Kimyasal Tepkimelerde Hız → 1. Bölüm

Dersin Özellikleri:

• Gerekli Bilgiler:
  • Kimyasal Tepkimelerde Enerji
• Öğretmen:
  • Muzaffer KAYA

Anlatılacak Başlıklar*:

• Çarpışma Teorisi
• Bazı Tepkimelerin Hızlarının Karşılaştırılması
• Tepkimelerin Hızlarının Takibi
• Tepkimelerdeki Maddelerin Ortalama Hızları
• Homojen ve Heterojen Faz Tepkimeleri

* Konu anlatımı, örneklerle zenginleştirilmiştir.

• Bazı tepkimeler çok hızlıdır:
  • Hava yastığının patlaması tepkimesi

2NaN_3(k) → 2Na_(k) + 3N_2(g)

• Bazı tepkimeler çok yavaştır:
  • Plastiklerin bozunup toprağa karışması

Çarpışma Teorisi Nedir?

• Çarpışma Teorisi, atomlar dünyasında, tepkimelerin nasıl gerçekleştiğini açıklar.
• Çarpışma teorisine göre, bir tepkimenin gerçekleşmesi için tepkimeye giren maddelerin kimyasal türlerinin çarpışması gerekir.

Etkin Çarpışma Nedir?

• Çarpışma teorisine göre;
  • Her çarpışmada ürünler oluşmayabilir.
  • Bir çarpışmada her şey yolunda gider de ürünler oluşursa bu çarpışmaya “etkin çarpışma” denir.
  • Etkin çarpışmalar ne kadar hızlı gerçekleşirse tepkime o kadar hızlı demektir.

Etkin Çarpışma Nasıl Olur?

• Etkin bir çarpışma için çarpışan kimyasal türlerin şu şartları sağlaması gerekir:
  1. Yeterli Enerji (Eşik Enerjisi)
  2. Uygun Doğrultuda Çarpışma

• Etkin bir çarpışmanın gerçekleşmesi için, kimyasal türlerin aşması gereken minimum enerjiye eşik enerjisi denir.
• Eşik enerjisine ulaşmayan kimyasal türler ürünlere dönüşemez.
• Maddelerin eşik enerjisine ulaşması için ısıtma, elektrik verme, güneşe koyma… işlemleri yapılır.
• Eşik enerjisi, Potansiyel Enerji – T.K grafiğini tepe noktasının enerji değeridir.

X₂ + Y₂ → 2XY

(İleri) Aktifleşme Enerjisi (Ea_i)

• Potansiyel Enerji grafiğinde;
  • Girenlerin eşik enerjisine ulaşmaları için gereken enerjiye (ileri) aktifleşme enerjisi (Ea_i), denir.

Geri Aktifleşme Enerjisi (Ea_g)

• Potansiyel Enerji grafiğinde:
  • Ürünlerin eşik enerjisine ulaşmak için almaları gereken enerjiye geri aktifleşme enerjisi (Ea_g) denir.

Şekildeki grafik, bir kimyasal tepkimenin Potansiyel Enerji – Tepkime Koordinatı grafiğidir.

Buna göre, bu tepkime için aşağıdaki soruları cevaplayınız.

I) Tepkimenin eşik enerjisi kaçtır?
II) Tepkimenin ileri aktifleşme enerjisi (E_ai) kaçtır?
III) Tepkimenin geri aktifleşme enerjisi (E_ag) kaçtır?
IV) Tepkimenin ΔH değeri kaçtır?
V) Geri tepkimenin ileri aktifleşme enerjisi kaçtır?

• Girenlerdeki kimyasal türler, uygun bir geometride çarpışmadan tepkime gerçekleşmez.
  • Bağlanacak atomlar çarpışmalıdır.
  • Uygun çarpışma sonrası önce aktifleşmiş kompleks adında bir molekül oluşur.

• Aktifleşmiş kompleks:
  • Kararsızdır.
  • Atomların hepsi birbirine zayıf bağlıdır.
  • Uygun yerinden koparsa ürüne dönüşür; kopmazsa tepkime başa döner.
  • Enerjisi eşik enerjisine eşittir.

Örnek:

Bir kimyasal tepkimede aşağıdaki olaylardan hangisi gerçekleşirse, etkin bir çarpışma gerçekleşmiş demektir?

A) Girenlerin yeterli enerjiye sahip olması
B) Girenlerin uygun geometride çarpışması
C) Girenlerin yeterli enerjide ve uygun geometride çarpışması
D) Aktifleşmiş kompleksin oluşması
E) Aktifleşmiş kompleksin uygun yerinden kırılması

Örnek:

Çarpışma teorisi için aşağıda verilenlerden hangisi doğru değildir?

