🌠 Entalpi Ve Iç Enerji Farkı

BuradaH entalpi, E iç enerji, P basınç, V de hacimdir. İç enerjide olduğu gibi bir sistemin mutlak entalpisini de tayin etmek imkansızdır. İç enerji, basınç ve hacim, hale bağlı miktarlar olduğundan entalpi de geçilen yollar ne olursa olsun sadece ilk ve son hallere bağlıdır. Bu sebeple miktar, iki halin farkı şeklinde Yayınlanan20-02-2020. Entalpi ve İç Enerji. Kimyadaki çalışma amaçları için evreni bir sistem ve çevre olarak ikiye ayırıyoruz. Herhangi bir zamanda, ilgilendiğimiz kısım sistemdir ve geri kalanı çevrelemektedir. Entalpi ve iç enerji, termodinamiğin birinci yasası ile ilgili iki kavramdır ve bir sistemde ve çevrede entalpi - iç enerji ile basınç ve hacmin çarpımı olan bir sistemin termodinamik özelliği. entalpi değişimi - sabit basınçta bir sistemin enerji değişimi. atomizasyon entalpisi - bireysel atomlar oluşturmak için bir bileşikte kimyasal bağlar kırıldığında entalpi değişimi miktarı. TERMODİNAMİK Termodinamiğin Tanımı. Termodinamik, enerjiyi ve çeşitli enerji şekilleri arasındaki ilişkiyi inceleyen temel bir bilim dalıdır. Termodinamik genel olarak iş ya da ısı uygulanan maddelerin davranışlarını inceler, belirli durum (hâl) değiştirmelerini sağlamak için eklenmesi veya çıkarılması gerekli iş veya ısı miktarlarını hesaplama yollarını Termodinamik incelemenin başlangıç ve bitim noktalarında ölçülen entalpi – toplam enerji farkı (DH) olay sonundaki madde kaybı veya kazancının da bir ölçüsü olur. Canlılarda çevreden alınan enerjinin azalmasına neden olan koşullarda bu etkiye karşı iç enerji kaynaklarından yararlanma yolu ile etkinin azaltılmasına İç Enerji (U, kJ): Bir sistemi oluşturan atom, iyon ve molekül gibi en küçük yapı taşlarının sahip olduğu tüm enerjilerin toplamına iç enerji adı verilir. Durgun halde bir maddenin iç enerjisi bilinemez, iç enerji ancak fiziksel ve kimyasal olaylar sırasında meydana gelen enerji değişimleri ile kesin olarak ölçülebilir. Enerji (güç) kalitesi ölçümü kaliteyi ölçmek için kullanılan cihazların sisteme uyum sağlaması ve tespitleri doğru yapması ile mümkün olabilmektedir. Ölçümü yapacak kişi bu işin uzmanı olmalıdır. Aksi halde güvenlik ile ilgili sorunlar yaşanabilmektedir. İlginizi Çekebilir: Topraklama Ölçümü. Entalpi – iç enerjinin toplamı ve basınç ve hacmin çarpımı olan bir sistemin termodinamik özelliği. Entalpi değişimi – sistemin sabit basınçta enerji değişimi. Etomizasyon entalpisi – tek tek atomlar oluşturmak üzere bir bileşikte kimyasal bağlar koptuğunda entalpi değişim miktarı. ÖRNEK:GAZ KARIŞIMI-ENTALPİ. 22 g kütlesinde, hacimce oranları olan, CH 4 ve O 2 gazlarından oluşan bir gaz karışımı aşağıda belirtilen 1 atm sabit basınç ve 25°C sabit sıcaklıkta gerçekleşen tepkimeler sonucunda CO ve H 2 gazlarını oluşturuyor. Slideshow 4169562 by tacy ZgQkCMV. Bir maddenin yapısında depolanan bütün enerjilerin toplamına Entalpi denir. Bir mod maddede depolanan enerjiye ise o maddenin Molar Entalpisi denir. Bir maddenin entalpisinin tam olarak hesaplanması çok zordur. Entalpi H simgesi ile reaksiyonlarda tepkimelerde girenlerin entalpileri toplamı ile ürünlerin entalpileri toplamı arasındaki farka Tepkime