüştüren düzeneklerdir. Pil ve akülerde elektrik enerjisinin depolanması kimyasal yöntemlerle yapılmaktadır. Kimyasal enerji; mekanik, ısı ve ışık enerjisine dönüştürülebilmektedir. Tepkime ısısı, q tep. –Sabit sıcaklıkta yürüyen bir kimyasal tepkimede sistem ile çevresi arasında alınıp verilen ısı miktarıdır.

14 Tepkime ısısı Ekzotermik tepkimeler. –Çevreye ısı verir, q tep < 0. Endotermik tepkimeler. –Çevreden ısı alan, q tep > 0. Kalorimetre –Tepkime ısılarını ve ısı miktarını ölçmekte kullanılan düzenek CaO (s) + H 2 O (l) → Ca(OH) 2 (aq) Ba(OH) 2 ·8H 2 O + 2NH 4 Cl(s)→BaCl 2 (s) + 2 NH 3 (aq) + 8 H 2 O(l)

15 Kalorimetre Bombası q tep = -q kal q kal = q bomba + q su + q teller +… heat q kal = m i c i  T = C kal  T Kalorimetre ısı kapasitesi Şekilde görülen kalorimetreye kalorimetre bombası adı verilir. Reaktifler tepkimeye girdiklerinde ısı açığa çıkar ve bu ısı bomba kalorimetresi tarafından soğurulur.

16 Tepkime ısının Kalorimetre Bombası ile Belirlenmesi 1,010 g sakarozun yakılması kalorimetre bombasının sıcaklığının 24,92 dan 28,33°C e yükselmesine sebep oluyor. Kalorimetrenin ısı kapasitesi 4,90 kJ/°C olduğuna göre; (a)Sakarozun yanma ısısı (kJ/mol) nedir? (b)Bir çay kaşığı şekerin (4,8 g) sadece 19 kalori olduğunu gösteriniz. Örnek

17 Example 7-3 q kalorimetre hesaplayınız q kal = C  T = (4,90 kJ/°C)(28,33-24,92)°C = (4,90)(3,41) kJ = 16,7 kJ q tep hesaplayınız q tep = -q kal = -16,7 kJ 1,01 g da Örnek

18 Example 7-3 q tep uygun birimde hesaplayınız: q tep = -q kal = -16,7 kJ 1,010 g = -16,5 kJ/g 343,3 g 1,00 mol = -16,5 kJ/g = -5,65 x 10 3 kJ/mol q tep (a) Bir çay kaşığı için 4,8 g 1 çk = (-16,5 kJ/g)(q tep (b) )( )= -19 kal/çk 1,00 kal 4,184 J Örnek (b) Bir çay kaşığı şekerin (4,8 g) sadece 19 kalori olduğunu gösteriniz.

19 Kahve Fincanı Kalorimetresi Basit bir kalorimetre. –Yalıtılmış bir sistemdir. –Tepkime sonucu oluşan sıcaklık farkı ölçülür. –Sabit basınç sistemidir. q tep = -q kal q tep = - C kal  T

20 İŞ Isı alışverişinin dışında bazı kimyasal tepkimeler iş yapabilir. Oluşan gaz atmosferi iter. Hacim değişir. Basınç-hacim işi. Bir kuvvetin belli bir mesafe boyunca uygulanması sonucu olan enerji geçişini “iş” olarak tanımlamıştık. Termodinamik anlamda iş, makroskopik bir dış kuvvet nedeniyle sistem ile çevresi arasındaki enerji geçişidir.

21 Basınç Hacim İşi İşin birimi F ext F Çevreye karşı iş yapıldığından *-* işaretlidir. Hacim artığında iş *-* işaretli olur

22 Example 7-3 Gazın ideal gaz olduğu düşünülürse: V i = nRT/P i = (0,100 mol)(0,08201 L atm mol -1 K -1 )(298K)/(2,40 atm) = 1,02 L V s = nRT/P s = 1,88 L Örnek Basınç-hacim işinin hesaplanması. Elimizde 298 K de 0,100 mol He olduğunu kabul edelim. Sabit sıcaklıkta bu gaz genleştiğinde ne kadar iş yapılır? P i = 2,4 atm, P s = 1,3 atm  V = L = 0.86 L

23 Example 7-3 Sistem tarafından yapılan işi hesapla w = -P  V = -(1.30 atm)(0.86 L)( = -1.1 x 10 2 J Örnek ) 101 J 1 L atm Dönüşüm faktörü J/mol K ≡ L atm/mol K 1 ≡ J/L atm

24 Basınç Hacim İşi Soru: Şekilde görülen gaz, 0,980 atm lik sabit bir dış basınca karşı gelerek 25,0 L lik bir hacim değişimi meydana getiriyor. Yapılan işi J cinsinden bulunuz.

25 Termodinamiğin Birinci Yasası İç Enerji, U. –Sistemin TOPLAM enerjisi (potansiyel ve kinetik). Ötemele kinetik enerji. Dönme. Bağ titreşimleri. Intermoleküler çekimler. Kimyasal Bağlar. Elektronlar.

