GENEL KİMYA II

1. GENEL KİMYA II

2. Dersin Künyesi

4. Termodinamik. Termodinamiğin 0. ve 1. yasaları. Hess yasası. BİRİNCİ HAFTA

5. TERMODİNAMİK Termo: ısı, dinamik: hareket kelimelerinden oluşmuştur. Termodinamik, kimyasal reaksiyonların ısı alışverişini inceleyen bilim koludur.

6. Termodinamikte sıkça kullanılan terimler: Enerji, İş yapabilme yeteneğidir. Sıcaklık, ısının akış yönünün bir göstergesidir. Termodinamikte olayı yaşayan maddelere sistem denir. Reaksiyonlarda sistem bizzat reaksiyona giren kimyasal maddelerdir. Çevre, sistemle temas halinde olan evrenin bir parçasıdır. İç enerji (E), bir sistemin içinde bulunan tüm atomların, iyonların veya moleküllerin enerjilerinin toplamıdır.

7. Cisimlerin sahip olduğu enerji ölçülmez. Sadece birinin diğerine göre enerji farkı ölçülebilir.

8. Termodinamiğin 0. ve I. Kanunu Sıfırıncı yasaiki ayrı cismin bir üçüncü cisimle ısıl dengede olmaları durumunda kendi aralarında da ısıl dengede olacaklarını bildirir. Üçüncü cisim ile ısıl dengededirler.

9. Termodinamiğin I. kanunu, evrenin enerjisinin sabit olduğunu ifade eder ve bu ifade birkaç değişik şekillerde söylenebilir. Enerji bir halden diğerine dönüşebilir. Fakat kaybolmaz. Enerji yoktan var edilemez, vardan yok edilemez. Bir sistemin enerjisindeki değişme sistem tarafından yapılan işlem sistem tarafından alınan (yada verilen) ısıya eşittir. Isı q, iş de w ile gösterildiğinde sistem ve çevre arasındaki etkileşimde toplam enerji değişimi, E nin matematik ifadesi şöyle olur:

10. Kimyasal sistemlerde (elektrokimyasal iş hariç) sadece gaz sistemlerde basınç x hacim işi vardır. Bir piston ile sıkıştırılmış bir gaz ısındığı zaman genişler ve dış basınca karşı bir iş yapar.

11. Entalpi (H) Entalpi, sabit basınçta meydana gelen işlemlerdeki çevre ile alınıp verilmiş ısı miktarına eşittir.

12. H, sabit basınçta, genellikle açık kaplarda atmosfer basıncında yapılan reaksiyon ısısıdır: E, sabit hacimde, kalorimetre bombasında yapılan reaksiyon ısısıdır.

13. Reaksiyon Isıları Bir reaksiyonun ısısı belirli bir sıcaklık için sabittir. Değişik sıcaklıklarda reaksiyon ısıları da değişir. Bir reaksiyonun reaksiyon ısısı o reaksiyon denkleminin genişletildiği sayı ile çarpımına, bölündüğü sayı ile bölümüne eşit olur.

14. Standart Oluşma Isıları (Heo) 25C (298 K) ve 1 atmosferde belirlenen entalpi değişimine standart entalpi değişimi adı verilir ve H ile gösterilir. Bileşiklerin 298 K de 1 atm de elementlerinden oluşma entalpisine standart oluşma entalpisi denir ve Heo (delta H sıfır elementlerinden oluşma) ile gösterilir.

15. Bağ enerjisi Bileşiği meydana getiren atomlar arasında çok sağlam bağlar olduğunu biliyoruz. Bu bağların oluşumu esnasında dışarıya verilen enerji, bağları kırmak için verilmesi gereken enerjiye eşittir. Kimyasal bağları kırmak için verilmesi gereken enerjiye bağ enerjisi adı verilir. Bağ kırılması (endotermik) (+) işaretli reaksiyon ısısına sahip bir reaksiyon, bağ oluşumu (ekzotermik)(-) işaretli reaksiyon ısısına sahip bir reaksiyondur.

16. Yanma Isısı Genellikle oksijenle olan reaksiyonlara yanma reaksiyonları denildiği için reaksiyon ısılarına yanma ısısı (H) adı verilir. Bunlar yakıt olarak kullanılan organik maddelerde bilhassa önemlidir.

