Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

Sunum yükleniyor. Lütfen bekleyiniz

TERMOKİMYA 1. TERMOKİMYA KONU BAŞLIKLARI 1. Sistemler ve Enerji Türleri 2. Sistemlerde Entalpi Değişimi 3. İstemlilik 2.

Benzer bir sunumlar


... konulu sunumlar: "TERMOKİMYA 1. TERMOKİMYA KONU BAŞLIKLARI 1. Sistemler ve Enerji Türleri 2. Sistemlerde Entalpi Değişimi 3. İstemlilik 2."— Sunum transkripti:

1 TERMOKİMYA 1

2 TERMOKİMYA KONU BAŞLIKLARI 1. Sistemler ve Enerji Türleri 2. Sistemlerde Entalpi Değişimi 3. İstemlilik 2

3 1. SİSTEMLER VE ENERJİ TÜRLERİ 3

4 SİSTEM VE ORTAM 4

5 SİSTEMLER Kapalı sistem, açık sistem ve izole sistem olmak üzere üç çeşit sistem vardır. Termodinamik, bu sistemlerin çevre ve evren ile olan ilişkisini inceleyen bilim dalıdır. Sadi Carnot (1796–1832) termodinamik biliminin kurucusu olarak kabul edilir. Carnot çevrimi olarak bilinen, termodinamiğin II. yasasıdır. 5

6 ENERJİ TÜRLERİ ADI VE SİMGESİ H = Entalpi S = Entropi E veya U = İç enerji w = İş q veya Q = Isı G = Gibbs serbest enerjisi (Gibbs enerjisi veya serbest enerji) 6

7 ULUSLARARASI BİRİM SİSTEMİNDE (SI) ENERJİ TÜRLERİ BİRİMLERİ G (Gibbs serbest enerjisi) birimi: kJ/mol H (Entalpi) birimi: kJ veya kJ/mol S (Entropi) birimi: kJ/K mol E (İç enerji) birimi: kJ w (İş birimi): kJ q (Isı birimi): kJ 7

8 ENERJİ TÜRLERİ DEĞİŞİMİ* NASIL GÖSTERİLİR? ΔG tepkime = Gibbs serbest enerjisi değişimi (Gibbs enerjisi değişimi veya serbest enerji değişimi) ΔH tepkime = Entalpi değişimi ΔS tepkime = Entropi değişimi *Değişim ΔG tepkime, ΔH tepkime ve ΔS tepkime için söz konusudur. 8

9 STANDART ŞARTLARDA* ENERJİ TÜRLERİ DEĞİŞİMİ NASIL GÖSTERİLİR? ΔG° tepkime = Standart şartlarda Gibbs serbest enerjisi değişimi ΔH° tepkime = Standart şartlarda entalpi değişimi ΔS° tepkime = Standart şartlarda entropi değişimi * Standart şartlar 1 atm basınç ve 25 °C sıcaklıktır. 9

10 FORMÜLLER 10

11 İÇ ENERJİ, İŞ, ISI İLİŞKİSİ FORMÜLÜ ΔE = q + w (Termodinamik I. yasanın formülü) 11

12 HACİM SABİT OLDUĞUNDA İŞ YAPILMAZ, İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ ISIYA EŞİT OLUR ΔE = q + w Hacim sabit olduğunda iş yapılmadığından (w = 0) ΔE = q olur. 12

13 SABİT BASINÇTA ISI (q P ) ENTALPİ DEĞİŞİMİNE (ΔH) EŞİTTİR Basıncın sabit olması q P = ΔH anlamına geldiğinden, ΔE = q + w formülünde q P yerine ΔH yazılırsa; ΔE = ΔH + w w = ΔE - ΔH ΔH = ΔE - w formülleri elde edilir. 13

14 11.SINIF KİMYA PROGRAMINDA OLAMAYAN BİR DİĞER FORMÜL ΔH = ΔE - w w = - PΔV ΔH = ΔE - (- PΔV) ΔH = ΔE + PΔV 14

15 ΔG°, ΔH°, ΔS° sistem FORMÜLLERİ ΔG° = ∑nG° ürünler – ∑nG° girenler ΔH° = ∑nH° oluşma entalpisi (ürünler) – ∑nH° oluşma entalpisi (girenler) ΔS° sistem = ∑nS° ürünler – ∑nS° girenler 15

16 DİĞER FORMÜLLER ΔS° toplam = ΔS° sistem + ΔS° ortam Sabit basınç ve sıcaklıkta ΔS ortam =- ΔH/T ΔS° toplam = ΔS° sistem - ΔH sistem /T Önce eşitliğin her iki tarafı -T ile çarpılır, daha sonra –TΔS toplam = ΔG° olduğundan yerine yazılırsa aşağıdaki ifade elde edilir: ΔG° = ΔH° sistem - TΔS° sistem 16

17 FORMÜLLERLE İLGİLİ BAZI BİLGİLER ΔG dengede sıfırdır. E (İç enerji) değerlerinin hepsi artıdır. E (İç enerji) ölçülemez. w>0 ise sisteme iş yapılmıştır; w<0 ise sistem iş yapmıştır. Genleşince işin eksi, ısının ise artı olması lazımdır. 17

18 İZOTERMAL DEĞİŞİM İzotermal değişim, sıcaklık farkının olmadığı değişimlerdir. İzotermal değişim olursa serbest enerji (G) hesaplanabilir. İzotermal değişim dışında serbest enerji hesaplanamaz. T 1 ve T 2 aynı ise (izotermal değişim) adyabatik, izokorik, izobarik hem tersinir hem de tersinmez tepkimelerde ΔH ile ΔE aynı değerdir. 18

19 İZOKORİK DEĞİŞİM İzokorik değişim, hacim farkının olmadığı değişimlerdir. 19

20 İZOBARİK DEĞİŞİM İzobarik değişim, basınç farkının olmadığı değişimlerdir. 20

21 ADYABATİK DEĞİŞİM Adyabatik değişimlerde duvar izole edilmiştir. Adyabatik ortam, ısı ve kütle kaybının veya kazancının olmadığı hâldeki süreçtir. Adyabatik bir ortam oluşturabilmek için sınırlanmış alan, ısı ve kütle geçişine karşı tamamen yalıtılmıştır. Q sistem = 0 ise adyabatiktir. 21

22 ISI KAPASİTESİ (ISINMA ISISI) 1 mol maddenin sıcaklığını, sabit sıcaklık ve sabit basınçta 1 °C arttırmak için gerekli ısı miktarına denir. 22

23 ENERJİ İLE ISI AYNI MIDIR? Isı enerji birimidir. Ancak maddenin sahip olduğu enerjiyi göstermez. İki sistem arasında enerji alış verişi olunca ısı söz konusu olur; bu esnada evrenin toplam enerjisi değişmez, sabit kalır. Alınıp verilen şey enerjidir. Ancak enerji yerine ısı diyoruz. 23

