“Oluşum Entalpisi” kavramını anlayabilmek için, öncelikle “Entalpi” kavramını anlamak gerekir.

“Entalpi” kavramını anlamak için de, “enerji” kavramı hakkında bir fikrimizin olması gerekir. O zaman gelin, önce, enerji kavramını kısaca açıklayalım.

Enerji

• En basit tanımı ile enerji; iş yapabilme kapasitedir.
• Enerjinin; kütlesi, ağırlığı ya da hacmi yada bunun gibi özellikleri yoktur. Bu yüzden enerji elle tutulur, somut bir şey değildir.
• Enerjinin bir çok farklı formu vardır. Bunlar şunlardır:
  • Isı enerjisi (Q)
  • Bağ Enerjisi
  • Entalpi (H)
  • Potansiyel Enerji (E_p veya PE)
  • Kinetik Enerji (E_k)
  • İç Enerji (U)
  • Elektrik Enerjisi
  • Kimyasal Enerji
  • Nükleer Enerji
  • Ses enerjisi
  • Işık enerjisi
  • Manyetik Enerji
• Kimyasal tepkimeler, genellikle, ısı enerjisi, elektrik ya da ışık enerjisi ile gerçekleşir.

Entalpi (H)

• Entalpi, “ısı kapsamı” olarak da adlandırılır.
• Entalpi “H” sembolü ile gösterilen bir büyüklüktür.
• Entalpi (H), bir maddenin depoladığı her türden enerjinin toplamıdır.
  • Bir maddenin entalpisini hesaplamak için; atomlarında, atomlarının çekirdeklerinde, elektronlarında, atomların arasındaki bağlarda,… depolanan bütün enerjiyi hesaplayıp, hepsini toplamak gerekir ki bu mümkün değildir.
  • Yani; bir maddenin entalpisini (H) hesaplamak mümkün değildir.

Entalpi Değişimi (ΔH)

• Entalpi, her ne kadar ölçülemeyen bir büyüklük olsa da, entalpi değişimi (ΔH), hesaplanabilir.
• Entalpi değişimi “ΔH” ile gösterilir.
• Entalpi değişimi; bir maddenin aldığı ya da verdiği enerjidir.
• Yani, ΔH değeri; maddelerin sahip olduğu enerjiyi değil, enerjilerinin ne kadar arttığını ya da azaldığını gösterir.

Oluşum Entalpisi (ΔH^o_ol)

• 1 mol maddenin, standart koşullarda, elementlerinden oluşması esnasında alınan verilen enerjiye molar oluşum ısısı denir.
• Molar oluşum ısısına, standart koşullarda hesaplandığı için; “standart oluşum ısısı” veya “standart oluşum entalpisi” de denir.

• ΔH: Tepkime ısısı veya tepkime entalpisi demektir.
• ΔH^o: Standart koşullarda hesaplanmış tepkime ısısı demektir.
• ΔH^o_ol: Standart koşullarda hesaplanan molar oluşum ısısı demektir.
• “ΔH^o_ol” ve “ΔH^o_f” aynı şeylerdir.

Standart Koşullar veya Oda Koşulları

• Standart koşullar demek, 25^oC sıcaklık ve 1 atm dış basınç demektir.
  • Standart koşullara “Oda Koşulları” da denir.

Elementlerin Molar Oluşum Isıları (ΔH^o_ol)

• Elementler, en temel maddelerdir ve standart koşullarda, oluşum entalpileri sıfırdır.
  • Elementler için: ΔH^o_ol = 0 kj/mol
• Elementler standart koşullarda değilse, oluşum ısıları sıfırdan farklıdır.
  • Mesela; oksijen elementi (O₂), standart koşullarda gaz halindedir. Bu yüzden, oksijen gazının ΔH^o_ol değeri sıfırdır:
    • O_2(g) için ΔH^o_ol = 0
  • Fakat; oksijen elementinin sıvı ya da katı halinden bahsediyorsak, artık standart koşullardan çıkmışız demektir. Oksijen gazı, katı ya da sıvı hale geçerken enerji verir ve entalpisi azalır, bu yüzden, katı ve sıvı oksijenin oluşum ısıları sıfırdan küçüktür:
    • O_2(s) için ΔH_ol < 0
    • O_2(k) için ΔH_ol < 0
  • Diğer elementlerin de tıpkı oksijen elementi gibi, standart koşullardaki fiziksel halleri için oluşum entalpileri sıfırdır. Mesela Fe (demir) elementinin oluşum ısıları şöyledir:
    • Fe_(k) = O (Tabiatta katı halde olduğu için)
    • Fe_(s) > O
    • Fe_(g) > 0

