11. sınıf kimya 1. Ünite

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı

21

1. Ünite : KĐMYASAL REAKSĐYO�LAR VE E�ERJĐ

Önerilen Süre : 15 Ders Saati

A. Ünitenin Amacı

Öğrenciler, farklı enerji türlerini ve enerji birimlerini ilköğretim Fen ve Teknoloji dersinde öğrenmiş, lise 9. ve 10. sınıf Kimya dersinde pekiştirmiştir.

Bu ünitede, fiziksel ve kimyasal olaylara eşlik eden enerji değişimlerini ele almak için, olayın gerçekleştiği sistem ve sistemin yer aldığı ortam ile ilgili ilk kavrayışlar sağlanmakta; enerjinin korunumu hakkındaki “ termodinamiğin 1. kanunu” , entalpi kavramı ile birlikte sunulmakta; Hess Kanunu ve ona ilişkin uygulamalar işlenmektedir.

Ayrıca, istemli / istemsiz değişimleri ayırt etmek için gerekli entropi kavramına giriş yapılarak “termodinamiğin 2. kanunu” anlamlandırılmakta; Gibbs Serbest Enerjisi üzerinden istemlilik tartışmaları verilmekte, “termodinamiğin 3. kanunu” ile ünite bitmektedir.

B. Ünitede Önerilen Konu Başlıkları

1. Sistemler ve Enerji Türleri 2. Sistemlerde Entalpi Değişimi 3. Đstemlilik C. Ünitenin Kavram Listesi

• Sistem

• Ortam

• Açık sistem

• Kapalı sistem

• Đzole sistem

• Đzotermal sistem

• Ekzotermik değişim

• Endotermik değişim

• Đç enerji

• Termodinamik

• Termodinamiğin 1. kanunu

• Entalpi

• Oluşum entalpisi

• Đstemli/ istemsiz değişim



• Entropi

• Gibbs serbest enerjisi


22

1. Ü�ĐTE: KĐMYASAL REAKSĐYO�LAR VE E�ERJĐ Ü�ĐTE KAZA�IMLAR KO�U�U� ĐŞLE�ĐŞ DERĐ�LĐĞĐ/ ETKĐ�LĐK ÖR�EKLERĐ AÇIKLAMALAR

KĐM

YA

SA

L R

EA

KS

ĐYO

�L

AR

VE

E�

ER

JĐ

1. Sistemler ve enerji türleri ile ilgili olarak öğrenciler;

1.1. Sistem ve ortam arasındaki ilişkinin önemini fark eder.

1.2. Sistemleri, ısı alış-verişi, sıcaklık, basınç ve hacim değişkenlerine göre sınıflandırır.

1.3. Bir sistemin iç enerjisini atom/molekül temelinde açıklar.

1.4. Sabit hacimli ve sabit basınçlı sistemlerde, iç enerji değişimini ısı alış- verişi ve mekanik enerji ile ilişkilendirir.

1.5. Termodinamiğin 1. kanununu ifade eder.

1.6. Termodinamiğin günlük hayattaki uygulama alanlarına örnekler verir.

↸ Buzun erimesi, derişik H2SO4 çözeltisinin seyrelmesi gibi maddesel değişimlerde ısı-iç enerji dönüşümü irdelenir. Bu irdelemeler sırasında, sistem ve ortam kavramları kullanılarak anlamlarının derinleşmesi sağlanır. Đncelenen makro düzeyde değişimlerin gerçekleştiği sistemler ve ortamlar sorgulanarak ele alınan sistemlerin açık-kapalı, izole-izotermal, sabit hacimli-sabit basınçlı olma nitelikleri gözden geçirilir. Ekzotermik ve endotermik değişimlerde, alınan veya verilen ısının sistemde nasıl depolandığı sorgulaması üzerinden, iç enerjiye katkıda bulunan mikro düzeyde enerji türleri tartışılır. Bu tartışmada, tek atomlu asal gazlar ve 2, 3, 4 atomlu çizgisel ve açılı moleküller için mikro düzeyde enerji türleri irdelenir (1.1-1.3).

