1 / 38

FİZİKOKİMYA

FİZİKOKİMYA. DERS NOTLARI YRD. DOÇ. DR. SEVİM ALIŞIR. TERMODİNAMİK. Termodinamik; Bir sistemdeki ısı hareketlerini, Sistemlerin iç enerjilerini Isı ile iş arasındaki ilişkileri inceleyen bilim dalıdır. Sistem; evrenin ilgilenilen kısmı

tirza
Télécharger la présentation

FİZİKOKİMYA

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. FİZİKOKİMYA DERS NOTLARI YRD. DOÇ. DR. SEVİM ALIŞIR

  2. TERMODİNAMİK • Termodinamik; • Bir sistemdeki ısı hareketlerini, • Sistemlerin iç enerjilerini • Isı ile iş arasındaki ilişkileri inceleyen bilim dalıdır.

  3. Sistem; evrenin ilgilenilen kısmı Çevre; evrenin sistem dışındaki diğer tüm bölgesi

  4. IsıSıcaklık • Isı: Isı bir maddenin moleküllerinin hareket enerjileri ile moleküller arasındaki bağlanma enerjilerinin toplamıdır. Başka bir tanımla; Sistemle çevre arasındaki sıcaklık farkından oluşan enerji akışıdır. • Isı birimi → kalori veya joule. • 1Kalori=1 gram suyun sıcaklığını 1oC değiştirmek için gerekli enerjidir. • 1cal = 4,18 joule

  5. Sıcaklık: Bir maddenin ortalama hızda bulunan bir molekülünün kinetik enerjisi ile doğru orantılı olan büyüklüğe sıcaklık denir. • Buna göre; • Isı bir enerji çeşididir. Sıcaklık ise bir ölçümdür. • Isı kalorimetre ile ölçülür. Sıcaklık ise termometre ile ölçülür. • Isı birimi kalori veya joule’dür. Sıcaklık ise derecedir.

  6. Termometreler • Sıcaklık ölçmek için termometre kullanılır. • Termometre içinde sıvı olan ince cam bir borudur. • Sıvıların genleşmesi ilkesine göre çalışır.

  7. Örnek 1: X ve Y termometreleri sırasıyla suyun kaynama noktasını 220 ile 120, donma noktalarını da 20 ile -40 sayısını göstermektedir. Buna göre X termometresindeki 40. sayı, Y termometresinde hangi sayıya karşılık gelir? Cevap: -24 Örnek 2: Bir X termometresi kaynayan suyun sıcaklığını 20ºX olarak, 50ºC sıcaklığı ise 5ºX olarak gösteriyor Bu X termometresi eriyen buzun sıcaklığını kaç ºX gösterir? Cevap: -10ºX

  8. qcal = miciT = CT • Isı transferi termometre içeren ve izole edilmiş bir kap olan kalorimetre ile ölçülebilir. qrxn = -qcal qcal = qbomb + qwater İki sistem birbiri ile temasta ise, sıcaklıkları aynı oluncaya kadar sıcak olandan soğuk olana ısı transferi olur. qalınan = -qverilen

  9. Q=m.c.Δt Q: verilen veya alınan ısı enerjisi miktarı m: kütle c: özısı( spesifik ısı kapasitesi) Δt: sıcaklık farkı Isı alışverişi denklemi

  10. 150.0 g kurşun 100 °C ye kadar ısıtıldıktan sonra sıcaklığı 22.0 °C olan ve ısısal olarak izole edilmiş 50.0gsu içine aktarıldığında suyun sıcaklığı 28.8 °C ye yükselmektedir. Kurşun un spesifik ısı kapasitesini hesaplayınız.

  11. 150.0 g kurşun 100 °C ye kadar ısıtıldıktan sonra sıcaklığı 22.0 °C olan ve ısısal olarak izole edilmiş 50.0gsu içine aktarıldığında suyun sıcaklığı 28.8 °C ye yükselmektedir. Kurşun un spesifik ısı kapasitesini hesaplayınız. qsu= mcT = (50.0 g)(4.184 J/g °C)(28.8 - 22.0)°C qsu= - qkurşun= -1.4x103 J mcT = (150.0 g)(c)(28.8 - 100.0)°C ckurşun= 0.13 Jg-1°C-1

  12. Soru: 45gram Si un sıcaklığını 6 °C yükseltmek için 192 J enerji gerekmektedir. Si un spesifik ısı kapasitesini hesaplayınız.

