Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

ÇMB 541 KİMYA BİLGİ TAZELEME. Ne Görüyorsunuz? Tablo 1:Genel Standard Koşullar SistemSıcaklıkBasınçMolar Hacim SI273 K101.3 kPa22.4 m 3 /kmol Evrensel.

Benzer bir sunumlar


... konulu sunumlar: "ÇMB 541 KİMYA BİLGİ TAZELEME. Ne Görüyorsunuz? Tablo 1:Genel Standard Koşullar SistemSıcaklıkBasınçMolar Hacim SI273 K101.3 kPa22.4 m 3 /kmol Evrensel."— Sunum transkripti:

1 ÇMB 541 KİMYA BİLGİ TAZELEME

2 Ne Görüyorsunuz?

3 Tablo 1:Genel Standard Koşullar SistemSıcaklıkBasınçMolar Hacim SI273 K101.3 kPa22.4 m 3 /kmol Evrensel Bilimsel 0 °C760 mmHg22.4 L/gmol

4 Tablo 2: R’nin Farklı Birimlerdeki Değerleri RSıcaklık Birimi Hacim Birimi Mol Birimi Basınç Birimi KLgmolatm KLgmolbar 8314KLgmolPa 8.314Km3m3 gmolPa Kcm 3 gmolatm PV = nRT R = PV/nT

5 Periyodik Tablo EN artar EN azalır

6 Molekül Yapısı Bağlar C-C 83 kcal/mol C=C 146 kcal/mol Kararlı bağlar genellikle bağın oluşması sırasında enerji verirler. Bu enerji ne kadar büyükse bağ o kadar sağlamdır. Bağ sayısı arttıkça açığa çıkan enerji de artar. Bağ nötr bir atomun en dış kabuğundaki elektronları ile olur. (değerlik elektronları) Bir atomun yapacağı bağ sayısı değerlik elektronlarının sayısına bağlıdır.

7 Soru Aşağıdaki elementlerdeki değerlik elektronu kaçtır? a) 14 Si b) 10 Ne c) 11 Na d) 17 Cl

8 İyonik Bağ Elektronlar bir atomdan diğer atoma transfer edilir. Her zaman ekzotermiktir. Na + + Cl -  NaCl (s)  H = kj/mol

9 Kovalent Bağlar Atomların bir ya da daha fazla çift elektronlarını paylaşarak oluşturdukları bağdır. Cl 2, CO 2, Çoğunlukla elektron paylaşımı da ekzotermiktir.

10 Diğer Bağlar Polar Kovalent Bağ: Atomlar elektronları paylaşır ancak elektronlar zamanlarının çoğunu bir atomun çevresinde harcarlar. En tipik örneği sudur. Koordinat Kovalent Bağı (Paylaşılan elektron çifti tek bir atomdan gelir.

11 Oksidasyon Hali Madde(atom/molekül) - elektron= Yükseltgenme –Na o  Na +1 + e 1.Tüm atomlar element hallerinde 0 oksidasyon nosuna sahiptir. 2.İyonik Moleküllerde oksidasyon nosu iyon yüküne eşittir. 3.Kovalentler için daha belirsiz ve elektronegativitiye (EN) göre değişiklik gösterir. EN arttıkça elektron çekme gücü artar. CH 4, H=+1, C = -4 4.Metallerle olan bileşikler dışında H’in oksidasyon nosu +1, Oksijen ise genellikle -2 (üç hal dışında) 1.Florlu bileşiklerde +1 2.Hidrojen peroksid (H2O2) ve peroksid (O 2 -2 ) için -1 3.I. Grup metal oksitlerde -1/2

12 Atmosferde oksidasyon nosunu yükseltme eğilimi görülür. Örnekler: O 2 0 LiH H:-1 Li: +1 HCl H:+1 Cl: -1 NH 3 H:+1 N:-3 Soru: Aşağıdakilerin oksidasyon nolarını yazın. a) H 2 SO 4 b) SO 2 c)H 2 O 2

