İçeriğe geç

11. sınıf · Kimya · 5. hafta (12-16 Ekim 2026)

Tepkime Isılarının Toplanabilirliği (Hess Yasası) ve Kimyasal Tepkimelerde Çarpışma Teorisi

ETKİLEŞİM teması · Konu özeti

Etkinlikler
Bu hafta

Doğada elmastan grafite dönüşüm gibi binlerce yıl süren veya karbon monoksit eldesi gibi yan ürünlerle karışan bazı kimyasal tepkimelerin entalpi değişimini kalorimetre kabında doğrudan ölçmek imkânsızdır. İşte bu noktada İsviçre-Rus asıllı kimyacı Germain Henri Hess'in ortaya koyduğu 'Tepkime Isılarının Toplanabilirliği Yasası' imdadımıza yetişir. Bu hafta ilk olarak Hess Yasası ile dolaylı entalpi hesabını öğrenecek; ardından 'Bir kimyasal tepkime atom ve moleküllerin çarpışmasıyla nasıl gerçekleşir?' sorusuna yanıt veren Çarpışma Teorisi ve aktifleşme enerjisi grafiklerini inceleyeceğiz.

Entalpinin Hâl Fonksiyonu Olması ve Hess Yasası

Termokimyada bir sistemin entalpi değişimi (Delta_H), tıpkı bir dağcının dağın zirvesine hangi patikadan çıkarsa çıksın yaptığı yer değiştirmenin (irtifa farkının) aynı olması gibi bir hâl fonksiyonudur. Yani bir kimyasal tepkimenin entalpi değişimi, tepkimenin tek basamakta mı yoksa birden fazla ara basamakta mı gerçekleştiğine bağlı değildir; yalnızca başlangıçtaki girenlerin ve son durumdaki ürünlerin enerjilerine bağlıdır. 1840 yılında Germain Henri Hess tarafından kanıtlanan bu ilkeye Hess Yasası (Tepkime Isılarının Toplanabilirliği Yasası) denir. Örneğin karbon katısının (grafitin) yanarak karbondioksit (CO2) gazına dönüşmesi doğrudan tek basamakta gerçekleştiğinde Delta_H = -393,5 kJ ısı açığa çıkar. Aynı tepkime önce karbon monoksit (CO) oluşumu (Delta_H1 = -110,5 kJ) ve ardından CO gazının yanarak CO2 oluşturması (Delta_H2 = -283,0 kJ) şeklinde iki basamakta gerçekleştirildiğinde de toplam entalpi değişimi Delta_H_net = Delta_H1 + Delta_H2 = -110,5 + (-283,0) = -393,5 kJ olarak birebir aynı değeri verir.

Hess Yasası: Tepkime Entalpilerinin (Delta_H) Toplanabilirliği Kuralları1. Tepkime Ters ÇevrilirseGirenler ve ürünler yerdeğiştirdiğinde Delta_HİŞARET DEĞİŞTİRİR!A -> B (Delta_H = -100 kJ)B -> A (Delta_H = +100 kJ)2. Katsayı İle Çarpılır/BölünürseDenklem hangi pozitif sayıyla(k) çarpılır veya bölünürse,Delta_H da k ile ÇARPILIR!A -> B (Delta_H = -100 kJ)2A -> 2B (Delta_H = -200 kJ)3. Ara Basamaklar ToplanırsaAra tepkimeler taraf tarafatoplandığında net tepkimeninentalpisi CEBİRSEL TOPLAMDIR:Delta_H_net = Delta_H1 + Delta_H2(Zıt taraftaki eşit türler sadeleşir)