26 Termodinamiğin Birinci Yasası Bir sistem enerjiyi yalnız iç enerji olarak içerir. –Bir sistem enerjiyi ısı ve iş şeklinde içermez. –Isı ve iş, sistemin çevresi ile enerji değişimindeki bir araçtır. –Isı ve iş, sadece sistemdeki bir değişiklik durumunda vardır. Enerjinin Korunumu Yasası –Yalıtılmış sistemin enerjisi sabittir.  U = q + w  U izole = 0

27 Termodinamiğin Birinci Yasası ÇEVRE Sistem + işareti sisteme enerji girdiğini, - işareti ise sistemden enerjinin uzaklaştırıldığını ifade etmektedir.

28 Hal Fonksiyonları Sistemin belirli bir hali için belli bir değeri olan özelliğe hal fonksiyonu denir. Suyun 293,15 K ve 1,00 atm hali bellidir. Bu halde d = g/mL dir Yoğunluk sadece sistemin haline bağlıdır. O hale nasıl ulaşıldığına bağlı değildir.

29 Hal Fonksiyonları U bir hal fonksiyonudur. –Ölçülemez. –Gerçek değeri bilmemize gerek yoktur. İki hal arasında  U tek bir değere sahiptir. –Kolaylıkla ölçülebilir. İç enerji değişiminin değeri, çevreden sisteme verilen ve 1 halinden 2 haline geçebilmesi için aktarılması gereken ısı miktarıdır. Hal 2 Hal 1 İç enerji toplam

30 Isı ve iş hal fonksiyonu değildir! Bu fonksiyonların değerleri sistemdeki değişiklik için izlenen yola bağlıdır. 0,1 mol He 298 K, 2,40 atm (Hal 1) (1,02 L) A↓ 298 K, 1,30 atm (Hal 2) (1,88 L) Yola Bağlı Fonksiyonlar w BC = (-1,80 atm)(1,36-1,02)L – (1,30 atm)(1,88-1,36)L = -0,61 L atm – 0,68 L atm = -1,3 L atm = -1,3 x 10 2 J Buna karşılık; w A = -1,1 x 10 2 J 298 K, 1,80 atm (1,36 L) B C

31 Tepkime Isıları:  U ve  H Tepkenler → Ürünler U i U s  U = U s - U i  U = q tep + w Sabit hacimli bir sistemde (Kalorimetre Bombası):  U = q tep + 0 = q tep = q v Fakat dünyadaki pek çok sey sabit basınç altıdır! q p ve q v arasındaki ilişki nedir? w = -P  V= 0

32 Tepkime Isıları İç enerji İlk hal Son hal İlk hal q V = q P + w

33 Tepkime Isıları w = - P  V ve  U = q v olduğuna göre: q V = q P + w  U = q P - P  V q P =  U + P  V P,V,U hal fonksiyonu H = U + PV  H = H f – H i =  U +  PV Sabit Basınç ve Sıcaklıkta  H =  U + P  V = q P Entalpi

34 Reaksiyon Isılarının Karşılaştırılması q P = -566 kJ/mol =  H P  V = P(V s – V i ) = RT(n s – n i ) = -2,5 kJ  U =  H - P  V = -563,5 kJ/mol = q V Sabit hacim Sabit basınç ısı 2 CO(g) + O 2 (g) → 2CO 2 (g)

35 Reaksiyon Isılarının Karşılaştırılması Kalorimetre bombasında 25˚C ‘de ve sabit hacimde CH 4 (g) gazının verdiği enerji – 885,389 J/mol ölçülmüştür. Metan gazının yakılmasıyla açığa çıkan enerji nedir,ΔH ? Çözüm: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) ΔU= - 885,389 J Δn= Σn ürünler – Σn tepkenler = 1-(2+1)= - 2 (Katı ve sıvıların molleri hacim değişimleri ihmal edilebilecek kadar küçük olduğundan hesaba katılmaz!!!

36 Reaksiyon Isılarının Karşılaştırılması ΔH= ΔU + PΔV ΔH= ΔU + ΔnRT ΔH= - 885,389 -2x 8,314 J/molK x 298,15K ΔH=- 885,389 kJ- 4,957 kJ ΔH=- 890,346 kJ Bu problem için kalorimetrede ölçülen değerin ΔU’ya eşit olduğuna ve gaz sabiti R’nin 8,314 J/molK olduğuna dikkat ediniz!!!