13 Serbest Radikaller Eşlenmemiş elektronu olan atom ya da molekül. Bu nedenle aşırı reaktiftirler. Yükselticidirler. O -2 H +  1 elektron: ·OH · CH 3 · Organik Moleküller: AlkanlarC n H 2n+2 MetanCH 4 (1 bağ) AlkenlerC n H 2n EtilenC 2 H 4 (2 bağ) AlkinlerC n H 2n-2 AcetilinC 2 H 2 (3 bağ) Halka Alkanlar (C n H 2n ) Cyclohexane (C 6 H 12 ) Halka Alkenler Aromatikler (C n H 2n-6 ) Benzene: C 6 H 6 Çoklu Halkalı Aromatik Hidro Karbonlar (PAH): Birden fazla benzen halkasına sahip maddeler (Naftalin gibi) H C H H H

14 Elektronları Uyartılmış Moleküller (EUM) Kararlı molekül + ElektroManyetik Işıma  EUM Molekül birden fazla uyartılmış derecesine sahip olabilir. Genellikle MÖ (UV) ya da “Görülebilir” ışıma molekülleri uyartmak için yeterlidir.

15 Işıma Uyartmaİyonlaştırma Atom ya da moleküllerin soğrulan enerji ile bir elektronu bulunduğu orbitalden bir üstteki yüksek enerjili orbitale atar. Atom ya da molekülden elektron çıkarır. Enerji (kj/mol)Tip Kozmik Işınlar 2.4 x 10 9 İyonlaştırıcı X ışınları 1.2 x 10 5 MÖ 1200 Görülebilir 200 Radyo Dalgaları 1.2 x 10 -5

16 EUM Uyartılmış halden çıkmak için genelde 4 yol var: –Fiziksel Sönme –Molekülün Ayrışması –Başka bir molekülle tepkime –Işıma Temel DurumSingletTriplet

17 Tepkime Eşitleme __C 4 H 10 + __O 2  __CO 2 + __H 2 O Tepkimeyi eşitleyin. 2 mol bütan yandığında kaç kg CO2 üretilir? Kütle korundu mu?

18 Enerji Hesaplamaları Ekzotermik: ∆H < 0 Endotermik: ∆H > 0 ∆H f °: oluşum entalpisi: Elementlerin termodinamik olarak en kararlı oldukları durum için 0 alınır. A + B  C + D ∆H = Tepkime Entalpisi = (∆H D + ∆H C ) – (∆H A +∆H B ) O2 (g), en kararlı hali. ∆H f ° = 0 SORU: Aşağıdakilerden hangisinin ∆Hf° si 0 dır? a)Hg (l) b)Br2 (g) c)H(g)

19 YANIT: kj/mol a)Hg (l) ∆Hf° = 0 Standard şartlarda en kararlı hali sıvı b)Br2 (g) ∆Hf° = Standard şartlarda en kararlı hali sıvı. (sıvıdan gaz haline geçtiği için ) c)H(g) ∆Hf° = Standard şartlarda en kararlı hali gaz H2. (H2 bağının kırılması için ) Örnek 2 B 5 H 9 (pentaboran) bir süre roket yakıtı olarak düşünüldü. B5H9’un yanmasıyla ne kadar enerji açığa çıkar? 2B5H9(g) + 12O2(g)  5B2O3 (s)+ 9H2O(g) Bileşik∆Hf° (kj/mol) B5H9(g)73.2 O2(g)0 H2O(g) B2O3(s) H2 ve O2’nin birleşip bağ oluşturduğundan oluşum entalpisi negatif Aşırı zehirli doğasından ve hava ile temas ettiğinde yeşil alevler çıkararak yandığından “yeşil canavar” da denir.

20 YANIT: ∆H° =5∆Hf°(B2O3) + 9∆Hf°(H2O) –(12∆Hf° (O2) + 2∆Hf° (B5H9) ∆H° = kj (2 mol B5H9 için) Bir mol için ∆H° = /2 = kj/mol Bir mol metan yandığında açığa çıkan enerji bunun yaklaşık 5’de biri kadardır.

21 Gibbs Serbest Enerji Gibbs Serbest enerji : iş yapma enerjisinin ölçütü ∆G = ∆H-T∆S  Entropi ∆G < 0 Tepkime yazıldığı yönde kendiliğinden ∆G = 0 dengede ∆G >0 Tepkime yazıldığı yönde kendiliğinden değil Sıcaklık (K)

22 Örnek Aşağıdaki tepkime için ∆H° ve ∆S° değerleri kJ ve J/K’dir. Standard şartlarda Amonyak bu tepkime ile oluşur mu? N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) TK = 25° C = K ∆G = ∆H-T∆S ∆G°= ∆H° - T∆ S° = -92,220 J - ( K x J/K) = -92,220 J + 59,260 J = -32,960 J ∆G° = kJ <0 25°C’de tepkime yazıldığı yönde kendiliğinden olur. ∆G° tabloda standart şartlar için verilmiş serbest oluşum enerjilerini (∆Gf°) kullanarak hesaplanabilir.