24 Enerji yerine ısı diyoruz diye de “Enerji ile ısı aynıdır.” diyemeyiz. Çünkü; enerji her zaman vardır, ısı ise enerji alınıp verilince ortaya çıkar. Maddenin ısısı olmaz. Maddenin ısısından söz edebilmek için sıcaklıkları farklı iki durumun olması gerekir. “Maddenin toplam enerjisi” denir. “Maddenin toplam ısısı” denemez. 24

25 SICAKLIĞI ÖLÇMEK SURETİYLE NE YAPMIŞ OLUYORUZ? Her bir taneciğin E İÇ ’leri (tek tek E K ’leri) farklı farklı olduğundan taneciklerin ortalama E K ’leri denir. Taneciklerin hepsi hareketlidir. Bundan dolayı E K ’leri vardır. Hareket ısıyı doğurur. Isı, sıcaklığı yükseltir. Sıcaklığın ölçülmesiyle taneciklerin ortalama E K ’leri karşılaştırılmış, derecelendirilmiş olur. 25

26 ISI ALIŞ VERİŞİ NİÇİN OLUR? SICAKLIK NASIL ÖLÇÜLÜR? Isı alış verişi sistemler arasındaki sıcaklık farkından dolayı olur. Sıcaklığını ölçmek istediğimiz suyun içine termometreyi daldırırız. Sıcak suyun kinetik enerjisi fazladır. Bu enerji, önce termometre camına aktarılır. Camdan da termometre içine aktarılır. Termometrenin içindeki cıva atomları daha hızlı hareket ettiğinden yükselir. Böylece sıcaklık ölçülmüş olur. 26

27 İÇ ENERJİ 27

28 ΔE (İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ) NİÇİN ÖLÇÜLEMEZ? E 2 ve E 1 ölçülemez. Bu nedenle de ΔE ölçülemez. 28

29 MADDENİN TOPLAM ENERJİSİ HESAP EDİLEBİLİR Mİ? Maddenin toplam enerjisi hesap edilemez. E T = E M (E P + E K ) + E İÇ (E P + E K ) E İÇ = E ÖTELEME (E K ) + E DÖNME (E P + E K ) + E TİTREŞİM (E K ) + E ÇEKİM (E K ) 29

30 E = mc 2 ile hesaplanan enerjiye E P denilebilir. Ancak farklı bir boyuttur. Sonuç olarak E İÇ hesap edilemez. Bir kişinin maddi zenginliği hesap edilse bile zenginlik denince akla; beyin, duygu, akıl, fikir, idrak, kavrama, hafıza vb. her türlü zenginlik geldiğinden iç zenginlik hesap edilemez. 30

31 ISI VE İŞ 31

32 ISININ İŞARETİ NE ZAMAN POZİTİF (+) OLUR? Endotermik değişimlerde ısının (q) işareti pozitif (+) olur; başka bir ifadeyle q>0’dır. Genleşince ısının işareti pozitif (+) olur. Sistemin ısı kazanması, olayın endotermik olduğunun göstergesidir; ısının işareti pozitif (+) olur. 32

33 ISININ İŞARETİ NE ZAMAN NEGATİF (-) OLUR? Ekzotermik değişimlerde ısının (q) işareti negatif (-) olur; başka bir ifadeyle q<0’dır. Sıkıştırınca ısının işareti negatif (-) olur. Sistemin ısı kaybetmesi, olayın ekzotermik olduğunun göstergesidir; ısının işareti negatif (-) olur. 33

34 İŞ İŞARETİ NE ZAMAN POZİTİF (+) OLUR? İşaretlerin karıştırılmaması ve akılda kolay kalması açısından, ortamın sisteme iş yapması endotermik olarak düşünülebilir. İşaretler iş için de ısıda olduğu gibidir. Ortamın sisteme iş yapması durumunda ise iş (w) işareti pozitif (+) olur; başka bir ifadeyle w>0’dır. 34

35 Bu durum soruda “Sisteme şu kadar kJ’lük iş yapılmıştır.” diye verilir. Pistonun sıkıştırılarak hacminin azalması da buna örnek verilebilir. Sıkıştırmada sisteme iş yapılır; işin işareti (+) olur. 35

36 İŞ İŞARETİ NE ZAMAN NEGATİF (-) OLUR? İşaretlerin karıştırılmaması ve akılda kolay kalması açısından, sistemin ortama iş yapması ekzotermik olay olarak düşünülebilir. İşaretler iş için de ısıda olduğu gibidir. Sistem tarafından ortama (dışarıya) iş yapılırsa iş (w) işareti negatif (-) olur; başka bir ifadeyle w<0’dır. 36

37 Bu durum genellikle soruda “Sistem şu kadar kJ’lük iş yapmıştır.” diye verilir. Pistonun hacminin genişlemesi buna örnektir. Genleşmede sistem iş yapar; işin işareti (-) olur. 37

38 GENLEŞME VE SIKIŞTIRMA İLE TERMODİNAMİK İLİŞKİSİ Genleşmede sistem iş yapar; işin işareti (-) olur. Sıkıştırmada ise sisteme iş yapılır; işin işareti (+) olur. 38

39 GAZLAR GENLEŞİRKEN GENELDE SOĞUR Azot, oksijen vb. çoğu gaz genleşirken soğur. Helyum ve hidrojen gazları genleşince soğumaz, tam tersine ısınırlar. 39

40 JOULE THOMSON KAT SAYISI Joule Thomson kat sayısı + (artı, pozitif) olanlar genleşirken soğuyan gazlardır. Joule Thomson kat sayısı – (eksi, negatif) olanlar ise genleşirken ısınan gazlardır. 40

41 TERMODİNAMİĞİN I. KANUNU 41

42 TERMODİNAMİK 4 YASADAN OLUŞUR Termodinamik bilimi dört temel doğal yasaya dayanır: Birinci yasa, ikinci yasa, üçüncü yasa ve sıfırıncı yasa. I. YASA: ENERJİNİN KORUNUMU YASASI Termodinamiğin birinci yasası, enerjinin korunumunu ifade eder. Enerji, bir şekilden diğerine dönüşebilir. Toplam enerji sabit kalır. 42

43 Termodinamiğin I. yasasına göre enerji, miktar yönüyle yok edilemez. ΔE = q + w (Termodinamik I. yasanın formülü) Enerji, entalpi, ısı; aynı anlama gelen kelimelerdir. C + O 2 → CO 2 + ısı Nefes alıp vermemizde C ve O 2 ’nin enerjileri toplamı; CO 2 ’nin enerjisi ile açığa çıkan enerjinin toplamına eşittir. 43

44 ΔE = q + w FORMÜLÜ İLE İLGİLİ PROBLEMLER SORU: Sabit basınçlı bir sisteme 303 J’lük iş yapılırken sistem 78 J’lük ısı kaybediyor. Sistemin iç enerji değişimini hesaplayınız. ÇÖZÜM: Sisteme iş yapıldığından dolayı w = +303 J olur. Sistem ısı kaybettiğinden dolayı q = -78 J olur. ΔE = q + w = -78 J + (+303 J) ΔE = +225 J 44

