Şifre Sıfırlama

Tepkime Hızları

Tepkime Hızı ve Çarpışma Teorisi

Kimyasal olarak baktığımızda her tepkime farklı sürelerde gerçekleşir. Kimya biliminde tepkime hızları çok önemli ve büyük bir konudur. Kimya biliminde tepkime hızlarıyla ilgilenen dalına tepkime kinetiği denilir.

Hızın genel tanımı kimya özelinde herhangi bir değişiklik göstermez ve “birim zamanda madde miktarındaki değişime” tepkime hızı denilir. Bir kimyasal tepkimenin başlangıç anında ilk önce giren maddelerin yoğunluğu çok olduğu için tepkime hızlı başlar ancak (giren maddelerin yoğunluğu azaldığı için) yavaşlayarak devam eder.

Reaksiyon Hızı

Reaksiyon hızı r, R veya v sembolleriyle gösterilir. Birim zamandaki madde değişimi olarak tanımlanır.

\(v = {\Delta m \over \Delta t}\)

şeklinde formüle edilir. Madde miktarı olarak gram, zaman olarak saniye alındığında birimi g/s olur.

Sabit hacimde gerçekleşen gaz tepkimelerinde ise hız gazların kısmi basınçlarındaki değişme göre ifade edilir. Bu durumdaki hız formülü;

\(v = {\Delta P \over \Delta t}\)

şeklinde ifade edilir. Derişimin birimi mol/L ve süre olarak da 1 saniye seçildiğinde; hızın birimi mol/L.s şeklinde ifade edilir.

NOT: Hız formülleri yazılırken giren maddelerin derişimi zamanla azaldığı için önüne – (eksi), ürünlerin derişimi zamanla arttığı için önüne + (artı) işareti konulur.

Örnek

\(CH_4 + 2 O_2 \rightarrow CO_2 + 2 H_2O\)

Yukarıdaki CH4‘ün yanma tepkimesinde her bir molekülün kendisine ait hız denklemlerini yazmak istersek;

V\(_{CH_4}\) = CH4 Derişimindeki Değişim / Geçen Süre = – \({\Delta [CH_4]}\over{\Delta t}\)

V\(_{O_2}\) = O2 Derişimindeki Değişim / Geçen Süre = – \({\Delta [O_2]}\over{\Delta t}\)

V\(_{CO_2}\) = CO2 Derişimindeki Değişim / Geçen Süre = + \({\Delta [CO_2]}\over{\Delta t}\)

V\(_{H_2O}\) = H2O Derişimindeki Değişim / Geçen Süre = + \({\Delta [H_2O]}\over{\Delta t}\)

Birim zamanda tepkimede 1 birim CH4 yakmak için 2 birim oksijen harcanacağı, 1 birim CO2 ve 2 birim H2O üretileceği için bu hızlar arasındaki ilişki şu şekilde ifade edilebilir:

\(V[H_2O] = 2 . V[CO_2] = -1 . V[O_2] = -2 . V[CH_4]\)

Çarpışma Teorisi

Kimyasal tepkimeleri moleküler seviyede düşündüğümüzde; ürün oluşması için giren moleküllerin (taneciklerin veya atomların) uygun açılarla çarpışması gerekmektedir. Kimyasal tepkimelerde ürünlerin, girenler arasındaki uygun çarpışmalar sonucu meydana geldiğini ortaya atan teoriye çarpışma teorisi denilmektedir. Bu teoriye göre;

  • Taneciklerin çarpışması sırasında kimyasal bağlar kopar
  • Atom ya da atomların yapısında bulunan elektronlar yeniden düzenlenir.
  • Yeniden düzenlenen elektron yapısı sayesinde yeni kimyasal bağlar oluşur.

Etkin Çarpışma

Yukarıdaki bilgilere göre her çarpışma yapan taneciğin ürün oluşturabileceğini söyledik. Ancak anlattığımız bu teorinin işleyebilmesi için taneciklerin etkin çarpışma yapması gerekmektedir. Etkin çarpışma yapmak için; tanecikler yeterli kinetik enerjiye sahip olmalı ve bağları koparacak uygun geometrik açılarla çarpışmaları gerekmektedir.

