Referans: Standart Oluşum Entalpileri (kJ/mol, 298 K)
| Bileşik | ΔH°f | Bileşik | ΔH°f | Bileşik | ΔH°f |
|---|
| H₂O(l) | -285.8 | CO₂(g) | -393.5 | CH₄(g) | -74.8 |
| H₂O(g) | -241.8 | CO(g) | -110.5 | C₂H₆(g) | -84.7 |
| NH₃(g) | -45.9 | NO(g) | +90.3 | C₂H₄(g) | +52.3 |
| HCl(g) | -92.3 | NO₂(g) | +33.2 | C₂H₂(g) | +226.7 |
| NaCl(s) | -411.2 | SO₂(g) | -296.8 | C₆H₆(l) | +49.0 |
| CaO(s) | -635.1 | SO₃(g) | -395.7 | CH₃OH(l) | -238.7 |
| CaCO₃(s) | -1206.9 | H₂SO₄(l) | -814.0 | C₂H₅OH(l) | -277.7 |
Bağ Enerjileri (kJ/mol): H-H 436, C-H 413, C-C 348, C=C 614, C≡C 839, O-H 463, C-O 358, C=O 799, Cl-Cl 243, H-Cl 431, N≡N 941, O=O 498, N-H 391.
Termokimya nedir?
Termokimya, kimyasal tepkimelerdeki enerji muhasebesidir: enerji nereye gider, hangi miktarlarda ve hangi takvimle. Temel birimi ısıdır (q, joule); bu, bir tepkimenin bir kalorimetre içinde ilerlemesine izin verilip bilinen kütledeki suyun sıcaklığının izlenmesiyle ölçülür. Ana kural Birinci Yasa'dır — enerji korunur, asla yaratılmaz ya da yok edilmez, yalnızca kimyasal bağlar ile çevre arasında aktarılır. Bu sayfadaki her şey (özgül ısı, Hess yasası, oluşum entalpileri, Gibbs serbest enerjisi) bu tek yasanın farklı kılıklarıdır.
Akılda tutulacak tek kural: entalpi bir hal fonksiyonudur — yalnızca başlangıç ve bitiş hallerine bağlıdır, aralarındaki yola asla bağlı değildir. Bu tek özellik Hess yasasını geçerli kılar ve aşağıdaki referans tablosunun kullanılabilir olmasını sağlar.
Isı ile sıcaklık
Sıcaklık, moleküllerin ortalama titreşimini ölçer; ısı ise bu titreşim değiştiğinde aktarılan toplam enerjidir. Özgül Isı panelinde bunları birbirine çeviren q = mcΔT kullanılır: örnek, 100 g suyu (c = 4.184 J/g·°C) 20 °C'den 80 °C'ye ısıtır ve q = 100 × 4.184 × 60 = 25104 J = 25.104 kJ gerekir; bu, endotermik olarak soğurulur. Suyun olağandışı büyük c değeri onu tercih edilen soğutucu ve iklimin volanı yapar: bir metal tencerenin sıcaklığını çarpıcı biçimde değiştirecek joule'ler bir çaydanlığı neredeyse hiç kıpırdatmaz. Suyun büyük özgül ısısı hidrojen bağlarının işidir: moleküllerin hızlanabilmesi için her joule'ün bu ağın bir kısmını çözmesi gerekir.
Bağ koparmak maliyet getirir, bağ oluşturmak kazandırır
Bir tepkimenin entalpi değişimi basitçe muhasebe farkıdır: ΔH ≈ ΣBE(kopan) − ΣBE(oluşan). H–H (436) ve Cl–Cl (243) bağlarını koparmak 679 kJ/mol tutar; iki H–Cl bağını oluşturmak (her biri 431) 862 kJ/mol geri öder. Bağ Enerjisi panelindeki örnek net olarak −183 kJ/mol verir, ekzotermiktir: H2 + Cl2 → 2HCl ısı açığa çıkarır, çünkü ürünler atomlarını reaktiflerdekinden daha sıkı tutar. İşaret kuralı evrenseldir: negatif ΔH sistemin ısı açığa çıkardığını (ekzotermik, yanma gibi), pozitif ise ısı soğurduğunu (endotermik, buzun erimesi gibi) gösterir.