45 SİSTEM HAREKETLİ OLDUĞUNDA q P = ΔH OLUR SORU: Standart şartlarda 1 mol hidrojenin sabit hacimli kapalı bir silindirde yanması sonucu su buharı oluşurken 240,68 kJ/mol’lük ısı açığa çıkmaktadır. Yine standart şartlarda 1 mol hidrojenin sürtünmesiz hareket eden bir silindirde yanması sonucu 241,82 kJ/mol’lük ısı açığa çıkmaktadır. ΔE, ΔH ve w değerlerini hesaplayınız. 45

46 ÇÖZÜM (SABİT HACİMDE İŞ YAPILMAZ): Sabit hacimli kapalı bir silindirde 240,68 kJ/mol’lük ısı açığa çıktığına göre q işareti (-) olur (q = -240,68 kJ). Kapalı bir silindir denildiğinde hacim sabit olduğundan iş yapılmamıştır. w = 0 olur. ΔE = q + w formülünde iş yerine 0 yazılırsa ΔE = -240,68 kJ/mol olur. Hareket eden silindirde sistem hareketli olduğundan basınç sabittir. Isı açığa çıktığına göre q = -240,68 kJ olur. 46

47 q P = ΔH olduğundan ΔH = -241,82 kJ/mol olur. q P = ΔH olduğundan ΔE = q + w’te q yerine ΔH yazılırsa formül ΔE = ΔH + w şeklinde olur. Buradan w = ΔE – ΔH formülünde sayısal değerler yerine konursa w = -240,68 - (-241,82) kJ olduğundan w = +1,14 kJ bulunur. 47

48 2. SİSTEMLERDE ENTALPİ DEĞİŞİMİ 48

49 TERMOKİMYA VE KİMYASAL REAKSİYON ÇEŞİTLERİ Bütün kimyasal reaksiyonlarda enerji değişimi söz konusudur. Kimyasal olayların tamamı dışarıdan ısı alarak veya çevreye ısı vererek gerçekleşir. Isı alma ya da ısı vermenin olmadığı bir kimyasal tepkime yoktur. Bir kimyasal tepkime dışarı ısı veriyorsa ekzotermiktir. 49

50 Bir kimyasal tepkime ısı alarak gerçekleşiyorsa endotermiktir. Bir kimyasal reaksiyonda reaksiyonun başlaması için verilen enerji, reaksiyondan sonra açığa çıkan enerjiden daha büyükse bu tür reaksiyonlar endotermiktir (ısı alan). Reaksiyonun başlaması için verilen enerji, reaksiyondan sonra açığa çıkan enerjiden daha küçükse bu tür reaksiyonlar ekzotermiktir (ısı veren). 50

51 Bir kimyasal tepkimede enerji çıkışı oluyorsa, bu açığa çıkan enerji, kütlenin enerji karşılığı değildir; kimyasal bağlarla ilgilidir. 51

52 ENTALPİ 52

53 ENTALPİ DEĞİŞİMİ (REAKSİYON ISISI) Sabit basınç altında gerçekleşen kimyasal reaksiyonlardaki enerji değişimine reaksiyon ısısı denir. ΔH ile gösterilir. ΔH, kimyasal reaksiyonlardaki enerji değişimini gösteren bir büyüklüktür. ΔH şu farklı isimlerle de anılır: Entalpi değişimi, reaksiyon entalpisi değişimi, tepkime entalpisi değişimi, reaksiyon ısısı, tepkime ısısı. 53

54 Ekzotermik tepkimelerde ΔH’ın işareti eksidir. Endotermik tepkimelerde ΔH’ın işareti artıdır. Açığa çıkan enerji ve gerekli olan enerji artılı ve eksili olmaz. ΔH da artısız ve eksisiz olmaz. ΔH°>0 ise istemsiz bir tepkimedir. 54

55 ISI İLE ENTALPİ AYNI MIDIR? Sabit basınç altında gerçekleşen kimyasal reaksiyonlardaki ısı değişimi (tepkime ısısı) ile tepkimedeki entalpi değişimi aynı anlama gelmektedir ve birbirlerine eşittirler (q P = ΔH). Tepkime ısısı yabancı kaynaklarda q, bizde genelde Q ile, entalpi ise H simgesi ile gösterilir. Sabit basınçtaki reaksiyon ısısı da q P ile belirtilir. 55

56 Sabit hacim altında gerçekleşen kimyasal reaksiyonlardaki ısı değişimi q V ile simgelenir. q V ile q P eşit değildir. Dolayısıyla reaksiyon ısısı ΔH ile de gösterildiğinden; reaksiyon ısısına, sabit basınç altındaki reaksiyon ısısı denilmelidir. Ancak denilmez. Bunun sebebi şöyle açıklanır: Sabit basınç altında şartı, kimyacılar için bir gerekliliktir. 56

57 Bu nedenle malumu ilam kabilinden olmasın diye genelde kimyacılar “sabit hacim altında” tabirini söylemezler. Bu durum, noksanlık veya hata sayılmamalıdır. q simgesi Δ’yı da içerir. Çünkü; ısı, zaten enerji alış verişi olunca söz konusu oluyordu. Başka bir ifadeyle maddenin ısısından söz edebilmek için sıcaklıkları farklı iki durumun olması gerekiyordu. Bu nedenle q’nun baş tarafına Δ yazılmaz. 57

58 REAKSİYON İÇERİSİNDE VERİLEN ISILAR, REAKSİYON DIŞINA TAŞINARAK REAKSİYON ISISI (ΔH) OLARAK GÖSTERİLİR C + O 2 → CO kcal C + O 2 → CO 2 ΔH = – 94 kcal N 2 + O kcal → 2NO N 2 + O 2 → 2NO ΔH = + 22 kcal 58

59 STANDART OLUŞUM ENTALPİLERİ 59

60 ΔH° tepkime VE ΔH° oluşma entalpisi SİMGELERİNİN BİRBİRİNDEN FARKI ΔH° = ∑nH° ürünler – ∑nH° girenler ΔH°geneldir, her ikisini de içerir. ΔH° tepkime bütün tepkimeler için söz konusu olan bir simgedir. ΔH° oluşma entalpisi ise bileşiğin 1 molünün elementlerinden oluşmasına ait reaksiyon denkleminin ΔH°’ını sembolize eder. 60

61 OLUŞMA ISISI (OLUŞUM ENTALPİSİ) Aynı ΔH simgesi oluşma ısısı için de kullanılır. Oluşma ısısı olarak ΔH şu farklı isimlerle de anılır: Teşekkül ısısı, oluşum ısısı, oluşma entalpisi, teşekkül entalpisi, oluşum entalpisi. Aslında oluşma entalpisi değil, oluşma entalpi değişimi demek gerekir; pratikte denilmiyor. Oluşum ısısı, bileşikler için geçerli bir tabirdir. 61