Hess Yasası Uygulama Kuralları

Ara basamakları verilen bir tepkime sisteminden hedef (net) tepkimeyi elde ederken şu üç altın kural uygulanır: 1) Tepkime Ters Çevrilirse: Bir kimyasal tepkime denklemi ters çevrildiğinde (girenler ürünlere, ürünler girenlere geçirildiğinde), entalpi değişiminin büyüklüğü aynı kalır ancak Delta_H işaret değiştirir (ekzotermikse endotermik, endotermikse ekzotermik olur). • C(k) + O2(g) -> CO2(g) (Delta_H = -393,5 kJ) • CO2(g) -> C(k) + O2(g) (Delta_H = +393,5 kJ) 2) Tepkime Bir Katsayıyla Çarpılır veya Bölünürse: Entalpi madde miktarıyla doğru orantılı bir büyüklük olduğundan, bir tepkime denkleminin tüm katsayıları hangi pozitif k sayısıyla çarpılır veya bölünürse, Delta_H değeri de aynı k sayısıyla çarpılır veya bölünür. • 2 C(k) + 2 O2(g) -> 2 CO2(g) (Delta_H = 2 . (-393,5) = -787 kJ) 3) Tepkimeler Taraf Tarafa Toplanırsa: Ara basamak denklemleri taraf tarafa toplandığında, bir tepkimenin ürünlerinde yer alan bir madde ile diğer tepkimenin girenlerinde yer alan aynı fiziksel hâldeki madde birbirini götürür (ara ürün sadeleşmesi). Net tepkimenin entalpisi ara basamak entalpilerinin cebirsel toplamına eşittir: Delta_H_net = Delta_H1 + Delta_H2 + ...

Hess Yasası Enerji Diyagramı: Entalpi Yoldan Bağımsız Bir Hal FonksiyonudurBaşlangıç: C(k) + O2(g)Ara: CO(g) + 1/2 O2(g)Sonuç: CO2(g)Delta_H_net = -393,5 kJDelta_H1 = -110,5 kJDelta_H2 = -283,0 kJNeden Toplam Değişmez?Entalpi (H) bir HAL FONKSİYONUDUR;izlenen yola veya basamak sayısına değil,yalnız ilk ve son duruma bağlıdır.Delta_H_net = Delta_H1 + Delta_H2-393,5 kJ = (-110,5) + (-283,0)(Germain Henri Hess, 1840)

Kimyasal Tepkimelerde Hız: Çarpışma Teorisi ve Etkin Çarpışma

Bir kap içerisinde bulunan milyarlarca gaz molekülü her saniye birbiriyle çarpışır; ancak bu çarpışmaların çok küçük bir kısmı kimyasal tepkimeyle sonuçlanır. Max Trautz ve William Lewis tarafından geliştirilen Çarpışma Teorisine göre, tepkimeye giren taneciklerin ürüne dönüşebilmesi için yaptıkları çarpışmaya etkin (başarılı) çarpışma denir. Bir çarpışmanın etkin çarpışma olabilmesi için iki temel şartın aynı anda sağlanması zorunludur: 1) Uygun Geometrik Doğrultu ve Yönelim: Çarpışan atom veya moleküller, eski bağların kopup yeni bağların kurulabileceği doğru açı, doğrultu ve merkez-merkez yöneliminde çarpışmalıdır. 2) Yeterli Kinetik Enerji (Eşik / Aktifleşme Enerjisi): Çarpışan taneciklerin bağların kırılmasını sağlayacak minimum bir toplam kinetik enerjiye sahip olması gerekir. Bir tepkimenin başlaması için gereken bu en düşük enerji sınırına Aktifleşme Enerjisi (veya Eşik Enerjisi, E_a) adı verilir.

Kimyasal Tepkimelerde Hız: Çarpışma Teorisi ve Etkin Çarpışma Şartları1. Şart: Uygun Geometrik DoğrultuTanecikler bağların kopup yenibağların oluşabileceği doğruaçı ve doğrultuda çarpışmalıdır.(Merkez-merkez uygun yönelim)2. Şart: Yeterli Kinetik Enerji (E_a)Çarpışan taneciklerin toplamkinetik enerjisi en az Eşik Enerjisi(Aktifleşme Enerjisi, E_a) kadarolmalıdır (E_a daima POZİTİFTİR!).Sonuç: Aktifleşmiş Kompleksİki şartı sağlayan ETKİN ÇARPIŞMAsonucunda yüksek enerjili vekararsız ara durum olanAktifleşmiş Kompleks oluşur.

