Kimyasal Tepkimelerde Enerji

Entalpi (H), bir kimyasal sistemin sabit basınç altında dışarıya verdiği veya dışarıdan aldığı ısıyı temsil eden bir hal fonksiyonudur. Sabit basınçta ölçülen bu ısı, Q_p ile ΔH birbirine eşittir. Mutlak entalpiyi doğrudan ölçemediğimiz için pratikte entalpi değişimi (ΔH) üzerinden çalışırız.

ΔH bir hal fonksiyonu olduğundan ara basamakların biçimi önemli değildir; yalnızca başlangıç ve son duruma bakılır. Bu özellik ileride göreceğimiz Hess yasası'nın temelini oluşturur.

Ekzotermik Tepkimeler (ΔH < 0)

Enerjinin sistem dışına verildiği tepkimelerdir. Tepkime okunun sağ tarafında (ürünler bölgesinde) "+ enerji" ifadesi görülür; dışarıya enerji çıktığı için ΔH işareti negatiftir. Ekzotermik tepkime başladıktan sonra dışarıdan ek enerji verilmese bile kendiliğinden yürür — tuttuğunuz kağıdın tutuşunca kendiliğinden yanmaya devam etmesi bu mantığın gündelik örneğidir.

• Yanma tepkimeleri (istisna: N₂'nin yanması)
• Nötralleşme tepkimeleri (asit + baz → tuz + su)
• Bağ oluşumu
• Hal değişimleri: donma, yoğunlaşma, kristalleşme
• Sentez (birleşme) tepkimeleri

Endotermik Tepkimeler (ΔH > 0)

Ortamdan enerji alarak yürüyen tepkimelerdir. Enerji tepkime okunun sol tarafında (girenler bölgesinde) yazılır ve ΔH pozitiftir. Tepkimenin ilerlemesi için sürekli enerji verilmek zorundadır; kaynamakta olan sudan ocağı çekilince kaynamanın durması bunun klasik örneğidir.

• Erime, buharlaşma, süblimleşme
• Bağ kırılması
• Analiz (ayrışma) tepkimeleri
• İyonlaşma enerjisi
• N₂ gazının yanması (tek istisna: üçlü bağ kırmak için verilen enerji, oluşan bağ enerjisinden büyük)

Günlük Hayattan Örnekler

Sınavda 5 Saniye Hatırlatma — Akronimler

Tepkimenin ilerleyişi potansiyel enerji–tepkime koordinatı grafiğinde gösterilir. Y ekseninde potansiyel enerji (veya entalpi), X ekseninde tepkime koordinatı (tepkimenin ilerleme derecesi) bulunur.

Endotermik Grafik (Girenler Aşağıda)

Girenlerin potansiyel enerjisi ürünlerin potansiyel enerjisinden küçüktür. Sistem, dışarıdan enerji alarak yukarı çıkar; ürünler yüksek enerjili haldedir. Kararlı taraf enerjisi düşük olan girenlerdir.

Ekzotermik Grafik (Ürünler Aşağıda)

Girenlerin enerjisi ürünlerden büyüktür. Sistem enerjisini kaybederek aşağı iner; ürünler düşük enerjili ve daha kararlıdır. Ekzotermikte ürünler kararlı taraftır.

Aktifleşmiş Kompleks ve Aktifleşme Enerjisi

Bazı tepkimeler girenlerden doğrudan ürüne geçmez; önce yüksek enerjili kararsız bir aktifleşmiş kompleks (ara ürün) oluşturur, sonra ürünlere iner. Diyagramın tepesi bu ara kompleksin enerjisini gösterir.

• E_ai (ileri aktifleşme enerjisi): Girenlerden tepe noktasına kadar olan enerji farkı. Ne kadar büyükse tepkime o kadar zor başlar.
• E_ag (geri aktifleşme enerjisi): Ürünlerden tepe noktasına kadar olan enerji farkı.

