TERMODİNAMİĞİN BİRİNCİ YASASI – Foodelphi.com
Etiket Arşivleri: TERMODİNAMİĞİN BİRİNCİ YASASI
Bir madde birlikteliğinde cereyan eden enerji dönüşümlerinin incelenmesi termodinamik olarak adlandırılır.
Kapalı bir sistem çevreden izole olmuştur.Enerji bir açık sistem içinde sistem ile çevresi arasında aktarılabilir. Canlılar açık sistemler olarak bilinir.
Termodinamiğin birinci yasasına göre evrenin enerjisi sabittir. Enerji aktarılabilir ve dönüştürülebilir, ancak yeniden yaratılamaz ya da yok edilemez.
Her enerji aktarımı ya da dönüşümü evreni daha düzensiz hale getirir. Buna entropi denir. Birçok durumda entropi artışı sistemin organize yapısındaki fiziksel bozulmayla kendini gösterir. Buna termodinamiğin ikinci yasası denir.
Serbest enerji nasıl formüle edilir?
Ekzergonik tepkime net olarak serbest enerji salınmasıyla sürer. Ekzergonik tepkime için G = – negatifdir.
C6 H12O6 + 6O2 à 6CO2 + 6H2O
G = – 686 kcal/mol( -2870 kj/mol)
Endergonik tepkime çevresinden enerji alan tepkimedir. Bu tip tepkime çevresinden serbest enerji depoladığı için G pozitifdir. Bu tür tepkimeler kendiliğinden süremez.
Fotosentez için gereken enerji G= + 686 kcal/mol dür.
ENERJİNİN TEMEL MOLEKÜLÜ “ATP”
ATP sentezi reaksiyonlarına FOSFORİLASYON
ATP yıkımı reaksiyonlarına DEFOSFORİLASYON
Her enzim belli bir reaksiyona etki eder. Bunun sebebi enzimin sübstratla birleşen aktif yüzeyidir.
Örneğin Sükroz maddesi sükraz enziminin aktif yüzeyine uyar ve birleşerek enzim sübstrat kompleksini oluşturur.
Enzim sübstratları ürünlere- dönüştürerek serbest bırakır. Enzimin aktif bölgesi başka bir sübstrat için hazır hale gelir.
Her enzim belli bir sıcaklık derecesinde çalışır.İnsanlardaki birçok enzim 35-40 C de çalışır. Enzimlerin en iyi çalıştığı sıcaklığa OPTİMUM sıcaklık denir.
Birçok enzimin pH değeri 6-8 arasında olmakla beraber, midedeki sindirim enzimi olan pepsin pH 2 de en iyi şekilde çalışır.
Enzimlerin engellenmesi (İnhibisyon)
Bazı kimyasal maddeler enzimlerin çalışmasını (İnhibisyon) engellerler. Kovalent bağlarla oluşan inhibisyon geri dönüşümsüzdür.
Kompetetif inhibitörler sübstratı taklit ederek aktif bölgeye bağlanırlar. Böylece enzimin üretkenliğini azaltırlar
Kompetetif olmayan inhibitörler ise enzimin bir başka bölgesine bağlanarak enzimin aktif yüzeyinin değişmesine neden olurlar.Böylece reaksiyon engellenmiş olur.
Birçok antibiyotikler bakteri enzimleri için inhibitördür.DDT gibi tarım ilaçları insan sinir sistemi enzimleri için inhibitör olarak çalışır.
Metabolik kontrol genel olarak allosterik denetime bağlıdır.
Allosterik bölgeler aktif bölgeler dışındaki kısımlar olup enzim regülatörlerinin bağlandığı özgül reseptörlerdir.
Aktif form bir allosterik aktivatör molekül tarafından kararlı hale getirilir.
İnaktif form bir allosterik inhibitör molekül tarafından kararlı hale getirilir.