Aktifleşmiş Kompleks (Geçiş Hâli) Kavramı

Uygun geometride ve yeterli kinetik enerjiyle (E >= E_a) çarpışan tanecikler, kinetik enerjilerini potansiyel enerjiye dönüştürerek atomlar arasındaki eski bağların zayıflamaya ve yeni bağların oluşmaya başladığı en yüksek enerjili ara duruma ulaşırlar. Potansiyel enerjinin maksimum olduğu bu kararsız ara duruma Aktifleşmiş Kompleks (veya Geçiş Hâli) denir. Aktifleşmiş kompleks çok kısa ömürlü ve yüksek enerjili (kararsız) bir yapı olduğu için doğrudan izole edilemez; ya ileri yönde devam ederek ürünlere dönüşür ya da çarpışma başarısız olursa geri dönerek tekrar girenlere ayrışır.

Potansiyel Enerji (PE) — Tepkime Koordinatı Grafikleri (E_ai ve E_ag)

Bir kimyasal tepkime sürecinde potansiyel enerjinin değişimini gösteren grafikte üç kritik büyüklük okunur: 1) İleri Aktifleşme Enerjisi (E_ai): Tepkimeye girenlerin başlangıç enerjisi ile tepe noktası (aktifleşmiş kompleks) arasındaki enerji farkıdır: E_ai = PE(Aktifleşmiş Kompleks) - PE(Girenler). 2) Geri Aktifleşme Enerjisi (E_ag): Tepkime ters yönde düşünülerek ürünlerin enerjisi ile tepe noktası arasındaki enerji farkıdır: E_ag = PE(Aktifleşmiş Kompleks) - PE(Ürünler). 3) Tepkime Entalpisi (Delta_H): İleri aktifleşme enerjisinden geri aktifleşme enerjisinin çıkarılmasıyla (veya ürünler eksi girenler ile) bulunur: Delta_H = E_ai - E_ag = PE(Ürünler) - PE(Girenler). • Endotermik Tepkimelerde (Delta_H > 0): Ürünlerin enerjisi girenlerden yüksektir; bu nedenle E_ai > E_ag olur. • Ekzotermik Tepkimelerde (Delta_H < 0): Ürünlerin enerjisi girenlerden düşüktür; bu nedenle E_ai < E_ag olur.

Potansiyel Enerji Grafiği: İleri/Geri Aktifleşme Enerjisi ve Delta_HAktifleşmiş Kompleks (Tepe)GirenlerÜrünlerE_aiE_agPE Grafiği Temel Bağıntıları1) E_ai = PE(Tepe) - PE(Girenler)İleri aktifleşme enerjisi (Daima E_ai > 0)2) E_ag = PE(Tepe) - PE(Ürünler)Geri aktifleşme enerjisi (Daima E_ag > 0)3) Delta_H = E_ai - E_agE_ai < E_ag ise Ekzotermik (Delta_H < 0)4) Delta_H = PE(Ürünler) - PE(Girenler)E_ai > E_ag ise Endotermik (Delta_H > 0)

Çok Basamaklı (Mekanizmalı) Tepkimelerin PE Grafikleri

Bazı kimyasal tepkimeler tek adımda değil, birbirini izleyen birden fazla basamakta (mekanizmalı) gerçekleşir. Bir Potansiyel Enerji - Tepkime Koordinatı grafiğinde kaç tane tepe noktası (maksimum) varsa, tepkime o kadar basamakta gerçekleşiyor demektir. Çok basamaklı tepkimelerde her basamağın kendine ait bir ileri aktifleşme enerjisi (E_ai) vardır. Aktifleşme enerjisi (E_ai) yani aşılması gereken enerji engeli en büyük olan basamak, en yavaş basamaktır ve tepkimenin toplam hızını bu en yavaş basamak belirler. Net tepkimenin entalpisi (Delta_H_net) ise Hess Yasası gereği sadece ilk basamağın girenleri ile son basamağın ürünleri arasındaki farka eşittir.