Bu iki enerji ile entalpi arasında şu bağıntı vardır:

ΔH = Eai − Eag

• E_ai > E_ag ise ΔH > 0 → endotermik
• E_ai < E_ag ise ΔH < 0 → ekzotermik

Kararlılık ve Sıcaklık Yorumu

Grafikte enerjisi düşük olan taraf her zaman termodinamik olarak kararlıdır. Ancak soru sıcaklık etkisini sorduğunda yön değişir:

• Yüksek sıcaklıkta: Sistem yüksek enerjili tarafa kayar; grafikte yukarıda olan kefe kararlı hale gelir.
• Düşük sıcaklıkta: Sistem düşük enerjili tarafa iner; grafikte aşağıdaki kefe kararlıdır.

Örneğin ekzotermik bir tepkimede ürünler aşağıdadır. "Düşük sıcaklıkta kim kararlıdır?" sorusuna ürünler, "yüksek sıcaklıkta kim kararlıdır?" sorusuna ise girenler cevabı verilir.

Elementlerin Enerjisi 0 mı?

Grafikte girenlerin potansiyel enerjisinin 0 olduğu durumlar önemli bir ipucudur. Entalpi toplamı yalnızca saf elementlerin kararlı hali için 0 kabul edilir. Girenler bölümü grafikte 0 noktasındaysa, muhtemelen girenler kararlı elementlerdir (O₂ gaz, N₂ gaz, C grafit, H₂ gaz gibi).

Bir bileşiğin 1 molünün kararlı elementel hallerinden oluşması sırasında ölçülen entalpi değişimine standart oluşum entalpisi (ΔH°_f) denir. "Standart" terimi, değerin 25 °C (298 K) ve 1 atm koşullarında ölçüldüğünü belirtir.

Standart Oluşum Entalpisinin İki Şartı

Elementlerin Kararlı Halleri

Aşağıdaki formlar için ΔH°_f = 0'dır:

• Gazlar: H₂(g), O₂(g), N₂(g), F₂(g), Cl₂(g), soygazlar (He, Ne, Ar...)
• Sıvılar: Br₂(s), Hg(s) — oda koşullarında sıvı olan tek metal civadır
• Katılar: I₂(k), diğer metaller (Fe, Cu, Zn, Na, K...), C grafit

Örnek Oluşum Entalpileri

• H₂O(s): −286 kJ/mol
• H₂O(g): −242 kJ/mol (sıvıdan gaza 44 kJ fark → molar buharlaşma enerjisi)
• CO₂(g): −394 kJ/mol
• CO(g): −110,5 kJ/mol
• NH₃(g): −46 kJ/mol
• CH₄(g): −75 kJ/mol

Aynı Bileşik, Farklı Fiziksel Hal

Fiziksel hal, oluşum entalpisini kökten etkiler. Sıvıdan gaza geçmek için enerji harcandığından, gaz halin oluşum entalpisi, sıvı halinkinden daha az negatif (daha yüksek) olur. Örneğin:

H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(s)   ΔH = −286 kJ
H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(g)   ΔH = −242 kJ

İki değer arasındaki 44 kJ fark, 1 mol suyun sıvıdan gaza geçişinde alması gereken enerjidir (molar buharlaşma entalpisi).

Bir tepkimenin ΔH'si, girenlerin ve ürünlerin bilinen oluşum entalpilerinden şu formülle bulunur:

Formülde her bileşenin oluşum entalpisi, tepkimedeki mol katsayısıyla (n) çarpılır ve toplam alınır.

Örnek 1 — Basit Hesap

CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g)

ΔH°_f: CO = −110,5 kJ/mol; CO₂ = −393,5 kJ/mol; O₂ = 0.

Çözüm:
ΔH = [1·(−393,5)] − [1·(−110,5) + ½·0]
    = −393,5 + 110,5 = −283 kJ.

Örnek 2 — Metanın Yanması (Virgüllü Sayı Tuzağı)

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(s)

ΔH°_f: CH₄ = −74,8; CO₂ = −393,5; H₂O(s) = −285,8 kJ/mol.

Çözüm:
ΔH = [(−393,5) + 2·(−285,8)] − [(−74,8) + 2·0]
    = [−393,5 − 571,6] − (−74,8)
    = −965,1 + 74,8 = −890,3 kJ.

Örnek 3 — Bilinmeyeni Çekme

C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(s) için ΔH_tep = −2220 kJ/mol (1 mol propan yanması).