23 ∆G°∆G° ∆G° tanım gereği tüm tepkimeye giren ve çıkanların standard şartlardaki durumlarını dikkate alarak aradaki enerji farkını ölçer. Örneğin aşağıdaki tepkime için, tüm katılanlar 1 atm basınçtadır. Yani N 2 (g) + 3 H 2 (g)  2 NH 3 (g)

24 ∆G ‘yi bilmek yeterli mi? ∆G ‘den tepkimenin mümkün olup olmadığını tahmin edebiliriz. Ancak tepkimenin olup olmayacağını bilmek o tepkimenin ne kadar hızla olacağını bilmediğimizde, çok fazla anlam içermez.

25 Tepkime Hızları Tepkime Hızı: Tepkimede çıkan ürünlerin veya tepkimeye girenlerin birim zamanda molar derişimlerindeki artma ya da azalma. Tepkime hızı sabit mi? R = dA/dt = f( »Tepkimeye girenlerin derişimi »Sıcaklık »Tepkimeye girenlerin fiziksel durumu »Katalizör (veya inhibitör)’ün varlığı »Işık )

26 2N 2 O 5  4NO 2 + O 2 Tepkime hızı sabit değildir. Girenlerin derişimi azaldıkça azalır.

27 Hız Kanunları Elementer tepkimeler için tepkimenin hızı tepkimeye girenlerin derişimiyle doğru orantılı A + B  C Hız: R = k[A][B] Derecesi = 2 (A’ya göre 1, B’ye göre 1) A + A  B R = k[A] 2 Derecesi = 2

28 Hız Kanunları A + B  C dA/dt = -k[A][B] dC/dt = k[A][B] A + A  B dB/dt = R=k[A] 2 dA/dt = -2R=-2k[A] 2

29 Hız Kanunları Hız denklemi herhangi bir tepkime için tepkime yazılımından belirlenemez.Deneysel olarak elde edilir. Çünkü bazı tepkimeler birden fazla adımda gerçekleşir. Her bir gerçek adım “elementer” tepkime olarak adlandırılır ve elementer tepkimelerin toplamı tepkime mekanizmasını verir. Tepkimenin toplamda hızını en yavaş olan basamak belirler.

30 Tepkime Mekanizması Tek Adım –ClNO 2 (g) + NO(g)  NO 2 (g) + ClNO(g) 3 adım N 2 O 5  NO 2 + NO 3 NO 2 + NO 3  NO 2 + NO+ O 2 NO + NO 3  2NO 2 –2N2O5(g)  4NO2(g) + O2(g)

31 Mekanizma A + B  C R 1 A + A  B R 2 k1k1 k2k2 dB/dt = -k 1 [A][B] + k 2 [A] 2

32 Aktivasyon Enerjisi (E a ) Tepkimenin olabilmesi için tepkimeye giren maddelerin geçmek zorunda oldukları potansiyel enerji farkı. EaEa ürünler Moleküllerin serbest enerjisi G Tepkimenin Mertebesi Tepkimenin olması için tepkimeye giren moleküllerin çarpışması hatta belli bir oryantasyonda çarpışması gereklidir. Bu sistemin serbest enerjisini artırır

33 Tepkime Hızını Artırmak -Katalizör: E a ’yı düşürerek tepkime hızını artırır. (kırmızı çizgi) Tepkimede tükenmezler. Denge sabitini değiştirmezler. Tepkimeye girenlerin derişimine kıyasla çok düşük miktarlarda yeterli olurlar 1.Tepkimeler genellikle sıcaklığın artmasıyla hızlanırlar. Her 10 ˚C lik artışla hız iki katına çıkar.

