Reaksiyon Entalpisi

Reaksiyon Entalpisi

Termodinamik, ısı enerjisi ve iş gibi diğer enerji türlerinin incelenmesidir. Termodinamik yasaları bilinen tüm bilim alanlarında kullanılır ve biyolojiden fiziğe kadar çeşitli uygulamalara sahiptir.

Termodinamiğin Üç Yasası

Ölçekten bağımsız olarak evrende meydana gelen etkileşimleri tanımlayan üç temel termodinamik yasası vardır.

Birincisi, izole edilmiş bir sistemin toplam enerjisinin sabit olduğunu tanımlayan enerjinin korunumu yasasıdır. Enerji bir enerji biçiminden diğerine aktarılabilir, ancak asla yaratılamaz veya yok edilemez. Örneğin, termal enerji işe dönüştürülebilir.

Termodinamiğin ikinci yasası, artan entropi yasasıdır. Entropi, sistemin olası mikroskobik konfigürasyonları ile ilgili termodinamik bir özelliktir. Entropi, termodinamik sistemin düzensizliğini tanımlar. İkinci yasa, yalıtılmış bir termodinamik sistemdeki entropilerin toplamının her zaman artması gerektiğini, çünkü sistemlerin daha az değil, daha fazla düzensizliğe meyilli olduğunu belirtir. Bu nedenle, termodinamik sistemlerin entropisi asla azalamaz, bu da düzenliden düzenliye bir değişiklik olduğunu gösterir, çünkü bu, entropinin bu temel yasasını ihlal eder.

Son olarak, termodinamiğin üçüncü yasası mutlak sıfır yasasıdır. Bu yasa, bir sistemin entropisinin, sistem mutlak sıfırın sıcaklığına yaklaştıkça sabit bir değere yaklaştığını belirtir. Mutlak sıfır, tüm maddenin hareketinin durduğu teorik bir sıcaklıktır ve 0 derece Kelvin olarak tanımlanır.

Entalpi

Fizik ve kimyada iki tür fonksiyon vardır: durum fonksiyonları ve yol fonksiyonları. Yol fonksiyonları, bir sistemin başlangıç durumundan son duruma geçirdiği geçişe bağlıdır. En yaygın yol fonksiyonları ısı (Q) ve iş (W)'dir.

Durum fonksiyonları yoldan bağımsızdır ve sistemin mevcut denge durumuna dayanır. Durum fonksiyonları basınç, sıcaklık, hacim, entalpi ve entropiyi içerir.

Entalpi, H, bir sistemde kaybedilen veya kazanılan ısıyı tanımlayan termodinamik bir özelliktir. Entalpideki değişim, ΔH, iç enerjideki değişimin toplamına eşittir, ΔU, artı sabit basınç, P ve hacimdeki değişimin çarpımı, ΔV.

ΔH = ΔU + PΔV

Kimyasal bir reaksiyon sırasında enerji ya kazanılır ya da serbest bırakılır. Entalpi bir durum fonksiyonu olduğundan, bir kimyasal reaksiyon sırasında entalpideki değişim sadece son ve ilk entalpiler arasındaki farka bağlıdır.

ΔH = H_final - H_{baş harfi}

İlk entalpi, reaktanların entalpisini temsil ederken, son entalpi, ürünlerin entalpisini temsil eder. Bu nedenle, bir reaksiyonun entalpi değişimi aşağıdaki denklemle tanımlanabilir:

ΔH_rxn = H ürünleri - H_reaktanları

Ürünlerin entalpisi, reaktanların entalpisinden daha büyük olduğunda, ΔH pozitiftir, bu da reaksiyonun ısıyı emdiğini ve endotermik olduğunu gösterir. Reaktanların entalpisi, ürünlerin entalpisinden daha büyük olduğunda, ΔH negatiftir ve reaksiyon ısıyı serbest bırakır ve ekzotermiktir. Bir reaksiyon için ΔH değerleri biliniyorsa, ters reaksiyon o ΔH'nin negatif değeridir. Örneğin, ekzotermik bir ileri reaksiyon, endotermik bir ters reaksiyon haline gelecektir.