Entalpisi denir. Diğer bir adı ise Tepkimenin Entalpi Değişimidir. Tepkime Entalpisi ise ΔH simgesi ile değeri maddenin miktarına, sıcaklığa, basınca ve maddenin fiziksel haline bağlıdır. Formül olarak yazarsak Sponsorlu Bağlantılar H = U + P*V Sistemin iç enerjisiP Sistemin basıncıV Sistemin hacmiEndotermik ve Ekzotermik Tepkime EntalpileriΔH değeri artı + ise tepkime ısı almış demektir. Bu tepkimelere ise endotermik tepkime denilmektedir. Eğer ΔH değeri eksi - ise tepkime ısı vermiş demektir. Bu tepkimelere ise ekzotermik tepkime ÇEKEBİLİR Ekzotermik Tepkime ve Endotermik Tepkime Nedir? İçindekilerEnerjiEntalpi HEntalpi Değişimi ΔHEntalpi Değişimi ΔH İçin Bir BenzetmeOluşum Entalpisi ΔHoolStandart Koşullar veya Oda KoşullarıElementlerin Molar Oluşum Isıları ΔHoolElementlerin Allotroplarının “Oluşum Isıları”Bileşiklerin “Standart Oluşum Entalpileri” ΔHoolI Bazen, bileşiklerin “standart oluşum entalpileri” hazır olarak verilirII Bazen de bileşiklerin, elementlerinden oluştuğu tepkimelerine bakarak, biz buluruzStandart Tepkime Entalpileri ΔHoÖrnekÖrnekÖrnekÖrnekÖrnekTepkime Isısının ΔH Diğer AdlarıÖrnekTepkime Isısı ΔH ile Kimyasal HesaplamalarÖğretici ÖrnekTepkime Isısı Tepkime Entalpisi – ΔH Nelere Bağlıdır? “Oluşum Entalpisi” kavramını anlayabilmek için, öncelikle “Entalpi” kavramını anlamak gerekir. “Entalpi” kavramını anlamak için de, “enerji” kavramı hakkında bir fikrimizin olması gerekir. O zaman gelin, önce, enerji kavramını kısaca açıklayalım. Enerji En basit tanımı ile enerji; iş yapabilme kütlesi, ağırlığı ya da hacmi yada bunun gibi özellikleri yoktur. Bu yüzden enerji elle tutulur, somut bir şey bir çok farklı formu vardır. Bunlar şunlardırIsı enerjisi QBağ EnerjisiEntalpi HPotansiyel Enerji Ep veya PEKinetik Enerji Ekİç Enerji UElektrik EnerjisiKimyasal EnerjiNükleer EnerjiSes enerjisiIşık enerjisiManyetik EnerjiKimyasal tepkimeler, genellikle, ısı enerjisi, elektrik ya da ışık enerjisi ile gerçekleşir. Entalpi H Entalpi, “ısı kapsamı” olarak da “H” sembolü ile gösterilen bir H, bir maddenin depoladığı her türden enerjinin maddenin entalpisini hesaplamak için; atomlarında, atomlarının çekirdeklerinde, elektronlarında, atomların arasındaki bağlarda,… depolanan bütün enerjiyi hesaplayıp, hepsini toplamak gerekir ki bu mümkün bir maddenin entalpisini H hesaplamak mümkün değildir. Entalpi Değişimi ΔH Entalpi, her ne kadar ölçülemeyen bir büyüklük olsa da, entalpi değişimi ΔH, değişimi “ΔH” ile değişimi; bir maddenin aldığı ya da verdiği ΔH değeri; maddelerin sahip olduğu enerjiyi değil, enerjilerinin ne kadar arttığını ya da azaldığını gösterir. Oluşum Entalpisi ΔHool 1 mol maddenin, standart koşullarda, elementlerinden oluşması esnasında alınan verilen enerjiye molar oluşum ısısı oluşum ısısına, standart koşullarda hesaplandığı için; “standart oluşum ısısı” veya “standart oluşum entalpisi” de denir. ΔH Tepkime ısısı veya tepkime entalpisi Standart koşullarda hesaplanmış tepkime ısısı Standart koşullarda hesaplanan molar oluşum ısısı demektir.