Örnekler

  1. Örnek 1Aşağıda iki ara tepkime ve entalpi değişimleri verilmiştir: 1) N2(g) + O2(g) -> 2 NO(g) (Delta_H1 = +180 kJ) 2) 2 NO(g) + O2(g) -> 2 NO2(g) (Delta_H2 = -114 kJ) Buna göre 1/2 N2(g) + O2(g) -> NO2(g) tepkimesinin entalpi değişimi (Delta_H) kaç kJ'dür?

    Cevabı göster

    Önce verilen 1. ve 2. denklemleri taraf tarafa toplayalım (2 NO gazları sadeleşir): N2(g) + 2 O2(g) -> 2 NO2(g) => Delta_H_toplam = (+180) + (-114) = +66 kJ. Bizden istenen net denklem (1/2 N2 + O2 -> NO2), elde ettiğimiz bu denklemin 2'ye bölünmüş (1/2 ile çarpılmış) hâlidir. Hess Yasası gereği Delta_H değerini de 2'ye böleriz: Delta_H = +66 / 2 = +33 kJ bulunur.

  2. Örnek 21) C(k) + O2(g) -> CO2(g) (Delta_H1 = -394 kJ) 2) H2(g) + 1/2 O2(g) -> H2O(s) (Delta_H2 = -286 kJ) 3) CH4(g) + 2 O2(g) -> CO2(g) + 2 H2O(s) (Delta_H3 = -890 kJ) Yukarıdaki tepkimelere göre C(k) + 2 H2(g) -> CH4(g) tepkimesinin entalpisi (CH4'ün molar oluşum entalpisi) kaç kJ/mol'dür?

    Cevabı göster

    Hedef tepkimede C(k) girenlerde 1 mol: 1. denklem aynen kalır (Delta_H = -394 kJ). Hedef tepkimede H2(g) girenlerde 2 mol: 2. denklem 2 ile çarpılır (Delta_H = 2 . (-286) = -572 kJ). Hedef tepkimede CH4(g) ürünlerde 1 mol: 3. denklem ters çevrilir (Delta_H = +890 kJ). Üç denklem toplandığında CO2, H2O ve O2'ler sadeleşir: Delta_H_net = -394 + (-572) + 890 = -966 + 890 = -76 kJ/mol bulunur.

  3. Örnek 3Bir kimyasal tepkimede girenlerin potansiyel enerjileri toplamı 40 kJ, aktifleşmiş kompleksin potansiyel enerjisi 150 kJ ve ürünlerin potansiyel enerjileri toplamı 90 kJ olarak verilmiştir. Bu tepkimenin a) İleri aktifleşme enerjisini (E_ai), b) Geri aktifleşme enerjisini (E_ag), c) Tepkime entalpisini (Delta_H) bulunuz.

    Cevabı göster

    a) E_ai = PE(Aktifleşmiş kompleks) - PE(Girenler) = 150 - 40 = 110 kJ. b) E_ag = PE(Aktifleşmiş kompleks) - PE(Ürünler) = 150 - 90 = 60 kJ. c) Delta_H = E_ai - E_ag = 110 - 60 = +50 kJ (Endotermik tepkimedir; kontrol: PE(Ürünler) - PE(Girenler) = 90 - 40 = +50 kJ).

  4. Örnek 4İleri aktifleşme enerjisi (E_ai) 85 kJ ve tepkime entalpisi (Delta_H) -120 kJ olan ekzotermik bir tepkimenin geri aktifleşme enerjisi (E_ag) kaç kJ'dür?

    Cevabı göster

    Delta_H = E_ai - E_ag bağıntısında verilenleri işaretleriyle yerine koyalım: -120 = 85 - E_ag => E_ag = 85 + 120 = 205 kJ bulunur.

  5. Örnek 5Üç basamakta gerçekleşen bir tepkimenin basamaklarının ileri aktifleşme enerjileri sırasıyla E_ai1 = 45 kJ, E_ai2 = 115 kJ ve E_ai3 = 70 kJ'dür. Bu basamakların hızlarını büyükten küçüğe sıralayınız ve tepkimenin hızını hangi basamağın belirlediğini açıklayınız.