Hess yasası ve oluşum entalpileri
Hal fonksiyonu olduğu için herhangi bir tepkimeyi, bilinen uygun adımların herhangi bir merdiveninden kurup entalpileri toplayabilirsiniz; toplam yola bağlı değildir. Bu muhasebe, standart oluşum entalpileri ΔH°f ile standartlaştırılır: bir mol bileşiği standart hallerindeki elementlerinden oluşturmak için gereken entalpi. Bu tanım gereği her elementin kendi değerini sıfır yapar. Oluşum panelindeki örnek bunun tipik örneğidir: C(s) + O2(g) → CO2(g) tepkimesinde solda (0 + 0), sağda −393.5 vardır; dolayısıyla ΔH°tepk = −393.50 kJ/mol. Yukarıdaki referans tablosu tam olarak bu tür toplamalar için hazırlanmıştır: ürünler eksi reaktifler, her biri stokiyometrik katsayısıyla çarpılır.
Entropi: düzenlemeleri saymak
Entropi (S) bir halin kaç mikroskobik düzenlemeye sahip olduğunu sayar: gaz, sıvıyı; sıvı, kristali geçer; karışımlar saf maddeleri geçer. İkinci Yasa, kendiliğinden her süreçte evrenin entropisinin artmasını ister; bu da temiz bir şekilde ikiye ayrılır: ΔSevren = ΔSsistem + ΔSçevre. Çevrenin payı ΔSçevre = −ΔH/T'dir; ekzotermik tepkimeler ısıyı çevreye dağıtır ve çevrenin entropisini yükseltir. Entropi panelindeki örnek: 298 K'de ekzotermik −100 kJ/mol, çevreye +335.570 J/mol·K akıtır; ΔSsistem = 150 ile evren 485.570 J/mol·K kazanır ve süreç kendiliğindendir.
Gibbs serbest enerjisi: karar
J. Willard Gibbs ikisini tek bir sayıda birleştirdi: ΔG = ΔH − TΔS. Gibbs panelindeki örnek, elverişli ama karmaşık bir tepkimeyi çalıştırır (298 K'de ΔH = −100 kJ/mol, ΔS = −50 J/mol·K) ve ΔG = −100 − 298(−0.05) = −85.10 kJ/mol, kendiliğinden sonucunu verir. Dört işaret kombinasyonunu ezberlemeye değer: ekzotermik + entropi artışı her zaman kendiliğinden; endotermik + entropi azalışı hiçbir zaman. Karışık iki durum sıcaklığa bağlıdır; buzun yalnızca 273 K üzerinde erimesinin nedeni de budur (TΔS, ΔH'yi geçer). Dengede ΔG = 0'dır ve standart serbest enerji, denge sabiti ile ΔG° = −RT ln K üzerinden bağlanır.
Yaygın yanlış anlamalar
- Ekzotermik demek kendiliğinden demek değildir. Entropi hesabı da dengelenmelidir. Birçok tuzun çözünmesi endotermiktir ama yine de kendiliğindendir, çünkü düzensizlik kazancı faturayı öder.
- Isı ile sıcaklık aynı şey değildir. 30 °C'deki bir küvet, 90 °C'deki bir fincandan çok daha fazla ısı taşır; q = mcΔT ise kütlenin ve ısı kapasitesinin de söz hakkı olduğunu gösterir.
- Bağ oluşturmak enerji gerektirir. Tersi doğrudur: bağ oluşumu her zaman enerji açığa çıkarır — ekzotermik tepkimelerin nakde çevirdiği enerji tam olarak budur.
- Bağ enerjileri ΔH'yi tam olarak öngörmez. Bunlar çok sayıda molekül üzerinden alınmış ortalamalardır; panelin formülündeki ≈ işareti dürüsttür. Kesin araç oluşum entalpileridir.
İlgili araçlar: Kimyasal Denge (ΔG° ile K'nın buluştuğu yer), Gaz Yasaları (ısının alışveriş ettiği PΔV işi) ve Kinetik (kendiliğinden olmak, hızlı olmak anlamına gelmez).