“ΔHool” ve “ΔHof” aynı şeylerdir. Standart Koşullar veya Oda Koşulları Standart koşullar demek, 25oC sıcaklık ve 1 atm dış basınç koşullara “Oda Koşulları” da denir. Elementlerin Molar Oluşum Isıları ΔHool Elementler, en temel maddelerdir ve standart koşullarda, oluşum entalpileri için ΔHool = 0 kj/molElementler standart koşullarda değilse, oluşum ısıları sıfırdan oksijen elementi O2, standart koşullarda gaz halindedir. Bu yüzden, oksijen gazının ΔHool değeri sıfırdırO2g için ΔHool = 0Fakat; oksijen elementinin sıvı ya da katı halinden bahsediyorsak, artık standart koşullardan çıkmışız demektir. Oksijen gazı, katı ya da sıvı hale geçerken enerji verir ve entalpisi azalır, bu yüzden, katı ve sıvı oksijenin oluşum ısıları sıfırdan küçüktürO2s için ΔHol OFeg > 0 Elementlerin Allotroplarının “Oluşum Isıları” Allotroplar, element atomlarının, faklı şekillerde dizilmesi ile oluşan farklı allotrop örnekleri şunlardırOksijenin allotropları O2 – O3Fosfor elementinin allotropları Beyaz fosfor – Kırmızı fosforKarbon elementinin allotropları Grafit – Elmas – FullerenlerKükürt elementinin allotropları Rombik kükürt – Monoklin kükürtAllotropların, doğal olanlarının, standart oluşum entalpileri sıfır, diğerlerinin ise sıfırdan farklıdır. – O2 Oksijen ve O3 Ozon O3 gazının standart oluşum entalpisi sıfırdan büyüktürΔHool[ozon gazı] > 0O2 gazı, doğal bir element olduğu için standart oluşum entalpisi sıfırdırΔHool[oksijen gazı] = 0 – Grafit ve Elmas Grafit ve elmas, karbon elementinin iki doğal bir element olduğu için, standart oluşum entalpisi sıfırdırΔHool[grafit] = 0Elmasın, standart oluşum entalpisi sıfırdan büyüktürΔHool[elmas] > 0 Bileşiklerin “Standart Oluşum Entalpileri” ΔHool Bileşiklerin standart oluşum entalpileri; iki farklı şekilde karşımıza çıkar I Bazen, bileşiklerin “standart oluşum entalpileri” hazır olarak verilir Aşağıdaki tabloda, birçok bileşiğin ve bazı elementlerin standart şartlarda molar oluşum entalpileri verilmiştir. Bazı Maddelerin Standart Oluşum Isıları II Bazen de bileşiklerin, elementlerinden oluştuğu tepkimelerine bakarak, biz buluruz Girenler element ise, tepkimenin ΔHo değeri, ürünlerin oluşum ısısına elementlerin kimyasal tepkimler ile birleşmesi sonucu oluşur. Aşağıda, bazı bileşiklerin, elementlerinden oluşum sentez tepkimeleri verilmiştir CO2 Karbon dioksit gazının standart oluşum tepkimesiCk + O2g → CO2gH2O Dihidrojen monooksit sıvısının standart oluşum tepkimesiH2g + 1/2O2g → H2OsHCl Hidroklorik asit gazının standart oluşum tepkimesiH2g + Cl2g → 2HClg Bir bileşiğin, standart koşullarda gerçekleşen oluşum tepkimesinin ΔHo değerini biliyorsak, o bileşiğin standart oluşum entalpisini ΔHool biliyoruz demektir; bu iki değer birbirine eşittir. Aşağıda bu kuralın örnekleri verilmiştir CO2 gazının standart oluşum tepkimesine bakarak, ΔHool değerine aşağıdaki gibi karar veririzCk + O2g → CO2g ΔHo = -393,5 kj/moltepkimesi verilir ise;CO2g için ΔHool = -393,5 kj/mol H2O sıvısının standart oluşum tepkimesine bakarak, ΔHool değerine, aşağıdaki gibi karar veririzH2g + 1/2O2g → H2Os ΔHo = -285,8 kj/mol tepkimesi verilir ise;H2Os için ΔHool = -285,8 kj/mol olur. HCl gazının standart oluşum tepkimesine bakarak, ΔHool değerine, aşağıdaki gibi karar veririzH2g + Cl2g → 2HClg ΔHo = -184,6 kj/mol tepkimesi verilir ise;2HClg için ΔHool = -184,6 kj/mol olduğundanHClg için ΔHool = -184,6 / 2 = -92,3 kj/mol HCl örneğinden anlaşılıyor ki, oluşum tepkimesinde, bileşiğin katsayısı birden farklı ise, tepkimenin ΔHo değerini, bileşiğin katsayısına bölmemiz gerekiyor. Bu işlemi yaptığımızda ancak, bileşiğin “standart molar oluşum entalpisini” bulmuş oluyoruz. Standart Tepkime Entalpileri ΔHo Bir tepkimenin, standart koşullardaki entalpi değişimi için şu isimler kullanılırStandart Tepkime Entalpisi = Tepkime Isısı = ΔHo Bir tepkimenin endotermik mi yoksa ekzotermik mi olduğuna karar vermenin yollarından biri de, tepkimenin ΔHo standart tepkime entalpisi değerini tepkimenin, ΔHo değerini hesaplamak için, ürünlerdeki maddelerin, toplam ΔHool standart oluşum entalpisi değerinden, girenlerdeki maddelerin toplam değerleri çıkarılır. Yani tepkimelerin, Standart Tepkime Entalpisi ΔHo formülü şöyledir ΔHo = ΔHoolürünler – ΔHoolgirenlerEşitlikteki “” sembolü “toplam” anlamındadır. Yukarıdaki formül kısaca şöyle de yazılabilirΔHo = Ürünler – Girenler Tepkimedeki maddelerin katsayıları birden farklı ise, “oluşum entalpileri”, katsayıları ile ve girenlerin toplamı, bu şekilde hesaplanır. Örnek A + 2B → 3C + D Yukarıda verilen tepkimede, girenlerin ve ürünlerin standart oluşum entalpileri ΔHool aşağıda verilmiştir. ΔHoolA = 90 kkal/molΔHoolB = -30 kkal/molΔHoolC = -40 kkal/molΔHoolD = 70 kkal/mol Buna göre bu tepkimenin standart entalpisi ΔHo kaçtır? Örnek A + 2B → 3C + D ΔHo = -80 kj/mol Yukarıda, denklemi ve tepkime ısısı verilen tepkimedeki maddelerin standart oluşum entalpileri ΔHool aşağıda verilmiştir. ΔHoolA = 90 kkal/molΔHoolB = -30 kkal/molΔHoolD = 70 kkal/mol Buna göre; bu C maddesinin standart oluşum ısısı ΔHool kaçtır? Örnek CH4g + 2O2g → CO2g + 2H2Og Tepkimesindeki maddelerin standart oluşum entalpileri aşağıda verilmiştir. ΔHoolCH4g = -74,8 kj/molΔHoolCO2g = -393,5 kj/molΔHoolH2Og = -241,8 kj/mol Buna göre, bu tepkimenin “standart tepkime ısısı” ΔHo kaçtır? Örnek Yukarıdaki grafik, standart koşullarda gerçekleşen bir kimyasal tepkimenin, Potansiyel Enerji – Tepkime Koordinatı T. K. grafiğidir. Bu grafiğe göre, bu tepkimenin ΔHo değeri kaçtır? Örnek Yukarıda, standart şartlarda çizilmiş, grafiği verilen tepkime için; I Tepkime endotermik bir Tepkimenin ΔHo değeri -180 kj/mol’ Tepkime denklemi şöyledirCaO + CO2 → CaCO3 + 180 kj/mol yargılarından hangileri doğrudur? A Yalnız IIB Yalnız IIIC I ve IIID II ve IIIE I, II ve III Tepkime Isısının ΔH Diğer Adları Tepkime ısısı ΔH, tepkimenin türü ile aynı ismi alabilir. Mesela;Yanma tepkimelerinin ΔH değerine “Yanma Isısı“Nötürleşme tepkimelerinin ΔH değerine “Nötürleşme Isısı“Çözünme tepkimelerinin ΔH değerine “Çözünme Isısı” da tepkimelerinin ΔH değerine “Erime Isısı” da tepkimesinin ΔH değerine “Donma Isısı” tepkimesinin ΔH değerine “Buharlaşma Isısı” mol maddenin tepkimesi sırasında alınan/verilen enerji değeri ΔH kastediliyorsa “molar” kelimesi kullanılır“Molar Yanma Isısı“ Bir maddenin 1 molünün yanması sırasında açığa çıkan enerjidir.“Molar Çözünme Isısı“ Bir maddenin 1 molünün suda çözünme sırasında alınan/verilen enerjidir.