Tepkime hızı ve denge

2. ÜNİTE REAKSİYON HIZLARI VE

KİMYASAL DENGE

BU ÜNİTEDE NELER ÖĞRENECEĞİZ?

Bu ünitede, reaksiyona giren maddelerin ve

ürünlerin derişimlerinin zamanla değişimi

irdelenerek anlık ve ortalama hız değerlerinin

ayrımı, reaksiyon hızının bağlı olduğu etkenlerle

birlikte tek ve çok basamaklı reaksiyonlarda hızın

belirlenmesi işlenmektedir. Ayrıca kimyasal

reaksiyonlarda denge ifadesinin türetilmesi, denge

sabitlerinin sıcaklıkla ilişkisi, kimyasal dengeyi

etkileyen değişkenler irdelenerek bunların ürün

verimine etkisi tartışılacaktır.

1. Reaksiyon Hızı

Maddede meydana gelen kimyasal değişikliklerin zamanla ilerleyişini, bu ilerleyişin hızını, diğer bir ifadeyle tepkimenin hızını ve mekanizmasını inceleyen bilim dalına kimyasal kinetik denir.

Maddedeki kimyasal değişmenin hızına

tepkime hızı denir.

Kimyasal tepkimeler, tepkimeye giren maddelerin ürüne

dönüşmesi sürecidir. Bu süreç içinde, gerçekleşen

herhangi bir değişmeden yararlanılarak tepkimelerin hızı

ölçülebilir. Örneğin;

Fe(k) + 2HCl(suda) → FeCl2(suda) + H2(g) tepkimesinde hız, H2 gazı çıkış hızından

5Fe2+ (suda) + MnO–

4(suda) + 8H+(suda) → 5Fe3+ (suda) + Mn2+

(suda) + 4H2O(s)

Tepkimesinde hız, MnO–4 iyonunun renginin değişiminden ya

da ortamın elektrik iletkenliğinin değişmesinden yararlanılarak

belirlenebilir.

AgNO3(suda) + NaI(suda) → NaNO3(suda) + AgI(k)

Tepkimesinde hız, AgI’ ün çökme ve renk

değişim hızından belirlenebilir.

Bir kimyasal olay, tepkimeye giren maddelerin zamanla

ürünlere dönüştüğü bir süreçtir. Bu süreçte tepkimeye giren

maddelerin miktarı azalırken ürünlerin miktarı artar.

Dolayısıyla bir tepkimede herhangi bir anda

tepkimeye giren maddelerin harcanma ya da

ürünlerin oluşma hızı tepkimenin anlık hızı olarak bilinir.

Bir tepkimede giren maddelerin derişimindekideğişmenin zaman aralığına oranı tepkimenin ortalama hızı olarak tanımlanır.

dakika saat yıl

a. Odunun yanması b. Hamurun mayalanması c. Dikit ve sarkıtların oluşması

Maddenin derişimindeki değişme Tepkime hızı = eşitliği yazılabilir.

Zaman aralığı

Tepkime hızı “r”, zaman “t”, molar derişim (molarite) “C”

simgesiyle gösterilirse tepkimenin başlangıç ve sonlanması

arasında maddenin derişimindeki değişme “ΔC” şeklinde

gösterilebilir. Buna göre yukarıdaki eşitlik yerine;

ΔC

r = bağıntısı yazılabilirt

☞ÖRNEK : 1

500 mL’ lik kapalı bir kapta, 0,06 g H2 gazı

yeterince N2 gazı ile 200 saniyede tamamen

tepkimeye girerek NH3 gazı oluşturmaktadır.

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) tepkime

denklemine göre;

a. H2 gazının tükenme hızını,

b. NH3 gazının oluşma hızını mol / L s

cinsinden hesaplayınız. (H : 1)

Anlık, ortalama hız kavramlarını ve tepkime hızının

hesaplanmasını öğrendiniz. Hava yastıklarının şişmesini

sağlayan tepkimenin saniyenin 1/10 ’ u kadar kısa bir sürede

gerçekleştiğini biliyorsunuz. Bu tepkimenin denklemi;

2NaN3(k) → 2Na(k) + 3N2(g) şeklindedir.

Bu tepkime çarpışmayı algılayan bir sensörün gönderdiği

sinyalle başlar. Tepkimede çok kısa süre içinde NaN3 (sodyum

azotür) bozunarak yaklaşık 67 L azot gazı oluşur. Bu gaz da

hava yastığının şişmesini sağlar. Olaylar dizisi saniyenin

kesirleri içinde gerçekleşerek son bulur. Dolayısıyla bu

tepkime, asitlerle bazlar arasındaki nötürleşme tepkimeleri,

metan gazının yanma tepkimesi hızlı gerçekleşen tepkimelere

örnek verilebilir.

2. Reaksiyon Hız Denklemi

Kimyasal tepkimelerin hızları ile tepkimelere

giren maddelerin derişimleri arasındaki

ilişki hız denklemi denilen eşitliklerle ifade

edilir.

