AYT KİMYA TESTLERİ

PDF formatında AYT Kimya Testleri için doğru sayfadasınız. AYT Kimya çalışırken ek olarak çözebileceğiniz PDF Pekiştirme Testleri sizler için hazırlandı.

AYT Kimya 11 ve 12. sınıf konularını içermektedir.

Modern Atom Teorisi, Atomun Kuantum Modeli, Modern Periyodik Sistem, Sulu Çözeltiler, Çözelti Derişimleri, Çözünürlük, Kimyasal Tepkimelerde Enerji, Kimyasal Tepkimelerde Hız, Kimyasal Denge, Sulu Çözeltilerde Denge, Kimya ve Elektrik, Karbon Kimyası ve Organik Bileşikler konularına ait testleri PDF formatında bulabilirsiniz.

AYT Kimya PDF Ders Notları için Tıklayın!

SULU ÇÖZELTİLERDE DENGE

SULU ÇÖZELTİLERDE DENGE

*Bu bölümde suyun oto-iyonizasyonu, pH ve pOH kavramları, asit-baz denge sabiti, titrasyon, çözünme-çökelme dengesi ve çözünürlük sabiti öğrenilir.

SUYUN OTO-İYONİZASYONU

Suyun kendi kendine iyonlaşmasına suyun oto-iyonizasyonu (otoprotolizi) denir. Su molekülleri çok az da olsa iyonları halinde bulunur.

H2O(s)      H+(suda)   +  OH(suda)

H+ iyonu su molekülleri ile etkileşerek H3O+ (hidronyum) iyonu oluşturur.

H2O(s)  H+(suda)      H3O+(suda)

İki su molekülü etkileşime girdiğinde aralarında bir proton aktarımı olur ve eşit miktarda hidronyum iyonu (H3O+) ile hidroksit iyonu (OH) oluşur.

Bu tepkime suyun oto-iyonizasyon tepkimesidir:

H2O(s)  +  H2O(s)        H3O+(suda)   +  OH(suda)

Suyun oto-iyonizasyonu dengesi için aşağıdaki gibi bir bağıntı yazılabilir:

Ksu = [H3O+].[OH    ya da     Ksu = [H+].[OH]

Saf suyun standart şartlarda (25 oC ve 1 atm) iyonlaşma sabiti 1×10-14 tür. H+ ve OH iyonları derişimi eşit ve 10-7 M dır.

Saf suda standart şartlarda:

Ksu = 1×10-14        [H+] = [OH] = 1×10-7

Örnek-1

45 oC’ta saf suyun iyonlaşma sabiti Ksu= 4×10-14 olduğuna göre, bu sıcaklıkta 1 L suda çözünmüş olarak bulunan H+ ve OH iyonların mol miktarlarını bulunuz.

ÇÖZÜM:

H2O(s)      H+(suda)   +  OH(suda)

Ksu = [H+].[OH]

[H+] = [OH] = x olsun,

Ksu = x.x = x2

x2 = 4.10-14

x = [H+] = [OH] = 2.10-7 M olur.

 

pH VE pOH KAVRAMLARI

H+ iyonları derişiminin negatif (-) logaritması pH, OH iyonları derişiminin negatif (-) logaritmasına pOH denir.

pH = -log[H+]

pOH = -log[OH]

Aynı şekilde suyun iyonlaşma sabitinin negatif logaritması alınabilir.

pKsu = -logKsu

pKsu = -log1x10-14    pKsu = 14 

pKsu = pH + pOH

pH + pOH = 14

25 oC’ta nötr asidik ve bazik çözeltide iyon derişimi, pH ve pOH arasındaki ilişki:

çözeltilerin iyon derişimi ve pH, pOH ilişkisi

pH çizelgesi ve farklı maddelerin pH değerleri:

Örnek-2

4 g NaOH katısı tartılarak hazırlanan 2L’lik çözeltinin pH değerini bulunuz. (NaOH:40g/mol, log5 = 0,7)

ÇÖZÜM:

Örnek-3

pH değeri 11 olan 500 mL’lik çamaşır suyunda bulunan OH iyonlarının mol miktarını bulunuz.

BRÖNSTED-LOWRY ASİT-BAZLARI

Bu tanıma göre proton (H+) veren maddelere asit, proton (H+) alan maddelere baz denir.

H2O(s)   +  HF(g)    →    H3O+(suda)  +  F(suda)

tepkimesinde HF, H3O+‘ya proton (H+) verdiği için asit, H2O ise HF’den proton (H+) aldığı için baz olarak tanımlanır.

Brönsted-Lowry asit-baz tanımına göre aralarında bir proton fark bulunduran çiftlere eşlenik (konjuge) asit-baz çifti denir.

Yukarıdaki tepkimede:

H2O(baz) – H3O+ (asit)  ve  HF(asit) – F (baz) konjuge asit-baz çiftleridir.

Arhennius asit-baz tanımına göre suya H+ iyonu veren asit, OH iyonu veren bazdır. Bu tanım yapısnıda H+ iyonu bulundurmayan SO2, CO2, gibi maddelerin asitliğini ve yapısında OH bulundurmayan CaO, MgO ve NH3 gibi maddelerin bazlığını açıklayamaz.

 

ASİT VE BAZLARIN KUVVETİ

Suda çözündüğünde %100 iyonlaşan asit ve bazlara kuvvetli asit ve bazlar denir.

Kuvvetli asit ve bazlarda çözünme denklemi tek yönlü okla gösterilir.

Kuvvetli Asitler

HCl, HBr, HI, HNO3 , H2SO4 , HClO4

HCl(s)   + H2O(s)   →  H3O+(suda) + Cl(suda)

Zayıf Asitler

HF, H3PO4 , H2CO3 , HClO

HF(s)  +  H2O(s)      H3O+(suda)  +  F(suda)

Kuvvetli Bazlar

LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2

NaOH(k)  →  Na+(suda)  +  OH(suda)

Zayıf Bazlar

Mg(OH)2 , Al(OH)3 , Fe(OH)3 , NH3

NH3(g)  +  H2O(s)    NH4+(suda)  +  OH(suda)

 

ASİDİK KATYONLAR VE BAZİK ANYONLAR

Asit Gibi Davranan Katyonlar

Zayıf bazların eşlenik asitleri (NH4+) ile çapları küçük, yükleri büyük olan Fe3+ , Cr3+ , Cu2+, Al3+ gibi katyonlar asidik özellik gösterir.

Fe3+(suda) +  6H2O(s)       Fe(OH)3(suda)   +  3H3O+(suda)

NH4+(suda)  +   H2O(s)      NH4OH(suda)  +  H3O+(suda)

Baz Gibi Davranan Anyonlar

Zayıf asitlerin eşlenik bazları olan bütün anyonlar su ile tepkimelerinde proton alıcısı olarak davrandıkları için bazik özellik gösterir.

Baz gibi davranan anyonlar: CN . F , NO2 , CH3COO , CO32-, PO43-

Örnek – 4

Bronsted-Lowry asit-baz tanımına göre aşağıdaki tepkimelerdeki konjuge asit-baz çiftlerini yazınız.

a)  F(suda)   +   H2O(s)        HF(suda)  +   OH(suda)

b)  H3PO4(suda)  + CO32-(suda)       H2PO4(suda)  +   HCO3(suda)

ÇÖZÜM:

ZAYIF ASİTLERİN AYRIŞMA DENGESİ (Ka)

Zayıf asit ve bazlar suda kısmen iyonlaştığından denge tepkimesi oluşur. Oluşan denge denkleminin denge bağıntısı yazılır.
HA zayıf asidinin denge denklemi aşağıdaki gibi yazılabilir:

HA(suda)   +   H2O(s)        H3O+(suda)  +   A(suda)

zayıf asitlerin ayrışma sabiti

Asidin iyonlaşma yüzdesi ne kadar büyükse Ka iyonlaşma denge sabiti de o derece büyüktür.
Asitlik sabiti arttıkça asidin kuvveti artar.

HF asidinin 25 oC’ta asitlik denge sabiti Ka= 6,4×10-4 tür.

Buna göre, 0,1 M HF asidinin iyonlaşma yüzdesini bulalım.

