tepkimelerde hız ve denge konu anlatımı-1

TEPKİMELERDE HIZ VE DENGE KONU ANLATIMI-1
1
TEPKİME HIZLARI
Isı alışverişi, renk değişimi, iletkenlik, gaz çıkışı, çökelme, basınç, hacim değişimi, ışık salınması gibi olaylardan bir veya birkaçının varlığı kimyasal
tepkimenin gerçekleştiğinin işareti sayılır. Kimyasal reaksiyonların hızlarının incelenmesi doğa olaylarının da daha iyi anlaşılmasını sağlar. Örneğin;
havai fişekler ve doğal gaz patlaması gibi reaksiyonlar çok hızlı gerçekleşirken, demirin paslanması gibi reaksiyonlar ise çok yavaş gerçekleşir.
Derişim ve Hız
Bir reaksiyon sırasında ölçülebilir özelliklerin birim zamandaki değişme miktarına reaksiyon hızı denir. Kimyasal reaksiyonlarda ölçülen nicelik
genellikle madde miktarıdır. Madde miktarı kütle, hacim, tanecik sayısı ve derişim gibi birimlerle ifade edilebilir. Ancak tepkime hızı genellikle
maddelerin molar derişimlerindeki değişme olarak ifade edilir. Tepkime hızını belirtmek için r, R, ϑ veya TH gibi semboller kullanılır. Tepkime hızını
hesaplamak için
Madde derişimindeki değişme ∆C
𝑟=
=
Zaman aralığı
∆𝐶
eşitliği yazılabilir. Burada ∆C: Molar derişimdeki değişme, ∆t: Zamandaki değişmedir. Sabit sıcaklıkta ve sabit hacimli kapta gerçekleşen tepkimenin
hızı başlangıçta en yüksek değere sahiptir. Tepkime süresince tepkimeye giren madde miktarı azaldığından tepkime yavaşlar. Bir tepkimenin hızı,
hem tepkimeye girenlerdeki maddelerin hem de ürünlerdeki maddelerin herbiri için ayrı ayrı yazılabilir.
Örneğin; A2(g) + B2(g)  2AB(g) tepkimesinde maddelerin derişimlerindeki değişimlere göre hız değerleri aşağıdaki gibi yazılabilir.
Tepkime hızı negatif olamaz. Yukarıdaki rA2 ve rB2 bağıntılarında yazılan "–" işareti harcanan maddenin hızı olduğunu gösterir. rAB bağıntısında
yazılan "+" işareti ise oluşan maddenin hızı olduğunu gösterir. Denklemde, AB gazının katsayısı, A 2 ve B2 gazlarınınkinin 2 katı olduğundan AB'nin
oluşma hızı, A2 ve B2'nin harcanma hızının 2 katıdır. Hızlar arasında;
şeklinde ilişki vardır. Buradan
eşitlikleri de yazılabilir.
Anlık ve Ortalama Reaksiyon Hızları
Tepkimenin başlangıç zamanı ve bitiş zamanı aralığındaki harcanan ya da elde edilen madde derişimlerinin toplam süreye göre hız değeri
hesaplandığında elde edilen değer ortalama hız dır. İşareti her zaman pozitiftir. Ortalama hızı belirtmek için r(ort) kullanılabilir. X(g) + 2Y(g)  Z(g)
tepkimesi için, 2.rort(X) = rort(Y) = 2.rort(Z) eşitliği yazılabilir.
Bir tepkimenin herhangi bir anındaki gerçekleşme hızına tepkimenin anlık hızı adı verilir. Yönü işaret ile belirtilmelidir. Anlık hız, derişimin zamana
karşı grafiğe geçirilmesi ile elde edilen eğriye çizilen teğetin eğimidir. Anlık hızı belirtmek için r (t) gösterimi kullanılır. Burada t anlık zamanı belirtir.
Bir reaksiyonda, örneğin 10. saniyedeki reaksiyon hızına 10. saniyedeki anlık hız denir ve r(10) ile gösterilir.