62 OLUŞMA ISISI TANIMI: 1 mol bileşiğin elementlerinden oluşmasına ait reaksiyon denkleminin ΔH değerine o bileşiğin “oluşma ısısı” denir. ELEMENTLERİN OLUŞMA ISISI 0’DIR: Elementlerin oda koşullarında bulundukları fiziksel hâllerinin oluşma ısıları sıfır kabul edilmiştir. Yapı taşı molekül olan 10 adet elementin de (F 2, Cl 2, Br 2, I 2, At 2, H 2, O 2, N 2, S 8, P 4 ) oluşma ısısı sıfırdır. 62

63 ΔH İLE AYNI ANLAMA GELEN DİĞER TERİMLER Nötrleşme ısısı: Asit baz reaksiyonlarında 1 mol maddenin nötrleşmesine ait reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay ekzotermiktir. Yanma ısısı: Yanma reaksiyonlarında 1 mol maddenin yanmasına ait reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay ekzotermiktir. 63

64 Erime ısısı: 1 mol maddenin katı fazdan sıvı faza geçmesine ait reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay endotermiktir. Buharlaşma ısısı: 1 mol maddenin sıvı fazdan gaz faza geçmesine ait reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay endotermiktir. Çözünme ısısı: 1 mol maddenin bir sıvıda çözünmesine ait reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay bazen endotermik bazen ekzotermiktir. 64

65 ΔH HESAPLAMA YOLLARI 1 – OLUŞMA ISILARINDAN 2 – KİMYASAL BAĞ ENERJİLERİNDEN 3 – HESS PRENSİPLERİNDEN 4 – MOL HESABIYLA 5 – HÂL DEĞİŞİM GRAFİKLERİNDEN 6 – KALORİMETRİK HESAPLAMALARDAN 7 – AKTİFLEŞME ENERJİSİNDEN 8 – FARKLI İKİ SICAKLIKTAKİ DENGE SABİTİ DEĞERLERİNDEN 65

66 9 – İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ VE İŞ DEĞERLERİNDEN 10 – İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ, BASINÇ VE HACİM DEĞİŞİMİNDEN 66

67 OLUŞUM ENTALPİLERİNDEN ΔH (TEPKİMENİN ENTALPİ DEĞİŞİMİ) HESAPLANMASI ΔH, ürünlerin oluşma entalpileri toplamından girenlerin oluşma entalpileri toplamının çıkarılmasıyla bulunur. Reaksiyon denkleminde şayet kat sayı varsa, oluşma entalpisi o kat sayı ile çarpılır. ΔH° = ∑nH° ürünler – ∑nH° girenler 67

68 TEPKİME SONUNDAKİ ENTALPİ DEĞİŞİMİ Tepkimeye giren ve tepkimeden çıkan maddelerin mol sayıları hesaplanır. Arta kalan maddenin yalnız giren kısmının molü hesaba katılır. ΔH aşağıdaki gibi bulunurken; tepkimeye giren ve tepkimeden çıkan maddelerin etkin molleri oluşum entalpisiyle çarpılır. ΔH° = ∑nH° ürünler – ∑nH° girenler 68

69 AKTİFLEŞME ENERJİSİNDEN ΔH HESAPLANMASI AKTİFLEŞME ENERJİSİ: Kimyasal tepkimenin gerçekleşmesi için gerekli olan en az enerjiye aktifleşme enerjisi denir. Örneğin; tutuşma sıcaklığına gelene kadar maddeyi ısıtırken verilen enerji, aktifleşme enerjisidir. ΔH, ileri reaksiyonun aktifleşme enerjisinden geri reaksiyonun aktifleşme enerjisinin çıkartılmasıyla bulunur. ΔH° = Ea ileri – Ea geri 69

70 İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ VE İŞ BİLİNİRSE ENTALPİ DEĞİŞİMİ NASIL BULUNUR? ΔE = q + w q P = ΔH ΔE = ΔH + w w = ΔE - ΔH ΔH = ΔE - w 70

71 İÇ ENERJİ DEĞİŞİMİ, BASINÇ VE HACİM DEĞİŞİMİNDEN ΔH BULUNMASI ΔE = q + w q P = ΔH ΔE = ΔH + w ΔH = ΔE - w w = - PΔV ΔH = ΔE – (- PΔV) ΔH = ΔE + PΔV 71

72 HESS KANUNU 72

73 HESS PRENSİPLERİ Birden fazla reaksiyon denklemi taraf tarafa toplandığında yeni bir reaksiyon denklemi elde ediliyorsa, reaksiyon denklemlerinin ΔH değerlerinin cebirsel toplamı, net reaksiyon denkleminin ΔH’ına eşittir. Bir reaksiyon denkleminde maddelerin kat sayıları herhangi bir sayı ile çarpılarak genişletiliyorsa, ΔH değeri de aynı sayı ile çarpılır. 73

74 Bir reaksiyon denkleminde maddelerin kat sayıları herhangi bir sayıya bölünerek sadeleştiriliyorsa, ΔH değeri de aynı sayıya bölünür. Bir reaksiyon denkleminde reaksiyona giren maddelerle ürünler yer değiştirirse, ΔH değeri de işaret değiştirir. 74

75 BAĞ ENERJİLERİ 75

76 KİMYASAL BAĞ ENERJİSİ Atomlarda kimyasal bağ enerjisi söz konusu değildir. Moleküllerin atomlardan meydana geldiğini biliyoruz. Moleküldeki atomları bir arada tutan kuvvet kimyasal bağlardır. Kimyasal bağ enerjisinden söz etmek için molekülün olması lazımdır. Element moleküllerinin kimyasal bağ enerjisi vardır. 76

77 Bütün kimyasal reaksiyonlar, kimyasal bağların kırılması veya oluşması ile meydana gelir. Doğal kimyasal reaksiyonlarda, kimyasal bağ oluşurken enerji açığa çıkar. Doğal bir bileşiğin kimyasal bağlarını kırmak için de enerji vermek gerekir. Bir kimyasal bağın meydana gelmesi sırasında açığa çıkan enerjiye veya kimyasal bağın kırılması için gereken enerjiye bağ enerjisi denir. 77

78 Bir kimyasal bağ kırılırken ne kadar enerji veriliyorsa, aynı kimyasal bağ oluşurken de o kadar enerji açığa çıkar. Bu enerjiye kimyasal bağ enerjisi denir. Molekülü oluşturan atomlar arasındaki kimyasal bağların enerjilerinin sayısal değerini gösteren tablolarda, kimyasal bağ enerjisi kcal/mol veya kJ/mol cinsindendir. 78

79 BAĞ ENERJİLERİNDEN YARARLANARAK STANDART ENTALPİ DEĞİŞİMİNİN HESAPLANMASI Bağ enerjilerinden yararlanarak herhangi bir tepkimenin standart entalpi değişiminin hesaplanabilmesi için tepkimedeki tüm maddelerin gaz fazında olması gerekir. ΔH° tepkime =∑nH° girenlerin bağ enerjisi –∑nH° ürünlerin bağ enerjisi 79