ZAYIF BAZLARIN AYRIŞMA DENGE SABİTİ (Kb)

MOH şeklinde gösterilen zayıf bir bazın denge denklemi ve denge bağıntısı aşağıdaki gibi yazılabilir:

MOH(suda)   +   H2O(s)        M+(suda)  +   OH(suda)

bazlık denge sabiti

Bazın iyonlaşma yüzdesi ne kadar büyükse Kb iyonlaşma denge sabiti de o derece büyüktür.
Bazlık sabiti arttıkça bazın kuvveti artar.

KUVVETLİ VE ZAYIF ASİTLERİN pH DEĞERİ

Monoprotik (1 değerli) zayıf asit ve bazların iyonlaşma denge bağıntılarında yer alan H+ ve OH iyonları derişimleri bulunarak pH hesabı yapılır.

Derişimi Ca olan zayıf asitlerde pH değeri:

Derişimi Cb olan zayıf bazlarda pH değeri:

Ksu = 1×10-14 =[H+] . [OH]
denkleminde OH derişimi yerine yazılır ve H+ derişimi bulunur. Buradan pH değerine geçiş yapılır.
Ya da OH derişiminin – log değeri alınarak pOH bulunur.
pH + pOH = 14 eşitliğinde yerine yazılarak pH değeri hesaplanır.

Örnek-5

NH3 ’ın 25 oC’ta bazlık sabiti 1,8×10-5 tir. Buna göre 0,08 M NH3 çözeltisinin iyonlaşma yüzdesini bulunuz.

ÇÖZÜM:

Örnek-6

0,00001 M HCl ile 0,00001M HCOOH asitlerinin pH değerlerini hesaplayınız.
(HCOOH için Ka= 1,6×10 , log4=0,6)

TAMPON ÇÖZELTİLER

  • Az miktarda asit ya da baz eklendiğinde ortamın pH değerinin değişmesine direnç gösteren çözeltilere tampon çözeltiler denir.
  • Tampon çözeltiler ortamın pH değerini belirli aralıklarda tutarlar.
  • Zayıf eşlenik asit-baz çiftleri tampon çözeltilerden oluşur.
  • Tampon çözeltiler asidik veya bazik olabilir.
  • Zayıf asit ve tuzundan oluşan tampon çözeltilere asidik, zayıf baz ve tuzundan oluşan tampon çözeltilere bazik tampon çözelti denir.

Asidik Tampon Çözeltilerde Asit-Baz Dengesi

CH3COOH ve CH3COONa ile oluşan asidik tampon çözeltide iyon dengesi:

CH3COONa(suda)   ↔   CH3COO(suda)   +   Na+(suda)

Tampon çözeltisine asit ilavesinde eşlenik baz olan asetat iyonu ile asitten gelen H+ iyonları tepkimeye girer.

CH3COO(suda)   +   H+(suda)   ↔   CH3COOH(suda)

Çözeltiye baz eklenirse OH iyonları asetik asit tarafından nötrleştirilir.

CH3COOH(suda)   +   OH(suda)   ↔    CH3COO(suda)   +   H2O(s)

 

Bazik Tampon Çözeltilerde Asit-Baz Dengesi

NH4Cl tuzu ve zayıf baz olan NH3 ile oluşan bazik tampon çözeltide iyon dengesi:

NH4Cl(suda)   ↔   NH4+(suda)  +  Cl(suda)

Tampon çözeltisine baz ilavesinde OH ile NH4+ iyonları tepkimeye girer.

NH4+(suda)  +  OH(suda)   ↔   NH4OH(suda)

Çözeltiye asit eklenirse H+ iyonları çözeltide bulunan NH4OH tarafından nötrleştirilir.

 NH4OH(suda)   +  H+(suda)    ↔    NH4+(suda)   +   H2O(s)

 

TUZLARIN ASİT-BAZ ÖZELLİĞİ

Asit ve bazların tepkimesinden oluşan iyonik bileşiklere tuz denir.
Tuzlar asidik, bazik ya da nötr olabilir.
Zayıf asit + kuvvetli baz        →    bazik tuz
Kuvvetli asit + zayıf baz        →    asidik tuz
Kuvvetli asit + kuvvetli baz   →    nötr tuz
Tuzdan gelen iyonlar su ile tepkimeye girerek zayıf asit veya baz oluşturur. Bu tepkimelere hidroliz denir.
Bazik tuzda zayıf asitten gelen anyon hidrolize uğrayarak zayıf baz oluşturur.
Asidik tuzda zayıf bazdan gelen katyon hidrolize uğrayarak zayıf asit oluşturur.

Ka (katyon) > Kb (anyon) ise tuz çözeltisi asidik,

Ka (katyon) = Kb (anyon) tuz çözeltisi nötr,

Ka (katyon) < Kb (anyon) ise tuz çözeltisi baziktir.

Nötr Tuz

HCl(suda)  +  NaOH(suda)    →     NaCl(suda)  +  H2O(s)

HCl: Kuvvetli asit

NaOH: Kuvvetli baz

NaCl: Nötr tuz

Oluşan nötr tuz büyük ölçüde hidroliz olmaz.

NaCl(suda)   →   Na+(suda)    +    Cl(suda)

NaCl, KBr, Li2SO4 , KNO3 , NaI… gibi tuzlar nötr tuzdur.

Asidik Tuz

Kuvvetli bir asit ile zayıf bir bazın tepkimesi sonucu oluşan tuz asidik karakter taşır.
Tuzda bulunan katyon zayıf bazdan gelir ve su ile hidroliz olarak zayıf baz oluşturur.

HNO3(suda)  +  NH3(suda)    →     NH4NO3(suda)

HNO3: Kuvvetli asit

NH3: Zayıf baz

NH4NO3: Asidik tuz

NH4NOiyonlarına ayrışır:

NH4NO3    ↔  NH4+(suda)   +   NO3(suda)

Zayıf bazdan gelen katyon (NH4+) hidroliz olur.

NH4+(suda)   +   H2O(s)    ↔    NH3(suda)  +   H3O+(suda)

H3O+ iyonları ortamı asidik yapar.

NH4Cl, NH4NO3 , NaHSO4 , AlCl3 … gibi tuzlar asidik tuzlara örnektir.

Bazik Tuz

Kuvvetli bir baz ile zayıf bir asidin tepkimesi sonucu oluşan tuz bazik karakter taşır.
Tuzda bulunan anyon zayıf asitten gelir ve su ile hidroliz olarak zayıf asit oluşturur.

CH3COOH(suda)   +   KOH(suda)     →     CH3COOK(suda)    +     H2O(s)

CH3COOH: Zayıf asit

KOH: Kuvvetli baz

CH3COOK: Bazik tuz

CH3COOK tuzu iyonlarına ayrışır:

CH3COOK    ↔    CH3COO(suda)  +    K+(suda)

Zayıf asitten gelen anyon (CH3COO ) hidroliz olur.

CH3COO(suda)   +   H2O(s)     ↔     CH3COOH(suda)   +    OH(suda)

OHiyonları ortamı bazik yapar.

 

KUVVETLİ ASİT-BAZ TİTRASYONLARI

  • Derişimi bilinmeyen bir asit veya bazın derişimi bilinen bir asit veya baz yardımıyla derişiminin bulunmasında kullanılan yönteme titrasyon denir.
  • Titrasyon işleminde hacmi ve derişimi bilinen çözeltiye standart çözelti denir.
  • Titrasyon işleminde derişimi bilinmeyen çözeltiye ortamın pH değişimini belirleyen indikatör damlatılır.
  • Ortamın pH değerine göre renk değiştiren maddelere indikatör denir.
  • Büretteki çözeltinin renk değiştirdiği hacim değerine eşdeğerlik nokta ya da dönüm noktası denir.

Eşdeğerlik noktasında tam nötrleşme sağlanmış olur. Yani asitten gelen H3O+ iyonu ile bazdan gelen OH iyonu sayısı eşit olur.

Tam nötrleşme olduğunda:

nH+= nOH-

MA.VA.DA = MB.VB.DB  eşitliği ile derişim hesaplanır.

MA ve MB : Asit ve bazın molaritesi

VA ve VB : Asit ve bazın hacmi

DA ve DB : Asit ve bazın değerliği

Tam nötrleşme olmayıp ortam asidik olduğunda:

nH+> nOH-  

nson= nH+– nOH- eşitliği kullanılarak,

MA.VA.DA – MB.VB.DB = Mson.Vson    ile son derişim bulunur. 