Herhangi bir tepkime için etkin çarpışma sayısı arttıkça tepkimenin hızlandığı yorumu yapılabilir.

Not: Etkin çarpışma yapmayan tanecikler az da olsa ürün ortaya çıkarabilir, ancak ortaya çıkan ürün miktarı çok az olduğu için bu değer ihmal edilir. Örneğin çoğu tepkimede ortalama değer 1017 dir. Yani yaklaşık olarak her 1017 çarpışmadan bir tanesi sonucunda ürün oluşur.

Aktifleşme Enerjisi

Kimyasal bir tepkimede ürün oluşması için girenlerin etkin çarpışma yapmaları gerekmektedir. Bunun için de yeterli kinetik enerjiye sahip olmaları gerekmektedir. Ürünlerin yeterli kinetik enerjiye sahip olması için gereken minimum enerji miktarına aktifleşme enerjisi denir. Aktifleşme enerjisi Ea ile sembolize edilir.

Aktifleşme enerjisi fazla olan tepkimeler yavaş gerçekleşirken aktifleşme enerjisi düşük olan tepkimeler hızlı gerçekleşir. Doğal ortamda çoğu biyolojik tepkimenin hızlı gerçekleşmesi için enzim kullanılır. Aşağıdaki grafikte enzim kullanılan bir tepkimenin aktifleşme enerjisi değişimini görebilirsiniz.

Not: Aktifleşme enerjisi sadece katalizörler sayesinde değişir. Enzim doğal bir katalizör görevi görür.

Aktifleşmiş Kompleks

Tepkimenin enerji grafiğindeki tepe noktasındaki enerji seviyesine gelen maddeye aktifleşmiş kompleks denilir. Aktifleşmiş komplekste molekülleri ayrı ayrı gözlemlemek mümkün değildir, tepkime geçiş aşamasında olarak kabul edilir.

Aktifleşmiş kompleks içerisinde bulunan tanecikler yüksek enerjili ve kararsız bir yapıdadır. Bu nedenle tanecikler potansiyel enerjilerini düşürerek kararlı hale geçmek isterler. Aktifleşmiş kompleksin içerisinde;

  • Gerekli çarpışmayı ve elektron dizilimini sağlayan moleküller ürüne
  • Gerekli çarpışmayı veya elektron dizilimini sağlayamayan moleküller ise tekrar eski hallerine döner.

Tepkime Grafiğinden Entalpi Hesaplanması

Etalpi diagramını daha detaylı incelemek istersek şu kavramlar karşımıza çıkar:

  • Kritik nokta: Grafiğin en tepesi kritik noktadır. Kritik noktadaki bir tepkime en kararsız noktadadır.
  • İleri Aktifleşme Enerjisi: Kritik noktaya kadar kazanılması gereken enerji miktarıdır. Reaksiyonun başlaması gereken aktivasyon enerjisi olarak da isimlendirilir.
  • Geri Aktifleşme Enerjisi: Kritik noktadan sonra kaybedilen enerji miktarıdır.
  • Enzim: Tepkimenin aktivasyon enerjisini düşüren tepkimenin gerçekleşme süresini kısaltan kimyasal maddelerdir.
  • Entalpi Değişimi: Geri Aktifleşme Enerjisi – İleri Aktifleşme Enerjisi

Not: Tepkimelerin aktifleşme enerjisi büyüdükçe tepkimenin hızı azalır.

Ekzotermik ve Endotermik Tepkimeler

Ekzotermik ve endotermik tepkimelerin gerçekleşebilmesi için girenlerin çarpışarak (çarpışma teorisi) aktivasyon enerjisini aşacak yeterli enerjiye sahip olması gerekir. Yani girenler aktifleşme enerjisini aşamazsa tepkime gerçekleşmez.