↸ Sabit hacimde ve sabit basınçta gerçekleşen basit fiziksel değişim örnekleri üzerinden mekanik iş kavramı anlamlandırılır. Bu değişimlerde sisteme giren veya sistemde çıkan ısının dönüştüğü enerji türleri irdelenir. Her iki hâl için, ısı alış-verişi ile mekanik iş ve iç enerji değişimi arasındaki matematik ilişkiler türetilir. Farklı değişim örneklerinde bu ilişkilerden hangisinin geçerli olacağı konusunda yönlendirilmiş bir beyin fırtınası yapılır. Qp ≠ Qv

ilişkisinin nedeni irdelenir (1.4).

↸ Kimyasal değişimlerin maddeyi oluşturan atom ve moleküllerin diziliş ve düzeninin değişimi ile gerçekleştiği, her hareketin bir enerji alış-verişi ile birlikte yürüdüğü, bu bakımdan kimyasal değişmelerde de enerji alındığı veya verildiği gerçeğine örnek olarak,

C + ½ O2 → CO + Q1; CO + ½ O2 → CO2 + Q2

Mg(k) + ½ O2 (g) → MgO + hν 3/2 O2(g) + hν → O3(g)

gibi reaksiyonlar kullanılabilir. Bu reaksiyonlara eşlik eden enerji değişimleri vurgulanarak termodinamik bilim dalı, uğraş alanları üzerinden tanımlanır (1.4; 1.6).

[!] 1.1; 1.2 “Đzole sistem” kavramı, mutlak anlamda yasaklanmış bir ısı alış-verişi gibi algılanmamalı, böyle sistemlerin tanımı, olayın gerçekleştiği süre içinde ortamla ısı alış-verişinin ihmal edilebilir düzeyde olması temelinde verilmelidir. [!] 1.2 Açık, kapalı, izotermal, izole, sabit basınçlı ve sabit hacimli sistem kavramları örneklerle tanıtılacaktır. [!] 1.3 Đç enerjiye katkı yapan enerji türlerinden, moleküllerin öteleme, titreşim, dönme ve potansiyel enerjileri ile atomların çekirdek ve elektronik enerjileri irdelenecek; ısı-iç enerji dönüşümünün olduğu sabit hacimdeki değişimlere örnekler verilecektir. [!] 1.4 Isı değişimi, iç enerji değişimi ve mekanik iş sembolleri tanıtılıp,

Qv = ∆U QP = ∆U + w Qp ≠ Qv ilişkileri, uygun örnekler üzerinden verilir. [!] 1.4; 1.5 Q ve w niceliklerinin (+), (-) işaretlenmesi ile sisteme giriş-sistemden çıkış arasındaki ilişki

verilir; QP = ∆U + w bağıntısının, işaretleme sistemi kullanımını gerektiren uygulamaları ile ilgili örnekler çözülür. �� 1.4; 1.5 “Madde-enerji dönüşümü”, ısı-mekanik enerji-iç enerji değişimi üçlüsü dışındaki enerji dönüşümlerine ve mekanik işin hesaplanmasında kullanılan w = P.>V bağıntısına girilmeyecektir. [!] 1.6 Termodinamiğin buharlı makinenin gelişimi ve sanayi devrimi ile tarihsel ilişkilerini konu edinen bir okuma metni verilebilir.

↸: Sınıf-Okul Đçi Etkinlik [!]: Uyarı ��: Sınırlamalar


23


KĐM

YA

SA

L R

EA

KS

ĐYO

�L

AR

VE

E�

ER

JĐ

2. Sistemlerde entalpi değişimi ile ilgili olarak öğrenciler;

2.1. Entalpi değişimini (∆H), reaksiyon ısısı (Qp) ile açıklar.

2.2. Reaksiyon entalpi değişimlerini “standart oluşum entalpi değişimleri” ile ilişkilendirir.

2.3. Bir reaksiyonun entalpi değişimini, ara basamakların entalpi değişimleri ile ilişkilendirir.

2.4. Kimyasal reaksiyondaki entalpi değişimi ile bağ enerjileri arasında ilişki kurar.

↸ Bir silindir içine kapatılmış 1 mol gazın sıcaklığını 1 oC artırmak için, gaz hacmi sabitken (piston hareketsiz) verilmesi gereken ısının, gaz basıncı sabitken (piston sürtünmesiz hareketli) verilmesi gereken ısıdan farklı olmasının nedenleri sorgulanır. Sabit hacimde verilen ısının iç enerji değişimine eşit olup olmadığı tartışıldıktan sonra, sabit basınçta (piston hareketli iken) verilen ısının (Qp) entalpi ile ilişkisi irdelenir. Isı alış-verişinin mekanik iş alış-verişi ile sonuçlandığı değişimlerde Qp’nin ∆H’a eşit olduğu belirtilir (2.1). ↸ Yaygın maddelerin oluşum entalpileri çizelgesi incelenerek ∆Ho