Aktivatörler enzimlerin çalışmasını kolaylaştırırken , inhibitörler enzim etkinliğini azaltırlar.
Sübstrat molekülleri allosterik aktivasyona benzer bir mekanizma ile bir enzimin katalitik gücünü stimüle edebilirler.
İşbirliği olarak adlandırılan bu mekanizma ile , bir sübstrat molekülü sayesinde enzimin diğer sübstrat moleküllerini daha hızlı kabul etmesi sağlanmış olur.
İç Enerji Hakkında Bazı Fiziksel Gözlemler
ISI İLE ENERJİ GEÇİŞİ
İŞ İLE ENERJİ GEÇİŞİ
ENERJİ DÖNÜŞÜM VERİMLERİ
Mekanik ve Elektrikli Cihazların Verimleri
Ozon ve Dumanlı Sis
Sera Etkisi Küresel Isınma ve İklim Değişikliği
Termokimya kimyasal reaksiyonlara eşlik eden ısıyı konu alır. Bazı sistemlerde ısıyı ölçmek kolay olmadığından dolaylı yöntemler ile ölçüm yapılmaktadır.
Termokimyada Bazı Temel Terimler
Kinetik enerji rastgele moleküler hareketle ile ilişkilidir.
Sıcaklık ile orantılıdır.
İki sistem arasındaki sıcaklık farkından kaynaklanan enerji geçişi “ısı”
Bir kuvvetin belli bir mesafe boyunca uygulanması sonucu olan enerji geçişi “iş”tir.
Sistem ve çevre arasındaki ısı transferi sıcaklılık farklılığından kaynaklanır.
Isı sıcaktan soğuğa doğru hareket eder.
Faz değişimi olabilir
1 gram suyu sıcaklığını bir derece arttırmak için gerekli olan enerji.
Sistemin sıcaklığını 1 derece yükseltme için gerekli olan enerji.
Molar ısı kapasitesi.
Sistem 1 mol maddedir.
Özgül ısı (kapasitesi), c.
Sistem 1 g maddedir
Kütle x Özgül ısı .
Sistem ve çevresi arasındaki etkileşimlerde toplam enerji sabit kalır- enerji yoktan var edilemez veya var olan enerji yok edilemez.
Özgül Isının Deneysel Tayini
Tepkime Isısı ve Kalorimetri
Sistemin iç enerjisi ile ilgili enerji türü.
Kimyasal tepkime sonucunda ortaya çıkan enerjiye kimyasal enerji denir. Pil ve aküler kimyasal enerjiyi elektrik enerjisine dönüştüren düzeneklerdir. Pil ve akülerde elektrik enerjisinin depolanması kimyasal yöntemlerle yapılmaktadır. Kimyasal enerji; mekanik, ısı ve ışık enerjisine dönüştürülebilmektedir.
Tepkime ısısı, qtep.
Sabit sıcaklıkta yürüyen bir kimyasal tepkimede sistem ile çevresi arasında alınıp verilen ısı miktarıdır.
Çevreye ısı verir, qtep < 0. Endotermik tepkimeler. Çevreden ısı alan, qtep > 0.
Tepkime ısılarını ve ısı miktarını
ölçmekte kullanılan düzenek
Kahve Fincanı Kalorimetresi
Basit bir kalorimetre.
Yalıtılmış bir sistemdir.
Tepkime sonucu oluşan sıcaklık farkı ölçülür.
Sabit basınç sistemidir.
Isı alışverişinin dışında bazı kimyasal
tepkimeler iş yapabilir.
İç Enerji, U.
Sistemin TOPLAM enerjisi (potansiyel ve kinetik).
Bir sistem enerjiyi yalnız iç enerji olarak içerir.
Bir sistem enerjiyi ısı ve iş şeklinde içermez.
Isı ve iş, sistemin çevresi ile enerji değişimindeki bir araçtır.
Isı ve iş, sadece sistemdeki bir değişiklik durumunda vardır.