80 ΔH°, girenlerin kimyasal bağ enerjileri toplamından ürünlerin kimyasal bağ enerjileri toplamının çıkarılmasıyla bulunur. Denkleştirilmiş reaksiyon denkleminde şayet moleküllerin baş tarafında kat sayı varsa, molekülün kimyasal bağ enerjisi o kat sayı ile çarpılır. Bunun için önce verilen reaksiyon denkleminin denkleştirilmesi, daha sonra reaksiyon denklemindeki moleküllerin açık formüllerinin yazılması gerekir. 80

81 MOLEKÜLÜN KİMYASAL BAĞ ENERJİSİ NASIL BULUNUR? Açık formülü yazılan bir molekülün içerdiği kimyasal bağların enerjilerinin toplanması ile elde edilen sayısal değerdir. 81

82 DOĞAL TEPKİMELERDE ÜRÜNLERİN BAĞ ENERJİSİ TOPLAMININ GİRENLERİNKİNDEN BÜYÜK OLMASINDAN ÇIKARILMASI GEREKEN DERS Termodinamiğin II. yasasına göre reaksiyon sonunda üretilen ürünlerin kimyasal bağ enerjileri artar. 82

83 Buradan şu dersi çıkarmamız gerekmektedir: Bağ enerjilerinin artması çeşitli kabiliyet ve bilgilerle mücehhez olmamız gerektiğini bize ders vermektedir. 83

84 3. BÖLÜM: İSTEMLİLİK 84

85 İSTEMLİ VE İSTEMSİZ DEĞİŞİMLER 85

86 FORMÜLLERLE İSTEMLİLİK ŞARTLARI ΔS° toplam >0 ise istemli ΔG°>0 ise istemsiz ΔH°>0 ise istemsiz 86

87 İSTEMLİLİK ŞARTLARI Tepkimenin genelde ekzotermik olması Birleşme kabiliyeti olması Eşik enerjisini aşabilecek gerekli aktivasyon enerjisine sahip olması Birleşecek maddelerin yeterli olması Uygun şartlar olması 87

88 İSTEMLİLİK İLE İLGİLİ GENEL BİLGİLER İstemli olaylarda düzensizlik artmasına rağmen, her şey yok olma ihtimalini aşarak basitten mükemmele sanat harikası olarak varlık dünyasına çıkmaktadır. Isının açığa çıktığı tepkimeler genelde istemlidir. Sistemin (ürünlerin) entalpisinin azaldığı tepkimelere ait olaylar genelde istemlidir. 88

89 Bağ enerjilerinin arttığı tepkimelere ait olaylar istemlidir. Entropinin büyüdüğü olaylar istemlidir. Doğal olaylar, istemli olup entropiyi arttıracak yönde cereyan eder. Hem evrenin entropisinin artması hem de mekânın genişlemesi her ikisi de istemlidir ve entropi kanununa irca edilebilirler. Kimyasal tepkimelerde düzensizlik yönü istemlilik yönüyle aynıdır. 89

90 Ekzotermik bir olayda sistemin entropisi artıyorsa istemlidir. Endotermik bir olayda entropi azalıyorsa istemsizdir; zaten böyle bir olayı gerçekleştirmek mümkün değildir. 90

91 MİNİMUM ENERJİ VE MAKSİMUM DÜZENSİZLİK Doğal olaylarda minimum enerji yönü, ısının olduğu yöndür. Diğer yön ise maksimum düzensizlik yönüdür. Düzenlilik, ısının olduğu tarafa doğru tepkimenin yürümesi ile sağlanır. Doğal olaylar böyledir. Hem V hem de T arttıkça düzensizlik artar. 91

92 DOĞAL TEPKİMELERDE ÜRÜNLERİN ENERJİSİNİN AZALMASINDAN ÇIKARILMASI GEREKEN DERS Termodinamiğin II. yasasına göre reaksiyon sonunda ürünlerin enerjileri azalır. Ürünlerin enerjilerinin az olması bize alçak gönüllü, kendini öne çıkarmayan, kibirden uzak fertler olmamız gerektiğini hatırlatmaktadır. 92

93 ENTROPİ 93

94 HAYAT, ENTROPİYE KARŞI KOYARAK VARLIĞA ERME BAŞARISINI ELDE ETMİŞTİR Kullanılamayan termal enerjinin ölçüsüne entropi denir. Doğal olaylar, entropiyi arttıracak yönde cereyan eder. Mekânın genişlemesi, entropi kanununa irca edilebilir. Hayat, entropiye karşı koyarak varlığa erme başarısını elde etmiştir. 94

95 Evrenin entropisi artmaktadır. Bir sistemin sıcaklığı ne kadar büyükse, entropisi o kadar büyüktür. Ekzotermik bir olayda sistemin entropisi artıyorsa istemlidir. Tersi durum için; endotermik bir olayda entropi azalıyorsa istemsizdir. Böyle bir olayı gerçekleştiremezsiniz. Tersinmez olaylarda entropi artar. Tersinir olaylarda entropi değişmez. 95

96 Buharlaşma, erime, çözünme, ısıtma gibi olaylar entropide artışa; yoğunlaşma, donma, çökme, sıcaklık düşmesi olaylar entropide düşüşe neden olur. Her istemli olayda toplam entropi artar. Doğal olaylarda ısı açığa çıkınca; 1. Sistemin (ürünlerin) entalpisi azalmaktadır. 2. Bağ enerjileri artmaktadır. 3. Entropi genelde büyümektedir. 96

97 MEKÂNIN GENİŞLEMESİ Mekân, devamlı ve sürekli olarak genişlemektedir. Genişleme, iki türlü açıklanmaktadır: Birincisi; evrenin genişlerken parçalara ayrılması, bunun sonucunda da galaktik kütlelere dönüşmesidir. Einstein, bu genişlemeyi “Bilemediğimiz yerlerde değişik âlemler teşekkül ediyor.” cümlesiyle ifade etmiştir. Ancak, tam olarak açıklamamıştır. 97

98 Evrenin genişlemesini ilk keşfeden George Lemaitre (1894–1966) adlı bilim adamıdır. Belçika'da doğmuştur. Louvain Üniversitesi'nde astrofizik ve gök bilimi okumuş ve aynı üniversiteye gök bilim profesörü olarak atanmıştır. Lemaitre, Einstein'ın Genel Görelilik Kuramı'ndan yararlanmıştır. Evrenin, bir zamanlar bir atomda sıkışmış olduğunu iddia etmiştir. Bu atomun parçalandığını ve her yana sıcak gazlar saçtığını öne sürmüştür. Buna Büyük Patlama (Big Bang) kuramı denir. 98

99 Prof. Dr. Sir James Jeans (Sör Ceyms Jiyns) (1877–1946), Albert Einstein (Elbırt Aynsstayn) (1879–1955) ve İngiliz astrofizikçi Arthur Stanley Eddington (1882–1944) gibi önemli ilim adamları evrenin genişlemesini kabul etmişlerdir ve savunmuşlardır. “Evrenin durmadan genişletildiği” çok önceleri zaten söylenmiştir. Evrenin genişleme hızı çok yüksektir; bu yüksekliğe, “durmadan genişleme” cümlesiyle işaret edilmektedir. 99