f

değerlerinin işaretleri, oluşum tepkimelerinin ekzotermik-endotermik oluşu ile ilişkilendirilir. Basit tepkimelere ilişkin entalpi değişimlerinin oluşum entalpileri ile hesaplanmasına dair ∆H = (Σ∆Ho

f ürünler - Σ∆Hof girenler) bağıntısı kullanılarak

örnek problemler çözülür (2.2). ↸ Çok basamaklı örnek tepkimelerin her basamağına ilişkin ∆H değerleri, toplu reaksiyonun ∆H değeri ile karşılaştırılır. Buradan, ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + … bağıntısı türetilir. Hess kanunun sözlü ifadesi irdelenir. Örnek tepkimeler üzerinde, ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + … bağıntısının uygulamasına ilişkin problemler çözülür. Kömür ve petrol gibi fosil yakıtların, tam yanma için gerekli eşdeğer miktardan az hava ile yakılmasının neden akılcı olmayacağı, Hess kanunu bağlamında tartışılır (2.3).

↸ Yaygın ve basit bileşiklerdeki ortalama bağ enerjilerini veren tablolardan yararlanılarak kimyasal reaksiyonda alınan ya da verilen ısı hesaplanır. Reaksiyon entalpi değişimleri ile bağ enerjilerini ilişkilendiren örnek problemler çözülür (2.4).

�� 2.1 Mutlak entalpi kavramına girilmeyecek, mekanik iş hesabı kapsam dışı tutulacak, >H = >U + P.>V bağıntısı yerine >H = >U + w bağıntısı kullanılacaktır. [!] 2.1 Elementlerin standart koşullardaki oluşum entalpilerinin ‘0’ kabul edildiği belirtilir. Standart şartlarda birden çok allotropu olan elementlerin en kararlı allotropları esas alınır. [!] 2.2 Standart şartlar ve normal şartlar kavramlarının anlamları verilir. [!] 2.2 H2O, CO2 gibi bileşiklerin, standart koşullardaki elementlerinden elde edilişlerine ilişkin tepkimelerdeki entalpi değişimleri, bu bileşiklerin oluşum entalpileri olarak tanımlanır. [!] 2.4 Bağ enerjileri, “1 mol bağı standart şartlarda kırmak için gerekli enerji” şeklinde tanımlandığı için, “bağ kırılma entalpisi” adı ile de verilebilir. Bu büyüklük reaksiyon entalpisi hesabında kullanılırken, girenlerin bağ entalpileri toplamından ürünlerin bağ entalpileri toplamını çıkarmak gerektiği unutulmamalıdır.

??? 2.4 Bağ enerjilerinden reaksiyon entalpileri hesaplanırken, standart oluşum entalpilerinin kullanımından kaynaklanan bir alışkanlıkla, ürünlerin bağ enerjileri toplamından girenlerinkini çıkarma yanılgısı oldukça yaygındır. Bağ enerjisinin tanımı ile ilgili olan bu yanılgı, ekzotermik olduğu bilinen örnek tepkimeler üzerinde entalpi değişimi hesaplanarak giderilebilir.

↸: Sınıf-Okul Đçi Etkinlik ???: Kavram Yanılgısı [!]: Uyarı ��: Sınırlamalar


24


KĐM

YA

SA

L R

EA

KS

ĐYO

�L

AR

VE

E�

ER

JĐ

3. Değişimlerde istemlilik ile ilgili olarak öğrenciler;

3.1. Đstemli/istemsiz değişim kavramlarını irdeler.

3.2. Đstemli değişimlerde minimum enerjiye yöneliş eğilimini örnekler üzerinde gösterir.