Yalıtılmış sistemin enerjisi sabittir.
Sistemin belirli bir hali için belli bir değeri olan özelliğe hal fonksiyonu denir.
Suyun 293,15 K ve 1,00 atm hali bellidir.
Bu halde d = 0.99820 g/mL dir
Yoğunluk sadece sistemin haline bağlıdır.
O hale nasıl ulaşıldığına bağlı değildir.
U bir hal fonksiyonudur.
Gerçek değeri bilmemize gerek yoktur.
İki hal arasında DU tek bir değere sahiptir.
Yola Bağlı Fonksiyonlar
Isı ve iş hal fonksiyonu değildir!
Bu fonksiyonların değerleri sistemdeki değişiklik için izlenen yola bağlıdır.
0,1 mol He 298 K, 2,40 atm (Hal 1)
298 K, 1,30 atm (Hal 2)
Tepkime Isıları: DU ve DH
Reaksiyon Isılarının Karşılaştırılması
Kalorimetre bombasında 25˚C ‘de ve sabit hacimde CH4 (g) gazının verdiği enerji – 885,389 J/mol ölçülmüştür. Metan gazının yakılmasıyla açığa çıkan enerji nedir,ΔH ?
ΔU= – 885,389 J
Δn= Σnürünler – Σntepkenler = 1-(2+1)= – 2 (Katı ve sıvıların molleri hacim değişimleri ihmal edilebilecek kadar küçük olduğundan hesaba katılmaz!!!
ΔH= ΔU + PΔV
ΔH= ΔU + ΔnRT
ΔH= – 885,389 -2x 8,314 J/molK x 298,15K
ΔH=- 885,389 kJ- 4,957 kJ
ΔH=- 890,346 kJ
Bu problem için kalorimetrede ölçülen değerin ΔU’ya eşit olduğuna ve gaz sabiti R’nin 8,314 J/molK olduğuna dikkat ediniz!!!
Hal Değişiminde Entalpi
Standart Haller ve Standart Entalpi Değişimleri
Belirli bir hali standart hal olarak tanımlarız.
Standart tepkime entalpi değişimi, DH°
Bütün tepken ve ürünlerin standart halde oldukları bir tepkimenin entalpi değişimi.
Saf bir element yada bileşikte 1 atm basınç ve çalışılan sıcaklıktaki halidir.
Gazlarda: 1 atm ve ilgilenilen sıcaklıktaki ideal gaz gibi davrandığı halidir.
DH ın Dolaylı Yoldan Belirlenmesi:
DH bir kapasite özelliğidir .
Sistemdeki madde miktarı ile doğru orantılıdır.
Standart halde, 1 mol maddenin standart haldeki elementlerinin referans hallerinden oluşması sırasındaki entalpi değişimi.
Saf elementlerin referans hallerinde standart oluşum entalpileri 0 dır.
Standart Tepkime Entalpisi
Bir tepkimenin tepkenleri ve ürünleri standart hallerinde ise entalpi değişimine tepkimenin standart entalpi değişimi denir.
tepkime standart entalpisi denir
Entalpi bir hal fonksiyonu olduğundan izlenen yoldan bağımsızdır!!
Net tepkimenin entalpi değişimi, tek tek basamakların standart entalpi değişimleri toplamıdır.
Çözeltilerde İyonik Tepkimeler
Sulu çözeltilerde gerçekleşen tepkimelerin çoğu iyonlar arası tepkimeler olarak düşünülür.
Hesaplama yapabilmek için iyonların entalpilerinin bilinmesi gerekir.
Ancak çözeltilerde tek bir tip iyon bulunmaz.
Bir iyonun entalpisini ‘0’ olarak kabul etmemiz gerekir. Diğer iyonların entalpileri seçilen iyona göre tanımlanır.
ΔH0(H+) (aq) = 0
Table 7.3 Enthalpies of Formation of Ions in Aqueous Solutions