100 Evrenin genişlemesini açıklayan ikinci bir görüşte de; genişlemenin, galaksilerin kaçışıyla olduğu belirtilmektedir. Sonuçta her iki görüşte de genişlemeden söz edilmektedir. 100

101 ENTROPİ VE MADDENİN SONU Sıcak cisimler soğuyarak, soğuk cisimler de ısınarak ortak bir sıcaklığa gitmektedir. Evrendeki bu değişim devam etmektedir. Evren ısı bakımından homojen hâle doğru gitmektedir. Soğuk odadaki bir soba, yakılıp söndürülse; oda ile kendi sıcaklığı arasında denge kurulana kadar ısı yayar. Bunun tersini, yani etrafa yayılan enerji miktarının tekrar sobada toplanmasını beklemek mümkün değildir. 101

102 Şu hâlde geriye dönmeyen bir olay söz konusudur. Evrende ve günlük yaşamımızda buna benzer geriye dönmeyen olay çoktur. Belli bir sıcaklıkta termodinamik kıyamet kopacaksa maddenin bir başlangıç sıcaklığı var demektir. Madde var edildiğinde maddeye bir başlangıç sıcaklığı tayin edilmiştir. Evrende hayat sürmektedir. Belirlenen son sıcaklığa kadar da dünya devam edecektir. 102

103 Şayet madde ezelî olsaydı (maddenin başlangıcı olmasaydı) çoktan ortak sıcaklığa ulaşılmış olacaktı. Başka bir ifadeyle kıyamet kopmuş olacaktı. Kıyamet kopmadığına göre madde sonradan var edilmiştir. Öyleyse madde ezelî değildir. Başlangıcı olanın sonu da olur. Madem son gelmemiştir, kıyamet kopmamıştır, ileride kopacağı muhakkaktır. 103

104 Bununla beraber kıyametin nerede ve nasıl yaşanacağı konusunda netlik yoktur. Bundan dolayı iddiada bulunmamak lazımdır. Net detaylardan sakınmak gereklidir. Eğer belirlenen yaşından önce, dıştan bir müdahale sonucu hastalık veya tahrip edici bir hadise dünyanın başına gelmezse ve doğal ömründen önce dünya bozulmazsa bilimsel bir hesap ile kıyametin zamanı bellidir. 104

105 Güneşin dünyadaki görevinin sona ermesi çeşitli şekillerde olabilir. Buna yüzündeki iki siyah leke de sebep olabilir. Bu iki siyah leke şimdilik küçüktür. Büyümeye yüz tutmuştur. Lekelerin büyümesi neticesinde güneşten dünyamıza gelen ısı ve ışık geriye alınacak, güneşin kendinde kalacaktır. 105

106 Gördüğümüz alev alev yanan güneş, pırıl pırıl parıldayan yıldızlar ve çeşitli hayat sahipleriyle dolup taşan dünyamız bütünüyle evrenin belirli bir noktadan başladığını, muayyen bir zamanda var olduğunu açıkça göstermektedir. Prof. Dr. Frank Allen* (1908–2001) * Kanadalı fizikçi, İskoçya’da yaşadı. 106

107 Evren sonradan meydana gelmiş bulunmaktadır. Eğer maddenin başlangıcı olmasaydı (madde ezelî olsaydı) termodinamik kıyametin çoktan kopmuş olması lazımdı. Prof. Dr. Frank Allen 107

108 Modern ilimlere göre ısının değişmesi olayı son noktasına ulaşmış değildir. Şayet böyle bir şey olmuş olsaydı bugün biz yeryüzünde bulunup bu konu üzerinde düşünemezdik. Bu olay zamanla atbaşı yürümektedir. Bu sebeple evrenin bir başlangıcı vardır. Sözün kısası evrenin ezelî olması imkânsızdır. Prof. Dr. Sir James Jeans* (Sör Ceyms Jiyns) (1877–1946 ) * İngiliz fizikçi ve gök bilimci, en çok termodinamik ve ısı konuları ile ilgilendi. “Etrafımızdaki Kâinat” kitabı, termodinamik ve ısı konularıyla özellikle ilgilidir. 108

109 EVRENDEKİ TOPLAM ENTROPİ DEĞİŞİMİ Doğadaki olaylarda sistem ile ortam arasındaki ısı alışverişinden dolayı hem sistemin entropisi hem ortamın entropisi değişir hem de evrendeki toplam entropi değişir. Evrendeki toplam entropi değişimi (ΔS toplam ), sistemin entropi değişimi ile (ΔS sistem ) ortamın entropi değişiminin (ΔS ortam ) toplamına eşittir. 109

110 ΔS toplam = ΔS sistem + ΔS ortam Evrendeki entropi değişimi, bir olayın kendiliğinden oluşup oluşmayacağının göstergesidir. ΔS° toplam >0 ise olay istemli olup kendiliğinden oluşabilir. Sabit basınç ve sıcaklıkta ΔS ortam =- ΔH/T şeklinde yazılabilir. ΔS° sistem = ∑nS° ürünler – ∑nS° girenler 110

111 SOĞUTMA SUYU NEDENİYLE NÜKLEER ENERJİYE KARŞI ÇIKMAK DOĞRU MUDUR? Entropi kanunu öğretisi; açığa çıkan enerjiyi değerlendirmeyi, en faydalı hâlde muhafaza etmeyi ve israf etmemeyi gerekli kılmaktadır. Bu doğrudur. İtiraz edenler; su buharının, suya dönüştürülmesi esnasında kaybolan enerjiye itiraz etmektedirler. 111

112 Bu ise (soğutma suyu nedeniyle kaybolan enerji) ihmal edilebilir boyuttadır. Bu nedenle, bu konuyu bahane ederek nükleer enerjiye karşı çıkmak yersizdir. Temennimiz ileride bu israfın da önüne geçilmesidir. 112

113 KAR YAĞDIĞI İÇİN Mİ HAVA SOĞUR, YOKSA HAVA SOĞUK OLDUĞUNDAN MI KAR YAĞAR? Hava soğuk olduğundan kar yağar. Böylece hava ısınmış olur. Karın sayısız faydaları vardır. Kar, H 2 O (k) demektir. Donma olayı, ekzotermik reaksiyondur. H 2 O (s) → H 2 O (k) + ısı 113

114 SICAK KARPUZ KESİLİNCE NİÇİN SOĞUR? Sıcak bir karpuzun içindeki su, kesilmeden önce buharlaşamaz. Karpuz kesildiğinde ise su buharlaşır. Su buharlaşırken, karpuzun içindeki ısıyı alır. Isısı alınan karpuzun sıcaklığı düşer; böylece karpuz yaklaşık 10–15 dakika sonra tam yeme kıvamında soğukluğa gelir. H 2 O (s) + ısı → H 2 O (g) 114

115 TERMODİNAMİĞİN II. VE III. KANUNLARI 115

116 TERMODİNAMİĞİN II. YASASI: ENTROPİ KANUNU VE EKSERJİ (CARNOT KANUNU) Termodinamiğin II. yasası, maddenin ezeliyetini imkânsız kılar. Sonsuz ilim, irade, kudret isteyen varlığı, cansız, şuursuz, ilimsiz, iradesiz, güçsüz maddeye vermek ve onu yaratıcı konumuna çıkarmak büyük bir cahilliktir. Materyalistler, varlığı tamamen maddeye verip maddenin ezeliyetine inanırlar. 116