“Molar Erime Isısı“ Bir maddenin 1 molünün erimesi sırasında alınan/verilen enerjidir. Örnek Aşağıda verilen tepkimelerin tepkime ısılarına ΔH verilebilecek adları belirtiniz. I 2Ca + O2 → 2CaOII H2Os → H2OgIII NaOH + HCl → NaCl + H2OIV NaClk → Na+suda + Cl–suda Tepkime Isısı ΔH ile Kimyasal Hesaplamalar Tepkime ısısı, tepkimedeki maddeler, katsayılarına eşit mol sayısında iken tepkime verdiğinde alınan veya verilen ısıyı ifade eder. Öğretici Örnek Örnek bir tepkime üzerinden, tepkime ısısını nasıl hesaba katacağımızı anlamaya çalışalım2Ca + O2 → 2CaO ΔH = -1200 kj/molYukarıdaki tepkimede ΔH değerinin negatif olması, ısının ürünler kısmında olması demektir2Ca + O2 → 2CaO + 1200kj/molBu tepkime bize şunları söylemeye çalışıyor– 2 mol Ca yandığında 1200 kj ısı oluşur.– 1 mol O2 tepkimeye girdiğinde 1200 kj ısı oluşur.– 2 mol CaO oluştuğunda 1200 kj ısı oluşur. Tepkime Isısı Tepkime Entalpisi – ΔH Nelere Bağlıdır? Bir tepkimenin, tepkime ısısı ΔH şu faktörlerden etkilenir Ortamın ısısıBir tepkimedeki maddelerin fiziksel halleri değişirse, tepkimenin ΔH değeri de ısısı değişirse katılar eriyebilir veya sıvılar kaynayabilir. Sonuçta tepkimedeki maddelerin fiziksel hali maddelerin fiziksel hallerini değiştirdiği için, ortamın ısısı, tepkime ısısını basıncıTıpkı “ortamın ısısı” gibi, basınç da, tepkimedeki maddelerin fiziksel hallerini değiştirdiği için, tepkime ısısını miktarıDaha çok madde tepkimeye girerse; daha çok ısı alınır veya ton kömür, 1 kilo kömürden daha fazla ısıtır. Tepkimenin mekanizması basamak sayısı değişirse, tepkime ısısı değişmez. Enerji Video Ders Olarak İzlemek İçin Tıklayın • REAKSİYON ENTALPİSİ ISISI Reaksiyonlar ısı yönüyle ikiye ayrılır. 1. Ekzotermik reaksiyonlar ısı veren 2. Endotermik reaksiyonlar ısı alan Bir kimyasal reaksiyon söz konusu ise mutlaka enerji değişimi olur. Ya dışarıya ısı verilir ya da çevreden ısı alınır. H2+ 1/2 O2 H2O + 68 Ekzotermik reaksiyon N2 + O2 + 42 2NO Endotermik reaksiyon ENTALPİ DH Herhangi bir madde bir kimyasal reaksiyonda dışarıya enerji vererek başka bir maddeye dönüşüyorsa, açığa çıkan enerji önceden başlangıçtaki maddede depo edilmiş halde bulunmalıdır. Aynı şekilde oluşan maddeler de, başka bir maddeye dönüşürken gene enerji verebildiklerine göre bu maddelerde depo edilmiş enerji vardır denilebilir. Herhangi bir maddenin kimyasal yapısına bağlı olarak depo edilmiş olan bu enerjiye ısı kapsamı denir. Sabit basınçta H ile gösterilir. İç enerji değişimine entalpi adı verilir. Her maddenin kendi içinde bulundurduğu bir iç enerjisi vardır. DH ile gösterilir. Bir maddenin katı, sıvı, gaz hallerinde entalpi değerleri farklıdır. Entalpi; a. Madde miktarına b. Maddenin fiziksel haline c. Basınca bağlıdır. DH + işaretli ise ya da DH > 0 ise olay endotermiktir. DH - işaretli ise ya da DH < 0 ise olay ekzotermiktir. OLUŞUM ENTALPİSİ ISISI Elementlerin ve tabiatta bulunan halleri ile tek cins atomdan oluşmuş moleküllerin Na, Fe, H2, O2… entalpileri sıfır kabul edilmiştir. Elementlerin bir araya gelerek 1 mol bileşik oluştururken kullanılan ısıya ya da açığa çıkan ısıya oluşum entalpisi denir. C + O2 CO2 DH = -94 C ve O2nin entalpisi sıfır olduğundan CO2nin oluşum entalpisi -94 2Fe + 3/2 O2 Fe2O3 + 190 denklemine