3.3. Minimum enerji eğilimine uymayan istemli değişimlere örnekler verir.

3.4. Entropi kavramını, “kullanılamayan termal enerji” ve “olasılık” temelinde açıklar.

3.5. Entropi değişimleri (∆S) ile istemlilik arasında ilişki kurar.

↸ Đstemlilik ve istemsizlik kavramları, tek yönlü basit tepkimelerde, ok yönündeki olayın kendiliğinden yürümesi; ters yöndeki olayın özel önlemler alınmadıkça meydana gelmemesi temelinde tartışılır (3.1). ↸ Đstemli tepkimelerin çoğu zaman ekzotermik olduğunu gösteren örnekler gözden geçirilir. Olayın ekzotermik oluşu ile sistemin iç enerji değişimi arasındaki ilişki irdelenir. Đstemlilik ile minimum enerjiye yönelme eğilimi arasındaki paralellik, incelenen örnek tepkimelerle keşfedilir (3.2). ↸ Đstemli olduğu deneyimlerle bilinen endotermik tepkime örnekleri incelenir. Bu tepkimelerde iç enerjinin değişim yönü tartışılır. Böyle olaylarda minimum enerji eğiliminden daha etkili bir başka eğilim olması gerektiği sonucuna götürecek yönlendirilmiş bir tartışma açılır (3.3). ↸ Đki nuçe erlenmayerine konulmuş, biri kaynama sıcaklığında tutulan, diğeri oda sıcaklığında, eşit kütleli iki su örneğinden oluşan sistemlerin buhar çıkış uçlarına birer rüzgârgülü tutularak hangisinden mekanik iş elde edildiği tartışılır. Kullanılamayan termal enerji (işe dönüşmeyen ısı enerjisi) kavramının anlamı, bu deney üzerinden irdelenir. Mekanik iş elde edilebilen düzenekte, iş elde edilirken kullanılabilir/kullanılamayan termal enerjinin artması-eksilmesi irdelenir. Đstemli olaylarda kullanılamayan enerjinin değişme eğilimi tartışılır. Entropi, “kullanılamayan termal enerjinin ölçüsü” olarak tanımlanır. Entropinin olasılık temelinde sezilmesi için, bir bardak suya bir damla mürekkep damlatılarak mürekkebin su içinde dağılımı gözlemlenir. Mürekkebin neden dağıldığı, mürekkep moleküllerinin farklı konumlarda bulunma olasılıklarının artması temelinde tartışılır. Dağılan mürekkebin kendiliğinden (istemli olarak) yeniden damla boyutuna dönüp dönmeyeceği irdelenir. Bu etkinlik üzerinden, entropinin olasılık temelinde de ifade edilebileceği sonucuna varılır. Đstemli olaylarda entropinin artacağı (∆S > 0) sonucuna götürecek bir beyin fırtınası yapılır. Entropinin arttığı istemli olaylara örnekler verilir (3.4; 3.5).

[!] 3.4 Bulunduğu ortamla aynı sıcaklıkta olan bir sistemin termal enerjisinin mekanik işe (faydalı işe) dönüştürülemeyeceği, böyle bir sistemin termal enerjisinin “kullanılamayan termal enerji” olduğu; istemli olaylarda kullanılamayan termal enerjinin genelde arttığı; entropinin, kullanılamayan termal enerjiyi temsil ettiği hususları açıklanır.

Ayrıca, entropinin olasılık temelinde anlamı, düzen ve rastgelelik kavramları üzerinden verilir. Farklı şartlardaki benzer sistemlerin entropileri basit örneklerle karşılaştırılır. (Örneğin; sıcaklık sabitken, 1 mol He’ un sıkışmış ve genleşmiş hâllerinin; sıcaklıkları ve hacimleri eşit farklı miktarlarda He örneklerinin; aynı maddenin sıvı ve gaz hâllerinin vb. entropileri karşılaştırılabilir.)

[!] 3.4; 3.5 Entropi kavramını sadece düzensizlik meyli temelinde vermek, evrendeki doğal olayların olumsuz bir sona doğru gittiği yanılgısını getirebilir. Bu nedenle entropiyi açıklamada, “kullanılamayan enerji yaklaşımı” na yeterli ağırlık verilmelidir.

[!] 3.5 Entropi üzerinden istemlilik irdelemeleri yapılan sistemlerin olabildiğince izole olması önerilir. Örneğin; alçının suda çözünmemesi entropi artışı temelinde tartışılırken, sadece CaSO4 tuzunun entropi değişimini düşünmek yetmez. Çözünme sırasında su moleküllerinin entropi değişimlerini de hesaba katmak gerekir.