117 Termodinamiğin II. yasasına rağmen, her şey yok olma ihtimalini aşarak basitten mükemmele sanat harikası olarak varlık dünyasına çıkmaktadır. Termodinamiğin II. yasasına göre, merkezdeki ısı, etrafa sıcaklık yaymak suretiyle bir gün bitecektir. Işık ve enerji kaynakları, çevrelerine ışık ve enerji yaymak suretiyle bir gün evrende enerji eşit duruma gelecektir. Bu da, enerjinin yok olması anlamına gelmese de, hayatın bitip ölümün gelmesidir; artı ve eksinin yok olması demektir. 117

118 Carnot, bu kanunu, evinde kaynattığı su ve sobasının sıcaklığından edindiği deneyimlerine dayanarak ortaya koymuştur. Carnot’un bu deneyimleri daha sonra geliştirilmiştir ve günümüzde Carnot kanunu adı altında öğretilmektedir. Bu sahadaki deneyimler gösteriyor ki, eğer daha önce bir başka sebeple kıyamet kopmazsa, muhakkak bir termodinamik kıyameti olacak, evrendeki enerji sona erecek ve sistem çökecektir. 118

119 Termodinamik kıyamet ile maddenin ezelî olmaması arasındaki ilişki vardır? Bu ilişkiden sonsuzluğu iddia edilen zaman ve mekânın zarar görmesi söz konusu mudur? Maddeye ezeliyet verenler, ezeliyetin ne demek olduğunu bilmemektedirler. Çünkü ezel, sonsuz demektir. Ezelî olan birleşmiş (birleşik) olmaz, birleşime girmez; basit ve parçalanmaz olur. 119

120 Ezelî olan kesinlikle değişmez ve kendisine müdahalede bulunulamaz. Zaman, mekân kayıtlarının ve dolayısıyla zamana, mekâna bağlı hareketin dışında olur. Mutlaka ebedîdir; çünkü zamanın dışındadır. Ezel ve ebed, zamansızlık demek olduğundan, bir bakıma aynı noktada birleşirler. Bu özelliklerin hiçbiri maddede yoktur. 120

121 Madde değişkendir. Madde, enerjiden ayrı düşünülemez. Enerji ise termodinamiğin II. yasasında da ortaya konulduğu üzere, ortak sıcaklığa erişmek suretiyle bir gün etkisini kaybedecektir. Ayrıca, madde hem her türlü etkileşime açıktır hem de zaman ve mekân kaydı altındadır. 121

122 Mekân, küçük ölçekte atomlardan, büyük ölçekte ise güneşlerden oluşmuştur. Güneşlerden biri olan bizim güneşimizde, saniyede 564 milyon ton hidrojen helyuma dönüşmekte ve bunun neticesinde etrafa milyonlarca kalorilik ısı ve ışık olarak enerji yayılmaktadır. Tüm güneş sistemlerine yayılan bu enerjinin bir kısmı da yeryüzüne gelmektedir. Evren, bu türlü güneşlerden meydana gelmiştir. 122

123 Bizim güneşimiz, bir gün tükenme noktasına ulaşacaktır. Merkezkaç bir hareketle çok korkunç infilaklar olacak, ardından merkezçek bir hareketle büzülme ve kasılmalar meydana gelecek ve artık etrafındaki meyveleri barındıramayacak, dolayısıyla bir kıyamet koparacaktır. Bütün evren, temel taşı olan bu güneşlerden birleşik olduğuna göre, enerjileri sürekli tükenmeye doğru giden bu güneşlerin ezelî olması düşünülemez. 123

124 Çünkü ezelî, yani sonsuz olan, birleşmiş olmaz. Madde ezelî olsaydı zaman ve mekân kaydı altına girmez; dolayısıyla aşınmaz, kendinde en küçük bir değişiklik meydana gelmezdi. Oysa görüyoruz ki, madde ve maddi dünya sürekli değişmekte, hâlden hâle girmekte, çözülme ve yeniden oluşmalara uğramakta veya sebep olmaktadır. Şu hâlde maddenin hem başlangıcı vardır hem de sonludur; zaman ve mekân kayıtlarıyla sınırlıdır. 124

125 Termodinamiğin II. yasasına göre enerji, şekil itibariyle sürekli değişmektedir (entropi kanunu). Doğal reaksiyonlarda ürünlerin enerji kapasitesi girenlerinkinden azdır. Doğal reaksiyonlar ekzotermik reaksiyondur. Ürünlerin enerjisi daha az olduğundan, “Doğal olaylar, minimum enerji yönüne yürür.” denir. Solunumda CO 2 üründür. C ve O 2 ise girendir. 125

126 CO 2 ’nin enerjisi; C ve O 2 ’nin enerjileri toplamından daha azdır. CO 2, entalpisini düşürmüştür. C + O 2 → CO 2 + ısı Bu konuda geçen “enerji kalitesinin düşmesi” tabiri, ürünlerin enerjisinin azalması anlamındadır. Solunumda açığa çıkan enerji israf edilmez. Bunun gibi doğal reaksiyonlarda da enerji israf edilmez. 126

127 Oksijen, nefes içinde kana temas ettiğinde kanı kirleten karbonu kendine çeker. İkisi birleşir. CO 2 oluşur. Hem vücut ısısını temin eder hem de kanı temizler. C ile O 2 arasında birleşme kabiliyeti vardır. Bu iki tanecik birbirine yakın olduğu vakit, aralarında kimyasal reaksiyon olur. Birleşmeden dolayı ısı açığa çıkar. Çünkü; elementlerden doğal bileşik oluşumuna dair kimyasal reaksiyonların tamamı ekzotermik tepkimedir. 127

128 Açığa çıkan ısıyı şöyle açıklayabiliriz: C atomu ve O 2 molekülünün her birinin ayrı ayrı hareketleri vardır. Kimyasal değişim anında her iki tanecik, yani C atomu ile O 2 molekülü birleşerek bir tane CO 2 molekülü oluştuğundan bir tek hareketle hareket eder. Bir hareket açıkta kalır. Çünkü; birleşmeden önce iki hareket idi. Şimdi iki tanecik bir oldu. Her iki tanecik bir tanecik hükmünde bir hareket aldı. Diğer hareket başka bir kanun ile ısıya dönüşür. 128

129 Zaten “Hareket ısıyı doğurur.” bilinen bir kanundur. Böylece vücut ısısı ortaya çıktığı gibi, hem kandaki C alındığından kan temizlenir hem de CO 2 nefes vermek suretiyle dışarı atılırken konuşma gibi önemli bir iş de yapılmış olur. Tabii olan bütün kimyasal reaksiyonların, ekzotermik olduğunu ve açığa çıkan enerjinin değerlendirildiğini görüyoruz. Biz de doğal olan bu vb. olayları örnek almalıyız. Enerji israfı yapmamalıyız. 129