Tam nötrleşme olmayıp ortam bazik olduğunda:

nH+< nOH-  

nson= nOH- –  nH+ eşitliği kullanılarak,

MB.VB.DB – MA.VA.DA= Mson.Vson    ile son derişim bulunur. 

Asit ve Bazların Değerliği

Asitin suya verdiği H+ iyonu sayısına, bazın ise OH iyonu sayısına değerlik denir.

  • HCl, HF, HBr, HI, HNO3  1 değerli,
  • H2SO4   2 değerli,
  • H3PO4   3 değerli asittir.

 

  • LiOH, NaOH, KOH, NH3 1 değerli,
  • Ca(OH)2 2 değerli,
  • Al(OH)3 3 değerli bazdır.

 

KUVVETLİ ASİT-BAZ TİTRASYON EĞRİSİ

Titrasyon işleminde derişimi bilinmeyen çözeltinin asit veya baz oluşuna göre iki farklı titrayson eğrisi elde edilir.

Örnek-7

0,08 M 500 mL HNO3 çözeltisine 0,06 M 500 mL NaOH çözeltisi ilave edildiğinde pH kaç olur?

ÇÖZÜM:

Örnek-8

0,2 M 100 mL NaOH çözeltisine ayrı ayrı

a) 0,05 M H2SO4 çözeltisinden kaç mL ilave edilirse ortamın pH değeri 7 olur?

b) 0,025 M 400 mL HCl çözeltisi ilave edildiğinde ortamın pH değeri kaç olur? (log2 = 0,3)

ÇÖZÜM:

ÇÖZÜNME-ÇÖKELME TEPKİMELERİ

Az çözünen tuzlar suda katısı ile denge oluşturur. Az çözünen bir tuzun suda oluşturduğu denge tepkimesi aşağıdaki gibidir:

AgCl(k)    Ag+(suda) +  Cl(suda)

Denge tepkimesine ait denge bağıntısı aşağıdaki gibi yazılır. AgCl katı olduğundan denge bağıntısında yer almaz.

Kçç = [Ag+].[Cl

Kçç: Çözünürlük çarpımıdır.

Çözünürlük çarpımı doymuş çözeltideki iyonların derişimleri çarpımına eşittir. Denge bağıntısında olduğu gibi iyon katsayıları bağıntıda derişim üssü olarak yazılır.

ÇÖZÜNÜRLÜK ÇARPIMI VE ÇÖZÜNÜRLÜK

Çözünürlük çarpımı ne kadar küçükse iyonik bileşiğin çözünürlüğü o kadar azdır. Çözünürlük çarpımı büyüdükçe çözünürlük artar.

İyonik bileşiklerin çözünürlük çarpımı bilinirse denge denkleminde yer alan iyonların katsayıları dikkate alınarak çözünürlük hesaplanabilir.

Örnek-9

25 oC’ta doymuş AgCl çözeltisindeki Ag+ ve Cl iyonlarının çözünürlüğü 4×10 mol/L dir.

Buna göre AgCl çözeltisinin çözünürlük çarpımını hesaplayınız.

ÇÖZÜM:

Örnek-10

A2B katısının belirli sıcaklıktaki çözünürlük çarpımı 3,6×10-11 olduğuna göre aynı sıcaklıktaki çözünürlüğünü hesaplayınız.

ÇÖZÜM:

TUZLARIN ÇÖZÜNÜRLÜĞÜNE ETKİ EDEN FAKTÖRLER

Çözünme-çökelme tepkimelerinde çözünürlüğü etkileyen faktörlerden en önemlileri sıcaklık ve ortak iyon etkisidir.

Sıcaklık

Endotermik çözünmelerde sıcaklık arttıkça çözünürlük ve çözünme artar. Ekzotermik çözünmelerde ise sıcalık arttıkça çözünürlük düşer çökelme artar.

 

AgBr(k) +  ısı     Ag+(suda) +  Cl(suda)

Endotermik çözünmelerde sıcaklık artarsa:

  • Denge ürünler yönüne kayar.
  • Çözünme miktarı artar.
  • Maksimum düzensizlik artar.
  • Kc artar.

Endotermik çözünmelerde ise sıcaklık arttığında yukarıdaki durumların tam tersi gerçekleşir.

  • Denge girenler yönüne kayar.
  • Çözünme miktarı azalır.
  • Maksimum düzensizlik azalır.
  • Kc azalır.

Ortak İyon Etkisi

Ortamda ortak iyon derişimi arttıkça tuzun çözünürlüğü azalır.

AgCl tuzunun NaCl çözeltisindeki çözünürlüğü saf sudaki çözünürlüğünden düşüktür. Bunun nedeni AgCl ile NaCl çözeltisinde bulunan Cl iyonlarının ortak olmasıdır.

AgCl tuzunun Cl iyonları içeren bir çözeltide çözünmesi ile ortamda Cl iyon derişimi artar. Denge Cl iyon derişimini azaltmak için girenler yönüne kayar ve AgCl tuzu çöker. Böylece AgCl tuzunun çözünürlüğü azalmış olur.

Örnek-11

Belirli sıcaklıta Zn(OH)2 bileşiğinin çözünürlük çarpımı 10,8×10-14 tür. Buna göre,

a) Zn(OH)2 bileşiğinin saf sudaki çözünürlüğünü bulunuz.

b) 0,01 M Ba(OH)2 çözeltisindeki çözünürlüğünü bulunuz.

ÇÖZÜM:

DENGEYİ ETKİLEYEN FAKTÖRLER

DENGEYİ ETKİLEYEN FAKTÖRLER

*Bu bölümde kimyasal denge tepkimelerini etkileyen faktörler öğrenilir. Denge tepkimelerine sıcaklık, derişim, basınç-hacim, katalizör etkisi incelenir.

LE CHETALİER İLKESİ

Dengedeki sisteme dışarıdan bir etki yapıldığında, sistem bu etkiyi azaltacak yönde tepki verir. Bu ilkeye Le Chatelier İlkesi denir.

Bir denge tepkimesinin sıcaklığı, basıncı ya da miktarı arttırıldığında tepkime bu artmayı azaltacak yönde ileri ya da geri hareket eder ve yeni durumda tekrar denge kurulur.

Aşağıda sıvı buhar dengesinin kurulduğu serbest sürtünmesiz pistonlu kapta:

1.Piston aşağı itildiğinde:

Kabın basıncı artar. Denge basıncı düşürmek için sıvı yönüne kayarak tepki verir. Bu durumda sıvı molekül sayısı artar, buhar molekül sayısı azalır. Denge yeniden kurulur.

2.Piston yukarı çekildiğinde:

Kabın basıncı azalır. Denge basıncı artırmak için buhar yönüne kayarak tepki verir. Bu durumda buhar molekül sayısı artar, sıvı molekül sayısı azalır. Denge yeniden kurulur.

SICAKLIK ETKİSİ

Ekzotermik tepkimelerde sıcaklık etkisi:

Sıcaklık arttığında denge girenler yönüne (ısının olmadığı tarafa) kayar. Kc değeri azalır.

Sıcaklık düştüğünde denge ürünler yönüne (ısının olduğu tarafa) kayar. Kc değeri artar.

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g) + ısı

tepkimesinde:

Sıcaklık arttırıldığında tepkime sıcaklığı azaltmak için girenlere yönüne (ısının olmadığı tarafa) kayar. Bu nedenle Kc azalır.

Sıcaklık azaltıldığında tepkime sıcaklığı arttırmak için ürünler yönüne (ısının olduğu tarafa) kayar. Bu nedenle Kc artar.

Endotermik tepkimelerde sıcaklık etkisi:

Sıcaklık arttırıldığında denge ürünler yönüne (ısının olmadığı tarafa) kayar. Kc değeri artar.

Sıcaklık düşürüldüğünde denge girenler yönüne (ısının olduğu tarafa) kayar. Kc değeri azalır.

2HF(g)  +  ısı     H2(g)  +  F2(g)

tepkimesinde:

Sıcaklık arttırıldığında tepkime ürünler yönüne kayar. Kc artar.

Sıcaklık düşürüldüğünde tepkime girenler yönüne kayar. Kc azalır.