↸: Sınıf-Okul Đçi Etkinlik [!]: Uyarı


25

1. Ü�ĐTE: KĐMYASAL REAKSĐYO�LAR VE E�ERJĐ

Ü�ĐTE KAZA�IMLAR KO�U�U� ĐŞLE�ĐŞ DERĐ�LĐĞĐ/ ETKĐ�LĐK

ÖR�EKLERĐ AÇIKLAMALAR

KĐM

YA

SA

L R

EA

KS

ĐYO

�L

AR

VE

E�

ER

JĐ

3.6. Termodinamiğin 2. ve 3. kanunlarını yorumlar.

3.7. Sistemin ve evrenin toplam entropi değişimi üzerinden “Gibbs Serbest Enerjisi” ni tanımlar.

3.8. Kimyasal reaksiyonların istemliliğini Gibbs Serbest Enerjisi üzerinden irdeler.

↸ Oda ortamına konulan, 0 oC sıcaklıktaki 1 mol buzun erimesi gibi basit bir olay alınarak sistemin ve ortamın entropi değişimleri hesaplanabilir. Buzun erimesi olayında sistemin entropi değişiminin pozitif, ortamın entropi değişiminin negatif, toplam entropi değişiminin pozitif olduğu gösterilir. Benzer bir hesaplama, sıcaklığı -20 oC olan bir odaya konmuş, 0 oC da 1 mol sıvı su için tekrarlanır. Evrenin toplam entropi değişiminin bu olayda da pozitif olduğu belirlendikten sonra, termodinamiğin 2. kanununun ifadesi irdelenir. Mutlak sıfır noktasında, mutlak entropinin ‘sıfır’ oluşu, öteleme hareketlerinin tamamen durması ile ilişkilendirilir. Termodinamiğin 3. kanununun anlamı irdelenir. Ele alınan örnek olaylarda, sistemin entropi değişimi ∆S ve ortamın entropi değişimi (-∆H/T) ile gösterilip, istemli olaylarda bu iki terim toplamının > 0 olması gerçeğinden, ∆H - T∆S < 0 sonucuna ulaşılır. Buradan Gibbs serbest enerjisi (∆G) tanımına geçilerek istemlilik, ∆G’nin işareti ile ilişkilendirilir. ∆G = 0 olması hâlinin tersinir olaylara (dengeye) karşı geldiği sonucuna götürecek bir tartışma yapılır (3.6; 3.7). ↸ Standart mutlak entropiler (S0) bir çizelge hâlinde verilir. Bu çizelge kullanılarak, örnek reaksiyonlar için, ∆S0 değerleri bulunur. Standart oluşum entalpileri (∆Ho

f) ile hesaplanan reaksiyon ∆Ho değerleri ve ∆So

ile, ∆G0 bulunup bu değerin işareti üzerinden istemlilik- istemsizlik- tersinirlik irdelemesi yapılır (3.8).

[!] 3.6 Termodinamiğin 2. kanunu için, “Her istemli olayda evrenin toplam entropisi artar.” ve “Evren zaman geçtikçe bir denge hâline yaklaşır.” ifadeleri uygundur.

[!] 3.6 Termodinamiğin 3. kanunu bazı mükemmel kristal maddeler için geçerli olmayıp bu maddelerin 0 K sıcaklıktaki mutlak entropileri, sıfırdan büyüktür. Ancak, bu değerlerin sıfır sayılması da fazla bir hata getirmediği için, 3. kanunun, bütün maddeler için geçerli sayılması ciddi bir problem getirmez.

[!] 3.7 Gibbs serbest enerjisi tanımlandıktan sonra, termodinamiğin 2. kanunu için, “Enerji değişimi olmayan hiçbir istemli olayda, entropi azalması olmaz.” anlamında 3. bir ifade de verilir. Gazların karışması, sadece entropi artışı dolayısıyla istemli olay örneği olarak kullanılır. Bu olayda her iki gazın hacminin de büyümesi, moleküllerin dağılma olasılığının artması, bu da entropinin büyümesi şeklinde yorumlanır.

[!] 3.8 ∆G teriminin işareti yanında, mutlak değeri de bir tepkimenin dengeden uzak ve istemli veya dengeye yakın fakat istemli olduğunu irdelemede önemlidir. Örneğin; ∆G0 = -0,5 kJ/mol bulunan bir tepkimenin sağa istemli fakat dengeye yakın olduğu irdelemesi yapılmalıdır.

??? 3.8 Mutlak entalpilerin genelde bilinmez büyüklükler olmasına benzetilerek, mutlak entropilerin de bilinemeyeceği yanılgısı, mutlak entropiler (S0) çizelgesine dikkat çekilerek düzeltilebilir.