A) Tepkimelerin nasıl gerçekleştiğini açıklayan teoridir.
B) Ürünleri oluşturun çarpışmalara etkin çarpışma denir.
C) Tepkimenin gerçekleşmesi için, reaktiflerin (girenlerin) çarpışması gerekir.
D) Uygun geometri ve yeterli enerji ile çarpışan moleküller önce aktifleşmiş kompleksi oluşturur.
E) Etkin çarpışma hızı artarsa tepkime yavaşlar.

• En hızlı tepkimeler: Zıt yüklü iyonlar arasında gerçekleşir.
  • Ag⁺_(suda) + Cl^–_(suda) →  AgCl_(k)
• Daha sonra elektron alış-verişi yapılan tepkimeler (redoks tepkimeleri – Kimya 12) hızlıdır.
  • 4Fe⁺² + MnO₄^-1 + 8H⁺ → 4Fe⁺³ + Mn⁺² + 4H₂O
• Daha sonra: Gazların tepkimeleri katı ve sıvılardan daha hızlıdır.
  • CH_4(g) + 2O_2(g) →  CO_2(g) + 2H₂O_(g)
• Girenlerin (reaktiflerin) katsayıları ne kadar küçükse tepkime o kadar hızlı gerçekleşir.

Örnek:

I) C_(k) + O_2(g) →  CO_2(g)
II) Ag⁺_(suda) + Cl^–_(suda) →  AgCl_(k)
III) H_2(g) + 1/2O_2(g) →  H₂O_(g)

Verilen tepkimeleri aynı koşullarda hızlıdan yavaş doğru sıralayınız.

• Tepkime hızını takip etmek demek, tepkimenin hızlı mı yavaş mı gerçekleştiğini anlamak demektir.
• Tepkimelerin hızları, giren ve ürünlerde farklı olan her özellik ile takip edilebilir.
  • Mesela, ürün ve girenlerin;
    • Renkleri farklı ise renk değişim hızı,
    • Hacimleri farklı ise hacim değişimi hızı,
    • Basınçları farklı ise, basınç değişimi hızı,
    • İletkenlikleri farklı ise, iletkenlikteki değişim hızı
    • Gaz çıkış hızı
      tepkimenin hızını gösterir.

• Şu tepkimenin hızını, renk değişim hızından anlayabiliriz:
  • 
    • Tepkime ne kadar hızlı ise kahverengi o kadar hızlı kaybolur.
• Şu tepkimenin hızını, hacim veya basınç değişiminden ve gaz çıkış hızından anlayabiliriz:
  • Zn_(k) + 2HCl_(suda) →  ZnCl_2(suda) + H_2(g)
    • Tepkime hızlı ise hacim veya basınç hızlı artar.
• Şu tepkimenin hızını, iletkenlik değişim hızından anlayabiliriz:
  • Ag⁺_(suda) + Cl^–_(suda) →  AgCl_(k)
    • Tepkime ne kadar hızlı ise iletkenlik o kadar hızlı düşer.

Örnek:

Aşağıdaki tepkimelerin hangisinin hızı iletkenlik değişimi ile takip edilemez?

A) Zn_(s) →  Zn_(g)
B) N_2(g) + 3H_2(g) →  NH_3(g)
C) 2NaCl_(s) →  2Na_(g) + Cl_2(g)
D) Ag⁺_(suda) + Cl^–_(suda) → AgCl_(k)
E) C_(grafit) + O_2(g)→  CO_2(g)

Örnek:

H_2(g) + Cl_2(g) →  2HCl_(g) + ısı

Yukarıdaki tepkimenin hızını takip etmek isteyen bir kişi aşağıdaki özelliklerden hangisini kullanabilir?

A) Sabit basınçta hacim değişimi
B) Sabit hacimde basınç değişimi
C) İletkenlik değişimi
D) Isı artışı
E) Renk değişimi

• Bir özelliğin belli bir zaman aralığındaki değişim miktarına ortalama hız denir.
• Ortalama hız r_ort veya r ile gösterilir.
• Tepkimelerdeki her bir maddenin ayrı ayrı hızı hesaplanabilir.
  • Girenlerin harcanma, ürünlerin oluşma hızı vardır.
• Maddelerin hızı; kütle, hacim, mol sayısı, molarite… gibi özelliklerin herhangi birinin zamanla ne kadar değiştiğine bakılarak hesaplanabilir.
  • Hızın hangi özellik ile hesaplanacağını anlamak için birimlere dikkat edilmelidir.
• Maddenin hangi özelliğine göre hızını hesaplayacaksak, o özelliğin değişimini (Δ) geçen süreye (Δt) bölmeliyiz:
  • 

Örnek:

N₂ + 3H₂ →  2NH₃

Yukarıda verilen tepkime, 2,4 M H₂ gazı ile başlamıştır. Tepkime başladıktan 20 saniye sonra, kaptaki H₂ gazının derişimi 0,4 M olarak ölçülüyor.