Örnek-1

H2(g)  +  F2(g)   2HF(g)  +  ısı

1 L’lik kapta dengedeki tepkimede 0,2 mol H , 0,1 mol F ve 0,1 mol HF gazları bulunmaktadır. Sıcaklık arttırılıp denge tekrar kurulduğunda kapta toplam 0,35 mol gaz olduğu tespit ediliyor.

Buna göre ikinci denge durumunda kapta bulunan gazların molar derişimlerini bulunuz?

ÇÖZÜM:

DERİŞİM ETKİSİ

Denge tepkimesinde ortamda bulunan maddelerden birinin derişimi arttırıldığında tepkime o maddenin derişimini azaltacak yönde hareket eder.

Derişim değişimi denge sabitini değiştirmez.

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)  tepkimesinde:

N2 gazının derişimi arttırıldığında:

  • Tepkime ürünler yönüne hareket eder.
  • H2 gazı derişimi azalır.
  • NH3 gazı derişimi artar.
  • Kc değişmez.

N2 derişiminin artması ile derişim ve denge durumundaki değişime ait grafik aşağıdaki gibi olur:

H2 gazının derişimi azaltıldığında:

  • Tepkime girenler yönüne hareket eder.
  • N2 gazı derişimi artar.
  • NH3 gazı derişimi azalır.
  • Kc değişmez.

H2 gazının derişimi arttırıldığında denge tepkimesinin derişim-zaman grafiği aşağıdaki gibi olur:

NH3 gazının derişimi arttırıldığında:

  • Tepkime girenler yönüne hareket eder.
  • N2 gazı derişimi artar.
  • H2 gazı derişimi artar.
  • Kc değişmez.

NH3 derişimi arttırıldığında denge tepkimesine ait derişim-zaman grafiği aşağıdaki gibi olur:

Örnek-2

H2(g) + Cl2(g)      2HCl(g)

Tepkimesi 1 L’lik kapta gerçekleşiyor. Tepkime dengeye ulaştığında kaba 0,05 mol HCl gazı ilave ediliyor ve yandaki derişim-zaman grafiği elde ediliyor. Grafiğe göre t2 anında denge derişimlerini bulunuz.

ÇÖZÜM:

TOPLAM BASINÇ VE HACİM

Hacim azaltıldığında (toplam basınç artar) tepkime, basıncı azaltmak için mol sayısının az olduğu yöne hareket eder.

Hacim arttırıldığında (toplam basınç azalır) tepkime, basıncı arttırmak için mol sayısının fazla olduğu yöne hareket eder.

Basınç-hacim değişimi Kc’yi etkilemez.

A(g) + 2B(g)      C(g)

tepkimesinde girenlerde toplam 3 mol gaz, ürünlerde ise 1 mol gaz bulunmaktadır.

1.Piston aşağı itilip hacim azaltılırsa:

  • Toplam basınç artar.
  • Tepkime mol sayısının az olduğu ürünler yönüne kayar.

2.Piston yukarı çekilip hacim arttırılırsa:

  • Toplam basınç artar.
  • Tepkime mol sayısının fazla olduğu girenler yönüne kayar.

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)  tepkimesinde:

Kabın hacmi azaltıldığında:

  • Tepkime kabının hacmi azaltıldığında toplam basınç artar ve tepkime ürünler yönüne (mol sayısı az) hareket ederek yeni denge durumu oluşturur.
  • Derişimler artar.
  • Kc değişmez.

Kabın hacmi azaltıldığında oluşan dengeye ait derişim-zaman grafiği aşağıdaki gibi olur:

Kabın hacmi arttırıldığında:

  • Toplam basınç azalır ve tepkime girenler yönüne (mol sayısıfazla) hareket ederek yeni denge durumu oluşturur.
  • Derişimler azalır.
  • Kc değişmez.

Kabın hacmi arttırıldığında oluşan dengeye ait derişim-zaman grafiği aşağıdaki gibi olur:

KISMİ BASINÇ ETKİSİ

Tepkimede giren veya ürünlerden herhangi birinin kısmi basıncı arttırıldığında denge bu artışı azaltacak yönde ilerler.

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)    tepkimesinde:

Kaba bir miktar N2  gazı eklenirse:

  • Tepkime girenler tarafındaki basıncı azaltmak için ürünler yönüne ilerler.
  • H2 gazı miktarı azalır.
  • NH3 gazı miktarı artar.
  • Kc değişmez.

Kaba bir miktar NH3  gazı eklenirse:

  • Tepkime ürünler tarafındaki basıncı azaltmak için girenler yönüne ilerler.
  • H2 ve N2 gazı miktarı artar.
  • Kc değişmez.

Sabit hacim ve sıcaklıkta Kaba tepkimeye girmeyen (inert) bir gaz eklenmesi dengeyi etkilemez.

Hacim sabit değilse; kaba inert gaz eklenmesi durumunda hacim artar, toplam basınç azalır. Denge mol sayısının çok olduğu tarafa kayar.

KATALİZÖR ETKİSİ

Katalizör ileri ve geri yönteki tepkimelerin hızlarını eşit miktarda değiştirir. Dolayısıyla dengeyi ve Kc’yi değiştirmez. Yalnızca dengenin daha kısa sürede kurulmasını sağlar.

KİMYASAL DENGE

KİMYASAL DENGE

*Bu bölümde kimyasal denge tepkimeleri ele alınır. Denge bağıntısı yazılır ve hesaplanır. Denge kesri ile tepkimenin denge kontrolü yapılır. Kısmi basınçlar cinsinden denge sabiti hesaplanır. Tepkimedeki değişimlerle denge sabiti arasındaki ilişki verilir.

FİZİKSEL VE KİMYASAL DEĞİŞİMLERDE DENGE

Kimyasal ve fiziksel tepkimelerde kimyasal türler arasındaki etkileşim ne kadar az ise düzensizlik eğilimi o kadar fazladır. Bununla birlikte türlerin düşük enerjili durumu tercih etmeleri de minimum enerjiye eğilimi gösterir.

Tepkimelerde maksimum düzensizlik eğilimi ile minimum düzensizlik eğilimi zıt yönde olduklarında denge durumu söz konusudur. Bu tür tepkimeler denge tepkimesidir.

Buzun ısınması ile sıvı ve buhara dönüşmesi fiziksel denge olayına örnektir:

maksimum düzensizlik minimum eğilim

Maksimum düzensizliğe eğilim:

  • Katıların sıvı içinde çözünmesinde,
  • Erime, buharlaşma, süblimleşme olaylarında,
  • Büyük yapıların daha küçük birimlere ayrışmasında (sentez) ürünler yönünedir.

Minimum enerjiye eğilim ısı yönünedir.

  • Ekzotermik tepkimelerde ürünler yönüne,
  • Endotermik tepkimelerde girenler yönünedir.

Denge tepkimeleri, gözlenebilen olayların değişmediği, gözlenemeyen olayların değiştiği dinamik olaylardır. Denge tepkimelerine tersinir (çift yönlü) tepkime de denir. Denge tepkimeleri çift yönlü okla () gösterilir. Denge durumunda maddelerin derişimleri sabittir. İleri yöndeki tepkime hızının geri yöndeki tepkime hızı eşit olduğu anda denge kurulur.

Atmosferde ozon gazı ile oksijen gazı arasında kimyasal denge görülür:

oksijen-ozon dengesi

DENGE SABİTİ (Kc)

Denge anında ileri yöndeki hız ile geri yöndeki hız eşit olduğundan her iki yönde elde edilen hız bağıntıları arasında eşitlik kurulur:

denge sabiti

Denge sabiti ürünlerin derişimleri çarpımının girenlerin derişimleri çarpımına oranı ile bulunur. Denge tepkimesindeki katsayılar denge bağıntısında derişimin üssü olarak yazılır.

Aşağıdaki tepkimeleri ve denge bağıntılarını inceleyelim.

denge örnekleri

Denge bağıntısına gazlar ve sulu çözeltilerin derişimi yazlılır. Katı ve sıvılar denge bağıntısında yer almaz.

Denge tepkimesi, tepkimeye katılan maddeler aynı fazda ise homojen denge, farklı fazda ise heterojen denge adını alır.