34 KİMYASAL DENGE Birçok tepkime geriye dönüşlü olup tamamalanmazlar. A + B  C + D R 1 = k 1 [A][B] R 2 = k -1 [C][D] k 1 k _1 Dengede R 1 = R 2 k 1 [A][B] = k -1 [C][D] K d büyükse, k 1 >>k -1 A ve B tamamen C ve D’ye dönüşür. K d küçükse k 1 <

35 Le Chatelier ( ) Prensibi Sistemde bir değişim olduğunda (derişim,basınç, sıcaklık vb), denge bu stresin etkisini azaltacak yöne kayar. A + B  C + D C ve D ekle

36 Denge Halinde Gazlar Gazlarda ideal gaz kanunu kabul edersek, denge ifadesinde derişim yerine her gazın kısmi basıncı kullanılabilir. N 2 (g) + 3H 2 (g)  2NH 3 (g) Le Chatelier, bu tepkimeyle basıncı artırarak amonyak sentezlemeye çalıştı. Basınç artarsa tepkime neden amonyak oluşma yönünde ilerler ?

37 Denge Sabitinin Hesaplanması Tepkimenin herhangi bir zamanındaki serbest enerjisi (∆G) ile standart serbest enerjisi(∆G° ) arasında şu bağ vardır. ∆G = ∆G° + RTlnQ Tepkime dengede ise, ∆G = 0 ∆G° = -RTlnK d R: ideal gaz sabiti (J/mol-K T: Sıcaklık (K) Q: Tepkime Kesri (ürünler/girenler) ∆G° ‘nın büyüklüğü standart halin dengeden ne kadar uzakta olduğunun bir göstergesidir. ∆G° küçükse, tepkime dengeye o kadar yakın.

38 Örnek Tepkime∆G° (kj)Kd 2SO 3  2SO 2 (g) + O 2 (g) x H 2 O(l)  H + (aq) + OH - (aq) x N 2 (g) + 3H 2 (g)  2NH 3 (g) x10 5 Zn(s) + Cu 2+  Zn 2+ + Cu(s) x10 37 ∆G° 1

39 Denge Sabiti ve Sıcaklık Farklı sıcaklıklardaki denge sabitini bulmak için: van't Hoff Eşitliği:

40 İyonlaştırma Sabiti Ki NH 3 + H 2 O  NH OH - HAc  H + + Ac -

41 Faz Dengeleri 1. Çözünebilirlik AgCl(s)  Ag + + Cl - [Ag][Cl] = K sp = 1.82x İki faz arasında paylaşım –Suda ve organik karışmayan bir organik sıvıdaki dağılım –X(aq)  X(org) K=[Xorg]/[Xaq] 3. Gaz ve sulu fazda dağılım (Henry Kanunu) A(g) + H 2 O  AH 2 O K H =[AH 2 O]/P A =H A NH 3 (g) + H 2 O  NH 3 (aq)

42 Sabit Hal (Steady State) Birçok tepkime çok aktif bileşikler içerir. (Serbest kökler gibi). Oluşur oluşmaz diğer tepkime tarafından kullanılır. Tepkimenin hızı belirlenirken yalancı sabit hal yaklaşımı kullanılır. (Pseudo Steady State)

43 Yalancı Sabit Hal Oluşma hızı ile tükenme hızı birbirine eşit. dA*/dt = 0 (A*’nın derişimi zamanla değişmiyor demek değil, sadece A*’nın değişimi diğerlerine oranla öyle hızlı ki, onu sabit halde kabul edebiliriz.)

44 Serbest Kökler ve Zincirleme Tepkimeler H 2 + Br 2  2HBr (elementer tepkime değil) Başlatma Yayılma Engelleme Sonlanma Br 2  2Br· k a Br· + H 2  HBr + H· k b H· + Br 2  HBr + Br· k c H · + HBr  H 2 + Br· k d Br· + Br·  Br 2 k e Serbest kökleri oluşturan basamak Tükettiği kadar serbest kök üreten basamaklar Ürünün oluşmasına yol açmayan basamak Serbest köklerin tüketildiği basamak

45

46 Dikkat Edilecek Durumlar C 2 H 6  C 2 H 4 +H 2 tepkimesi (etanın eten oluşturması) tepkimesi birinci dereceden tepkime kinetiği izler. Bu durumda etanın direkt etene dönüştüğü düşünülebilir. Ancak etanın etene dönüşmesi gerçekte daha karmaşık bir tepkime kinetiğine sahiptir.