[!] 3.8 ∆G = ∆H - T∆S ifadesinde ∆H teriminin alınan verilen ısıyı, T∆S teriminin kullanılamayan termal enerjiyi ifade ettiği belirtilerek, ∆G teriminin neden kullanılabilir (serbest) enerji olduğu irdelenir.

�� 3.8 Mutlak entropilerin nasıl hesaplandığı konusuna girilmez.

�� 3.8 Kimyasal reaksiyonlarda istemlilik tartışmaları, sadece standart şartlarda yapılır.

↸: Sınıf-Okul Đçi Etkinlik ???: Kavram Yanılgısı [!]: Uyarı ��: Sınırlamalar


26

D. Önerilen Öğretim ve Değerlendirme Örnekleri

Örnek Değerlendirme : 1

Đlgili Olduğu Kazanımlar : 1.1-1.6

Aşağıdaki metni dikkatle okuyarak boş bırakılan yerlere uygun düşen kelimeleri yazınız:

TERMODĐNAMĐKTE SĐSTEMLER VE ORTAMLAR

Fiziksel ve kimyasal değişimlere eşlik eden ısı ve mekanik iş alış-verişlerini inceleyen bilim dalına ……………………… denir. Bu bilim dalı, enerji bilançolarını çıkarırken, değişim olayının gerçekleştiği mekâna ………….., bu mekânı kuşatan diğer evren parçasına da ……………. adını verir.

…………………., içinde bulundukları ………………. ile madde ve enerji alış-verişi olup olmamasına göre açık, yarı kapalı veya kapalı olabilir. Madde ve enerji alış-verişinin yasaklı olmadığı ………………, açıktır. Örneğin, göl suyu, hem buharlaşma/yoğuşma yoluyla su alış-verişine, hem de toprak ve hava ile ısı alış-verişine açıktır. Đnsan vücudu da hem madde hem de enerji alış-verişine açıktır.

Madde alış-verişine kapalı, enerji alış-verişine açık ……………… de olabilir. Örneğin, şişelenmiş su, madde alış-verişine kapalı, enerji alış-verişine açık olduğu için yarı kapalı bir ……………. gibi düşünülebilir. Çok iyi yalıtılmış ve ideal şekilde kapatılmış bir termos içindeki olaylar, dış …………………… ile hiçbir madde ve enerji alış-verişi olmadan gerçekleşebilir. Örneğin böyle bir termosta, buzun erimesi sağlanabilir. Tamamen yalıtılmış olduğu için böyle ………………..lere “izole ………….” de denir.

Sıcaklık, basınç ve hacim değişkenlerinin sabit olup olmamasına göre de farklı …………... tanımlamak mümkündür. Örneğin, izotermal ………………. de, ………… ile çok hızlı ısı alış-verişi olabildiği ve bu sayede ……………….. sıcaklığının hep sabit kaldığı varsayılır. Böyle bir …………..in kapalı olamayacağı aşikârdır.

Hacmi sabit (izokorik) ……………….., ister istemez madde alış-verişine kapalıdır. Burada gerçekleşen olaylardaki iç enerji değişimi, açığa çıkan veya yutulan ısıya eşittir. Çünkü hacim değişmedikçe mekanik iş yapılamaz.

Bir bisiklet pompası içine hapsedilmiş hava ısıtılırsa, ısınmaya bağlı basınç değişimi, serbest ve sürtünmesiz hareket eden pistonun yer değiştirmesi (hacim büyümesi) ile telafi edilir; ısınmaya rağmen gaz basıncı değişmez. Böyle bir …………., izobarik şeklinde de nitelenir.


27

Örnek Değerlendirme : 2

Đlgili Olduğu Kazanımlar : 1.4; 2.1; 2.2; 2.3; 2.4; 3.7

1. Standart şartlarda 1 mol hidrojenin sabit hacimli kapalı bir silindirde yanması sonucu su buharı oluşurken 241,82 kJ ısı açığa çıkmaktadır. Yine 1 mol hidrojen, sürtünmesiz hareket eden bir piston altında standart şartlarda yakılınca açığa çıkan ısı miktarı 240,68 kJ olduğuna göre ∆H, ∆U ve w nedir?