1) Endotermik Tepkimeler

  • Endotermik tepkimelerin gerçekleşmesi için dışarıdan ısı almaları gerekmektedir. Endotermik tepkimelerin entalpisinin (ΔH) işareti “+” dır
  • Buradaki “+” ifadesi tepkimenin başlaması için alması gereken ısıyı ifade etmek için kullanılır.
  • Endotermik tepkimeler için dışarıdan ısı almak gerektiği için tepkimenin 1 kere gerçekleşmesinden sonra kendiliğinden devamı sağlanamaz, sınır şartları altında istemli bir tepkime değildir.
  • Endotermik tepkimelerde, girenlerin potansiyel enerjileri toplamı ürünlerin potansiyel enerjileri toplamından düşüktür. Girenler düşük sıcaklıkta, ürünler iste yüksek sıcaklıkta daha kararlıdır.

2) Ekzotermik Tepkimeler

  • Bu tepkimeler gerçekleşirken etrafına ısı verir. Reaksiyon entalpisinin değişim (ΔH) işareti “–” dir.
  • Buradaki “–” ifadesi tepkime bittikten sonra ortama verilen ısıyı ifade eder.
  • Ekzotermik tepkimeler dışarıya ısı verdikleri için tepkime 1 kere gerçekleştikten sonra kendiliğinden devam edebilir. Bu yüzden sınır şartlar altında ekzotermik tepkimeler istemlidir.
  • Ekzotermik tepkimelerde, ürünlerin potansiyel enerjileri toplamı girenlerin potansiyel enerjileri toplamından düşüktür. Ürünler düşük sıcaklıkta, girenler ise yüksek sıcaklıkta daha kararlıdır.

Tepkime Hızının Ölçülmesi ve Hız Denklemi

Tepkime hızı dışarıdan gözlemleyebildiğimiz, belirgin fiziksel veya kimyasal özellik değişimi sayesinde ölçülebilir. Bu belirgin özellikler arasında;

  • Basınç değişimi
  • Hacim değişimi
  • Renk değişimi
  • Derişim değişimi
  • İletkenlik değişimi
  • Ph değeri değişimi

gibi özellikler verilebilir. Örneğin başlangıçtaki rengi bilinen bir tepkimenin renk değişim hızını ölçerek tepkimenin hızı hakkında veri elde edebiliriz. Aynı durum başlıca ph değişiminde veya iletkenlik değişiminde olmak üzere diğer özellik değişimlerinde de gözlemlenebilir.

Hız Denklemi

Bir tepkimenin hızını, tepkimeye giren maddelerin derişimlerine göre yazılmasına hız denklemi denilir. Hız denkleminde derişim kullanıldığı için saf katılar ve sıvılar hız denkleminde yer almaz; hız denkleminde sadece gaz ve çözelti halinde bulunan giren ürünler yazılır.

Orantı Sabiti (k)

Tepken maddelerin derişiminin artması taneciklerin çarpışma sayısını arttırır ve böylece etkin çarpışma sayısı artar. Etkin çarpışma sayısının artması tepkimenin hızını arttırır. Bu yüzden giren maddelerin derişimleriyle tepkime hızı arasında bir oran vardır. Bu orana orantı sabiti denilir ve k ile gösterilir. Orantı sabiti her tepkimede değişiklik gösteren bir sabittir. Yani her tepkimenin kendisine has bir orantı sabiti vardır.

Hız Denkleminin Yazılması

Hız denklemini, hız sabitine (k) ve tepken derişimlerine göre yazılmasına hız yasası denilir. Hız denklemi mekanizmalı tepkimelerde ve ara basamaksız tepkimelerde farklı yazılır. Hız denkleminde şu kurallara uyulması gerekir:

  • Hız denkleminde katıların ve sıvıların derişimi yazılmaz.
  • Hız denkleminde sadece gazların ve çözelti halinde bulunan maddelerin derişimi yazılır.
  • Her hız denkleminde tepkimeden tepkimeye değişen bir hız sabiti (k) bulunur.
  • Hız sabiti (k) tepkimenin o anki sıcaklığına bağlıdır. Yani yüksek sıcaklıkta gerçekleşen bir tepkimenin k değeri daha yüksektir.
  • Hız sabiti (k) tepkimenin o anki eşik enerjisine de bağlıdır. Eşik enerjisi ne kadar düşük olursa k sabiti de o kadar yüksek olur yani eşik enerjisi düştükçe tepkime hızlanır.
  • Hız yasasında yer alan tepken derişimlerinin üstleri toplamına tepkimenin derecesi denilir.