130 Piller ve doğal kaplama reaksiyonları, kimyacıların doğallığı örnek alarak geliştirdikleri çalışmalara iki örnektir. Entropi kanunu öğretisi, hem çalışmalarımızda ekzotermik reaksiyonlara öncelik vermeyi hem de ekzotermik tepkime sonucu açığa çıkan enerjiyi değerlendirmeyi gerekli kılmaktadır. Böylece doğal kanunlara uymuş olacağız. Enerji tasarrufu, enerjiyi en faydalı hâlde muhafaza etmektir. 130

131 TERMODİNAMİĞİN II. KANUNUNDAN ÇIKARILMASI GEREKEN DERSLER Kusursuzluk Mükemmellik Sıfır israf Azami tasarruf Çevreye pozitif enerji yaymak 131

132 GÜNLÜK HAYATTA TERMODİNAMİĞİN II. YASASI VE VERİMLİLİK (ENTROPİ KANUNUYLA DÜNYAYA YENİ BİR BAKIŞ VEYA ENTROPİYE DAYALI BİR DÜNYA GÖRÜŞÜ) Günümüzde entropi, kimya ilmiyle sınırlı bir kavram olmaktan çıkmıştır. 132

133 Sosyal yaşam, politika, psikoloji, teknoloji, aile hayatı vb. her alana girmiştir. Genel bir kanun olarak ele alınmaktadır. Çevrenin tahrip edilişine, ekolojik dengenin bozulmasına karşı da çözüm entropi kanununda yatmaktadır. Entropi kanunu bize ekonomik enerjili durumu tercih etmeyi, azami tasarruf prensibine uymayı, israftan kaçınmayı, dengeli yaşamayı, doğal tepkimeleri örnek alarak her alanda ilerlemeyi tavsiye ediyor. 133

134 CARNOT DEVİNİMİ (CARNOT ÇEVRİMİ) Mükemmel makinede tüm ısının işe çevrilmesi lazımdır. Dizaynın tersinir olması gereklidir. Carnot devinimi, tersinir bir makinedir. Tersinir en verimli çalışandır. 134

135 TERMODİNAMİK III. YASA Saf maddelerin kusursuz kristalinin 0 K’de entropisi 0’dır. 135

136 TERMODİNAMİĞİN SIFIRINCI YASASI Termodinamiğin en basit yasasıdır. Eğer iki sistem birbirleriyle etkileşim içerisindeyken aralarında ısı veya madde alış verişi olmuyorsa bu sistemler termodinamik dengededirler yılında Ralp H. Fowler tarafından tanımlanmıştır. 136

137 Sıfırıncı yasa şöyle der: Şayet hem A ve B sistemleri termodinamik dengede iseler hem de B ve C sistemleri termodinamik denge içerisinde iseler; A ve C sistemleri de termodinamik denge içerisindedirler. Bu yasa, sonradan ortaya konulsa da temel bir kimya ilkesi olarak karşımıza çıkmıştır. Bu nedenle doğal olarak I, II ve III. yasalardan önce gelme zorunluluğu doğmuş ve IV. yasa adını almamıştır. 137

138 I, II ve III. yasalardan sonra ifade edildiği hâlde termodinamik ilminde sıfırıncı yasa olarak yerini almıştır. 138

139 EKSERJİ NEDİR? Ekserji, bir sistemin sahip olduğu kullanılabilir iş potansiyelidir. Bir sistemin herhangi bir termodinamik yasaya aykırı olmaksızın sağlayabileceği maksimum işi ifade eder. Enerjinin sadece bir bölümü işe çevrilebilir. Toplam enerjinin kullanılabilen kısmı ekserjidir. 139

140 Ekserji, enerjinin işe çevrilebilme potansiyelidir. Bir kaynaktan elde edilebilecek maksimum işi ifade eder. Bir hâl değişimi sırasında kaybedilen iş potansiyeli, ekserji kaybı olarak tanımlanır. Ekserji kayıpları ne kadar az ise üretilen iş o kadar fazladır. Ekserji, termodinamiğin II. yasasına dayanır. Ekserji analizi sonuçları, sistem performansının iyileştirilmesinde kullanılır. 140

141 GİBBS SERBEST ENERJİSİ 141

142 GİBBS SERBEST ENERJİSİ BİRİMİ G (Gibbs serbest enerjisi) birimi: kJ/mol 142

143 GİBBS SERBEST ENERJİSİ DEĞİŞİMİ ΔG tepkime = Gibbs serbest enerjisi değişimi (Gibbs enerjisi değişimi, serbest Gibbs enerjisi değişimi veya serbest enerji değişimi) ΔG° tepkime = Standart Gibbs serbest enerjisi değişimi (Standart Gibbs enerjisi değişimi, standart serbest Gibbs enerjisi değişimi veya standart serbest enerji değişimi) 143

144 ΔG° = ∑nG° ürünler – ∑nG° girenler 144

145 ΔG° = ΔH° sistem - TΔS° sistem FORMÜLÜNÜN ÇIKARILMASI G = H – TS ΔG = ΔH – TΔS ΔG° = ΔH° sistem - TΔS° sistem Bu formül şöyle çıkarılır: ΔS toplam = ΔS sistem + ΔS ortam Sabit basınç ve sıcaklıkta ΔS ortam =- ΔH/T olduğundan ΔS ortam yerine - ΔH/T yazılır: 145

146 ΔS toplam = ΔS sistem + (- ΔH/T) ΔS toplam = ΔS sistem - ΔH sistem /T Eşitliğin her iki tarafı -T ile çarpılır: -TΔS toplam = ΔH sistem - TΔS sistem -TΔS toplam = ΔG olduğundan -TΔS toplam yerine ΔG yazılır: ΔG = ΔH sistem - TΔS sistem Aynı formül standart şartlarda aşağıdaki gibi yazılır: ΔG° = ΔH° sistem - TΔS° sistem 146

147 Gibbs serbest enerjisi, değişimlerin istemliliğini etkileyen iki faktörü birleştirir. Bunlardan birincisi minimum enerjili olma eğilimi, ikincisi ise maksimum düzensizlik (entropi artışı) eğilimidir. 147

148 KİMYASAL OLAYLARDA İSTEMLİLİK VE GİBBS SERBEST ENERJİSİ 148

149 ΔG° değerinin negatif olması (sıfırdan küçük bir değer çıkması), reaksiyonun ürünler yönüne doğru istemli olduğunu gösterir (ΔG°<0 ise istemli). ΔG° değerinin pozitif olması (sıfırdan büyük bir değer çıkması), reaksiyonun ürünler yönüne doğru istemsiz, girenler yönüne doğru ise istemli olduğunu gösterir (ΔG°>0 ise istemsiz). 149


"TERMOKİMYA 1. TERMOKİMYA KONU BAŞLIKLARI 1. Sistemler ve Enerji Türleri 2. Sistemlerde Entalpi Değişimi 3. İstemlilik 2." indir ppt

Benzer bir sunumlar


Google Reklamları