 

Örnek-1

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)

tepkimesinde, bileşenlerin 25 C’taki denge derişimleri [N2]: 0,02 M, [H2]: 0,05 M, [NH3]: 0,001 M dır.

Buna göre tepkimenin denge sabitini bulunuz.

ÇÖZÜM:

DENGE KESRİ (Qc)

Herhangi bir anda tepkimedeki bileşenlerin derişimleri hesaplanıp denge bağıntısında yerine yazıldığında elde edilen değere denge kesri denir. Denge kesri Q ile ifade edilir. Bu değer K ile karşılaştırılarak tepkimenin denge kontrolü yapılır.

Qc = Kc  ise tepkime dengededir.

Qc < Kc  ise tepkime dengeye ulaşmak için ürünler yönüne hareket eder.

Qc > Kc  ise tepkime dengeye ulaşmak için girenler yönüne hareket eder.

 

Örnek-2

H2(g) + Cl2(g)      2HCl(g)

tepkimesinin 200 oC’deki denge sabiti 4’tür. 2 L’lik tepkime kabına 2 mol H , 4 mol Cl ve 2 mol HCl gazları konuyor.

Buna göre tepkime dengede midir?

ÇÖZÜM:

Gazların mol sayıları kabın hacmine bölünerek molar derişimi bulunur:

Qc < Kc olduğundan sistem dengede değildir ve tepkime ürünler yönüne ilerler.

KISMİ BASINÇLAR CİNSİNDEN DENGE SABİTİ (Kp)

Gaz fazındaki bileşenlerin kısmi basınçları dikkate alınarak denge bağıntısı yazılabilir. Derişim cinsinden elde edilen denge bağıntısında olduğu gibi ürünlerin kısmi basınçları çarpımı girenlerin kısmi basınçları çarpımına oranlanır. Katsayılar üs olarak yazılır.

aA(g) + bB(g)     cC(g)  +  dD(g)

tepkimesinin Kp bağıntısı aşağıdaki gibidir:

Kp – Kc İLİŞKİSİ

Kapalı bir kapta sabit sıcaklıkta gerçekleşen,

aA(g) + bB(g)     cC(g)  +  dD(g)

tepkimesi için Kp ve Kc değerleri arasındaki ilişki aşağıdaki gibidir.

Kp = Kc . (RT)Δn

Δn: Ürünlerin toplam mol sayısı – girenlerin toplam mol sayısı: (c+d) – (a+b)

R: 0,082 ya da 22,4/273 L.atm/mol.K

 

Örnek-3

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)

tepkimesinin 127 oC’de derişimler cinsinden denge sabiti (Kc) 33,62 dir. Buna göre tepkimenin kısmi basınçlar cinsinden denge sabiti kaçtır?

ÇÖZÜM:

KİMYASAL TEPKİMELERLE DENGE SABİTİ İLİŞKİSİ

1.Denge herhangi bir sayı ile çarpıldığında, çarpılan sayı denge sabitine üs olarak yazılır:

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)       K1

2N2(g)  +  6H2(g)      4NH3(g)     K2 = (K1)2

2.Denge herhangi bir sayıya bölündüğünde, bölünen sayı denge sabitine kök olarak yazılır:

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)             K1

1/2N2(g)  +  3/2H2(g)      1NH3(g)    K2 = (K1)1/2 = √K1

3.Denge ters çevrildiğinde, denge sabiti 1/Kc değerini alır:

N2(g)  +  3H2(g)      2NH3(g)       K1

2NH3(g)    3H2(g)   +  N2(g)         K2 = 1/K1

4.Basamaklı tepkimelerde basamaklar toplandığında elde edilen net tepkimenin Kc değeri basamakların Kc değerlerinin çarpımına eşittir:

Örnek-4

  1. CO2(g)     C(k) + O2(g)                             K1 = 4
  2. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g)                       K2 = 2
  3. 2CO2 (g) + 4H2O(g) ↔  2CH4(g) + 4O2(g)  K3 = 9

olduğuna göre;

C(k) + 2H2(g)  ↔   CH4(g) tepkimesinin entalpisi kaç kj’dür?

ÇÖZÜM: 

1.tepkime ters çevrilir,

2.tepkime 2 ile çarpılır,

3. tepkime ise 2’ye bölünür ve tepkimeler alt alta toplanarak net tepkime elde edilir.

TEPKİME HIZINA ETKİ EDEN FAKTÖRLER

TEPKİME HIZINA ETKİ EDEN FAKTÖRLER

*Bu bölümde tepkime hızı ve tepkime hızına etki eden faktörler verilir. Derişim, sıcaklık, basınç-hacim, katalizör gibi etkenler üzerinde durulur. Tek basamaklı ve çok basamaklı tepkimelerde hız bağıntısı bulunur ve tepkime derecesi hesaplanır.

 

TEK VE ÇOK BASAMAKLI TEPKİMELERDE HIZ

Bir tepkimede tepkimeye giren maddelerin molar derişimlerinin çarpımına tepkime hız bağıntısı denir. Bileşenlerin katsayısı tepkime hız bağıntısında üs olarak yazılır.

aA(g) + bB(g)      cC(g)  +  dD(g)   tepkimesine ait hız bağıntısı:

TH: k.[A]a.[B]b   şeklindedir.

Tepkime Derecesi (Mertebe)

Tepkime hız bağıntısında yer alan derişimlerin üsleri toplamına (a+b) tepkime derecesi (mertebe) verir.

Aşağıdaki tek basamaklı tepkimelerin hız bağıntılarını ve tepkime derecelerini inceleyelim.

tepkime hız bağıntısı

Çok Basamaklı Tepkimeler ve Hız

Birden fazla basamakla gerçekleşen tepkimelerde birbirini takip eden basamak zincirine tepkime mekanizması denir.

Çok basamaklı tepkimelerde en yavaş basamak tepkime hızını verir. Tepkime hız bağıntısı yavaş basamağa göre yazılır.

I. basamak: H2(g) + ICl(g)     HI(g) + HCl(g) (yavaş)

II. basamak: HI(g) + ICl(g)    I2(g) + HCl(g) (hızlı)

Net tepkime: H2(g) + 2ICl(g)  →  I2(g) + 2HCl(g) 

Hız bağıntısı yavaş olan 1. basamağa göre yazılır:

T.H: k.[H2]. [ICl]

Tepkime Hızı ve Aktivasyon Enerjisi

H2(g) + 2ICl(g)  →  I2(g) + 2HCl(g)  tepkimesinin PE-TK grafiğini inceleyelim.

çok basamaklı tepkimelerde pe-tk grafiği aktivasyon enerjisi
  • Bir tepkimenin aktivasyon enerjisi ne kadar yüksekse hızı o kadar yavaştır.
  • 1.basamağın aktivasyon enerjisi 2.basamaktan büyük olduğundan 1.basamak daha yavaş gerçekleşir ve tepkime hızını belirler.
  • Basamaklardan birinde oluşup diğerinde harcanan maddeye ara ürün denir. Ara ürünler net tepkimede yer almaz.

TEPKİME HIZINI ETKİLEYEN FAKTÖRLER

MADDE CİNSİ

Aktif metaller (1A ve 2A) ve ametaller (7A) diğer metallere ve ametallere göre daha hızlı tepkime verir.

Mg(k) + 2HCl(suda)    MgCl2(k)  + H2(g)   Hızlı

Fe(k) + 2HCl(suda)         FeCl2 + H2(g)      Yavaş

Kopan bağ sayısı fazla olan tepkimelerde tepkime daha yavaş gerçekleşir.

CH4(g)  +  2O2(g)        CO2(g)  +  2H2O(g)           Hızlı

C6H6(g)  +  15/2O2(g)        6CO2(g)  +  3H2O(g)  Yavaş

Sulu çözelti tepkimeleri katı hal tepkimelerinden daha hızlı gerçekleşir.

Pb(NO3)2(suda)  +  2KI(suda)       PbI(k)  +  2KNO3(suda)   Hızlı

Pb(NO3)2(k)  +  2KI(k)       PbI(k)  +  2KNO3(k)                    Yavaş

Zıt yüklü iyonlar arasındaki tepkime moleküller arasındaki tepkimelerden daha hızlıdır.