Tepkimelere giren maddelerin derişimleri ile

hız arasındaki ilişkiden yararlanarak

tepkimelerin hız denklemini (bağıntısını)

bulabiliriz.

Bu tepkimeye ait aynı koşullarda gerçekleştirilen üç

deneyin sonuçları aşağıdaki gibidir.

TEPKİME HIZ DENKLEMİ

Tepkime hızı hakkındaki bilgilerimizi pekiştirmek amacıyla

2H2(g) +2NO(g) → 2H2O(g) + N2(g) tepkimesini irdeleyelim.


r = k [H2] [NO]2 şeklindedir.

r = k [H2]2 [NO]2

Gerçekte H2 ve NO gazları arasında gerçekleşen

2H2(g) + 2NO(g) → 2H2O(g) + N2(g)



tepkimeye giren maddelerin bir dizi ara basamaktan geçerek ürünlere dönüşme sürecine tepkime mekanizması,

ara basamakların toplamını ifade eden tepkime denklemine ise net tepkime denklemi denir.


Bazı tepkimeler bir basamak üzerinden yürürken bazıları iki veya daha fazla basamak üzerinden yürür.

Bir basamaklı tepkimelere basit,

çok basamaklı tepkimelere ise karmaşık ya da kompleks tepkime denir.


Hız denklemi, çoğu zaman net tepkime denklemlerinden çıkarılamaz. Çünkü pek çok tepkime, ara basamaklardan geçerek sonuçlanır. Bu tür tepkimelerin deneysel olarak belirlenmiş belirli bir mekanizması vardır.

Deney sonucuna göre yazılan hız denklemi net tepkime denklemine göre yazılandan farklı ise tepkime tek basamaklı değildir ve belirli bir mekanizması vardır.


Tepkime hızı, tepkime mekanizmasında en yavaş olan ara basamağın hızından belirlenir.

Tepkime hızı, hızı belirleyen ara basamağın tepkime denklemindeki mol kat sayıları üs alınmak koşuluyla girenlerin molarderişimleriyle doğru orantılıdır.

Karışan her madde tepkimeye girer mi?

etkin çarpışma


etkin olmayan çarpışma


Taneciklerin çarpışarak ürüne dönüşebilmeleri için sahip olmaları gereken en az enerjiye aktifleşme (aktivasyon) enerjisi denir.Aktifleşme enerjisi genellikle “Ea” simgesiyle gösterilir.

Bir tepkimenin aktifleşme enerjisi;

Sıfırdan büyüktür (Ea > 0).

Tepkimeye giren maddelerin türüne bağlıdır.



Bazı tepkimelerin aktifleşme enerjisi yüksektir ve bu tepkimeler yavaş gerçekleşir.

Bazı tepkimelerin aktifleşme enerjileri ise düşüktür ve hızlı gerçekleşir.

İki molekül birbiri ile çarpıştığında anlık geçiş molekülleri oluşur.

Bu geçiş hâline aktiflenmiş kompleks adı verilir.




Tepkimeye giren maddelerin toplam potansiyel enerjisi ile aktiflenmiş kompleksin potansiyel enerjisi arasındaki enerji farkı, ileri yöndeki tepkimenin aktifleşme enerjisidir. İleri yöndeki tepkimenin aktifleşme enerjisi “Eai” sembolüyle gösterilir.

Ürünlerle aktiflenmişkompleks arasındaki enerji farkı ise geri yöndeki tepkimenin aktifleşme enerjisidir. Geri yöndeki tepkimenin aktifleşme enerjisi “Eag” sembolüyle gösterilir.


Aynı koşullarda gerçekleşen tepkimelerden, aktifleşme enerjisi daha küçük olan tepkimenin hızı daha büyüktür.

İleri yönde ekzotermik olan bir tepkime, geri yönde ısı alarak gerçekleşeceğinden, geri yöndeki tepkimesine göre ileri yönde daha hızlı gerçekleşir.

Ekzotermik tepkimenin aktifleşme enerjisi, geri yöndeki tepkimesinin aktifleşme enerjisinden daima küçüktür.


İleri yöndeki tepkimenin aktifleşme enerjisi

(Eai) ile geri yöndeki tepkimenin aktifleşme

enerjisi (Eag) arasındaki fark 285,8 kJ olup

bu fark tepkime entalpisine eşittir. Bu

sonuca göre bir tepkime entalpisi, ileri

yöndeki tepkimenin aktifleşme enerjisi ile

geri yöndeki tepkimenin aktifleşme enerjisi

arasındaki farka eşittir. Bu eşitlikten

yararlanarak aşağıdaki bağıntıyı

yazabiliriz:


ΔH˚ = Eai – Eag

ya da

ΔH˚ = Epürünler – Epgirenler


Travel

Tepkime hızı ve denge