Bazı reaksiyonlar birden fazla adımda gerçekleşir ve her birinin kendi reaksiyon entalpisi vardır. Hess Yasasına göre, her adım için reaksiyon entalpisini ekleyerek genel reaksiyon entalpisini belirleyebiliriz.

Örneğin, katı magnezyum ve oksijen gazından magnezyum oksit oluşumu üç ayrı reaksiyona ayrılabilir.

Mg_(lar) + 1/2O_2(g) → MgO_(lar) ΔH_rxn

Mg_(ler) + 2H⁺_(sulu) → Mg²⁺_(sulu) + H_2(g) ΔH_rxn1

Mg²⁺_(sulu) + H₂O_(l) → MgO_(lar) + 2H⁺_(sulu) ΔH_rxn2

1/2O_2(g) + H_2(g) → H₂O_(l) ΔH_rxn3

Hess yasasına göre, genel reaksiyon için reaksiyon entalpisi (ΔH_rxn), her adımın reaksiyonlarının bireysel entalpilerinin toplamına eşittir.

ΔH_rxn = ΔH_{rxn1 +} ΔH_{rxn2 +} ΔH_rxn3

kalorimetre

Kalorimetre, fiziksel bir işlem veya kimyasal reaksiyon tarafından salınan veya emilen ısıyı ölçen bir cihazdır. Sabit basınçlı bir kalorimetre, çevreden izole edilmiş yalıtılmış bir reaksiyon odasından oluşur. Bu, ortam ortamında kaybedilen herhangi bir ısı veya işin etkisini en aza indirir. Kalorimetre, çözeltiyi karıştırmak için bir karıştırıcıya ve sıcaklık değişikliklerini ölçmek için bir termometreye sahiptir.

Bir kalorimetre kullanarak ısıyı ölçmek için, reaktanlar reaksiyon odasının içine yerleştirilir ve karıştırılır. Reaksiyon meydana geldiğinde, sıcaklık değişiklikleri ΔT olarak kaydedilir. Kalorimetre yalıtılmış ve çevreden izole edilmiş olduğundan, herhangi bir sıcaklık değişikliği, kimyasal reaksiyon sırasında kazanılan veya kaybedilen ısıdan kaynaklanmaktadır.

Kalorimetre, sıcaklıktaki değişimi kullanarak ısının termodinamik değerini (Q) belirleyerek bir reaksiyonun entalpisini belirlemek için kullanılabilir. Q pozitif olduğunda, ısı sistem tarafından emilirken, negatif Q sistem tarafından salınan ısıyı gösterir.

Isı, bir reaksiyon sırasında sıcaklıktaki değişim, ΔT, maddenin kütlesi, m ve özgül ısı kapasitesi (c₎ ile ilgilidir. Özgül ısı kapasitesi, saf bir maddenin bir birim kütlesinin sıcaklığını bir birim artırmak için ısı biçiminde gereken enerji miktarını temsil eder ve J/kg·K birimleriyle yazılır.

Q = mc_sΔT

P alt simgesi, reaksiyonun sabit basınç altında gerçekleştirildiğini gösterir.

Q = mc_pΔT

Reaksiyonun ve kalorimetrenin her bir bileşeni ısıyı emdiğinden veya kaybettiğinden, reaksiyonun termodinamik ısısı hesaplanırken tüm bileşenler dikkate alınmalıdır, Q_rxn. Bu nedenle, reaksiyonun toplam ısısı, çözelti tarafından kazanılan veya kaybedilen ısıya ek olarak kalorimetre tarafından kazanılan veya kaybedilen ısıya eşittir.

Q_rxn = - (Q_soln + Q_kalorimetre)

Q_rxn = - (m_solnc_solnΔT + C_kalorimetreΔT)

Kalorimetrede ölçülen reaksiyonun termodinamik ısısı, Q_rxn, reaksiyonun ısısına, ΔH_rxn'ye eşittir.