47 Etan  Eten Başlama Yayılma Sonlanma C 2 H 6  2CH 3 · k a CH 3 · + C 2 H 6  CH 4 + C 2 H 5 · k b C 2 H 5 ·  C 2 H 4 + H· k c H· + C 2 H 6  H 2 + C 2 H 5 · k d H· + C 2 H 5 ·  C 2 H 6 k e Tüm kök türler için yalancı sabit hal varsayımı yapılarak hız denklemleri oluşturulup mekanizma çözüldüğünde, tepkimenin birinci derece kinetiği ortaya çıkar. k1k1

48 Zincir Tepkime Örneği A + M  A· + M A· + M  A + M A·  B+C

49 Atmosferdeki Maddelerin Miktarlarını Gösterme 1 ppm = % (hacimce) Derişim (konsantrasyon) =  g/m 3

50 Derişim (  g/m 3 ) R = atm-m 3 /kg-mol 1kg =  g Not: Havadaki ppm ile sudaki ppm’i karıştırmayın. ppm

51 Diğer Konsantrasyon Birimleri molekül/cm 3 : Genellikle kimyasal hız denklemlerini yazarken çok aktif olan türlerin konsantrasyonlarını ifade ederken kullanılır. Molar konsantrasyona çevirmek için Avogadro’s Sayısı x molekül/gr-mol kullanılır. mg/m 3

52 Sorular: Van’t Hoff eşitliğini aşağıdaki eşitlikleri kullanarak elde ediniz.

53 Sorular: N2 + 3H2  2NH3(g) tepkimesinin 500 K’daki denge sabitini nasıl hesaplarsınız? Dengedeki bir karışımdaki N2 ve H2 kısmi basıncını biliyorsanız NH3’un kısmi basıncını nasıl hesaplarsınız? Belli miktarlarda N2 ve H2’den oluşan bir karışımın bir tanka konulduğunu ve dengeye ulaştığını biliyorsunuz diyelim. Dengedeki karışım bileşimini nasıl belirlersiniz?

54 Sorular Sudaki ppm ile atmosferdeki ppm’in farkı nedir? 2HI  H 2 + I 2 için deneysel olarak I2’nin oluşum hız denklemi : dI 2 /dt = k[HI] 2 Buna göre aşağıdaki ifadeleri oluşturun. dH2/dt = dHI/dt =

55 Atmosfer Kimyası -Terminoloji Kirletici: İnsan faaliyetleri sonucu ortaya çıkan ve normal konsantrasyon değerlerinin üstünde bir miktarda bulunan ve çevre üzerinde net olarak bozucu etkisi olan madde Bulaşkan (kontaminant): Çevrede bulunan normal bileşimden sapmaya neden olan ancak kirletici olarak sınıflandırılmamış madde Kaynak:Kirleticinin ortaya çıktığı yer Alıcı: Kirleticiden etkilenen her şey (insanlar, yerler, ciğerler vs.) Alıcı Havuz: Kirleticinin uzun süreli depolandığı yer

56 Atmosfer Kimyası -Terminoloji Birincil Kirletici: Kaynaktan doğrudan yayılan kirletici, SO 2 İkincil Kirletici: Birincil kirleticilerin atmosferdeki kimyasal tepkimeleri sonucu oluşan kirleticiler, O 3

57 Atmosfer Kimyası -Terminoloji Atmosfer: Sıcaklık profiline göre bölümlere bölünmüş, troposfer yeryüzüne en yakın olanı. Bu derste çoğunlukla bu tabakada olan kimyasal tepkimeleri konuşacağız. Ayrıca Troposferin üzerindeki stratosferdeki Ozon ile ilgili tepkimelere de bakacağız. Hidrosfer: Yeryüzündeki tüm su ortamları (okyanus,göl,deniz,ırmak,buzullar,buz dağları ve yer altı suyu) Litosfer: Yeryüzünün dış kısımları, yerkabuğundaki mineraller ve toprak Biyosfer: Yaşayan organizmalar ve onların bulunduğu yakın çevre


"ÇMB 541 KİMYA BİLGİ TAZELEME. Ne Görüyorsunuz? Tablo 1:Genel Standard Koşullar SistemSıcaklıkBasınçMolar Hacim SI273 K101.3 kPa22.4 m 3 /kmol Evrensel." indir ppt

Benzer bir sunumlar


Google Reklamları