STANDART OLUŞUM ENTALPİLERİ Entalpi, iç enerjiye bağımlı bir özelliktir ve entalpide bir hal fonksiyonu olduğundan ancak entalpi değişiminin (ΔH) belirli bir değeri vardır. Bir maddenin ΔH değeri doğrudan elementlerinden sentezlenen tepkimeler üzerinden belirlenir. Bir bileşiğin elementlerinden oluşması sırasındaki entalpi değişimine oluşum entalpisi (oluşum ısısı) denir ve ΔHf şeklinde gösterilir. Elementlerin ise en kararlı doğal hallerindeki standart oluşum entalpileri sıfır kabul edilir. Örneğin, Na(k) , Fe(k) , N2(g) , O2(g) , H2(g) , C(k) , Cu(k) maddelerinin standart koşullarda oluşum entalpileri sıfırken, Cu(s) , H(g) , Fe(s) , O(g) maddelerinin oluşum entalpileri sıfırdan farklıdır. Ayrıca standart şartlarda birden fazla allotropu olan elementlerin oluşum entalpileri değerleri için en kararlı allotropları esas alınır. O2 ve O3 allotroplarından standart koşullarda daha kararlı olan O2 gazıdır. Bu nedenle O2 gazının oluşum entalpisi sıfır alınır. Maddelerin oluşum entalpileri;
Mol başına yapılan isimlendirmede entalpinin başına molar kelimesi eklenir. Bir bileşiğin 1 molünün elementlerinden oluşmasına ilişkin tepkimenin entalpisi de o bileşiğin molar oluşum entalpisi olarak tanımlanır. Mol başına yapılan isimlendirmede entalpinin başına molar kelimesi eklenir. Bir bileşiğin 1 molünün elementlerinden oluşmasına ilişkin tepkimenin entalpisi de o bileşiğin molar oluşum entalpisi olarak tanımlanır. Bir tepkimenin entalpi değişimi, ürünlerin standart oluşum entalpileri toplamından girenlerin standart oluşum entalpileri toplamı çıkarılarak bulunabilir.
ΔH° = ΣnΔH°f (ürünler) – ΣnΔH°f (girenler)
TEPKİME ISILARININ TOPLANABİLİRLİĞİ (HESS YASASI) Bir reaksiyonun ΔH° değerinin doğrudan ölçülemediği durumlarda deneysel olarak daha önce ölçülmüş ara basamak reaksiyonlarının entalpi değerlerinden faydalanılır. Tepkime ısılarının toplanabilirliğine dayanan bu yönteme Hess Yasası denir. Hess Yasası’na göre;
TEPKİME ENTALPİLERİNİN BAĞ ENERJİLERİNDEN BULUNMASI Bir molekülde atomları bir arada tutan çekim kuvvetlerine kimyasal bağ denir. Kimyasal bir tepkimenin gerçekleşmesi sırasında tepkimeye giren maddelerdeki kimyasal bağlar kırılır ve ürünler oluşurken yeni kimyasal bağlar oluşur. Bağ kırılması endotermik, bağın oluşması ekzotermik türden değişimlerdir. Moleküler bir gazın bir molünün atomlarını bir arada tutan bağın standart şartlarda kırılması için gerekli olan enerjiye bağ enerjisi veya bağ kırılma entalpisi adı verilir ve ΔH°B ile gösterilir. Bağ enerjilerinin hesaplanabilmesi için hem ürünlerin hem de reaktiflerin gaz halinde olması gerekir. Standart şartlarda bir bağın kırılması için gereken enerji, aynı bağın oluşumu sırasında açığa çıkan enerji değerine eşittir.
Bağ enerjisi ne kadar büyükse kimyasal bağda o kadar güçlüdür.
Gerçekte iki atom arasındaki bağ farklı moleküllerde farklı değerlerdedir.
Örneğin C2H4 bileşiğindeki C–H bağının kırılması için gereken enerji, C2H6 bileşiğindeki C – H bağının kırılması için gereken enerjiden farklıdır. Hatta CH4 bileşiğinde bulunan dört tane C-H bağını ayrı ayrı kopardığımızda harcanan enerji değerleri de farklıdır. Bu nedenle C-H bağının bağ enerjileri hesaplanırken mümkün olduğu kadar çok sayıda bileşikten elde edilen değerlerin bir ortalaması alınır. Bağ enerjileri sadece tek bağ içeren moleküller için değil, ikili veya üçlü bağ içeren moleküller için de hesaplanır (O = O, N ≡ N, –C ≡ N vb). Bağ sayısı arttıkça bağ enerjisi de artar (C ≡ C > C = C > C – C). Kimyasal bir tepkimede bağların kırılması için gerekli olan enerji toplamından bağ oluşumu sırasında açığa çıkan enerji toplamları çıkarıldığında reaksiyonun standart entalpi değişimi bulunmuş olur. ΔH° = ΣnΔH°B (kırılan bağlar) – ΣnΔH° B (oluşan bağlar)