Anlık hızın işareti tepkimede miktarı azalan maddeler için "–", miktarı artan maddeler için "+" dır. Çünkü artan maddenin teğetinin eğimi pozitif,
azalan maddenin teğetinin eğimi negatiftir.
Reaksiyonların Hızlarına Göre Karşılaştırılması
Kimyasal reaksiyonların hızları oldukça değişkenlik gösterir. Mesela patlama şeklinde gerçekleşen bir reaksiyonun (dinamitin patlaması gibi) hızı
saniyenin milyonda birleri ile ölçülürken aylar, yıllar hatta asırlar boyunca süren reaksiyonlar vardır. Toprağın oluşumu, demirin paslanması gibi.
 Metan (CH4) gazının yanması patlama şeklinde gerçekleşen çok hızlı bir tepkimedir. CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)
 Organik bir madde olan etil alkolün (C2H5OH) yanması, metan gazının yanmasından daha yavaştır. Ancak tahta talaşının yanmasından daha
hızlıdır. C2H5OH(s) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(g)
 Birer metal olan sodyum (Na) ile demirin (Fe) oksijen (O2) gazı ile verdikleri yanma (paslanma) reaksiyonlarının hızları çok farklıdır.
Na(k) + 1/2 O2(g)  Na2O(k) (hızlı)
4Fe(k) + 3O2(g)  2Fe2O3 (yavaş)
 Zıt yüklü iyonlar arasında gerçekleşen reaksiyonlar genelde hızlıdır. Ancak zıt yük iyon sayısı artıkça hız azalır.
Na+ + Cl–  NaCl (hızlı)
Mg2++ 2Cl–  MgCl2 (yavaş)
Aynı şekilde zıt yüklü iyonlar arasında gerçekleşen tepkimelerden iyon yükü büyük olanın reaksiyon hızı daha fazladır.
Na+ + Cl–  NaCl (yavaş)
Mg2+ + O2–  MgO (hızlı)
 Tepkimedeki maddelerin bağ yapılarına bakılarak tepkime hızı hakkında yorum yapılabilir. Bir tepkimede kopan ve oluşan bağlar ne kadar az ve
zayıf ise tepkime o kadar hızlı, ne kadar çok ve sağlam ise o kadar yavaş yürür. Ayrıca reaksiyona giren taneciklerin sayısı ne kadar fazla ise bunların
aynı anda çarpışma olasılıkları da o kadar az olur ve tepkime hızı az olur.
Örneğin;
I. 2CO(g) + O2(g)  2CO2(g) (hızlı)
II. C6H12(g) + 9O2(g)  6CO2(g) + 6H2O(g) (yavaş)
yukarıda verilen tepkimeler incelendiğinde, birinci tepkime ikinciye göre daha hızlı gerçekleşir. Çünkü birinci tepkimede 3 tanecik çarpışacaktır ve
bunların bağları koparılacaktır. İkinci tepkimede ise 10 tanecik çarpışacak ve bunların bağları koparılacaktır.
 Bağ kırılmasının olmadığı, iyonlar arasında gerçekleşen tepkimeler, nötr tepkimelere göre hızlıdır. Zıt yüklü iyonlar arasındaki tepkimeler de
benzer yüklü iyonlar arasındaki tepkimelere göre genellikle daha hızlıdır.
HCO3 – (suda) + OH–(suda)  CO32–(suda) + H2O(s) (yavaş)
Cu2+(suda) + S2– (suda)  CuS(k) (hızlı)
REAKSİYON HIZININ BELİRLENMESİ VE TAKİBİ
Bir tepkimenin hızı, tepkimenin zamanla değişen gözlenebilir bir özelliğine göre ölçülebilir. Bir tepkimenin hızı deneysel olarak renk, sıcaklık,
basınç, hacim, elektrik iletkenliği, pH değişimi, çökme olması, ışık salınımı gibi olaylarla anlaşılır.