Örnek #1 – Homojen Bir Tepkimenin Hızının Yazılması

\({aA_{(g)}} + {bB_{(k)}} \rightarrow {cC_{(g)}} + {dD_{(g)}}\)

  • Tepkimenin derecesi = \(a+b\)
  • r = Tepkimenin hız denklemi = \(k . {{[A]}^a} . {{[B]}^b}\)
  • Yukarıdaki örnekte giren ürünlerin hepsi gaz olduğu için tepkime hız denklemi tepken maddelerin kısmi basınçları cinsinden de yazılabilir
  • Kısmi basınca göre hız denklemi = \(k_1 . {{P_A}^a} . {{P_B}^b}\)
  • Kısmi basınçtaki hız sabiti (k1) değeri molar derişim cinsinden yazılan k sabitine eşit değildir (birimleri farklıdır).

Örnek #2 – Heterojen Bir Tepkimenin Hızının Yazılması

  • \({aA_{(g)}} + {bB_{(k)}} \rightarrow {cC_{(g)}} + {dD_{(g)}}\)
  • Tepkimenin derecesi = a
  • r = Tepkimenin hız denklemi = \(k . {[A]}^a\)
  • Eğer a = 1 ise;
    • k sabitinin birimi 1/s’dir
    • r (tepkime hızının birimi) mol/L.s ‘dir.
  • Eğer a = 2 ise;
    • k’nın birimi L/mol.s ‘dir
    • r’nin birimi mol/L.s ‘dir
  • Eğer a = 3 ise;
    • k’ nın birimi L2/mol2.s ‘dir
    • r’nin birimi mol/L.s ‘dir

Örnek #3

\({aA_{(k)}} \rightarrow {cC_{(g)}} {dD_{(g)}}\)

  • Tepkimenin derecesi = 0
  • r = Tepkimenin hız denklemi = k

Mekanizmalı Tepkimelerde Hız Denklemi

Gerçek hayatta tepkimeler nadiren tek bir basamakta gerçekleşir. Tek basamakta gerçekleşmeyen tepkimelerde ara tepkime basamakları gözlemlenir. Ara tepkime basamakları gözlemlenen tepkimelere mekanizmalı tepkimeler denilir. Mekanizmalı tepkimelerde taraf tarafa toplama yaptığınız zaman oluşan tek tepkimeye mekanizmalı tepkimenin genel tepkimesi denilir.

  • Mekanizmalı tepkimelerde hız denklemi yavaş basamağa göre yazılır.
  • Tepkime mekanizmasında üretilen ve sonrasında harcanan maddelere ara ürün denilir. Ara ürünler net tepkimede yer almaz

Örnek bir mekanizmalı tepkime

NO(g) + Cl2(g) => NOCl2(g) (hızlı)
NOCl2(g) + NO(g) => 2NOCl(g) (yavaş)
—————————————————————
2 NO(g) + Cl2 => 2NOCl(g) (Net Tepkime)

Yukarıda örnek bir mekanizmalı tepkime verilmiştir. Bu verilen tepkime mekanizmasına göre şu verileri yorumlayabiliriz

  • Tepkime hız denklemi = r = k . [NOCl2] . [NO]
  • Tepkimenin derecesi = 1+1 = 2
  • Ara ürün = NOCl2(g)

Homojen ve Heterojen Faz Tepkimeleri

Kimyasal tepkimeler, giren ve ürünlerin fiziksel hallerine göre homojen ve heterojen olarak sınıflandırılabilir. Eğer girenlerin ve ürünlerin hepsinin fiziksel halleri aynıysa homojen faz tepkimesi olarak adlandırılır. Eğer girenlerin ve ürünlerin fiziksel halleri farklıysa o tepkime heterojen faz tepkimesi olarak adlandırılır.

Şerif PAÇACI

Sosyal Medyada Paylaş

97 Görüntülenme

Eklenme Tarihi: 29.06.2021 22:15
Son Güncelleme: 01.01.1970 00:00

0 Yorum

İPTAL
Bu işlemi gerçekleştirebilmek için giriş yapmanız gerekmektedir!