  13. Soru:250g suyun sıcaklığını 22 °C den 98 °C ye çıkarmak için gerekli ısı miktarı nedir? (Su için c= 4.18 J g-1 K-1). q = (4.18 J g-1 K-1)*(250g)*(371-295 K) q = 79420 J

  14. Termodinamiğin 1. kanunu • Bir kimyasal veya fiziksel değişimde enerji vardan yok, yoktan var olamaz, sadece sistem ve çevre arasında enerji değişimi olur, enerji şekilleri birbirine dönüşebilir. Bu nedenle evrenin enerjisi sabittir. U = q + w U = q - P V ısı ve iş alış-verişi sistemde değişiklik olduğunda meydana gelir.

  15. Termodinamiğin I. Yasasının kimyasal reaksiyonlara uygulanması “termokimya” olarak bilinir ve termokimya, “kimyasal reaksiyonlar sırasında gerçekleşen enerji değişimlerinin ölçülmesi veya belirlenmesi” konusunu inceler.

  16. Kimyasal reaksiyonlar sırasındaki enerji değişimleri de Termodinamiğin I. Yasasına uymak zorundadırlar. Örneğin yanma olayı bir kimyasal reaksiyondur ve yanma sonucu ısı açığa çıkar. Açığa çıkan bu ısı yoktan varolan bir enerji olmayıp, reaktantların iç enerjilerinden bir kısmının ısı enerjisine dönüşmesinin sonucudur.

  17. Kimyasal Reaksiyonlarda İç Enerji ve Entalpi Değişimleri Kimyasal reaksiyonların iç enerji değişimi (ΔU) ve entalpi değişimi (ΔH), reaksiyon ısıları kullanılarak bulunur. Sabit hacimde yürüyen kimyasal reaksiyonlar sırasında gözlenen ısı alışı veya verişi reaksiyonun iç enerji değişimine (ΔU), sabit basınçta yürüyen kimyasal reaksiyonlar sırasında gözlenen ısı alışı veya verişi ise, reaksiyonun entalpi değişimine (ΔH) eşittir.

  18. Bir reaksiyonda açığa çıkan veya alınan enerji reaksiyon enerjisi veya reaksiyon ısısı olarak adlandırılır. Reaksiyon sırasında ısı açığa çıkaran (ısı veren) reaksiyonlara "ekzotermik reaksiyonlar", ısı absorplayan (ısı alan) reaksiyonlara "endotermik reaksiyonlar" denir. Ekzotermik reaksiyonlarda, ürünlerin iç enerjileri (veya entalpileri) toplamları, reaktantların iç enerjilerinin (veya entalpilerinin) toplamından daha azdır. Endotermik reaksiyonlar için ise bu durumun tersi doğrudur.

  19. H =Hson – H ilk H = H(ürünler) – H(reaktifler) • Çevreye ısı veren reaksiyonlar ekzotermik olarak adlandırılır ve • H < 0 • CH4+ O2 CO2 + 2H2O H = -880.3 kJ • Çevreden ısı absorplayan reaksiyonlar endotermik olarak adlandırılır • H > 0 • N2(g) + O2(g)  NO(g) H = + 180.5 kJ

  20. Kimyasal reaksiyonların, reaksiyon ısılarının deneysel olarak belirlenmesi için "kalorimetre" denilen düzenekler kullanılır. Kalorimetrenin temel prensibi reaksiyon nedeniyle reaksiyon çözeltisinin veya reaksiyon kabının etrafındaki banyonun sıcaklığındaki değişmenin ölçülmesidir. Bu sıcaklık değişmesinden ve kalorimetrenin ısı kapasitesinden yararlanılarak reaksiyonun verdiği ısı hesaplanır. Kalorimetre olarak en çok kullanılanlardan biri kalorimetre bombasıdır.

  21. Enerji birimi olarak joule (J) veya kalori (cal) kullanılır. Günlük hayatta kalorinin kullanımı daha çok tercih edilir ve gıda maddelerinin çoğunun etiketlerinde bu maddelerin enerji değerleri kalori birimi cinsinden verilir. Joule ise SI birim sisteminde kabul edilmiş enerji birimidir. Kalori ile joule arasındaki ilişki 1 kalori = 4,184 joule şeklindedir.

  22. Reaksiyon Entalpileri Bir kimyasal reaksiyonda entalpi değişiminin değeri, reaksiyondaki reaktantlar ile ürünlerin fiziksel hallerine bağlıdır. Örneğin metanolun yakılması reaksiyonunda ürün olarak CO2 ve H2O oluşur. CH3OH + 3/2 O2 CO 2 + 2H2O

  23. Entalpinin özellikleri: Reaktiflerin mol sayısının iki katına çıkması entalpinin değerini 2 kat arttırır. N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) H = +180.50 kJ ½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) H = +90.25 kJ Reaksiyon ters yönde gerçekleştiğinde entalpi değeri zıt işaret alır. NO(g) → ½N2(g) + ½O2(g) H = -90.25 kJ Entalpideğişimi ürün ve reaktiflerin bulunduğu faza bağlıdır. Reaksiyonda maddelerin fazları mutlaka belirtilmelidir. ( g, s, k veya suda).

