Kimyasal Tepkimelerde Enerji

Kimyasal tepkimeler sırasında enerji alınımı veya verilimi gerçekleşir. Bu enerji değişimine göre tepkimeler ekzotermik veya endotermik olarak sınıflandırılır.



Ekzotermik tepkimeler sırasında sistemin etrafına ısı verilir. Örnek: 2H₂ + O₂ → 2H₂O + 572 kJ. Bu tepkime, 2 mol hidrojenin yanması 572 kJ enerjiyi ortama açar; dolayısıyla ΔH değeri negatif olur (ΔH = -572 kJ).



Endotermik tepkimeler ise sırasında sisteme ısı almaktadır. Örnek: N₂ + 3H₂ → 2NH₃ + 92 kJ. 1 mol N₂ ile 3 mol H₂ birleşerek 2 mol NH₃ oluştururken 92 kJ enerji alır; dolayısıyla ΔH değeri pozitif olur (ΔH = +92 kJ).



Hess Yasası (Tepki entalpisi sabiti), bir tepkimenin aşamalı olarak gerçekleşmesi durumunda toplam entalpi değişimi tek adımdaki doğrudan tepkimede olduğu gibi olur. Bu yüzden adım adım uygulama şu şekildedir:

1. Hedef tepkimeyi belirleyin.

2. Bunu oluşturan bilinen entalpideki tepkimeleri listeye ekleyin.

3. Gerekirse tepkimeleri ters çevirin (ΔH işaretini değiştirin).

4. Katsayılarla çarpın (ΔH'yi de aynı oranda çarpın).

5. Bütün tepkimeleri yan yana yazıp benzer maddeleri sadeleştirin.

6. Kalanların toplamı hedef tepkimenin ΔH değeridir.



Örnek uygulama: C + O₂ → CO₂ tepkimesinin ΔH'sini bulmak için şu bilgiler verilmiş:

(1) C + ½O₂ → CO , ΔH₁ = -110 kJ

(2) CO + ½O₂ → CO₂ , ΔH₂ = -283 kJ

Hess yasasına göre:

- Tepkimeleri yan yana koyun: C + ½O₂ → CO + CO + ½O₂ → CO₂

- Ortak olan CO sadeleşir → C + O₂ → CO₂

- ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ = -110 kJ + (-283 kJ) = -393 kJ



Bağ kopma‑oluşma yaklaşımıyla da ΔH hesaplanabilir: ΔH = ∑(Bağ kopma enerjileri) - ∑(Bağ oluşum enerjileri). Örnek: H₂ + Cl