Elementlerin Allotroplarının “Oluşum Isıları”

• Allotroplar, element atomlarının, faklı şekillerde dizilmesi ile oluşan farklı maddelerdir.
• Bazı allotrop örnekleri şunlardır:
  • Oksijenin allotropları: O₂ – O₃
  • Fosfor elementinin allotropları: Beyaz fosfor – Kırmızı fosfor
  • Karbon elementinin allotropları: Grafit – Elmas – Fullerenler
  • Kükürt elementinin allotropları: Rombik kükürt – Monoklin kükürt
• Allotropların, doğal olanlarının, standart oluşum entalpileri sıfır, diğerlerinin ise sıfırdan farklıdır.

– O₂ (Oksijen) ve O₃ (Ozon)

• O₃ gazının standart oluşum entalpisi sıfırdan büyüktür:
  • ΔH^o_{ol[ozon gazı]} > 0
• O₂ gazı, doğal bir element olduğu için standart oluşum entalpisi sıfırdır:
  • ΔH^o_{ol[oksijen gazı]} = 0

– Grafit ve Elmas

• Grafit ve elmas, karbon elementinin iki allotropudur.
  • Grafitin, doğal bir element olduğu için, standart oluşum entalpisi sıfırdır:
    • ΔH^o_ol[grafit] = 0
  • Elmasın, standart oluşum entalpisi sıfırdan büyüktür:
    • ΔH^o_ol[elmas] > 0

Bileşiklerin “Standart Oluşum Entalpileri” (ΔH^o_ol)

Bileşiklerin standart oluşum entalpileri; iki farklı şekilde karşımıza çıkar:

I) Bazen, bileşiklerin “standart oluşum entalpileri” hazır olarak verilir:

Aşağıdaki tabloda, birçok bileşiğin ve bazı elementlerin standart şartlarda molar oluşum entalpileri verilmiştir.

II) Bazen de bileşiklerin, elementlerinden oluştuğu tepkimelerine bakarak, biz buluruz:

• Girenler element ise, tepkimenin ΔH^o değeri, ürünlerin oluşum ısısına eşittir.
  • Bileşikler, elementlerin kimyasal tepkimler ile birleşmesi sonucu oluşur.

Aşağıda, bazı bileşiklerin, elementlerinden oluşum (sentez) tepkimeleri verilmiştir:

• CO₂ (Karbon dioksit) gazının standart oluşum tepkimesi:
  • C_(k) + O_2(g) → CO_2(g)
• H₂O (Dihidrojen monooksit) sıvısının standart oluşum tepkimesi:
  • H_2(g) + 1/2O_2(g) → H₂O_(s)
• HCl (Hidroklorik asit) gazının standart oluşum tepkimesi:
  • H_2(g) + Cl_2(g) → 2HCl_(g)

• Bir bileşiğin, standart koşullarda gerçekleşen oluşum tepkimesinin ΔH^o değerini biliyorsak, o bileşiğin standart oluşum entalpisini (ΔH^o_ol) biliyoruz demektir; bu iki değer birbirine eşittir. Aşağıda bu kuralın örnekleri verilmiştir:

• CO₂ gazının standart oluşum tepkimesine bakarak, ΔH^o_ol değerine aşağıdaki gibi karar veririz:
  
  C_(k) + O_2(g) → CO_2(g)      ΔH^o = -393,5 kj/mol
  
  tepkimesi verilir ise;
  
  CO_2(g) için ΔH^o_ol = -393,5 kj/mol
  
  

• H₂O sıvısının standart oluşum tepkimesine bakarak, ΔH^o_ol değerine, aşağıdaki gibi karar veririz:
  
  H_2(g) + 1/2O_2(g) → H₂O_(s)      ΔH^o = -285,8 kj/mol tepkimesi verilir ise;
  
  H₂O_(s) için ΔH^o_ol = -285,8 kj/mol olur.
  