Zn(k) + Cu2+(suda)    →   Cu(k) + Zn2+(suda)     Hızlı

CH4(g)  +  2O2(g)        CO2(g)  +  2H2O(g)      Yavaş

Zıt iyon sayısı fazla olan tepkimeler daha az olanlara göre yavaş gerçekleşir.

BrO3(suda)  +  5Br(suda)  +  6H+(suda)         3Br2(suda)  + 3H2O(s) Hızlı

2MnO4(suda)  +   5Sn2+(suda)  +  16H+(suda)        2Mn2+(suda)   +   5Sn4+(suda) + 8H2O(s)  Yavaş

 

DERİŞİM

Derişim arttıkça etkin çarpışma sayısı artar. Buna bağlı olarak tepkime hızı artar.

Ca(k) + 2HCl(suda) (1M)       MgCl2  +  H2(g)   Yavaş

Ca(k) + 2HCl(suda) (2M)       MgCl2  +  H2(g)   Hızlı

Hızdaki değişimin derişim ve derece ile ilişkisi aşağıdaki eşitlikle gösterilebilir.

Yani, derişim 2 kat arttığında hız 2derece artar.

 

DERİŞİM DEĞİŞİMİ İLE DENEYSEL OLARAK TEPKİME HIZ BAĞINTISINI BULMA

2NO(g)  +  O2(g)       2NO2(g)

tepkimesinde NO ve O2 gazlarının derişimlerine bağlı olarak hız ölçümleri yapılmış ve aşağıdaki sonuçlar elde edilmiştir.

1.ve 3. deneylerde:

O2 derişimi sabit olduğundan NO derişimindeki değişim hızı tek başına değiştirir. NO derişimi 2 kat artmış, hız da 2 kat artmış. O halde:

NO için:    2 = 2derece   eşitliğinden NO derişiminin derecesi = 1 olur.

2.ve 4. deneylerde:

NO derişimi sabit, O2 derişimi 2 katına çıkmasına rağmen hız değişmemiş. Bu nedenle O2 hız bağıntısında yer almaz. Hız bağıntısı NO derecesi 1 olacak şekilde aşağıdaki gibi yazılır.

T.H = k.[NO]

 

SICAKLIK

Sıcaklık arttıkça taneciklerin;

    • Kinetik enerjisi artar.
    • Etkin çarpışma sayısı artar.
    • Eşik enerjisini aşan tanecik sayısı artar.
    • Tepkime hızı da artar.
    • Aktifleşmiş kompleks oluşturabilecek tanecik sayısı artar.

Yukarıdaki grafikte aynı tepkimeye ait T1 ve T2 sıcaklıklarında eşik enerjisini aşan tanecik sayısı grafiği verilmiştir. Grafiğe göre T1 sıcaklığında eşik enerjisini aşan tanecik sayısı daha fazladır (eğri altında kalan alan daha fazla). Bu nedenle T1 sıcaklıklığında tepkime hızı daha fazladır.

 

KATALİZÖR

Tepkimenin mekanizmasını değiştiren maddelere katalizör, tepkimenin hızını arttıran katalizörlere pozitif katalizör, azaltan maddelere ise negatif katalizör veya inhibitör denir.

Aşaıdaki grafikte: Eşik enerjisi büyük olan 1. tepkime katalizörsüz, eşik enerjisi düşük olan 2. tepkime katalizörlü tepkimedir.

Pozitif katalizörün aktivasyon enerjisi üzerine etkisini grafik yardımıyla inceleyelim.

Yandaki grafikte: Aktivasyon enerjisi büyük olan 1. tepkime katalizörsüz, aktivasyon enerjisi düşük olan 2. tepkime katalizörlü tepkimedir.

Katalizörler:

  • Tepkimeye girip hiç bir kimyasal değişime uğramadan çıkar.
  • Tepkime entalpisini değiştirmez.
  • Aktivasyon ya da eşik enerjisini değiştirir.
  • Net tepkime denkleminde yer almaz.
  • Tepkime sonunda fiziksel özelliği değişebilir.
  • Tepkime mekanizmasını ve hız sabitini değiştirir.
  • Başlamamış bir tepkimeyi başlatamaz.
  • Tepkimeye girenlerle aynı fazda ise homojen katalizör, aynı fazda değilse heterojen katalizör adını alır.

BAĞ ENERJİLERİ

BAĞ ENERJİLERİ

*Bu bölümde bağ enerjileri le tepkime entalpisi hesaplanır. Basamaklı tepkimelerde ana tepkimenin entalpisi bulunur. Tepkime üzerinde yapılan işlemlerin tepkime entalpisine etkisi incelenir.

BAĞ ENERJİSİ İLE İLGİLİ İFADELER

Atomlar arasındaki kovalent bağın kırılması için gerekli olan enerjiye bağ enerjisi denir.

Bağ enerjisi ΔHoB ile gösterilir ve birimi kj/mol dür.

  • Bağ oluşumu sonucunda daha kararlı yapı oluştuğundan enerji açığa çıkar. Bundan dolayı bağ oluşumu ekzotermiktir.
  • Bir bağın kırılması için enerji gereklidir. Dolayısıyla bağın kırılması endotermiktir.
  • Bağın enerjisi ne kadar fazla ise bağın sağlamlığı o kadar fazladır.
  • Bağın uzunluğu ne kadar fazla ise bağ o kadar zayıftır.
  • Üçlü bağlar ikili bağlardan, ikili bağlar ise tekli bağlardan daha kısa ve sağlamdır.
  • Bağ enerjisi, atomların büyüklüğü, elektronegatifliği ve molekülün yapısına bağlı olarak değişir.

 

BAĞ ENERJİSİ VE TEPKİME ENTALPİSİ

Bir tepkimede kırılan bağların toplam enerjisi ile oluşan bağların toplam enerjisi arasındaki fark tepkimenin entalpisini verir.

tepkime entalpisi

Örneğin;

C2H4(g)  +  3O2(g)        2CO2(g)  +  2H2O(g)  tepkimesinde bileşenlerin bağ yapıları dikkate alındığında kırılan ve oluşan bağlar aşağıdaki gibi yazılır.

Kırılan bağlar: 1 tane C-C, 4 tane C-H ve 3 tane O=O

Oluşan bağlar:  4 tane C=O ve 4 tane O-H

Örnek-1

Aşağıda verilen bağ enerjilerine göre aşağıdaki tepkimenin entalpisi kaç kj/mol’dür?

ÇÖZÜM:

Örnek-2

Aşağıdaki tepkimeye göre normal koşullarda 11,2 L F gazı oluşması için kaç kj enerji kullanılması gerekir? (Aşağıdaki bağ enerjilerinden yararlanınız).

H2(g) + F2(g)      2HF(g)

ÇÖZÜM:

TEPKİME ISILARININ TOPLANABİLİRLİĞİ – HESS YASASI

Birden fazla basamaktan oluşan tepkimelerde basamakların entalpileri toplamı ana tepkimenin entalpisine eşittir.

Aşağıda 2 basamakta gerçekleşen tepkimeyi inceleyelim. Net tepkimenin entalpisi 1. ve 2. basamakların entalpileri toplamına eşittir.

Tek basamak ve 2 basamakta gerçekleşen tepkimelerin PE-TK grafiğini karşılaştıralım.

potansiyel enerji tepkime koordinatı grafiği

Ana tepkimeye ulaşmak için ara basamaklarda yapılan düzenleme entalpi değerini doğrudan etkiler.

Örneğin:

Tepkime katsayıları herhangi bir sayı ile çarpılırsa entalpisi de o sayı ile çarpılır.

X + Y      Z    ΔH = -110kj   tepkimesinde bileşenlerin katsayıları 2 ile çarpılırsa,

2X + 2Y   2Z  ΔH = -220 kj  tepkimesi ve entalpisi elde edilir.

Tepkime ters çevrilirse entalpisinin işareti değişir.

X + Y      Z    ΔH = -110kj tepkimesi ters çevrilirse;

Z  →  X + Y       ΔH = +110kj tepkimesi ve entalpisi elde edilir.

 

Örnek-3

  • C(s) + O2(g)    CO2(g)                           ΔHo = -393.5
  • H2(g) + 1/2O2(g)     H2O(s)                  ΔHo = -285.8 kj
  • CO2(g) + 2H2O(s)     CH4(g) + 2O2(g)   ΔHo = +890.3 kj

olduğuna göre;

C(s) + 2H2(g)       CH4(g) tepkimesinin entalpisi kaç kj’dür?

