Hız bağıntısı ve hız takibi

Çarpışma Teorisi

Kimyasal tepkimelerin taneciklerin çarpışmaları sonucunda gerçekleştiğini ileri süren teoriye çarpışma teorisi denir.

Çarpışma teorisine göre tepkimelerin hızı, tepkimeye giren taneciklerin çarpışma sayısıyla orantılıdır. Taneciklerin çarpışma sayısı arttıkça tepkime hızı da artar.

Ancak her çarpışma ürün ile sonuçlanmaz. Ürünle sonuçlanan çarpışmalara etkin çarpışma denir.

Örneğin; \(\ce{H2(g) + Cl2(g -> 2HCl(g))}\) tepkimesinin gerçekleşmesi sırasında meydana gelen çarpışmalardan bazıları şekil-1'de verilmiştir.

Herhangi bir tepkimenin ürün ile sonuçlanabilmesi için;

Tanecikler uygun geometride ve aynı düzlemde çarpışmalıdır.
Taneciklerin yeterli kinetik enerjiye sahip olması gerekir.
Aktifleşmiş kompleks ürünün oluşması gerekir.

Yeterli enerjiye sahip tanecikler uygun geometride çarpıştığında ürüne dönüşme noktasında kararsız bir yapı oluşturur. Bu yapıya aktifleşmiş kompleks denir.

Bu yapının potansiyel enerjisi girenlere ve ürünlere göre daha yüksektir. Potansiyel enerji - tepkime koordinatı grafiğinde aktifleşmiş kompleks grafikteki tepe noktadır.

Reasiyona girenlerin aktifleşmiş kompleksi oluşturabilmesi için gerekli olan minimum toplam kinetik enerjiye eşik enerjisi (aktifleşme enerjisi) denir ve \(E_a\) ile gösterilir.

\(E_a\) değeri tepkimeye giren maddelerin türüne bağlıdır.

Reaksiyona girenlerin aktifleşmiş kompleksi oluşturabilmesi için gerekli olan enerjiye ileri aktivasyon (aktifleşme, eşik) enerjisi \(E_{ai}\),
Ürünlerin tekrar aktifleşmiş kompleksi oluşturması için gerekli olan enerjiye ise geri aktivasyon enerjisi \((E_{ag})\) denir.

Tek başına aktifleşme enerjisi terimi kullanıldığında ileri aktifleşme enerjisi kast edilir.

Reaksiyondaki net enerji değişimi (\(\Delta E\) veya \(\Delta H\)) aktivasyon enerjileri farkı ile hesaplanır.

\[\Delta H = \sum{H_{products}} - \sum{H_{inputs}} \]

\[\Delta H = E_{ai} - E_{ag} \]

Aktivasyon enerjisinin değeri daima pozitiftir.

Herhangi bir tepkimede;

\(E_{ai} > E_{ag}\) ise tepkime endotermiktir.
- Ürünün oluşması için verilmesi gereken enerji, ortaya çıkan enerjiden daha fazladır.
\(E_{ag} > E_{ai}\) ise tepkime ekzotermiktir.
- Ürünün oluşması için verilmesi gereken enerji, ürün sonucunda ortaya çıkan enerjiden daha azdır ve bu yüzden ortaya çıkan enerji tepkimeyi besler.

Ekzotermik Tepkime

\(\Delta H\) değeri negatif olan tepkimelerdir.
İleri aktivasyon enerjisi, geri aktivasyon enerjisinden küçüktür.

\[E_{ai} < E_{ag} \Longrightarrow \Delta H = E_{ai} - E_{ag} \Longrightarrow \Delta H < 0 \]

Ekzotermik tepkimeler başladıktan sonra kendiliğinden istemli olarak devam eder.

Endotermik Tepkime

\(\Delta H\) değeri pozitif olan tepkimelerdir.
İleri aktivasyon enerjisi, geri aktivasyon enerjisinden büyüktür.

\[E_{ai} > E_{ag} \Longrightarrow \Delta H = E_{ai} - E_{ag} \Longrightarrow \Delta H < 0 \]

Endotermik tepkimeler sonlanıncaya kadar dışarıdan enerji alırlar. Tepkime kendini besleyemez.

Kimyasal Tepkime Hızları

Mikroskobik veya makroskobik boyutta gerçekleşen birçok kimyasal tepkime vardır. Bunlardan bazıları hızlı, bazıları da oldukça yavaştır.

Örneğin; kaza anında arabalarda bulunan hava yastıkları saniyenin yirmi beşte biri sürede aşağıdaki tepkimenin gerçekleşmesi sonucunda açılırlar.

\(\ce{2NaN3(k) -> 2Na(k) + 3N2(g)}\)

Bunun anında havai fişeklerin patlaması, doğal gazın ve kömürün yanması, asitlerin bazların tepkimesi vb. olaylar hızlı gerçekleşen tepkimelerdir.

Yavaş gerçekleşen tepkimelere en iyi örneklerden biri demirin paslanması olayıdır.

\(\ce{2Fe(k) + 3/2O2(g) -> Fe2O3(k)}\)

Bunun dışında; besinlerin ve yağların sindirimi, petrolün oluşumu vb. olaylar yavaş gerçekleşen tepkimelerdir.