  

• HCl gazının standart oluşum tepkimesine bakarak, ΔH^o_ol değerine, aşağıdaki gibi karar veririz:
  
  H_2(g) + Cl_2(g) → 2HCl_(g)      ΔH^o = -184,6 kj/mol tepkimesi verilir ise;
  
  2HCl_(g) için ΔH^o_ol = -184,6 kj/mol olduğundan
  
  HCl_(g) için ΔH^o_ol = -184,6 / 2 = -92,3 kj/mol
  
  

• HCl örneğinden anlaşılıyor ki, oluşum tepkimesinde, bileşiğin katsayısı birden farklı ise, tepkimenin ΔH^o değerini, bileşiğin katsayısına bölmemiz gerekiyor. Bu işlemi yaptığımızda ancak, bileşiğin “standart molar oluşum entalpisini” bulmuş oluyoruz.

Standart Tepkime Entalpileri (ΔH^o)

• Bir tepkimenin, standart koşullardaki entalpi değişimi için şu isimler kullanılır:
  • Standart Tepkime Entalpisi = Tepkime Isısı = ΔH^o

• Bir tepkimenin endotermik mi yoksa ekzotermik mi olduğuna karar vermenin yollarından biri de, tepkimenin ΔH^o (standart tepkime entalpisi) değerini hesaplamaktır.
• Bir tepkimenin, ΔH^o değerini hesaplamak için, ürünlerdeki maddelerin, toplam ΔH^o_ol (standart oluşum entalpisi) değerinden, girenlerdeki maddelerin toplam değerleri çıkarılır.

Yani tepkimelerin, Standart Tepkime Entalpisi (ΔH^o) formülü şöyledir:

ΔH^o = Σ(ΔH^o_ol)_ürünler – Σ(ΔH^o_ol)_girenler

(Eşitlikteki “Σ” sembolü “toplam” anlamındadır.)

Yukarıdaki formül kısaca şöyle de yazılabilir:

ΔH^o = Ürünler – Girenler

• Tepkimedeki maddelerin katsayıları birden farklı ise, “oluşum entalpileri”, katsayıları ile çarpılır.
• Ürünlerin ve girenlerin toplamı, bu şekilde hesaplanır.

Tepkime Isısının (ΔH) Diğer Adları

• Tepkime ısısı (ΔH), tepkimenin türü ile aynı ismi alabilir. Mesela;
  • Yanma tepkimelerinin ΔH değerine “Yanma Isısı“
  • Nötürleşme tepkimelerinin ΔH değerine “Nötürleşme Isısı“
  • Çözünme tepkimelerinin ΔH değerine “Çözünme Isısı” da denir.
  • Erime tepkimelerinin ΔH değerine “Erime Isısı” da denir.
  • Donma tepkimesinin ΔH değerine “Donma Isısı” denir.
  • Buharlaşma tepkimesinin ΔH değerine “Buharlaşma Isısı” denir.
• 1 mol maddenin tepkimesi sırasında alınan/verilen enerji değeri (ΔH) kastediliyorsa “molar” kelimesi kullanılır:
  • “Molar Yanma Isısı“: Bir maddenin 1 molünün yanması sırasında açığa çıkan enerjidir.
  • “Molar Çözünme Isısı“: Bir maddenin 1 molünün suda çözünme sırasında alınan/verilen enerjidir.
  • “Molar Erime Isısı“: Bir maddenin 1 molünün erimesi sırasında alınan/verilen enerjidir.

Tepkime Isısı (ΔH) ile Kimyasal Hesaplamalar

• Tepkime ısısı, tepkimedeki maddeler, katsayılarına eşit mol sayısında iken tepkime verdiğinde alınan veya verilen ısıyı ifade eder.

Tepkime Isısı (Tepkime Entalpisi – ΔH) Nelere Bağlıdır?

Bir tepkimenin, tepkime ısısı (ΔH) şu faktörlerden etkilenir:

1. Ortamın ısısı:
   • Bir tepkimedeki maddelerin fiziksel halleri değişirse, tepkimenin ΔH değeri de değişir.
   • Ortamın ısısı değişirse katılar eriyebilir veya sıvılar kaynayabilir. Sonuçta tepkimedeki maddelerin fiziksel hali değişir.
   • Tepkimedeki maddelerin fiziksel hallerini değiştirdiği için, ortamın ısısı, tepkime ısısını değiştirebilir.
2. Ortamın basıncı:
   • Tıpkı “ortamın ısısı” gibi, basınç da, tepkimedeki maddelerin fiziksel hallerini değiştirdiği için, tepkime ısısını değiştirebilir.
3. Madde miktarı:
   • Daha çok madde tepkimeye girerse; daha çok ısı alınır veya verilir.
   • 1 ton kömür, 1 kilo kömürden daha fazla ısıtır.

Tepkimenin mekanizması (basamak sayısı) değişirse, tepkime ısısı değişmez.