ÇÖZÜM:

İkinci tepkime 2 ile çarpılıp tepkimeler alt alta toplanır ve ana tepkimeye ulaşılır.

Örnek-4

N2(g) + O2(g)       2NO(g)      ΔHo = -180.5 kj

N2(g) + 3H2(g)       2NH3(g)   ΔHo = -91.8 kj

H2(g) + 3/2O2(g)    H2O(g)    ΔHo = -241,8 kj

olduğuna göre;

4NH3(g) + 5O2(g)        4NO(g) + 6H2O(g) tepkimesinin entalpisi kaç kj’dür?

ÇÖZÜM:

  • 1.tepkime 2 ile çarpılır.
  • 2. tepkime ters çevrilip 2 ile çarpılır.
  • 3. tepkime ise 6 ile çarpılır.
  • Tepkimeler toplanır.

TEPKİMELERDE ISI DEĞİŞİMİ

TEPKİMELERDE ISI DEĞİŞİMİ

*Bu bölümde tepkimelerde ısı değişimi, endotermik ve ekzotermik tepkimelerde ısı konusu ele alınır. Isı yönünden bu iki tür tepkime sınıfına örnekler verilir. Entalpi kavramı açıklanır.

ENDOTERMİK TEPKİMELER

Dışarıdan ısı alarak gerçekleşen tepkimelere endotermik tepkime denir.

Alınan ısı tepkime üzerinde;

  • Girenler tarafına ısı ifadesi yazılabilir
  • Ok üzerine tepkime sıcaklığı yazılabilir
  • Ok üzerine Δ (delta) işareti yazılabilir
endotermik tepkime

ENDOTERMİK TEPKİME TÜRLERİ

Düzensizliğin arttığı tepkimeler

Erime: H2O(k)  +  Enerji    2H2O(s)

Buharlaşma: C2H5OH(s)  +  Enerji    C2H5OH(g)

Süblimleşme: I2(k)  +  Enerji     I2(g)

Çoğu katının suda çözünmesi

NaCl(k)  +  Enerji      Na+(suda)  +   Cl(suda)

C11H22O11(k)  +  Enerji   →   C11H22O11(k) 

İyonlaşma (iyonlaşma enerjisi)

Mg(g)  +  Enerji   →    Mg+(g)   +  e

Analiz (ayrışma) tepkimeleri

2H2O(s) + Enerji   →    2H2 (g) + O2 (g) (Elektroliz)

CaCO3(k)  +   Enerji    →     CaO(k) + CO2(g)

Bağın kırılması (atomlaşma)

H2(g)  +  Enerji    →     2H•(g)

Azotun yanma tepkimesi

N2(g) + 2O2(g)  +  Enerji    →    2NO2(g)

EKZOTERMİK TEPKİMELER

Gerçekleştiği sırada dışarı ısı veren tepkimelere ekzotermik tepkime denir.

Isı ifadesi tepkime üzerinde ürünler tarafına yazılır.

X  +  Y      Z  +  T  +  ısı

4Fe + 3O2    2Fe2O3  + Enerji   

EKZOTERMİK TEPKİME TÜRLERİ

Düzensiz yapıdan daha düzenli yapıya geçiş

Donma: H2O(s)    2H2O(k)  +  Enerji 

Yoğuşma: C2H5OH(g)    C2H5OH(s) +  Enerji  

Kırağılaşma: I2(g)     I2(k)   +  Enerji  

Gazların ve bazı katıların suda çözünmesi

O2(g)  +  H2O       O2(suda)  +  Enerji

NaOH(k)  +   H2O      NaOH(suda) + Enerji

Anyon oluşumu (elektron ilgisi)

F(g) + e  →  F(g) + e

Sentez (birleşme) tepkimeleri

2N2(g) + 3H2(g)      2NH (g) + Enerji

Bağ oluşumu

2Cl(g)       Cl2(g)  +  Enerji

Yanma tepkimeleri

CH4(g)  +  2O2(g)        CO2(g)  +  H2O(g)  +  Enerji

Asit-baz (nötrleşme) tepkimeleri

NaOH(suda)  +  HCl(suda)         NaCl(suda)  +  H2O(s)  +   Enerji

ENTALPİ

Bir maddeye ait taneciklerin kinetik ve potansiyel enerjisi vardır. Bu enerjilerin toplamına maddenin iç enerjisi denir.

Taneciklerin kinetik enerjisi:

  • Titreşim,
  • Öteleme,
  • Dönme vb hareketlerinden ileri gelir.

Taneciklerin potansiyel enerjisi:

  • Taneciklerin birbiriyle etkileşmesinden meydana gelir.

Entalpi birimi kj/mol ya da kkal/mol cinsinden hesaplanır.

Bir tepkimedeki entalpi değişimi:

  • Maddelerin fiziksel haline,
  • Ortamın basınç ve sıcaklığına,
  • Madde miktarına bağlıdır.

Entalpi izlenen yola ve katalizöre bağlı değildir.

Bir tepkimenin entalpi değeri doğrudan ölçülemez. Ancak tepkimenin entalpi değişimi (ΔH) değeri ölçülebilir.

ΔH = Ürünlerin entalpi toplamı – girenlerin entalpi toplamı

ΔH = ΣHürünler – ΣHgirenler

Endotermik tepkimelerde:

Ürünlerin toplam entalpisi girenlerden büyüktür. ΔH sıfırdan büyük ve işareti pozitiftir.

Hürünler > Hgirenler       ΔH>0      ΔH işareti pozitif (+)

Ekzotermik tepkimelerde:

Girenlerin toplam entalpisi ürünlerden büyüktür. ΔH sıfırdan küçük ve işareti negatiftir.

Hgirenler > Hürünler       ΔH<0      ΔH işareti negatif (-)

Örnek-1

Endüstride metandan hidrojen gazı eldesi aşağıdaki tepkime ile sağlanmaktadır.

CH4(g)  +  2O2(g)        CO2(g)  +  H2O(g)  +  Enerji

Tepkimede ürünlerin entalpileri toplamı -99 kj olduğunda göre girenlerin entalpileri toplamı kaçtır?

ÇÖZÜM:

ΔH = ΣHürünler – ΣHgirenler

210 = -99 – ΣHgirenler

ΣHgirenler = -309 kj

Örnek-2

Sönmemiş kireç su ile tepkimeye girerek kireç kaymağını oluşturur. Tepkime denklemi aşağıdaki gibidir.

CaO(k)   +   H2O(s)    →    Ca(OH)2(k)

Tepkimede girenlerin entalpileri toplamı -920,8 kj, kireç kaymağının entalpisi ise -985,2 kj olduğuna göre tepkimenin entalpisi kaçtır? Tepkimenin endotermik ya da ekzotermik oluşunu belirtiniz.

ÇÖZÜM:

ΔH = ΣHürünler – ΣHgirenler

ΔH = -985,2- (-920,8)

ΔH = -64,4kj                          ΔH <0 olduğundan tepkime ekzotermiktir.

KOLİGATİF ÖZELLİKLER

KOLİGATİF ÖZELLİKLER

Koligatif özellikler derişime bağlı değişen özellik anlamına gelir. Koligatif özellikler:

  • Buhar Basıncı Düşmesi
  • Kaynama Noktası Yükselmesi
  • Donma Noktası Alçalması
  • Ozmoz

şeklinde sıralanır. Koligatif özelliklerle ilgili ders notları için aşağı kaydırınız.

 

ÇÖZELTİLERİN KOLİGATİF ÖZELLİKLERİ VE DERİŞİMLERİ

Buhar Basıncı Alçalması

Sıvılar her sıcaklıkta buharlaşırlar. Buharlaşma sıvının yüzeyinde olur ve oluşan buhar molekülleri bulunduğu ortama basınç uygular. Bu basınca sıvının buhar basıncı denir.

Bir sıvı içinde uçucu olmayan katı çözündüğünde sıvının buhar basıncı düşer. Çözünen katının derişimi ile sıvının buhar basıncı ters orantılıdır.

Raoult yasası: Bir çözeltideki çözücünün buhar basıncı, saf çözücünün buhar basıncı ile çözünenin mol kesrinin çarpımına eşittir.