ΔH°_f: CO₂ = −393; H₂O(s) = −285. C₃H₈'in oluşum entalpisini bulun.

Çözüm:
−2220 = [3·(−393) + 4·(−285)] − [ΔH_f,C₃H₈ + 5·0]
−2220 = [−1179 − 1140] − ΔH_f,C₃H₈
−2220 = −2319 − ΔH_f,C₃H₈
ΔH_f,C₃H₈ = −2319 + 2220 = −99 kJ/mol (yakın: −104 kJ/mol gerçek değer).

Kimyasal tepkimelerde giren maddelerin bağları kırılır, ürün taraftaki yeni bağlar oluşur. Bağ kırma enerji gerektirir (+), bağ oluşumu enerji verir (−). Tepkimenin ΔH'si bu iki enerji kaleminin farkıdır.

Bağ Enerjisi Tanımı

Gaz halde 1 mol molekülde bağı homolitik olarak ayırmak için verilmesi gereken enerjiye bağ enerjisi (BE) denir. Her zaman pozitif değer alır; bağın sağlamlığını ölçer.

Bağ Enerjisinden ΔH Formülü

Örnek 4 — H₂ + Cl₂ → 2HCl

H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)

Girenler (kırılan): 1 H−H (436) + 1 Cl−Cl (243) = 679 kJ.
Ürünler (oluşan): 2 H−Cl (431) = 862 kJ.
ΔH = 679 − 862 = −183 kJ. Ekzotermik.

Örnek 5 — C₂H₂ + H₂ → C₂H₄ (Bilinmeyen BE)

Bu tepkimenin ΔH'si −176 kJ olsun. Bilinen değerler: C−C (347), C=C (611), C−H (414), H−H (436). C≡C bağ enerjisini bulun.

Çözüm — Önce yapılar:

C₂H₂ (asetilen): H−C≡C−H → 1 C≡C + 2 C−H
C₂H₄ (etilen): H₂C=CH₂ → 1 C=C + 4 C−H

Çıkartma pratiği: Her iki yanda ortak bağlar varsa (burada 2 C−H giren-üründe aynı) sadeleştir:

• Girenler (kalan): 1 C≡C (x) + 1 H−H (436)
• Ürünler (kalan): 1 C=C (611) + 2 C−H (414)

ΔH = [x + 436] − [611 + 828] = x + 436 − 1439 = x − 1003.
−176 = x − 1003 → x = C≡C = 827 kJ/mol (yaklaşık 837 literatür değeri).

Alman kimyager Germain Henri Hess (1840) tarafından formüle edilen yasa, ΔH'nin bir hal fonksiyonu olmasının pratik sonucudur:

Üç Temel İşlem Kuralı

Örnek 6 — İki Basamaklı Hess

Verilen tepkimeler:

(A) 2Fe(k) + 3/2 O₂(g) → Fe₂O₃(k)  ΔHA = −824 kJ
(B) Fe(k) + ½O₂(g) → FeO(k)  ΔHB = −268 kJ

Bulunacak net tepkime: 2FeO(k) + ½O₂(g) → Fe₂O₃(k)  ΔH = ?

Çözüm — A, B, C Yöntemi:

Net tepkimede:

• 2 FeO girende → B'yi ters çevir ve 2 ile çarp → −2·(−268) = +536
• Fe₂O₃ üründe → A'yı olduğu gibi al → −824

Hedef tepkimeyi elde etmek için B tepkimesini ters çevirip 2 ile çarpmak gerekir: B ters çevrildiğinde işaret değişir, 2 ile çarpıldığında ΔH de 2 katına çıkar → −2·ΔHB = −2·(−268) = +536 kJ. A tepkimesi aynen kalır: −824 kJ.

ΔH_net = +536 + (−824) = −288 kJ.

Örnek 7 — Üç Basamaklı (Asetilen Oluşumu)

Verilen:

(A) C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g)  ΔHA = −393 kJ
(B) H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(s)  ΔHB = −285 kJ
(C) 2C₂H₂(g) + 5O₂(g) → 4CO₂(g) + 2H₂O(s)  ΔHC = −2600 kJ

Bulunacak: 2C(grafit) + H₂(g) → C₂H₂(g)  ΔH = ?