göre Fe ve O2nin entalpileri sıfır olduğundan Fe2O3ün oluşum entalpisi –190 dür denilir. REAKSİYON ENTALPİSİ DH = DHürünler– DHgirenler Ürünlerin oluşum entalpileri toplamından, girenlerin oluşum entalpileri toplamı çıkarılarak reaksiyonun DH’ı hesaplanır. HESS KANUNU Reaksiyon Isılarının Toplanabilirliği Bir reaksiyon ister tek kademede oluşsun, isterse birden fazla tepkimenin toplamından oluşsun neticede ısı değişimi aynı olur. Bir tepkimenin entalpisi, tepkimenin izlediği yola kademe sayısı bağlı değildir. Reaksiyon ters çevrilince DH işaret değiştirir. Reaksiyon herhangi bir katsayı ile çarpılırsa DH’da çarpılır. Reaksiyonlar toplanırsa DH’lar da toplanır. şeklinde sıralanır. Örnek 2A + 3B 4C + 3D DH=+a A + 3E 2C + 3D DH= – b olarak verildiğine göre; B+D 2E tepkimesinin DH değeri a ve b cinsinden nedir? Çözüm Verilen denklemler yardımıyla bilinmeyen denklemin DH’ı hesaplanacaktır. Bu işlem için I. denklem 1/3 ile çarpılmalıdır. Çünkü sorulan denklemde B bir mol’dür. denklemin DH değeri a/3 olur. denklem ters çevrilmeli ve 2/3 ile çarpılmalıdır. ters çevrildiği için -b değeri b ye ve 2/3 b olur. tepkimeler toplandığından DH’lar da toplanır. HAL DEĞİŞMELERİ Bir maddeye verilen enerji maddenin sıcaklığını artırıyorsa maddeye verilen enerji Q = Dt formülüyle hesaplanır. Maddeye verilen enerji maddenin sıcaklığını değiştirmeden fiziksel halini değiştiriyorsa maddeye verilen enerji Q = formülü ile hesaplanır. Katı bir maddenin ısıtılması sırasında erime noktasına kadar maddenin sıcaklığı artar ve katının ısınması sırasında aldığı ısı; formülüyle bulunur. Erime noktasına gelmiş olan katının erime süresince sıcaklığı değişmez, fakat maddeyi eritmek için ısı verilmektedir. Bu verilen ısı maddenin katı halden, sıvı hale geçmesini sağlamaktadır. Q = le Bir maddenin 1 gramının katı halden sıvı hale geçebilmesi için verilmesi gereken ısı miktarıdır. Tamamen sıvı hale dönüşmüş olan maddeye ısı verilmeye devam edilirse sıvı ısınmaya başlar ve kaynama noktasına kadar sıcaklığı artar. Q = ile sıvının aldığı ısı bulunur. Sıvı kaynamaya başladığı andan, tamamen buharlaşıncaya kadar geçen zaman içerisinde sıcaklığı değişmez. Verilen ısı Q = lb 1 gram maddenin sıvı halden, gaz hale geçmesi için verilen ısıdır. Tamamen gaz haline geçen maddeye ısı verilmeye devam edilirse gazın sıcaklığı artacaktır ve gazın aldığı ısı Q = formülü ile bulunur. Bir maddeye verilen ısı, o maddenin ya sıcaklığında bir değişiklik yapar ya da halinde durumunda bir değişiklik yapar. Bir madde erime noktasına kadar ısıtıldıktan sonra erimesi tamamlanıncaya kadar verdiğimiz enerji sıcaklık değişimine sebep olamaz. Dolayısıyla verilen enerji maddenin hal değişimine uğramasına yol açmıştır. Buz için ısınma eğrisi Not Farklı sıcaklıklarda iki madde karıştırıldığında sıcaklığı fazla olandan düşük olana ısı geçişi olacaktır. Her zaman Q verilen=Q alınan BAĞ ENERJİLERİ İki atom arasındaki bağı koparabilmek için verilmesi gereken enerjiye bağ enerjisi denir. Bağın koparılması endotermik bir olay olduğuna göre bağın oluşumu ekzotermiktir. Bağ oluşurken koparmak için verdiğimiz enerji kadar ısı açığa çıkar. Bağ enerjisi ne kadar fazla ise bileşik