AYT Kimya: Kimyasal Tepkimelerde Enerji ve ΔH Yorumlama

Entalpi, ısı alışverişi ve ΔH

Entalpi, bir sistemin sabit basınç koşullarındaki enerji durumunu ifade eden ve H sembolüyle gösterilen termodinamik bir büyüklüktür. Kimyasal tepkime sırasında sistem ile çevre arasında ısı alışverişi olabilir. Sabit basınçta sisteme alınan ya da sistemden verilen ısı, tepkimenin entalpi değişimine eşittir. Bu değişim ΔH ile gösterilir ve ürünlerin entalpileri ile girenlerin entalpileri arasındaki farktır: ΔH = H(ürünler) − H(girenler).

Sistem ısı alıyorsa ΔH pozitiftir; sistem çevreye ısı veriyorsa ΔH negatiftir. Buradaki sistem, tepkimeye giren maddeler ve oluşan ürünlerdir; çevre ise kabın, çözeltinin veya ortamın geri kalanıdır. Örneğin bir tepkime sabit basınçta 250 kJ ısıyı çevreden alıyorsa bu tepkime için ΔH = +250 kJ yazılır. Tersine, sistem çevreye 80 kJ ısı veriyorsa ΔH = −80 kJ olur.

Enerji yok olmaz; kimyasal değişim sırasında bir enerji biçimi başka bir biçime dönüşür. Moleküllerde depolanan kimyasal potansiyel enerji, tepkime sırasında ısıya veya başka enerji biçimlerine dönüşebilir. Benzinin yanmasında kimyasal enerji açığa çıkar ve gaz ürünlerinin hareketi motorun mekanik iş yapmasına katkı sağlar. Bu nedenle ΔH, tepkimenin enerji alışverişinin yönünü ve miktarını ifade eder; tek başına tepkimenin ne kadar hızlı gerçekleşeceğini söylemez.

Endotermik ve ekzotermik tepkimeler

Endotermik tepkimeler çevreden ısı alan tepkimelerdir. Sistemin enerjisi arttığı için ürünlerin entalpisi girenlerinkinden daha büyüktür ve ΔH pozitiftir. Çevreden alınan enerji; bağların kırılması, taneciklerin düzeninin değişmesi veya ürünlerin daha yüksek enerjili bir durumda bulunması için kullanılabilir. Bu sırada ortamın sıcaklığı düşebilir ya da tepkimenin gerçekleşmesi için dışarıdan sürekli enerji verilmesi gerekebilir.

Ekzotermik tepkimeler ise çevreye ısı veren tepkimelerdir. Ürünlerin entalpisi girenlerinkinden daha düşük olduğundan ΔH negatiftir. Bağ oluşumu sırasında açığa çıkan enerji, bağ kırılması için harcanan enerjiden daha büyük olduğunda net enerji çevreye aktarılır. Örneğin bir yakıtın oksijenle yanması sırasında çevrenin ısınması, tepkimenin ekzotermik olduğuna işaret eder.

Bir tepkimenin türünü belirlerken yalnızca ortamın sıcaklığına değil, ΔH işaretine ve enerji düzeylerine bakılır. ΔH > 0 ise endotermik, ΔH < 0 ise ekzotermik tepkimedir. Örneğin A + B → C için ΔH = +40 kJ verilmişse sistem 40 kJ enerji almıştır. C → A + B ters tepkimesinde ise aynı enerji dışarı verilir ve ΔH = −40 kJ olur. Bu iki tepkime aynı maddeleri içerir ancak yönleri farklı olduğu için enerji değişimlerinin işaretleri zıttır.

Termokimyasal tepkime denklemleri ve ΔH yorumlama

Termokimyasal tepkime denklemi, maddelerin formüllerini ve hâllerini gösterirken tepkimeye eşlik eden entalpi değişimini de veren denklemdir. Katsayılar, tepkimenin hangi miktardaki maddeler için yazıldığını belirler. Bu nedenle denklemdeki katsayılar değişirse ΔH değeri de aynı oranda değişir.

Örneğin A(g) + B(g) → C(g) tepkimesi için ΔH = −100 kJ olsun. Denklem 2A(g) + 2B(g) → 2C(g) biçimine çevrilirse iki kat madde tepkimeye girdiği için ΔH = −200 kJ olur. Denklem yarıya indirilirse ΔH = −50 kJ olur. Tepkime ters çevrildiğinde girenlerle ürünler yer değiştirir ve entalpi değişiminin işareti değişir: C(g) → A(g) + B(g) için ΔH = +100 kJ.

Termokimyasal denklemlerde fiziksel hâller de önemlidir. Aynı maddenin katı, sıvı ve gaz hâllerinin entalpileri aynı olmadığından hâl sembolleri denklemde korunmalıdır. Bir denklemde enerji ürünler tarafında gösteriliyorsa bu genellikle ekzotermik, girenler tarafında gösteriliyorsa endotermik süreci belirtir. Örneğin A + B → C + 100 kJ ifadesi enerji verilmesini, A + B + 100 kJ → C ifadesi ise enerji alınmasını anlatır.

Bağların kırılması ve oluşmasından tepkime enerjisi hesaplama

Bir kimyasal tepkimede giren maddelerin bağları kırılır, ürünlerin bağları oluşur. Bağ kırılması enerji gerektirir; bağ oluşumu ise enerji açığa çıkarır. Tepkimenin net enerji değişimi, kırılan bağlar için gereken toplam enerji ile oluşan bağlardan açığa çıkan toplam enerji arasındaki farka bağlıdır. Ortalama bağ enerjileri kullanıldığında hesaplama yaklaşık bir değer verir; çünkü aynı tür bağın enerjisi bulunduğu moleküler çevreye göre değişebilir.