17. Hess Kanunu (Reaksiyon Isılarının Hesaplanması) Birtakım reaksiyon adımlarından geçerek yürüyen bir net reaksiyonun ısısı, ara reaksiyon ısıları bilindiği takdirde hesap yoluyla bulunabilir. Termo- kimyanın bu en önemli buluşu 1840 de Hess tarafından birtakım deneyler sonucunda ortaya konulmuştur. Hess Kanunu bir kimyasal reaksiyonda ilk halden son hale geçişteki reaksiyon ısısı reaksiyonun gidiş yoluna bağlı değildir der. Reaksiyon ister bir adımda tamamlansın, ister birçok ara adımlardan geçerek tamamlansın, reaksiyon ısısı aynıdır şeklinde de ifade edilebilir.

18. Karbon ve oksijenden karbondioksit oluşumu bir adımda veya iki adımda olabilir.

19. Reaksiyon Isılarının Ölçülmesi Bir ısının alındığı veya verildiği, sıcaklık değişmesiyle anlaşılır. Sıcaklığının yükselmesi o cismin ısı aldığını sıcaklığının düşüşü de o cismin ısı verdiğini gösterir. Bir cismin son durumundaki sıcaklığıyla ilk andaki sıcaklığı arasındaki fark (T) ısı miktarının hesaplanmasında kullanılır.

20. Isı kapasitesi Faz geçişlerinin olmadığı sıcaklık aralıklarında spesifik ısı ve molar ısı kapasitesi olmak üzere iki türlü tanımlanır: • Spesifik Isı, 1 gram maddeyi 1K veya 1C yükseltmek için gerekli olan ısı miktarıdır (J/Kg): Bu durumda bir cismin aldığı veya verdiği ısı iki farklı şekilde hesaplanabilir: • Isı (q) = mol sayısı x molar ısı kapasitesi x T • veya • Isı(q) = kütle x spesifik ısı x T • 2) Molar ısı kapasitesi, bir mol maddeyi 1K veya 1C yükseltmek için gerekli olan ısı miktarıdır. Birimi J/K mol dür.

21. Kalorimetreler Kalorimetreler reaksiyon ısılarını ölçmeye yarayan aletlerdir. Gerek sabit hacimde (kapalı kaplarda), gerek sabit basınçta (açık kaplarda, atmosfer basıncında) reaksiyon ısıları ölçülerek E veya H deneysel olarak bulunabilir. Her iki halde önce kalorimetrenin ısı kapasitesi deneysel olarak belirlenmelidir. Bunun için elektrikli ısıtıcı ile belirli bir süreyle kalorimetre ısıtılır veya belirli bir sıcaklığa ısıtılmış bir metal çubuk kalorimetreye konarak sıcaklık yükselmesi ölçülür. Bütün mesele bilinen belirli bir miktar ısının kalorimetreye verilerek sıcaklık yükselmesinin ölçülmesidir.

22. Kalorimetre bombası Kalorimetre bombasında reaksiyon ısıları iç enerji değişmeleri (E) olarak ölçülür.

23. Çözelti kalorimetreleri Çözelti kalorimetrelerinde reaksiyon açık havada (sabit basınçta) yapıldığından, reaksiyon ısısı, DH olarak ölçülür: DH =qp

25. Termodinamiğin 2. ve 3. yasaları. Entropi. Serbest enerji. İKİNCİ HAFTA

26. Termodinamiğin II. Kanunu. Entropi Kimyacı, kimyasal olayların kendiliğinden olup olmadığı sorusuna cevap aramıştır. Çoğunlukla geçerli olan ekzotermik olaylar kendiliğinden cereyan eder, endotermik olaylar kendiliğinden yürümez kuralı ortaya atılmıştır. İşte termodinamiğin ikinci kanunu, kendiliğinden olma olayını kesinlikle tarif etmek için, entropi ve serbest enerji kavramlarını getirmiştir.

