Termodinamik. Termodinamiğin 0. ve 1. yasaları. Hess yasası. BİRİNCİ HAFTA Termodinamik. Termodinamiğin 0. ve 1. yasaları. Hess yasası. 1

TERMODİNAMİK Termo: ısı, dinamik: hareket kelimelerinden oluşmuştur. Termodinamik, kimyasal reaksiyonların ısı alışverişini inceleyen bilim koludur.

Termodinamikte sıkça kullanılan terimler: Enerji, İş yapabilme yeteneğidir. Sıcaklık, ısının akış yönünün bir göstergesidir. Termodinamikte olayı yaşayan maddelere sistem denir. Reaksiyonlarda sistem bizzat reaksiyona giren kimyasal maddelerdir. Çevre, sistemle temas halinde olan evrenin bir parçasıdır. İç enerji (E), bir sistemin içinde bulunan tüm atomların, iyonların veya moleküllerin enerjilerinin toplamıdır.

Cisimlerin sahip olduğu enerji ölçülmez Cisimlerin sahip olduğu enerji ölçülmez. Sadece birinin diğerine göre enerji farkı ölçülebilir.

Termodinamiğin 0. ve I. Kanunu Sıfırıncı yasa iki ayrı cismin bir üçüncü cisimle ısıl dengede olmaları durumunda kendi aralarında da ısıl dengede olacaklarını bildirir. Üçüncü cisim ile ısıl dengededirler.

Termodinamiğin I. kanunu, evrenin enerjisinin sabit olduğunu ifade eder ve bu ifade birkaç değişik şekillerde söylenebilir. Enerji bir halden diğerine dönüşebilir. Fakat kaybolmaz. Enerji yoktan var edilemez, vardan yok edilemez. Bir sistemin enerjisindeki değişme sistem tarafından yapılan işlem sistem tarafından alınan (yada verilen) ısıya eşittir. Isı q, iş de w ile gösterildiğinde sistem ve çevre arasındaki etkileşimde toplam enerji değişimi, E nin matematik ifadesi şöyle olur:

Kimyasal sistemlerde (elektrokimyasal iş hariç) sadece gaz sistemlerde basınç x hacim işi vardır. Bir piston ile sıkıştırılmış bir gaz ısındığı zaman genişler ve dış basınca karşı bir iş yapar.

Entalpi (H) Entalpi, sabit basınçta meydana gelen işlemlerdeki çevre ile alınıp verilmiş ısı miktarına eşittir.

H, sabit basınçta, genellikle açık kaplarda atmosfer basıncında yapılan reaksiyon ısısıdır: E, sabit hacimde, kalorimetre bombasında yapılan reaksiyon ısısıdır.

Reaksiyon Isıları Bir reaksiyonun ısısı belirli bir sıcaklık için sabittir. Değişik sıcaklıklarda reaksiyon ısıları da değişir. Bir reaksiyonun reaksiyon ısısı o reaksiyon denkleminin genişletildiği sayı ile çarpımına, bölündüğü sayı ile bölümüne eşit olur.

Standart Oluşma Isıları (Heo) 25C (298 K) ve 1 atmosferde belirlenen entalpi değişimine standart entalpi değişimi adı verilir ve H ile gösterilir. Bileşiklerin 298 K de 1 atm de elementlerinden oluşma entalpisine standart oluşma entalpisi denir ve Heo (delta H sıfır elementlerinden oluşma) ile gösterilir.

Bağ enerjisi Bileşiği meydana getiren atomlar arasında çok sağlam bağlar olduğunu biliyoruz. Bu bağların oluşumu esnasında dışarıya verilen enerji, bağları kırmak için verilmesi gereken enerjiye eşittir. Kimyasal bağları kırmak için verilmesi gereken enerjiye bağ enerjisi adı verilir. Bağ kırılması (endotermik) (+) işaretli reaksiyon ısısına sahip bir reaksiyon, bağ oluşumu (ekzotermik)(-) işaretli reaksiyon ısısına sahip bir reaksiyondur.

Yanma Isısı Genellikle oksijenle olan reaksiyonlara yanma reaksiyonları denildiği için reaksiyon ısılarına yanma ısısı (H) adı verilir. Bunlar yakıt olarak kullanılan organik maddelerde bilhassa önemlidir.

Hess Kanunu (Reaksiyon Isılarının Hesaplanması) Birtakım reaksiyon adımlarından geçerek yürüyen bir net reaksiyonun ısısı, ara reaksiyon ısıları bilindiği takdirde hesap yoluyla bulunabilir. Termo- kimyanın bu en önemli buluşu 1840 de Hess tarafından birtakım deneyler sonucunda ortaya konulmuştur. Hess Kanunu bir kimyasal reaksiyonda ilk halden son hale geçişteki reaksiyon ısısı reaksiyonun gidiş yoluna bağlı değildir der. Reaksiyon ister bir adımda tamamlansın, ister birçok ara adımlardan geçerek tamamlansın, reaksiyon ısısı aynıdır şeklinde de ifade edilebilir.

Karbon ve oksijenden karbondioksit oluşumu bir adımda veya iki adımda olabilir.

Reaksiyon Isılarının Ölçülmesi Bir ısının alındığı veya verildiği, sıcaklık değişmesiyle anlaşılır. Sıcaklığının yükselmesi o cismin ısı aldığını sıcaklığının düşüşü de o cismin ısı verdiğini gösterir. Bir cismin son durumundaki sıcaklığıyla ilk andaki sıcaklığı arasındaki fark (T) ısı miktarının hesaplanmasında kullanılır.

Isı kapasitesi Faz geçişlerinin olmadığı sıcaklık aralıklarında spesifik ısı ve molar ısı kapasitesi olmak üzere iki türlü tanımlanır: Spesifik Isı, 1 gram maddeyi 1K veya 1C yükseltmek için gerekli olan ısı miktarıdır (J/Kg): Bu durumda bir cismin aldığı veya verdiği ısı iki farklı şekilde hesaplanabilir: Isı (q) = mol sayısı x molar ısı kapasitesi x T veya Isı(q) = kütle x spesifik ısı x T 2) Molar ısı kapasitesi, bir mol maddeyi 1K veya 1C yükseltmek için gerekli olan ısı miktarıdır. Birimi J/K mol dür.

Kalorimetreler Kalorimetreler reaksiyon ısılarını ölçmeye yarayan aletlerdir. Gerek sabit hacimde (kapalı kaplarda), gerek sabit basınçta (açık kaplarda, atmosfer basıncında) reaksiyon ısıları ölçülerek E veya H deneysel olarak bulunabilir. Her iki halde önce kalorimetrenin ısı kapasitesi deneysel olarak belirlenmelidir. Bunun için elektrikli ısıtıcı ile belirli bir süreyle kalorimetre ısıtılır veya belirli bir sıcaklığa ısıtılmış bir metal çubuk kalorimetreye konarak sıcaklık yükselmesi ölçülür. Bütün mesele bilinen belirli bir miktar ısının kalorimetreye verilerek sıcaklık yükselmesinin ölçülmesidir.

Kalorimetre bombası Kalorimetre bombasında reaksiyon ısıları iç enerji değişmeleri (E) olarak ölçülür.

Çözelti kalorimetreleri Çözelti kalorimetrelerinde reaksiyon açık havada (sabit basınçta) yapıldığından, reaksiyon ısısı, DH olarak ölçülür: DH = qp