Buna göre, bu tepkimenin ilk 20 saniyesinde, H₂ gazının ortalama harcanma hızı kaç M/s’dir.

Örnek:

CH_4(g) + 2O_2(g) →  CO_2(g) + 2H₂O_(g)

Yukarıdaki tepkime normal koşullarda 2L’lik bir kapta ve 100 gram CH₄ gazı ile başlatılıyor. 10 saniye sonra kapta 36 gram CH₄ gazı kaldığına göre CH₄ gazının ortalama harcanma hızı

I) Kaç g/s’dir?
II) Kaç mol/s’dir?
III) Kaç M/s’dir?

(CH₄: 16 g/mol)

N₂ + 3H₂ →  2NH₃

• Molaritelerindeki değişim üzerinden, tepkimedeki her üç maddenin de teker teker ortalama hız bağıntısı şöyle yazılabilir:
  • Köşeli parantez molaritesi demektir.

• Formüllerdeki eksi işareti maddenin girenlerde olduğunu gösterir.

Örnek:

Yukarıdaki grafik, bir kimyasal tepkimedeki maddelerin, zamana karşı molarite değişimini göstermektedir.

Buna göre, bu tepkime için aşağıdaki soruları cevaplayınız.

a) X₂ maddesinin ilk 10 saniyedeki ortalama harcanma hızı kaç M/s’dir?
b) XY bileşiğinin ilk 10 saniyedeki ortalama oluşma hızı kaç M/s’dir?

• Bir maddenin ortalama hızını tepkimedeki katsayısına bölersek, tepkimenin ortalama hızını (r_ort) buluruz:

Örnek:

N₂ + 3H₂ →  2NH₃

Yukarıda verilen tepkime, 14,4 M H₂ gazı ile başlamıştır. Tepkime başladıktan 20 saniye sonra, kaptaki H₂ gazının derişimi 2,4 M olarak ölçülüyor.

Buna göre, bu tepkimenin ilk 20 saniyedeki ortalama hızı kaç M/s’dir.

• Bir kimyasal tepkimdeki her bir maddenin hızı, katsayısı ile doğru orantılıdır.
  • Bu kural kütle ile hesaplanan hızlar için geçerli değildir.

N₂ + 3H₂ →  2NH₃

• Tepkimesi gerçekleşirken:
  • N₂ nin ortalama harcanma hızı r_N2 = -V ise
  • H₂ nin ortalama harcanma hızı r_H2 = -3V‘dir,
  • NH₃‘ün ortalama oluşma hızı da r_NH3 = 2V‘dir.

• Bu tepkimedeki maddelerin hızları arasındaki ilişki şöyledir:

• Aynı ilişki şöyle de yazılabilir:

Örnek:

4NO₂ + O₂ →  2N₂O₅

tepkimesinde, O₂‘nin ortalama harcanma hızı 0,024 mol/L.s’dir. Buna göre;

a) NO₂‘nin ortalama harcanma hızını hesaplayınız.
b) N₂O₅‘in ortalama oluşma hızını hesaplayınız.

Homojen Faz Tepkimeleri

• Tepkimedeki ürünler ve girenler hep birlikte homojen bir karışım oluşturur.
• Homojen faz tepkimeleri şunlardır:
  • Gazların tepkimeleri:
    • CH_4(g) + 2O_2(g) →  CO_2(g) + 2H₂O_(g) 
    • N_2(g) + 3H_2(g) →  2NH_3(g)
  • Suda çözünmüş maddelerin tepkimeleri (Tepkimede H₂O_(s) da olabilir):
    • HCl_(suda) + NaOH_(suda) →  NaCl_(suda) + 2H₂O_(s) 
    • Fe³⁺_(suda) + SCN^–_(suda) →  FeSCN²⁺_(suda)

Heterojen Faz Tepkimeleri

• Tepkimedeki ürünler ve girenler hep birlikte heterojen bir karışım oluşturur.
• Tepkimede; farklı fazlarda maddeler varsa, bu tepkimler heterojen tepkimelerdir:
  • Ca_(k) + HCl_(suda) →  CaCl_2(suda) + H_2(g)
  • Ag⁺_(suda) + Cl^–_(suda) →  AgCl_(k)
  • Na₂O_(k) + H₂O_(s) →  2NaOH_(suda)