Çözüm:

• 2 C girende → A'yı 2 ile çarp → 2·(−393) = −786
• H₂ girende (1 mol) → B'yi olduğu gibi al → −285
• C₂H₂ üründe (1 mol) → C'yi ters çevir ve ½ ile çarp → −½·(−2600) = +1300

ΔH_net = −786 + (−285) + 1300 = +229 kJ. Asetilen oluşumu endotermiktir.

Pratik Yöntem — Denklem Yazmadan Çözüm

Klasik yöntem, her tepkimeyi evirip-çarpıp yan yana yazmayı ve taraf tarafa toplamayı gerektirir. Uzun ve hata riski yüksektir. Daha hızlı yol:

1. Tepkimeleri A, B, C olarak etiketle.
2. Net tepkimede hangi maddenin hangi tarafta ve kaç mol olduğunu oku.
3. Her ara tepkimeye bir işlem uygula (ters çevir ve/veya çarp). Bir daha dokunma.
4. Uygulanan işlemlerin aynısını ΔH'ye uygula.
5. Sonunda tüm ΔH'leri topla.
6. İki tepkimede ortak bulunan ama net tepkimede olmayan madde (örneğin O₂) "ara üründür"; birinde oluşup diğerinde harcanmalıdır — bu şart sağlanıyorsa katsayılarınız doğrudur.

"Molar" ön eki, entalpi ölçümünün 1 mol birim için yapıldığını vurgular. Farklı molar entalpi türleri aynı formülle çalışır; yalnızca içeriği değişir.

Molar Entalpi Türleri

Örnek 8 — Gramdan Mole, Molden Enerjiye

0,9 gram buzun erimesi için 0,306 kJ enerji gerekiyor. Buzun molar erime entalpisi kaç kJ/mol'dür?

Çözüm: 1 mol buz = 18 g. Oran:

0,9 g → 0,306 kJ
18 g → ? kJ  →  20 kat → 6,12 kJ/mol.

Örnek 9 — Derişimli Nötralleşme Kurgusu

0,2 M 250 mL HNO₃ çözeltisi yeterli KOH ile nötralleşince 11 kJ ısı açığa çıkıyor. HNO₃'ün molar nötralleşme entalpisi kaç kJ'dir?

Çözüm:

• n_HNO₃ = M·V = 0,2·0,250 = 0,05 mol
• 0,05 mol → 11 kJ açığa çıktı → ΔH = −11 kJ (bu kısım için)
• 1 mol için: 0,05 mol = 1/20, yani 1 mol → 20·11 = 220 kJ
• Soru "entalpi" dediği için işaret zorunlu: ΔH_{nötralleşme} = −220 kJ/mol.

Örnek 10 — Karışım Problemi (İki Bilinmeyen)

0,5 mol Mg + Ca karışımı oksijenle yandığında 306 kJ ısı açığa çıkıyor.

• 2Mg + O₂ → 2MgO  ΔH = −1200 kJ (yani 1 mol Mg → 600 kJ)
• 2Ca + O₂ → 2CaO  ΔH = −1260 kJ (yani 1 mol Ca → 630 kJ)

Karışımda kaç mol Ca vardır?

Çözüm: Mg = x mol, Ca = (0,5 − x) mol.

Toplam enerji: 600·x + 630·(0,5 − x) = 306
600x + 315 − 630x = 306
−30x = −9  →  x = 0,3 mol Mg → Ca = 0,2 mol.

Örnek 11 — Çözünme + Nötralleşme Birlikte

NaOH'in molar çözünme ısısı 42 kJ, molar nötralleşme ısısı 54 kJ. 12 g NaOH (0,3 mol) katısı, 0,25 M 200 mL H₂SO₄ çözeltisine atılıp tamamı nötralleşince kaç kJ enerji açığa çıkar?

2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2H₂O

Çözüm — İki Kademeli Süreç:

1. Önce çözünme: 0,3 mol NaOH'in tamamı suda çözünür. 0,3·42 = 12,6 kJ enerji açığa çıkar.
2. Sonra nötralleşme: n_H₂SO₄ = 0,25·0,2 = 0,05 mol. Katsayı oranı 2:1 → 0,05 mol H₂SO₄, 0,1 mol NaOH'i nötrleştirir. 0,1·54 = 5,4 kJ enerji açığa çıkar.
3. Toplam: 12,6 + 5,4 = 18 kJ.