  24. Hess Yasası Bir kimyasal reaksiyonun reaksiyon entalpisi, toplamları o reaksiyonu veren kimyasal reaksiyonların reaksiyon entalpilerinin toplamına eşittir.

  25. Oluşum Entalpileri • Oluşum entalpisi, bir bileşiğin bir molünün standart hallerindeki elementlerinden oluşumu sırasındaki entalpi değişimidir.

  26. Standartoluşum entalpileri Herhangi bir tepkimenin entalpisi, tepkimeye giren bileşenlerin oluşum entalpilerinden hesaplanabilir. Standart oluşum entalpisi; bir mol bileşiğin standart şartlarda doğal haldeki elementlerinden oluşum reaksiyonunun entalpisidir. ∆ H0=  ∆ Hf(ürünler) -  ∆ Hf(reaktifler)

  27. Bir elementin en kararlı durumdaki Standart oluşum entalpisi“0” dır.

  28. 4NH3(g) + 5O2(g)  4NO(g) + 6 H2O(l) rekasiyonun entalpisini aşağıdaki reaksiyon entalpilerini kullanarak hesaplayınız • N2(g) + 3H2(g)  2 NH3(g)∆H = -92,22kJ • N2(g) + O2(g)  2NO(g) ∆H = +180,5kJ • 2H2(g) + O2(g)  2H2O (l) ∆H = -571,6kJ

  29. Dimetilhidrazin (N2H2(CH3)2) roket yakıtı olarak kullanılmakta ve oksijen ile yakıldığında aşağıdaki reaksiyonu vermektedir. ½ N2H2(CH3)2(s) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) + ½ N2(g) ∆H = -898,1kJ CO2(g) ve H2O(g) için oluşum ısıları sırasıyla -393,5 kJ/mol ve – 241,8 kJ/mol olduğuna göre N2H2(CH3)2(s) için oluşum entalpisini hesaplayınız.

  30. Hi M(g) M+(g) + Hei M-(g) X(g) Hs Uo Ha Ho MX(k) + 1/2X2(g) M(k) Born-Haber Çevrimi Denel örgü enerjisi, Hess yasası kullanılarak BH çevrimi ile tayin edilir Ho = Hs + Ha + Hie + Hei + Uo Ho –Oluşum Entalpisi Hs – Süblimleşme Entalpisi Ha – Ayrışma entalpisi (Enthalpy of dissociation) Hi– İyonlaşma entalpisi Hei– Elektron ilgisi Uo – Örgü enerjisi

  31. NaCl’ünDenel Örgü Enerjisi Na+(g) + Cl-(g) NaCl(k) Uo = denel ? DH°s DH°ie Na(s) Na(g)  Na+(g) ½ Cl2(g) Cl(g) Cl-(g) Örgü Enerjisi,Uo DH°ei DH°a NaCl(k) DH°o DH°o = DH°s + DH°ie + 1/2 DH°a + DH°ei + Uo -411 = 109 + 496 + 1/2 (242) + (-349) + Uo Uo = -788 kJ/mol

  32. NaCl2 !!! mümkün mü? Örgü enerjisi teorik olarak hesaplanır ve oluşum entalpisi tayin edilir. (DH°ie1 + DH°ie2) Na(s) Na(g)  Na+2(g) Cl2(g) 2 Cl(g) 2Cl-(g) DH°s Lattice Energy, Uo DH°a DH°ei NaCl2(k) DH°o DH°f = DH°sub + DH°ie1 + DH°ie2+ DH°d + DH°ea + Uo DH°f = 109 + 496 + 4562 + 242 + 2*(-349) + -2180 DH°f = +2531 kJ/mol NaCl2nin oluşum entalpisi oldukça endotermik, tepkime mümkün değil.

  33. NaCl

  34. UYGULAMA: a) Aşağıdaki tepkimeleri adlandırınız b) ısıalan veya ısıveren oluşlarını belirleyiniz Li(s) ----> Li(g) DH = 161 kJ/mol F2(g) ----> 2F(g) DH = 158 kJ/mol Li(g) ----> Li+(g) + e- DH = 531 kJ/mol F(g) + e- ----> F-(g) DH = 328 kJ/mol Li+(g) + F-(g) ----> LiF(s) DH = 1239 kJ/mol Li(s) + ½ F2(g) -- LiF(s) DH = 769 kJ/mol Süblimleşme Entalpisi + Ayrışma entalpisi + İyonlaşma entalpisi + Elektron ilgisi - Örgü enerjisi - Oluşum entalpisi -

More Related