o kadar kararlıdır. Bağ enerjileri kullanılarak reaksiyonun DH’ı hesaplanabilir. NOT Herhangi bir kimyasal reaksiyon oluşması için reaksiyona giren maddelerin belirli bir enerjiye sahip olmaları gerekir. Bu enerji bağı koparmak için verilmesi gereken enerjidir. Entalpi ve İç Enerji Arasındaki Fark - Bilim İçerik Entalpi ve İç EnerjiKimyadaki çalışma amaçları için, evreni bir sistem ve çevre olarak ikiye ayırıyoruz. Herhangi bir zamanda ilgilendiğimiz kısım sistemdir ve gerisi çevrelemektedir. Entalpi ve iç enerji, termodinamiğin birinci yasasıyla ilgili iki kavramdır ve bir sistemde ve çevresinde meydana gelen reaksiyonları nedir?Bir reaksiyon gerçekleştiğinde, ısıyı emebilir veya geliştirebilir ve eğer reaksiyon sabit basınçta gerçekleştirilirse, bu ısı, reaksiyonun entalpisi olarak adlandırılır. Moleküllerin entalpisi ölçülemez. Bu nedenle, bir reaksiyon sırasında entalpi değişimi ölçülür. Belirli bir sıcaklık ve basınçta bir reaksiyon için entalpi değişimi H, reaktanların entalpisinin ürünlerin entalpisinden çıkarılmasıyla elde edilir. Bu değer negatifse, reaksiyon ekzotermiktir. Değer pozitifse, reaksiyonun endotermik olduğu söylenir. Herhangi bir çift reaktan ile ürün arasındaki entalpi değişimi, aralarındaki yoldan bağımsızdır. Ayrıca entalpi değişimi, reaktanların fazına bağlıdır. Örneğin, oksijen ve hidrojen gazları su buharı üretmek için reaksiyona girdiğinde, entalpi değişimi -483,7 kJ'dir. Bununla birlikte, aynı reaktantlar sıvı su üretmek için reaksiyona girdiğinde, entalpi değişimi -571,5 kJ'dir. 2H2 g + O2 g → 2H2O g; H = -483,7 kJ2H2 g + O2 g → 2H2O l; H = -571,7 kJİç enerji nedir?Isı ve iş, enerji aktarmanın iki yoludur. Mekanik işlemlerde enerji bir yerden başka bir yere aktarılabilir, ancak toplam enerji miktarı korunur. Kimyasal dönüşümlerde benzer bir ilke geçerlidir. Metanın yanması gibi bir reaksiyon + 2 O2→ CO2 + 2 H2ÖReaksiyon kapalı bir kapta gerçekleşirse, tüm olan ısının serbest bırakılmasıdır. Serbest bırakılan bu enzimi türbin veya buhar motoru çalıştırmak gibi mekanik işler yapmak için kullanabiliriz. Reaksiyon tarafından üretilen enerjinin ısı ve iş arasında bölünmesinin sonsuz sayıda yolu vardır. Bununla birlikte, ortaya çıkan ısı ve yapılan mekanik işin toplamının her zaman sabit olduğu bulunmuştur. Bu, reaktanlardan ürünlere geçerken, iç enerji U denen bir özellik olduğu fikrine götürür. İç enerjinin değişimi U olarak belirtilir. U = q + w; nerede q ısıdır ve w yapılan iştirİç enerjiye, değeri sistemin durumuna bağlı olduğundan ve sistemin o durumda nasıl ortaya çıktığına bağlı olmadığı için durum işlevi olarak adlandırılır. Yani, "i" ilk durumundan son "f" durumuna geçerken U'daki değişim, yalnızca başlangıç ​​ve son durumlardaki U değerlerine bağlıdır.U = Uf - UbenTermodinamiğin birinci yasasına göre, yalıtılmış bir sistemin iç enerji değişimi sıfırdır. Evren yalıtılmış bir sistemdir; bu nedenle, evren için U ve İç Enerji arasındaki fark nedir?• Entalpi aşağıdaki denklemde gösterilebilir; burada U iç enerji, p basınç ve V, sistemin = U + pV• Bu nedenle, iç enerji entalpi terimi içerisindedir. Entalpi şu şekilde verilir U = q + w

entalpi ve iç enerji farkı