Geriye 0,2 mol NaOH çözelti içinde dissosiye kalır; enerji zaten çözünme adımında hesaba katıldığı için ek kalemeye gerek yoktur.

Bir tepkimenin ΔH değeri yalnızca kağıt üstündeki stokiyometriye değil, fiziksel koşullara da bağlıdır. Bu nedenle termokimya tablolarında her değer 25 °C, 1 atm standart koşulunda verilir.

Etki Eden Faktörler

• Maddenin türü: Farklı bileşikler farklı bağ enerjilerine sahip olduğundan açığa çıkan enerji farklıdır. Odun, kömür, doğal gaz aynı kütlede farklı ısı verir.
• Fiziksel hal: Aynı ürünün katı, sıvı ve gaz oluşumlarının ΔH'si farklıdır. Ekzotermik tepkimelerde ürünün fiziksel hali gaza gidildikçe açığa çıkan enerji azalır, çünkü bir kısmı fazla halin ısısına harcanır.
• Sıcaklık ve basınç: Sıcaklık ve basınç, maddelerin fiziksel halini ve iç enerjilerini değiştirdiğinden ΔH'yi etkiler.
• Madde miktarı: Stokiyometrik katsayılar değiştirildiğinde ΔH aynı oranda değişir. Tepkimeyi 2 ile çarparsan ΔH de 2 ile çarpılır.

Etki Etmeyenler

• İzlenen yol / mekanizma: Hess yasası gereği, ara basamaklar ΔH'yi değiştirmez.
• Katalizör: Katalizör aktifleşme enerjisini düşürerek tepkime hızını artırır ama ΔH'yi değiştirmez. Aktifleşmiş kompleksin tepesi iner; girenler ve ürünlerin seviyeleri aynı kalır.

Karbondioksit Oluşum Zincirini Örnekleme

Karbonun karbondioksite dönüşümü iki farklı yoldan incelenebilir:

Tek basamakta: C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g)  ΔH = −393 kJ

İki basamakta:
C(grafit) + ½O₂(g) → CO(g)  ΔH₁ = −110,5 kJ
CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g)  ΔH₂ = −283 kJ
Toplam: ΔH₁ + ΔH₂ = −110,5 + (−283) = −393,5 kJ → aynı sonuç.

Bu, Hess yasasının deneysel doğrulamasıdır: Sonuç hangi yoldan ulaşıldığından bağımsızdır.

Tepkimelerde enerji ünitesinin AYT Kimya'daki dört temel çözüm ekseni ve sık karşılaşılan kalıpları aşağıdaki Hızlı Dizin'de toplandı. Hangi formülün hangi ipucunda devreye gireceğini görmek, soruyu okur okumaz doğru aleti seçmenizi sağlar.

Hızlı Dizin — Hangi İpucunda Hangi Yöntem?

Örnek 12 — Grafik Yorumu

Girenler potansiyel enerjisi 22 kJ, ürünler 200 kJ olan bir tepkime için aşağıdaki ifadelerden yanlış olan hangisidir?

1. Tepkime endotermiktir. ✓ (ürünler kefesi yukarıda)
2. Tepkime entalpisi +178 kJ'dir. ✓ (200 − 22 = 178)
3. Girenlerin ısı kapsamı 22 kJ'dir. ✓
4. Ürünlerin potansiyel enerjisi 200 kJ'dir. ✓
5. Tepkime gerçekleşirken ortam ısınır. ✗ (endo → ortam soğur)

Cevap: 5. seçenek yanlış — endotermik tepkime ortam ısısını alır.