37 Hal Değişiminde Entalpi H 2 O (l) → H 2 O(g)  H = 44,0 kJ ; 298 K Molar buharlaşma entalpisi: Molar erime entalpisi: H 2 O (s) → H 2 O(l)  H = 6,01 kJ ; 273,15 K q p = n*  H hal değ Hal değişimi sırasındaki ısı

38 Example 7-3 Örnek Problemi iki aşamalı düşünün: Önce suyun sıcaklığının yükseltilğini sonra buharlaştığını düşünün Hal değişiminde entalpi değişimi. 50,0 g suyun 25,0°C sıvı halden 100°C de buhar haline geçme işlemindeki entalpi değişimini hesaplayınız. c su = 4,184 J/g °C = (50,0 g)(4,184 J/g °C)(100-25,0)°C + 50,0 g 18,0 g/mol x 44,0 kJ/mol Çözüm: q P = mc H 2 O  T + n  H buh = 15,69 kJ + 122,22 kJ = 137,89 kJ  H buharlaşma = 44,0 kJ/mol

39 Standart Haller ve Standart Entalpi Değişimleri Belirli bir hali standart hal olarak tanımlarız. Standart tepkime entalpi değişimi,  H ° –Bütün tepken ve ürünlerin standart halde oldukları bir tepkimenin entalpi değişimi. Standart Hal –Saf bir element yada bileşikte 1 atm basınç ve çalışılan sıcaklıktaki halidir. –Gazlarda: 1 atm ve ilgilenilen sıcaklıktaki ideal gaz gibi davrandığı halidir.  H° değerleri verilirken sıcaklık belirtilmelidir!!

40 Entalpi Diyagramları Entalpi ürün Entalpi Tepken Endotermik tepken Ekzotermik tepken

41  H ın Dolaylı Yoldan Belirlenmesi: Hess Yasası  H bir kapasite özelliğidir. –Sistemdeki madde miktarı ile doğru orantılıdır. N 2 (g) + O 2 (g) → 2 NO(g)  H = kJ ½N 2 (g) + ½O 2 (g) → NO(g)  H = kJ Tepkime tersine döndüğünde  H işaret değiştirir NO(g) → ½N 2 (g) + ½O 2 (g)  H = kJ

42 Hess’s Kanunu Hess’in Tepkime Isılarının Toplanabilirliği Yasası –Eğer reaksiyon bir kaç aşamada gerçekleşiyor (hipotetik olarak da olabilir) ise toplam tepkimenin  H ı, her bir basamağın  H ları toplamına eşittir. ½N 2 (g) + O 2 (g) → NO 2 (g)  H = kJ ½N 2 (g) + ½O 2 (g) → NO(g)  H = kJ NO(g) + ½O 2 (g) → NO 2 (g)  H = kJ

43 Hess Yasası ½N 2 (g) + ½O 2 (g) → NO(g) NO(g) + ½O 2 (g) → NO 2 (g) ½N 2 (g) + O 2 (g) → NO 2 (g) Entalpi

44 Standart halde, 1 mol maddenin standart haldeki elementlerinin referans hallerinden oluşması sırasındaki entalpi değişimi. Saf elementlerin referans hallerinde standart oluşum entalpileri 0 dır.  H ol ° Standart Oluşum Entalpisi

45 Standart Oluşum Entalpileri Oluşum Entalpisi (formaldehit)

46 Standart Oluşum Entalpileri Pozitif Oluşum Entalpileri Elementlerin Oluşum entalpileri Negatif Oluşum Entalpileri

47 Standart Tepkime Entalpisi Bir tepkimenin tepkenleri ve ürünleri standart hallerinde ise entalpi değişimine tepkimenin standart entalpi değişimi denir. ΔH tep 0 Kolaylık açısından –tepkime standart entalpisi denir

48 Standart Tepkime Entalpisi

49  H toplam = -2  H ol ° NaHCO 3 +  H ol ° Na 2 CO 3 +  H ol ° CO 2 +  H ol ° H 2 O Oluşma Bozunma Toplam Entalpi

50  H toplam = -2  H ol ° NaHCO 3 +  H ol ° Na 2 CO 3 +  H ol ° CO 2 +  H ol ° H 2 O

51 Standart Tepkime Entalpisi Entalpi bir hal fonksiyonu olduğundan izlenen yoldan bağımsızdır!! Net tepkimenin entalpi değişimi, tek tek basamakların standart entalpi değişimleri toplamıdır.  H tep =  H ° bozunma +  H ° oluşum

52

53 Oluşma Bozunma Toplam Ekzotermik tepkime Entalpi Tepken Ürün Elementler Oluşma Bozunma Toplam Endotermik Tepkime Entalpi Tepken Ürün Elementler Standart Tepkime Entalpisi Oluşma Bozunma Toplam  H tep = Συ ü  H ol ° ürünler - Συ ü  H ol ° tepkenler

54 Benzenin standart oluşma entalpisi?

55 Çözeltilerde İyonik Tepkimeler Sulu çözeltilerde gerçekleşen tepkimelerin çoğu iyonlar arası tepkimeler olarak düşünülür. Hesaplama yapabilmek için iyonların entalpilerinin bilinmesi gerekir. Ancak çözeltilerde tek bir tip iyon bulunmaz. Bir iyonun entalpisini ‘0’ olarak kabul etmemiz gerekir. Diğer iyonların entalpileri seçilen iyona göre tanımlanır. ΔH 0 (H + ) (aq) = 0

56 Table 7.3 Enthalpies of Formation of Ions in Aqueous Solutions

57


"Termokimya Termokimya kimyasal reaksiyonlara eşlik eden ısıyı konu alır. Bazı sistemlerde ısıyı ölçmek kolay olmadığından dolaylı yöntemler ile ölçüm yapılmaktadır." indir ppt

Benzer bir sunumlar


Google Reklamları