Rault yasasına uyan çözeltilere ideal çözelti denir. Gerçek çözeltiler bu yasaya uymaz.

Pçözelti  = Pçözücü . Xçözücü

Pçözelti = Çözeltinin buhar basıncı

Pçözücü = Saf çözücünün buhar basıncı

Xçözücü = Çözücünün mol kesri

Örnek-1

20 C sıcaklıkta 162 g suda 108 g glikoz (C6H12O6) çözünmesiyle hazırlanan çözeltinin buhar basıncı ölçülüyor. Buna göre. saf suyun buhar basıncıncaki alçalma kaç mm Hg’dir?

(Glikoz: 180g/mol, su:18g/mol, 20 C’ta Psu: 24 mmHg)

ÇÖZÜM:

Buhar basıncı düşmesi örnek çözümü

Örnek-2

50 C sıcaklıkta hazırlanan kütlece %20’lik 190 g MgCl2 çözeltisinin buhar basıncı kaç mmHg’dir? (MgCl2:95g/mol, Psu:96 mmHg)

ÇÖZÜM:

buhar basıncı örnek çözümü 2

Bir sıvı içinde başka bir sıvı çözündüğünde oluşan çözeltinin buhar basıncı her iki sıvının kısmi buhar basınçları toplamına eşittir.

A ve B sıvılarından oluşan bir çözeltinin buhar basıncı bulunurken önce A ve B sıvılarının kısmi buhar basınçları hesaplanır:

A sıvısının kısmi buhar basıncı:  P= PoA . XB

B sıvısının kısmi buhar basıncı:  P= PoB . XB

Çözeltinin buhar basıncı:  Pçözelti  = PA + PB

Örnek-3

20 C sıcaklıkta 117 g su ile 69 g etil alkol karıştırılarak ideal çözelti hazırlanıyor. Oluşan çözeltinin buhar basıncı kaç mmHg’dir? (Su: 18 g/mol, Etil alkol: 46 g/mol, Palkol: 44 mmHg, Psu: 24 mmHg)

ÇÖZÜM:

buhar basıncı düşmesi örnek 3

Kaynama Noktası Yükselmesi (Ebülyoskopi)

Buhar basıncı düşen sıvıların kaynama noktası yükselir. Çözünen madde miktarı arttıkça sıvı daha yüksek sıcaklıklarda kaynamaya başlar.

kaynama noktası düşmesi

Kaynama noktası yükselmesi aşağıdaki bağıntıyla hesaplanır:

ΔTk = Kk . m. ts

ΔTk : Kaynama noktası yükselmesi, Kk : Ebülyoskopi sabiti, m : Çözeltinin molalitesi, ts : Çözünenin tanecik sayısı

Donma Noktası Yükselmesi (Kriyoskopi)

Sıvı içinde çözünen madde miktarı arttıkça sıvının donma noktası düşer. Derişimle donma noktasındaki düşme miktarı doğru orantılıdır.

donma noktası karşılaştırması grafiği kriyoskopi
iyon ve moleküllerde tanecik sayısı

Donma noktası alçalması aşağıdaki bağıntıyla hesaplanır:

ΔTd = Kd . m. ts

ΔTd : Donma noktası yükselmesi, Kd : Kriyoskopi sabiti, m : Çözeltinin molalitesi, ts : Çözünenin tanecik sayısı

Örnek-4

500 ml suda 46,8 g NaCl tuzu çözünerek hazırlanan çözeltinin saf çözücüye göre,

a) Kaynama noktası yükselmesini,

b) Donma noktası alçalmasını bulunuz. (NaCl: 58,5 g/mol, su için K : 0,52 C/m, K : 1,86 C/m)

ÇÖZÜM:

kaynama noktası yükselmesi örnek çözümü

Üçlü Faz Diyagramında Ebülyoskopi ve Kriyoskopi

Saf sıvı ve içinde uçucu olmayan katı çözünmüş çözeltiye ait kaynama ve donma noktaları karşılaştırılması üçlü faz diyagramında da yapılabilir.

üçlü faz diyagramında kriyoskopi ve ebülyoskopi

Ozmotik Basınç

Aralarında ince bir zar bulunan derişimi farklı iki çözelti arasında, seyreltik olandan (az yoğun) derişik (çok yoğun) olana doğru çözücü (genellikle su) geçişi olur. Bu olaya ozmoz denir.

ozmotik basınç

Çözücü moleküllerinin geçtiği tarafta sıvı yükselir ve kollar arasında yükseklik farkı (h) oluşur. Bu yükseklik farkından dolayı oluşan basınca ozmotik basınç adı verilir. Ozmotik basınç çözücü moleküllerinin derişik ortama akışını engeller ve denge oluşur.

Her iki tarafta çözelti derişimleri eşitse çözeltiler izotoniktir. Derişimi yüksek olan çözeltiye hipertonik, derişimi düşük olan çözeltiye ise hipotonik çözelti denir.

Ağaçların suyu gövdeleriyle yapraklarına taşımasında ozmotik basınç rol oynar.

Ters Ozmoz Yöntemiyle Su Arıtımı

Ters ozmoz yönteminde derişik çözeltiye basınç uygulanır. Basınçla birlikte yarı geçirgen zar yardımıyla derişik çözeltiden seyreltik çözeltiye doğru su geçişi olur. Su içindeki kirleticiler ve yabancı maddeler yarı geçirgen zardan geçemez. Böylelikle su içindeki kirleticilerden arındırılmış olur.

ters ozmoz

12. Sınıf Kimya PDF Ders Notları

12. Sınıf Kimya PDF Ders notlarına bu sayfadan ulaşabilirsiniz.  Ayrıca sizler için hazırladığımız konularla ilgili PDF Test ve bu testlerin video çözümleri bulunmaktadır.

Başarılar dileriz.

12. Sınıf Kimya Konuları ve Müfredatı

1. Kimya ve Elektrik

  • İndirgenme-Yükseltgenme Tepkimelerinde Elektrik Akımı
  • Elektrotlar ve Elektrokimyasal Hücreler
  • Elektrot Potansiyelleri
  • Kimyasallardan Elektrik Üretimi
  • Elektroliz
  • Korozyon

2. Karbon Kimyasına Giriş

  • Anorganik ve Organik Bileşikler
  • Basit Formül ve Molekül Formülü
  • Doğada Karbon
  • Lewis Formülleri
  • Hibritleşme-Molekül Geometrileri

3. Organik Bileşikler

  • Hidrokarbonlar
  • Fonksiyonel Gruplar
  • Alkoller
  • Eterler
  • Karbonil Bileşikleri
  • Karboksilik Asitler
  • Esterler

4. Enerji Kaynakları ve Bilimsel Gelişmeler

  • Fosil Yakıtlar
  • Alternatif Enerji Kaynakları
  • Sürdürülebilirlik
  • Nanoteknoloji

12. Sınıf Kimya PDF Testler

AYT KİMYA DENEMELER

AYT kimya deneme pdf dosyalarına aşağıdaki linklerden ulaşabilirsiniz. Sizler için özenerek hazırlamış olduğumuz bu denemelerin hazırlık sürecinde yararlı olacağı düşüncesindeyiz.

Bildiğiniz gibi AYT’de kimya dersinden 13 soru çıkmaktadır. MEB’in son açıklamasına göre bu 13 soru;

  • Modern Atom Teorisi,
  • Gazlar,
  • Kimya ve Enerji,
  • Kimyasal Hız,
  • Kimyasal Denge,
  • Kimya ve Elektrik,
  • Karbon Kimyasına Giriş,
  • Organik Bileşikler

konularını kapsıyor. Konu çok, soru az. Biliyoruz. Fakat bu sizin daha çok çalışmanıza engel değil. Detaylar, istisnalar, kural dışı durumlar sınavda her zamankinden daha fazla eleyici özelliği sahip olacak.

AYT’ye çalışırken kimya soru katsayılarının matematik alanından daha yüksek olduğunu aklınızdan çıkarmayın. Yani AYT’de bir kimya sorusu matematikten daha değerli.

Puanınızı hesaplarken, AYT  netlerinizi: Matematik=3 Fizik=2,85 Kimya=3,07 Biyoloji=3,07 ile çarpın.