Örnek 13 — Sabit Hacim Yalıtılmış Kap

H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)  ΔH = −184 kJ. Sabit hacimli yalıtılmış kapta gerçekleşince:

• Kabın basıncı azalır mı? Hayır. Girenlerde 2 mol, ürünlerde 2 mol gaz → mol sayısı sabit. Ancak tepkime ekzotermik olduğu için sıcaklık artar, PV=nRT gereği basınç artar.
• 1 mol HCl oluşunca 92 kJ açığa çıkar mı? Evet. 2 mol için 184 kJ → 1 mol için 92 kJ. Soru "açığa çıkar" dediği için işaret gerekmez.
• Gaz yoğunluğu azalır mı? Hayır. Kütle korunur, hacim sabit → d = m/V değişmez.
• Kabın sıcaklığı artar mı? Evet. Ekzotermik, dışarıya enerji veremez (yalıtılmış) → iç enerji artışı sıcaklığı yükseltir.

Örnek 14 — Tuzak: Oluşum mu, Yanma mı?

C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(s)  ΔH = −2220 kJ. İfadelerden hangisi yanlıştır?

1. Tepkime ekzotermiktir. ✓
2. C₃H₈'in standart molar yanma entalpisi 2220 kJ'dir. ✗ — işaret yok. Doğru: −2220 kJ.
3. Oluşum entalpilerinden hesap yapılabilir. ✓

Cevap: 2. ifade yanlış — "entalpi" sorulduğunda eksi işareti zorunludur.

Örnek 15 — Oksijen Geçiş Tuzağı (Hess)

2 mol azot gazı oksijenle tepkimeye girip nitrik asit oluşturuyor. Aşağıdaki üç ara tepkime verilmiş olsun:

(A) N₂ + O₂ → 2NO  ΔHA = +180 kJ
(B) 2NO + O₂ → 2NO₂  ΔHB = −114 kJ
(C) 3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO  ΔHC = −72 kJ

Çözüm pratiği: Her ara tepkimeye tek işlem uygula, ortak ara ürünler (NO, NO₂, O₂) toplamada sadeleşir. Sonunda 1 mol HNO₃ için ΔH bulunur; gram üzerinden istenen miktar orantıyla hesaplanır.

Örnek 16 — Bağ Enerjisi + Molar Oluşum

Bağ enerjileri: N≡N = 946, H−H = 436, N−H = 391 kJ/mol. NH₃ gazının molar oluşum entalpisi kaçtır?

Çözüm: Önce tepkimeyi kurmalı:

2NH₃(g) → N₂(g) + 3H₂(g) (parçalanma)

Girenler (kırılan): 6 N−H = 6·391 = 2346 kJ.
Ürünler (oluşan): 1 N≡N + 3 H−H = 946 + 3·436 = 2254 kJ.
ΔH_parçalanma = 2346 − 2254 = +92 kJ (2 mol NH₃ için).

Molar oluşum için iki işlem: (i) Ters çevir (+92 → −92), (ii) Yarıya böl (tepkime 2 mol, oluşum 1 mol). ΔH°_f,NH₃ = −46 kJ/mol.

Örnek 17 — Bağımsızlık Önermeleri

"Karbondioksit iki yolla oluşabilir: (1) doğrudan C + O₂ → CO₂, (2) C → CO → CO₂. Her iki olay sonucunda açığa çıkan enerji birbirine eşittir."

Doğru. Hess yasası: "Başlangıç ve son durum aynıysa tepkime ısısı izlenen yoldan bağımsızdır."

Örnek 18 — Faz Değişimi Entalpisi (ΔH°_f Farkı)

"H₂O(s) için ΔH°_f = −286 kJ/mol, H₂O(g) için ΔH°_f = −242 kJ/mol'dür. 18 g sıvı suyun gaza geçişi için gereken enerji kaç kJ'dir?"

Çözüm: İki oluşum tepkimesini cebirsel olarak çıkartınca:

H₂O(s) → H₂O(g)  ΔH = ΔHf,gaz − ΔHf,sıvı
ΔH = (−242) − (−286) = +44 kJ/mol (molar buharlaşma, endotermik).

18 g H₂O = 1 mol → cevap +44 kJ. "Gereken enerji" denildiği için pozitif yön zaten doğal.

Tuzak: Şıklarda 528 kJ (yanlışlıkla 12·44) veya 44 kJ ile −44 kJ ikilisi olabilir. "Sıvıdan gaza" yönü endo, işaret pozitif.

