SİSTEMLERDE ENTALPİ DEĞİŞİMİ :

ENTALPİ (H) VE ENTALPİ DEĞİŞİMİ

Sabit hacimli bir sisteme verilen ısı (Qv) sistemde iş yapamadığından dolayı sistemin sıcaklığını yükseltirken sadece iç enerjinin artışında kullanılmıştır. Qv = ΔU Sabit basınçlı sisteme verilen ısı (Q_p) sistemin sıcaklığını yükseltirken, sistemde hacim değişikliğine sebep olmuştur. Bu durumda iç enerjideki değişim yanında yapılan mekanik işinde içinde bulunduğu H = U + w bağıntısı geçerli olur.

Bu sisteme dışarıdan enerji verildiğinde +Q_p yani ΔH > 0, sistemden ısı şeklinde enerji kaybı olursa –Q_p yani ΔH < 0 olur. Bir kimyasal reaksiyondaki entalpi değişimi reaksiyon entalpisi (ΔH) olarak tanımlanır. Reaksiyonda oluşan ürünlerin entalpileri ile reaksiyona girenlerin entalpileri arasındaki farka eşittir. Bu durum ΔH = H (ürünler) – H (girenler) şeklinde gösterilir.

Reaksiyon Entalpisinin (ΔH) Değerini Etkileyen Faktörler

Sıcaklık ve basınç koşullarına bağlıdır. Entalpi değeri 25°C ve 1 atmosfer basınç koşullarında hesaplandığından bu koşullar değiştiğinde ΔH değeri değişir. Maddelerin fiziksel halleri değiştiğinde tepkimenin ΔH değerleri değişir.

H_2(g) + 1/2 O_2(g)  → H₂O_(g) + Q₁   

  H_2(g) + 1/2 O_2(g)  → H₂O_(s) + Q₂ tepkimelerinde açığa çıkan ısı değeri farklıdır.

Maddelerin farklı fiziksel hallerinin entalpileri arasında Hgaz > Hsıvı > Hkatı ilişkisinin var olduğunu bilmek tepkime entalpilerini karşılaştırmada kolaylık sağlayacaktır. Madde miktarı değiştiğinde tepkimenin ΔH° değeri değişir. Bir tepkimede mol sayısı ile ΔH° değeri doğru orantılıdır.

Bir sistemin entalpisi bir kaptaki suyun yüksekliğinin ölçüsü gibidir. Isı veren bir tepkime sabit basınçta 208 kj ısı saldığında ''kaptaki su'' yüksekliği 208 kj düşer ve ΔH = –208 kj olur.

1. Endotermik (Isı Alan) Tepkimeler

Bir kimyasal reaksiyonda tepkimeye giren maddelerin entalpileri toplamı, ürünlerin entalpileri toplamından küçük olduğu durumdur. Endotermik bir dönüşüm gerçekleşme süreci boyunca dışarıdan ısı almaya devam eder. Dolayısıyla endotermik reaksiyonlar kendiliğinden gerçekleşmez ve reaksiyon entalpisinin (ΔH) işareti “+” dır.

H₁ = Girenlerin entalpileri toplamı
H₂ = Ürünlerin entalpileri toplamı
H₂ - H₁ = Tepkime entalpisi (ΔH)

Buharlaşma H₂O_(s) → H₂O_(g)
Erime Fe_(k) → Fe_(s)
Ayrışma (Analiz) tepkimeleri CaCO_3(k) → CaO_(k) + CO_2(g)
Ametallerin 2. ve daha sonraki elektron ilgileri O^-  + e^-  (g) → O^2-_(g)
Birçok katı ve sıvının suda çözünmesi C₆H₁₂O_6(k) → C₆H₁₂O_6(suda)
Süblimleşme I_2(k) → I_2(g)
Elektroliz H₂O_(s) → H_2(g) + 1/2 O_2(g)
Atomların 1. iyonlaşma enerjileri Na_(g) → Na⁺_(g) + e^-
Azotun yanması N_2(g) + 1/2 O_2(g) → N₂O_(g)
Bağ kırılması H₂ → H + H olayları endotermiktir.

Endotermik reaksiyonlarda ΔH > 0’dır.
Bu tür reaksiyon denklemleri X + Y + ısı → Z
X + Y + Q kj → Z
X + Y → Z ΔH > 0 şeklindedir. Endotermik reaksiyonlarda girenler, ürünlerden kararlıdır.

2. Ekzotermik (Isı Veren) Tepkimeler

Bir kimyasal reaksiyonda ürünlerin entalpileri toplamının girenlerin entalpileri toplamından küçük olduğu durumdur.

• Ekzotermik tepkimeler bir kez başlatıldıktan sonra kendiliğinden devam eder.
• Ekzotermik tepkimelerde maddeler enerji kaybeder. Bu nedenle reaksiyon entalpisinin (ΔH) işareti “–” dir. Yani ΔH < 0’dır.

X + Y →Z + ısı

X + Y →Z + Q _kj

X + Y →Z  ΔH < 0

 

Donma (H₂O_(s) → H₂O_(k)) Kırağılaşma (X_(g) → X_(k) )

Yoğuşma (H₂O_(g) → H₂O(s) )

Nötürleşme (HNO_3(suda) + KOH_(suda) → KNO_3(suda) + H₂O_(s) )
Yanma olayları (N₂’nin yanması hariç) (C(k) + O_2(g) → CO_2(g) )
Bütün gazların suda çözünmesi(N₂O_(g) + su → N₂O_(suda))
Elementlerin 1.elektron ilgileri (F_(g) + e^- → F^-_(g) )
Bağ oluşumu (H_(k) + Br_(k) → HBr_(g) )
Birçok sentez (birleşme) tepkimeleri (MgO_(k) + SO_3(g) → MgSO_4(k) )
Pil tepkimeleri (Zn_(k) + Fe²⁺_(suda) → Zn²⁺_(suda) + Fe_(k) ) olayları ekzotermiktir.

 

 

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) , N_2(g) , O_2(g) , H_2(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;
Sıcaklığa ve basınca

Maddelerin fiziksel haline (katı, sıvı, gaz) bağlıdır.

Bir bileşiğin 1 molünün standart şartlarda (1 atm ve 25 °C) elementlerinden oluşması sırasındaki entalpi değişimine standart oluşum entalpisi denir ve ΔH°_f ile gösterilir.
C_(k) + 2H_2(g) → CH_4(g)         ΔH°_f = –75 kj     
N_2(g) + 1/2O_2(g)  → N₂O_(g)   ΔH°_f = +9 kj

Oluşum entalpisi, endotermik veya ekzotermik olabilir.

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 girenlerinstandart oluşum entalpileri toplamı çıkarılarak bulunabilir.

ΔH° = ΣnΔH°_f (ürünler) – ΣnΔH°_f (girenler)