    Cevabı göster

    Bir tepkimenin ileri aktifleşme enerjisi (E_ai) ne kadar küçükse aşılması gereken enerji engeli o kadar düşüktür ve tepkime o kadar hızlıdır. Aktifleşme enerjileri sıralaması: E_ai2 (115) > E_ai3 (70) > E_ai1 (45). Hızları sıralaması (ters orantılı): 1. Basamak > 3. Basamak > 2. Basamak. Net tepkimenin hızını en yavaş olan 2. basamak (E_ai2 = 115 kJ olan basamak) belirler.

Etkinlikler

Soruları çözün; her cevaptan sonra doğru mu yanlış mı olduğunu hemen göreceksiniz.

  1. 1X2(g) + 2 Y2(g) -> 2 XY2(g) tepkimesinin entalpi değişimi Delta_H = -160 kJ'dür. Buna göre XY2(g) -> 1/2 X2(g) + Y2(g) tepkimesinin aynı koşullardaki entalpi değişimi kaç kJ'dür?

  2. 2Çarpışma teorisi ve aktifleşme enerjisi (E_a) ile ilgili aşağıdaki ifadelerden hangisi yanlıştır?

  3. 3Aşağıdaki ifadelerin doğru mu yanlış mı olduğunu belirleyiniz.

    • Hess Yasası'na göre bir kimyasal tepkimenin entalpi değişimi (Delta_H), tepkimenin izlediği yola ve ara basamak sayısına bağlı değildir.
    • İleri aktifleşme enerjisi geri aktifleşme enerjisinden büyük olan (E_ai > E_ag) bir tepkime ekzotermiktir.

  4. 4Termokimya ve kimyasal hız kavramlarını doğru açıklamalarıyla eşleştiriniz.

    Soldan bir öğeye, sonra sağdaki eşine dokunun.

  5. 5Aşağıdaki cümlelerde boş bırakılan yerleri uygun kavramlarla tamamlayınız.

    1. Bir kimyasal tepkimenin başlaması için çarpışan taneciklerin sahip olması gereken minimum kinetik enerjiye eşik enerjisi veya enerjisi denir.
    2. Mekanizmalı (çok basamaklı) bir tepkimede toplam tepkime hızını, ileri aktifleşme enerjisi (E_ai) en büyük olan yani en gerçekleşen basamak belirler.

  6. 6Oda sıcaklığında ağzı açık bir kapta bulunan kömür (C) veya kâğıt, havadaki oksijen gazıyla (O2) sürekli temas hâlinde olduğu ve yanma tepkimesi ekzotermik olduğu hâlde neden kendiliğinden tutuşup yanmaz? Çarpışma teorisi ve aktifleşme enerjisi (E_a) kavramlarını kullanarak açıklayınız.

Kısaca

  • Entalpi (H) bir hâl fonksiyonudur; bir tepkimenin entalpi değişimi (Delta_H) tepkimenin izlediği yola veya basamak sayısına değil, yalnız girenlerin ve ürünlerin ilk ve son hâllerine bağlıdır (Hess Yasası).
  • Hess Yasası'nın 3 kuralı: 1) Denklem ters çevrilirse Delta_H işaret değiştirir, 2) Denklem bir k katsayısıyla çarpılırsa Delta_H da k ile çarpılır, 3) Ara denklemler toplanırsa Delta_H değerleri de cebirsel olarak toplanır.
  • Çarpışma Teorisine göre bir kimyasal tepkimenin gerçekleşmesi için taneciklerin 'Etkin Çarpışma' yapması gerekir.
  • Etkin çarpışmanın iki temel şartı vardır: 1) Tanecikler uygun geometrik doğrultu ve açıda çarpışmalıdır, 2) Çarpışan taneciklerin toplam kinetik enerjisi en az Aktifleşme (Eşik) Enerjisi (E_a) kadar olmalıdır.
  • Aktifleşme enerjisi (E_a) her zaman pozitif işaretlidir (E_a > 0) ve sıcaklıkla değişmez; yalnız katalizör ile düşürülebilir.
  • Potansiyel Enerji (PE) grafiğinde tepe noktası 'Aktifleşmiş Kompleks'i gösterir ve tepkime entalpisi Delta_H = E_ai - E_ag bağıntısıyla hesaplanır.

Bu dersin öteki kaynakları