27. Kendiliğinden olma olayları karışıklığın, düzensizliğin karmaşanın en yüksek olduğu yöne doğru ilerler. Evrenin düzensizliği daima artmaktadır. İşte bu düzensizlik, karışıklık miktarı entropi olarak tarif edilmektedir. Entropi büyük S harfi ile gösterilir. Entropi de her bir sistem için net olarak hesaplanamaz ancak sistemin son hali ile ilk hali arasındaki entropi farkı miktarı olarak ölçülebilir.

28. Entropinin artışına ve azalışına neden olan olaylardan bazılarını şöyle sıralayabiliriz:

29. Termodinamiğin III. Kanunu. Mutlak Entropiler İç enerji ve entalpinin sadece E ve H olarak değişimleri hesaplanabilmekte iken hem entropi değişimi hem de mutlak entropi hesaplanabilmektedir. Bu kolaylığı bize termodinamiğin üçüncü kanunu verir. Termodinamiğin üçüncü kanunu, mükemmel bir kristalin mutlak sıfır noktasındaki entropisi sıfırdır der.

30. 0 K de mükemmel kristal olan F2 nin standart entropisinin (S298) bulunması.

31. Kimyasal Reaksiyonlarda Entropi Değişimi Belirli bir sıcaklıkta gerçekleşen bir kimyasal reaksiyonun entropi değişimi ürünlerin entropisi ile başlangıç maddelerinin entropisi farkına eşittir. Entalpi değişimlerinde olduğu gibi entropi değişimleri de sadece son hal ile ilk hale bağlıdır. Reaksiyonun geçtiği yollara bağlı değildir. Hess Kanunu entropi değişimlerine de uygulanabilir.

32. Serbest Enerji Fiziksel olaylarla kimyasal olayların kendiliğinden olup olamayacağı hususunun tahmin edilmesi hakkında kaba olarak ekzotermik reaksiyonlar kendiliğinden olur diyorduk. İkinci ve biraz daha kesin tahminimiz entropi artışı olursa reaksiyon kendiliğinden olur demiştik. Böylece hem entropi artışı olan ve hem de aynı zamanda dışarıya ısı veren (ekzotermik) reaksiyonlar kesinlikle kendiliğinden yürür diyebiliriz. Fakat ekzotermik olmadığı halde entropi artışı olan ve ekzotermik olup entropi artışı göstermeyen reaksiyonların kendiliğinden olup olamayacağını söyleyemeyiz. 1876 da J.W.Gibbs bunu açıklığa kavuşturmuştur.

33. 1876 da J.W.Gibbs bir reaksiyonun kendiliğinden olup olmadığı hakkında kesin bir bilgi veren Gibbs serbest enerjisi bağıntısını bulmuştur: Bu bağıntıya göre G hesaplanır ve bulunan değere bakılarak reaksiyonun kendiliğinden yürüyüp yürüyemediği belirlenir: G < 0 reaksiyon kendiliğinden olur. G > 0 reaksiyon kendiliğinden olmaz. G = 0 reaksiyon dengededir.

35. Asitler ve bazlar. Asit baz tanımları. Hidroliz. İyonik denge, pH ve pOH. ÜÇÜNCÜ HAFTA

36. ASİTLER VE BAZLAR, İYONİK DENGE Asitler ve bazlar kimyada çok geniş bir yer tutarlar. Çoğu kimyasal reaksiyon asit veya bazların yardımıyla gerçekleşir. İnsan vücudunda mide hidroklorik asit (HCl) salgılar. Sülfürik asit (H2SO4), hidroklorik (HCl), nitrik asit (HNO3) ile sodyum hidroksit (NaOH), amonyak (NH3), sönmüş kireç: Kalsiyum hidroksit: Ca(OH)2 endüstride çok fazla kullanılmaktadır. İlk asit tanımı, tadı acı, mavi turnusolu kırmızıya çeviren, bazı metaller (Mn, Zn, Fe,... gibi) ile birleşince hidrojen gazı açığa çıkaran maddelerdir şeklinde idi. Baz da sabunumsu, kırmızı turnusolu maviye çeviren madde olarak tanımlanıyordu.