Tepkime Hızlarının İzlenmesi

Tepkime hızları, tepkimedeki bazı niceliklerin değişimi ya da meydana gelen olaylar dikkate alınarak ölçülebilir.

Örneğin; sıcaklık değişimi, basınç değişimi, derişim değişimi, ısı alışverişi, renk değişimi, elektrik akımı iletkenliği, çökme olması, ışık salınması gibi olaylar tepkime süresince değişen olaylardan bazılarıdır.

Renk değişimi ile bazı reaksiyonların hızı takip edilebilir.

\[\ce{H2(g) (renksiz) + I2(k) (kahverengi) -> 2Hl(g) (renksiz)} \]

Sabit hacimli kapalı kapta gaz fazında gerçekleşen tepkimelerde girenlerin ve ürünlerin mol sayıları birbirinden farklı ise tepkime hızı basınç değişimi ile izlenebilir.

\[\ce{N2(g) + 2H2(h) -> N2H4(g)} \]

Çözünme-çökelme tepkimelerinde elektrik iletkenliği ölçülerek veya pH değişiminden yararlanılarak reaksiyonun hızı izlenebilir.

\[\ce{KCl(aq) + AgNO3(aq) -> AgCl(k) + KNO3(aq) (iletkenlik değişimi)} \]

Tepkimenin endotermik veya ekzotermik oluşuna bağlı olarak, ısı değişiminden yararlanılarak da tepkime hızı izlenebilir.

\[\ce{NaOH(aq) + HCl(aq) -> NaCl(aq) + H2O(s) + Heat} \]

Homojen ve Heterojen Faz Tepkimesi

Kimyasal tepkimelerde maddelerin fiziksel hallerine göre tepkimeler, homojen veya heterojen şeklinde sınıflandırılır.

Tepkimede yer alan ürünlerin hepsi aynı fiziksel halde ise, bu tür tepkimelere homojen faz tepkimesi denir.

\(\ce{2NH3(g) -> N2(g) + 3H2(g)}\)

Tepkimede yer alan türler farklı fiziksel halde ise, bu tür tepkimelere heterojen faz tepkimesi denir.

\(\ce{Ca(k) + 1/2O2(g) -> CaO(k)}\)

Madde Miktarı ve Tepkime Hızı

Bir kimyasal tepkimede birim zamanda harcanan veya oluşan madde miktarının değişimine tepkime hızı denir.

Bir kimyasal reaksiyondaki maddelerin derişimindeki dğeişimi belirtmek için \(\Delta C\) sembolü kullanılabilir.
Reaksiyon hızı "r", "RH", "TH" ya da \(\vartheta\) gibi sembollerle, ya da "Hız", "Reaksiyon Hızı" gibi kavramlarla da ifade edilebilir.
Zaman birimi saniye olarak alınan bir tepkimede madde derişimlerinin değişimini ifade etmek için M/s (molarite/saniye) kullanılır.
Tepkimeye giren ve oluşan ürünlerin fiziksel durumuna göre madde miktarı, mol, hacim, atm cinsinden; süre de saniye, dakika gün cinsinden alınabilir.

Bir reaksiyondaki maddelerin derişimlerinde meydana gelen değişimler aşağıdaki formül ile belirtilir.

\[\text{Hız} = \frac{\Delta C\text{(Madde derişimindeki değişim)}}{\Delta t\text{(Zaman aralığı)}} \]

\(\ce{A(g) + 2B(g) -> 3C(g)}\)

Tepkimesindeki maddelerin hızlarını tepkimede yer alan her bir madde türünden yazalım.

A'nın harcanma hızı:

\[r_A = -\frac{\Delta C_A (mol/L)}{\Delta t(s)} = r \]

B'nin harcanma hızı:

\[r_B = -\frac{\Delta C_B (mol/L)}{\Delta t(s)} = 2r \]

C'nin oluşma hızı:

\[r_C = +\frac{\Delta C_C (mol/L)}{\Delta t(s)} = 3r \]

Bağıntılardaki "+" madde oluştuğunu, "-" ise maddenin azaldığını yani harcandığını gösterir. (Hız değeri her zaman pozitiftir. Reaktiflerdeki \(\Delta C\) değeri negatif olduğundan bu değeri pozitif yapmak için önüne "-" işareti konulur. Ürünlerde ise \(\Delta C\) değeri pozitiftir.)

Yazılan hız bağıntılarına göre, tepkimedeki maddelerin harcanma ve oluşma hızları arasındaki ilişki aşağıdaki gibidir.

\(6r_A=3r_B=2r_C\)

Maddelerin tepkimedeki hızları ile katsayıları doğru orantılıdır.

Questions

Tepkime hız eşitliğini farklı taneciklerin hızlarından yola çıkarak oluşturabiliriz.
Fakat hesabı 1 tanecik üzerinden yapmalıyız. Yani taneciğin katsayısı 8 ise, taneciğin tepkimedeki hızının denklemini 8'e bölmeliyiz. Böylelikle tepkimenin hızını buluruz.
Örneğin: H2S'nin tepkimedeki hızının 8'de 1'i tepkimenin hızını verir. Girenlerde olduğu için başında - olmalıdır. Doğru cevap A şıkkıdır.

Bu soruları tekrar çöz. Notlar işlemleri nasıl yapman gerektiğini anlamak için yeterli değil.