N2(g)
+
3H2(g)  2NH3(g)
kokusuz kokusuz
keskin
kokulu tepkimesinin hızı kokunun çıkış hızı ile ölçülebilir.
https://hasanfirat.com
TEPKİMELERDE HIZ VE DENGE KONU ANLATIMI-1
2
Pb+2 (suda) +2Ι-(suda)  PbI2(k) tepkimesinin hızı renk değişimi, iletkenliğin azalması ve katı oluşumu (çökelme) özellikleriyle izlenebilir.
renksiz – renksiz
sarı
Sabit hacimde ve sıcaklıkta bir kapta basınç değişmesi, kabın içindeki mol sayısının değişmesi anlamındadır.
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) tepkimesinin hızı basınçtaki azalmaya göre izlenebilir.
C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(g) tepkimesinin hızı basınçtaki artmaya göre izlenebilir.
 Asit veya bazların bulunduğu tepkimelerde pH metre ile asitlik veya bazlık kuvveti ölçülerek tepkime hızı değerlendirilebilir.
Mg(k) + 2H+(suda) Mg2+ (suda) + H2(g) tepkimesinde asitlik kuvveti azaldığından pH artar ve pH değerindeki değişme ile tepkime hızı ölçülebilir.
 Sabit basınçta ve sıcaklıkta hacim değişmesi, mol sayısının değişmesi anlamındadır.
İdeal pistonlu kapta gerçekleşen
N2O(g)  N2(g) + 1/2O2(g) tepkimesinin hızı hacimdeki artmaya göre izlenebilir.
 Zn(k) + 2HCl(suda)  ZnCl2(suda) + H2(g) tepkimesinin hızı gaz çıkış hızındaki
değişmeye bakılarak ölçülebilir.
ÇARPIŞMA TEORİSİ
Bir kimyasal tepkimenin oluşabilmesi için tepkimeye giren taneciklerin (atom, iyon veya molekül)
birbirleriyle çarpışması gerekir. Tepkimelerin, taneciklerin çarpışmasıyla gerçekleştiğini varsayan
teoriye çarpışma teorisi denir. Bu teoriye göre çarpışan tanecikler;
a. Uygun geometride çarpışmalıdır.
b. Aynı doğrultuda zıt yönde çarpışmalıdır.
c. Yeterli kinetik enerjiye sahip olmalıdır. Ancak her çarpışma reaksiyon ile sonuçlanmayabilir. Bir
reaksiyonla sonlanan çarpışmalar etkin çarpışmalardır. Reaksiyon veren yani gerekli enerjiye
sahip ve kararlı bağlar oluşturan uygun çarpışmalara etkin çarpışma, reaksiyon vermeyen
çarpışmalara etkin olmayan çarpışma adı verilir. Örneğin, H2 ve Cl2 molekülleri yeterli enerjiyle,
uygun bir doğrultuda çarpışırlarsa H2 ve Cl2 moleküllerinin bağları kopar. Atomlar HCl
moleküllerini vermek üzere yeniden düzenlenir. H2 ve Cl2 molekülleri yeterli enerjiyle, uygun
doğrultuda çarpışma yapmıyorlarsa bu çarpışma tepkime ile sonuçlanmaz.
AKTİVASYON ENERJİSİ
Bir tepkimenin gerçekleşmesi için taneciklerin sahip olması gereken minimum potansiyel enerjiye
aktifleşme (aktivasyon) enerjisi adı verilir. Ea ile gösterilir. Aktifleşme enerjisi her zaman pozitif bir sayıdır.
Aktifleşme enerjisi ne kadar küçük ise etkin çarpışma sayısı o kadar fazla olur, yani tepkime hızlı gerçekleşir.
Tepkimede ürün oluşturan tanecikler eşik enerjisi değerini aşan taneciklerdir. Grafikte eşik enerjisini aşan
yani ürün oluşturan tanecikler taralı bölgedir. Taralı alandaki tanecik sayısı ne kadar fazla ise reaksiyon o
kadar hızlıdır. Birinci bölgede yer alan taneciklerin kinetik enerjileri yeterli olmadığından yaptıkları
çarpışmalar ürün oluşumu ile sonuçlanmaz. Bir tepkimede eşik enerjisi ne kadar düşükse, eşik enerjisini aşan
tanecik sayısı o kadar fazla yani tepkime o kadar hızlıdır.