37. Asit-baz tanımları Arrhenius; sulu çözeltiye proton veren asit, hidroksit iyonu veren de bazdır diye yapmıştır. Asit baz tanımı daha genel bir anlamda bugün çok kullanışlı olan Lowry-Brönsted tanımıdır. Ortam ne olursa olsun (sulu veya susuz) proton veren asit, proton alan da bazdır. Lewis’e göre ortaklanmamış bir elektron çifti alan asit, ortaklanmamış bir elektron çifti veren de bazdır.

38. Susuz ortamda gerçekleşen proton alış verişi:

39. Konjuge asit-baz tanımı Lowry-Brönsted’e göre asit-baz tarifindeki en çarpıcı nokta bir asidin bir proton kaybederek yeni bir bazı konjuge bazını, bir bazın bir proton alarak yeni bir asidi konjuge asidini oluşturmasıdır. Bir başka ifadeyle bir asidin konjuge bazını bulmak için molekül formülünden bir proton çıkarılır. Bir bazın konjuge asidini bulmak için de ona bir proton eklenir.

40. Konjuge asit-baz örnekleri

41. Basit Asitler Basit asitler biri hidrojen olmak üzere iki cins atomdan ibaret olan asitlerdir. Basit asitlerin adlandırılması; hidro diğer atomun adı ik şeklinde yapılır. Asit kuvvetliliği de periyodik tabloda yukarıdan aşağıya doğru indikçe artar:

42. Basit asitlerde asit kuvvetliliği soldan sağa gittikçe artar:  Artan asit kuvvetliliği (zayıf baz) (amfoter) (asit)

43. Amfoterlik hem asit hem de baz Özelliğine aynı anda sahip olmaktır.

44. Okso asitler Anyonunda oksijen ve bir başka atom bulunduran asitlerdir.

45. Okso asitlerin kuvvetliliği Hidrojen ve oksijen dışında üçüncü atomun elektronegatifliği arttıkça asit kuvvetliliği artar. Aynı cins merkez atomlu asitlerde, merkez atomun yükseltgenme sayısı arttıkça asit kuvvetliliği artar. Okso asitlerde, Periyodik tabloda soldan sağa gittikçe bazlık azalır, asitlik artar. Oksoasitlerde periyodik tabloda yukarıdan aşağı inildikçe bazlık artar.

46. Bazı Asitlerin Elde Edilişi • Derişik sülfürik asidin nitrat, florür, klorür, • asetat tuzlarına etkisiyle elde edilir. • 2. HCl ve HF elementlerinden elde edilebilir. • 3. HI ve HBr tuzları üzerine derişik fosforik asit • etki ettirilerek elde edilirler: • 4. H2SO4, sülfürlü filizlerin havada yakılmasıyla oluşturulan SO3 gazından elde edilir. • 5. HNO3 azot ve hidrojenin reaksiyonuyla oluşturulan amonyaktan elde edilir. • 6. Asit anhidritlerinin su ile reaksiyonundan • asitler ele geçer.

47. Nötralleşme reaksiyonları Bir asit ve bazın reaksiyonuna nötralleşme reaksiyonu denir. Proton ve hidroksit iyonu birleşerek su oluştururken, asidin anyonu ile bazın katyonu da tuz oluşturur: KOH (aq) + HCl(aq)  KCl(aq) + H2O

48. Hidroliz Tuzlar bir asidin anyonu ile bir bazın katyonundan oluşmuş maddeler olduğuna göre bunların su ile reaksiyonlarını incelediğimizde bazı iyonların sudan bir proton koparıp hidroksil iyonlarını serbest bıraktığını, bazılarının da sudan hidroksit iyonu koparıp protonu serbest bıraktığını görürüz. Böylece bazik veya asidik çözeltiler oluşur. Suyun hidrojen-oksijen bağının kırılarak yeni bileşikler oluşturmasına hidroliz denir.

49. İyonik Denge, pH ve pOH Asitlik ve bazlığı üslü sayılarla ifade etmek yerine küçük sayılarla vermek daha kullanışlıdır. Bunun için H+ veya OH- iyonları derişimleri yerine eksi logaritma değerleri alınır. Bu değerler pH ve pOH olarak adlandırılır. Tanım olarak; pH, eksi logaritma H+ derişimidir: pH = - log [H+] pOH, eksi logaritma OH- derişimidir: pOH = - log [OH-]