Kullanılan temel ilişki şöyledir: ΔH ≈ kırılan bağların toplam enerjisi − oluşan bağların toplam enerjisi. Sonuç pozitifse kırılma için gereken enerji daha büyüktür ve tepkime endotermiktir. Sonuç negatifse bağ oluşumundan açığa çıkan enerji daha büyüktür ve tepkime ekzotermiktir.

Örnek olarak H2 + Cl2 → 2HCl tepkimesinde bir H−H ve bir Cl−Cl bağı kırılır; iki H−Cl bağı oluşur. Ortalama bağ enerjileri H−H = 436 kJ/mol, Cl−Cl = 243 kJ/mol ve H−Cl = 431 kJ/mol alınırsa:

ΔH ≈ (436 + 243) − 2(431) ΔH ≈ 679 − 862 = −183 kJ

Sonucun negatif olması, verilen tepkime miktarı için net enerji açığa çıktığını gösterir. Sorularda en sık yapılan hata, oluşan bağların enerjisini de pozitif katkı gibi eklemektir. Oluşan bağlar enerji açığa çıkardığı için bu toplam formülde çıkarılır. Ayrıca bağ sayıları, denklemin katsayılarına göre doğru sayılmalıdır.

Enerji diyagramı ve aktivasyon enerjisi

Enerji diyagramı, tepkime ilerlerken sistemin enerji düzeyinin nasıl değiştiğini gösterir. Dikey eksen genellikle potansiyel enerjiyi veya entalpiyi, yatay eksen ise tepkimenin ilerleme yolunu belirtir. Girenlerin bulunduğu enerji düzeyi ile ürünlerin bulunduğu enerji düzeyi karşılaştırılarak tepkimenin endotermik ya da ekzotermik olduğu anlaşılır.

Tepkime yolu üzerinde ulaşılan en yüksek enerji düzeyi, geçiş durumuna ulaşmak için aşılması gereken enerji engelini gösterir. Girenlerin enerji düzeyi ile bu tepe arasındaki fark ileri tepkimenin aktivasyon enerjisidir. Aktivasyon enerjisi, tepkimenin başlayabilmesi için gereken başlangıç enerji engelidir; ΔH ise ürünlerle girenler arasındaki net enerji farkıdır. Bu iki büyüklük aynı şey değildir. Aynı tepkimede ΔH değişmeden enerji engeli farklı olabilir.

Ekzotermik bir tepkimede ürünler girenlerden daha düşük enerji düzeyindedir. Bu durumda ΔH aşağı yönlü fark olarak okunur ve negatiftir. Endotermik tepkimede ürünler daha yüksek enerji düzeyindedir; ΔH pozitiftir. Örneğin bir diyagramda girenlerin enerjisi 120 kJ, ürünlerin enerjisi 70 kJ ve tepe noktası 200 kJ ise ileri yöndeki aktivasyon enerjisi 200 − 120 = 80 kJ, tepkime entalpisi ise 70 − 120 = −50 kJ olur. Ters yöndeki aktivasyon enerjisi 200 − 70 = 130 kJ'dir.

Basit bir şema şöyle okunabilir:

Girenler: 120 kJ ────────╮ ╰── Tepe: 200 kJ Ürünler: 70 kJ ─────────────

Enerji diyagramı, tepkimenin enerji açısından nasıl ilerlediğini gösterir. Tepkime hızı, katalizör ve aktivasyon enerjisinin kinetik açıdan incelenmesi ayrı bir konudur.

Oluşum entalpisi ve Hess yasasıyla hesaplama

Bir bileşiğin standart oluşum entalpisi, o bileşiğin elementlerinden standart hâllerinde oluşması sırasında gerçekleşen entalpi değişimidir ve ΔHf° ile gösterilir. Bir tepkimenin entalpisi, ürünlerin oluşum entalpileri toplamından girenlerin oluşum entalpileri toplamının çıkarılmasıyla hesaplanır. Katsayılar her maddenin oluşum entalpisiyle çarpılır:

ΔH°tepkime = Σ nΔHf°(ürünler) − Σ nΔHf°(girenler)

Örneğin A + B → C tepkimesinde ΔHf°(A) = −50 kJ/mol, ΔHf°(B) = −20 kJ/mol ve ΔHf°(C) = −100 kJ/mol ise ΔH°tepkime = [−100] − [−50 + (−20)] = −30 kJ/mol olur. Negatif sonuç, bu denklemle gösterilen tepkimenin ekzotermik olduğunu belirtir. Elementlerin standart hâllerindeki oluşum entalpileri hesaplamalarda sıfır kabul edilir.

Hess yasasına göre bir tepkimenin entalpi değişimi, tepkimenin tek adımda ya da birkaç basamakta gerçekleşmesine bağlı değildir; toplam entalpi değişimi yalnızca başlangıç ve son duruma bağlıdır. Bu nedenle hedef tepkime elde edilene kadar bilinen denklemler toplanabilir. Bir denklem ters çevrilirse ΔH işareti değiştirilir; katsayı belirli bir sayıyla çarpılırsa ΔH de aynı sayıyla çarpılır. Örneğin hedef tepkime, ΔH değerleri +60 kJ ve −25 kJ olan iki denklem toplanarak elde ediliyorsa hedef için ΔH = +35 kJ bulunur. Doğrudan ölçülmesi zor olan bir tepkimenin entalpisi böylece bilinen tepkimelerden dolaylı olarak hesaplanabilir. Entropi, Gibbs serbest enerjisi ve kendiliğindenlik hesaplamaları bu enerji hesabından ayrı bir kapsamdır.