Başvuru

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Kimya ve Kimyasal Reaktivite. Belmont, CA: Brooks/Cole, Cengage Öğrenme.
2. Silderberg, M.S. (2009). Kimya: Maddenin ve Değişimin Moleküler Doğası. Boston, MA: McGraw Tepesi.

Termodinamik, ısının ve onun enerji ve işle olan ilişkisinin incelenmesidir. En önemli termodinamik özelliklerden biri, sabit basınçta bir işlem tarafından aktarılan ısı enerjisini gösteren entalpidir. Entalpi, entalpi değişiminin, ΔH'nin bize bir kimyasal reaksiyon sırasında ne kadar ısının emildiğini veya salındığını söylediği kimyasal reaksiyonları tanımlamak için kullanılır.

Entalpi bir durum fonksiyonudur, yani değişim yoldan bağımsızdır ve yalnızca başlangıç ve son durumu hesaba katar. Böylece, bir reaksiyonun ΔH'si, reaktanların entalpilerinin toplamının, ürünlerin entalpilerinin toplamından çıkarılmasıyla hesaplanır.

ΔH pozitifse, reaksiyon endotermiktir ve çevreden ısıyı emer. ΔH negatifse, reaksiyon ekzotermiktir ve çevreye ısı yayar.

Bir reaksiyonun entalpi değişimini kalorimetre gibi izole bir sistem kullanarak ölçebiliriz. Burada sahip olduğumuz gibi basitleştirilmiş bir kalorimetre, bir karıştırıcı ve bir termometre ile yalıtılmış bir numune hücresinden oluşur. Reaksiyon yalıtılmış hücrenin içinde ilerledikçe sıcaklık değişir ve ΔT'yi ölçebiliriz.

İzolasyonlu olduğu için numune hücresinin içine veya dışına hiçbir enerji aktarılmadığını varsayabiliriz. Dolayısıyla, sıcaklık değişiminin reaksiyondaki ısı değişiminden kaynaklandığını varsayabiliriz.

Peki, ΔH'yi hesaplamak için ΔT'yi nasıl kullanırız? Sabit basınçta, ΔH ısı akışına eşittir, Q. Q, maddenin kütlesi ile özgül ısı kapasitesi ve sıcaklıktaki değişimin çarpımına eşittir. Özgül ısı kapasitesi, c_s, 1 g bir malzemenin sıcaklığını 1 °C artırmak için ne kadar ısı gerektiğinin bir ölçüsüdür.

Daha yüksek özgül ısı kapasitesine sahip bir malzeme, sıcaklığını yükseltmek için daha fazla enerji gerektirir ve bunun tersi de geçerlidir. Yaygın maddeler için özgül ısı kapasitesi değerleri literatürde bulunabilir. Böylece, reaksiyon için ΔH'yi hesaplamak için maddenin kütlesi ve sıcaklık değişimi ile birlikte özgül ısı kapasitesini kullanabiliriz.

Deneyinizde, magnezyum ve oksijenden magnezyum oksit oluşumu için entalpideki değişimi ölçeceğiz. Basit kalorimetremizi kullanmak, reaksiyon ısısını bir dizi ayrı reaksiyon adımıyla dolaylı olarak ölçmemizi gerektirir. Bu nedenle, her reaksiyonu ayrı ayrı çalıştıracağız ve her reaksiyon için ΔT ve buna bağlı olarak ΔH'yi ölçeceğiz. Daha sonra, Hess Yasasına göre, genel reaksiyonun entalpisi, her reaksiyon adımı için reaksiyon entalpilerinin her birinin toplamına eşittir.

Bu laboratuvarda, polistiren kaplar kullanarak basit bir kalorimetre inşa edecek ve ardından magnezyum oksit oluşum entalpisini deneysel olarak belirleyeceksiniz.