Çarpışma teorisine göre, eşik enerjisine sahip tanecikler uygun geometride çarpıştıklarında, taneciklerin elektron bulutları birbirine girer ve atomlar
yeni bir düzenlemeye girebilecek biçimde karmaşık bir hale gelir. Moleküllerin esnek olmayan (yüksek enerjili) çarpışmaları sonucunda, ürün
meydana gelmeden önce kısa ömürlü bir tür oluşur. Yüksek enerjili bu kısa ömürlü tür haline aktifleşmiş kompleks denir.
Tepkimelerin gerçekleşebilmesi için tepkimeye giren tanecikler aktifleşmiş kompleksin enerji değerini
aşabilmelidir. Aktifleşmiş kompleksin enerji değerine ulaşabilmek için gereken minimum kinetik enerjiye
eşik enerjisi denir. Aktivasyon enerjisi ile eşik enerjisi aynı kavramlar değildir. Ancak bunların sayısal
değerleri birbirine eşittir.
POTANSİYEL ENERJİ DİYAGRAMLARI
Potansiyel enerji diyagramlarında yatay eksen tepkime koordinatını (tepkimenin yönünü), dikey eksen ise
potansiyel enerjiyi gösterir. X2 ve Y2 moleküllerinin aktifleşmiş kompleks aşamasından XY ürününü verdiği
zaman içinde, taneciklerin toplam enerjilerindeki değişim yandaki grafikte verilmiştir. İleri yönlü
tepkimenin aktivasyon enerjisi "Eai", geri yöndeki tepkimenin aktivasyon enerjisi ise "Eag" dir. Endotermik
olan X2(g) + Y2(g)  2XY(g) tepkimesine ait grafiğe göre;
 Reaksiyona girenlerin toplam enerjisi= 10 kkal
 Reaksiyonda oluşanların (ürünler) toplam enerjisi= 40 kkal
 Aktifleşmiş kompleksin enerjisi= 110 kkal
 Tepkimeye girenlerin potansiyel enerjisi ile aktifleşmiş kompleksin potansiyel enerjisi arasındaki fark
ileri tepkimenin aktifleşme enerjisidir (Eai). İleri tepkimenin aktifleşme enerjisi (Eai)= 110 – 10 ⇒ 100 kkal
 Ürünlerle aktifleşmiş kompleks arasındaki enerji farkı, geri tepkimenin aktifleşme enerjisidir (E ag). Geri
tepkimenin aktifleşme enerjisi (Eag)= 110 – 40 ⇒ 70 kkal
 Tepkime ısısı (∆H)= 40 – 10 ⇒ 30 kkal
 Bir tepkimenin ∆H'ı ile aktifleşme enerjileri arasında, ∆H= Eai – Eag
ilişkisi vardır. Potansiyel enerji diyagramına bakılacak olursa endotermik tepkimede ileriye doğru
aktifleşme enerjisi, aynı tepkimenin tersi için olan geriye doğru aktifleşme enerjisinden büyüktür. Bu
demektir ki, ekzotermik tepkimelerde aynı koşullarda geri yöndeki aktifleşme enerjisi ileri yöndeki
aktifleşme enerjisine göre daha büyüktür. Bir tepkimede; Eai > Eag ise tepkime endotermiktir. Eai < Eag ise
tepkime ekzotermiktir. Ekzotermik olan 2XY(g)  X2(g) + Y2(g) tepkimesinin grafiğine göre;
 Eai < Eag olduğundan ileri yöndeki tepkime geri yöndeki tepkimeye göre daha hızlıdır.
 Her iki reaksiyon türünde de ∆H= Eaileri – Eageri bağıntısı geçerlidir.  Bir reaksiyonda ileri aktifleşme
enerjisi (Eai) ne kadar büyük ise reaksiyon hızı o kadar yavaştır.  Bir reaksiyonun ileri aktivasyon enerjisi,
tersi olan reaksiyonun geri aktivasyon enerjisine eşittir.  Aktivasyon enerjileri (Eai ve Eag) her zaman
pozitif değerdir.
https://hasanfirat.com