Örnek 19 — Hess Yasası ile Yanma + Oluşum Karışımı

"Aşağıdaki tepkimeler verilmiştir:

(I) C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g)  ΔHI = −393 kJ
(II) H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(s)  ΔHII = −286 kJ
(III) CH₃OH(s) + 3/2 O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(s)  ΔHIII = −726 kJ

"Buna göre metanol (CH₃OH) için molar oluşum entalpisi (ΔH°_f,CH₃OH) kaç kJ/mol'dür?"

Çözüm — Hedef tepkime: C(grafit) + 2H₂(g) + ½O₂(g) → CH₃OH(s)

• Hedefte 1 mol C → (I)'i aynen al → −393
• Hedefte 2 mol H₂ → (II)'yi 2 ile çarp → 2·(−286) = −572
• Hedefte CH₃OH üründe → (III)'ü ters çevir → +726

ΔH°_f,CH₃OH = −393 + (−572) + 726 = −239 kJ/mol.

Doğrulama: Ara ürün CO₂ (I'de oluşur, III ters'te tüketilir) ve H₂O (II'de oluşur, III ters'te tüketilir) sadeleşmeli. Net tepkimede yalnız element girenler ve 1 mol CH₃OH(s) kalmalı — kontrol uyuyor.

Örnek 20 — Bağ Enerjisi: Metan Yanması

"CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g) tepkimesinin ΔH'si bağ enerjilerinden bulunacaktır. BE değerleri: C−H=414, O=O=498, C=O=799, O−H=464 kJ/mol."

Çözüm — Bağları say:

• Girenler (kırılan): 4 C−H + 2 O=O = 4·414 + 2·498 = 1656 + 996 = 2652
• Ürünler (oluşan): 2 C=O (CO₂'de) + 4 O−H (2 H₂O'da) = 2·799 + 4·464 = 1598 + 1856 = 3454

ΔH = 2652 − 3454 = −802 kJ (ekzo).

Tuzak: CO₂'de O=C=O olduğu için 2 tane C=O bağı vardır (1 değil). H₂O'da H−O−H olduğu için 1 molekülde 2 O−H bağı; 2 mol H₂O'da toplam 4 O−H. Hidrojen sayımını organik bileşiklerde Lewis yapısı çizmeden yapmayın.

Örnek 21 — Katalizör ve Diyagram Yorumu

"Bir tepkimeye katalizör eklendiğinde potansiyel enerji diyagramında aşağıdakilerden hangisi değişmez?"

A) İleri aktifleşme enerjisi   B) Geri aktifleşme enerjisi   C) Aktifleşmiş kompleksin enerjisi   D) Tepkime hızı   E) ΔH

Cevap: E) ΔH. Katalizör, aktifleşme enerjisini düşürerek tepe noktasını aşağı çeker; E_ai ve E_ag aynı miktarda azalır, hız artar. Ama girenler ve ürünlerin enerji seviyeleri aynı kaldığı için ΔH = E_ürün − E_giren değişmez. Bu, AYT'nin en sık karşılaştığınız termokimya yorum sorularından biridir.

Örnek 22 — Karışım Problemi (Stokiyometrik Hesap)

"CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(s)  ΔH = −890 kJ. Sabit basınçta 8 g CH₄ ve 8 g O₂ karışımı tutuşturulduğunda kaç kJ ısı açığa çıkar?" (M_CH₄=16, M_O₂=32)

Çözüm — Sınırlayıcı reaktif kontrolü:

• n_CH₄ = 8/16 = 0,5 mol
• n_O₂ = 8/32 = 0,25 mol
• Stokiyometri: 1 CH₄ : 2 O₂. Mevcut 0,5 mol CH₄ için 1 mol O₂ gerek; ama 0,25 mol var → O₂ sınırlayıcıdır.
• 0,25 mol O₂ → 0,125 mol CH₄ tüketir.
• 1 mol CH₄ yanması 890 kJ açığa çıkarıyorsa, 0,125 mol → 0,125·890 = 111,25 kJ.

Tuzak: Hesabı CH₄ üzerinden yapmak (0,5·890 = 445 kJ) klasik hata. AYT'de "iki reaktif verildi" kalıbında daima sınırlayıcıyı bulmadan adım atılmaz; oksijenin yetmediği gerçek hayata da uygun bir tuzaktır.