2. ∆Hof CaO (k) = -635,5 kJ/ mol ve ∆Ho

f CO2 (g) = -393,5 kJ/mol olarak veriliyor.

CaCO3(k) → CaO (k) + CO2 (g)

reaksiyonu için standart entalpi değişimi 178,1 kJ/mol ise CaCO3 için standart oluşum entalpisi kaç kJ/mol’dür?

3. 2Al(k) + 3/2 O2(g) → Al2O3 (k) ∆Hof = -1670 kJ

2Fe(k) + 3/2 O2(g) → Fe2O3(k) ∆Hof = -824 kJ

verilerini kullanarak

2Al(k) + Fe2O3(k) → Al2O3(k) + 2Fe(k) reaksiyonu için entalpi değişimini bulunuz.

4. Aşağıda verilen bilgileri kullanarak asetilenin (C2H2) standart oluşum entalpisini hesaplayınız.

2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(s) ∆Hof = -2243,6 kJ

C(k) + O2(g) → CO2(g) ∆Hof = - 393,5 kJ

H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(s) ∆Hof = - 285,8 kJ

5. Tabloda verilen molar bağ kırılma entalpisi değerlerini kullanarak, standart şartlarda 112 L metanın (CH4) yanma entalpisini hesaplayınız.

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)

Bağ Kırılma Entalpileri (kJ/mol)

C ̶ C 350

C ̶ H 410

O ̶ H 460

C = O 732

O = O 498

6. Tabloda verilen bilgileri kullanarak 298 K de;

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) reaksiyonuna göre 68 g NH3 oluşurken standart serbest enerji değişimini hesaplayınız.

Standart Serbest Enerji (>G0f) (kJ/mol)

N2(g) 0,000

H2(g) 0,000

NH3(g) -16,66


28

Örnek Değerlendirme : 3 Đlgili Olduğu Kazanımlar : 3.4

Tabloda verilen madde çiftlerini sahip oldukları molar entropinin az veya çok oluşuna göre karşılaştırınız. Yaptığınız karşılaştırmayı ve kararınızın nedenini tabloda ayrılan yere yazınız.

Madde Çiftleri Entropinin azlığı/ çokluğu

�eden

0°C ve 1 atm de 1 mol CO2

0°C ve 1 atm de 3 mol CO2

25°C ve 1 atm de 2 mol He

25°C ve 3 atm de 2 mol He

Standart şartlarda 1 mol Br2(s)

Standart şartlarda 1 mol Br2(g)


29


1. Aşağıda verilen reaksiyonların her biri için sistemin entropi değişiminin pozitif veya negatif olacağını tahmin ediniz. Tahmininizi ve nedenini yazınız.

Tepkime Entropi değişiminin işareti (>S > 0) veya (>S < 0)

�eden

H2O(s) → H2O(g)

CaCO3(k) → CaO(k)+ CO2(g)

Ag+(aq) + Cl-

(aq)→ AgCl(k)

2. Aşağıdaki çizelgede, su, brom, iyot ve sodyum için farklı fiziksel hâllerin standart oluşum entalpilerinin ve standart mutlak entropilerin farklı olduğu görülmektedir. Katı, sıvı ve gaz hâllerin oluşum entalpilerinin ve mutlak entropilerinin neden farklı olduğunu açıklayınız.

Madde Oluşum Entalpisi (>H0f)

(kJmol-1) Standart Mutlak Entropi

(So) (JK-1mol-1)

H2O(k)

H2O(s)

H2O(g)

-292,05

-285,83

-241,82

63,91

69,91

188,83

Br2(s)

Br2(g)

0,00

30,91

152,23

245,46

Na(k)

Na(g)

0,00

107,32

51,21

153,71

I2(k)

I2(g)

0,00

62,44

116,14

260,69


30


Tablodaki verileri kullanarak aşağıda verilen reaksiyonlar için standart entropiyi hesaplayıp sonucun işaretini yorumlayınız.

Standart Molar Entropi Değerleri (So) (JK-1mol-1)

N2(g) 191,60 H2(g) 130,70

NH3(g) 192,40 N2O4(g) 304,29 NO2(g) 240,06 C2H4(g) 219,56 C2H6(g) 229,60

Reaksiyonlar >So(JK-1mol-1) Yorum

N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g)

N2O4(g) → 2NO2(g)

C2H4(g)+ H2(g) → C2H6(g)

11. sınıf kimya 1. Ünite

Documents