TERMODĠNAMĠK YASALARI ĠLE DÜNYAYA BAKIġ SĠSTEMLER • Kapalı sistem, açık sistem ve izole sistem olmak üzere üç çeĢit sistem vardır. • Termodinamik, bu sistemlerin çevre ve evren ile olan iliĢkisini inceleyen bilim dalıdır. • Sadi Carnot (1796–1832) termodinamik biliminin kurucusu olarak kabul edilir. Carnot çevrimi olarak bilinen termodinamik 2. yasadır.
ENERJĠ TÜRLERĠ • • • • • •
E = Ġç enerji G = Serbest Gibbs enerji (Gibbs enerji veya serbest enerji) H = Entalpi S = Entropi W = ĠĢ q = Isı
ULUSLARARASI BĠRĠM SĠSTEMĠNDE (SI) ENERJĠ TÜRLERĠ BĠRĠMLERĠ • • • • • •
E (Ġç enerji) birimi: kJ G (Gibbs enerji) birimi: kJ/mol H (Entalpi) birimi: kJ veya kJ/mol S (Entropi) birimi: kJ/K mol W (ĠĢ birimi): kJ q (Isı birimi): kJ
1
ENERJĠ TÜRLERĠ DEĞĠġĠMĠ* NASIL GÖSTERĠLĠR? • ΔGtepkime = Serbest Gibbs enerji değiĢimi (Gibbs enerji değiĢimi veya serbest enerji değiĢimi) • ΔHtepkime = Entalpi değiĢimi • ΔStepkime = Entropi değiĢimi *DeğiĢim yalnız ΔGtepkime, ΔHtepkime ve ΔStepkime için söz konusudur.
STANDART ġARTLARDA* ENERJĠ TÜRLERĠ DEĞĠġĠMĠ NASIL GÖSTERĠLĠR? • ΔG °tepkime = Standart Gibbs enerji değiĢimi • ΔH°tepkime = Standart Ģartlarda entalpi değiĢimi • ΔS°tepkime = Standart Ģartlarda entropi değiĢimi * Standart Ģartlar 1 atm basınç ve 25 °C sıcaklıktır.
FORMÜLLER • • • • • • • •
G = H – TS ΔG = ΔH – TΔS E = q + W (Termodinamik I. yasanın formülü) H = E + PV ΔH = ΔE + ΔPV ΔG° = ∑nG°ürünler – ∑nG°girenler ΔH° = ∑nH°oluĢma entalpisi (ürünler) – ∑nH° oluĢma entalpisi (girenler) ΔS° = ∑nS°ürünler – ∑nS°girenler
FORMÜLLERLE ĠLGĠLĠ BAZI BĠLGĠLER • ΔG dengede sıfırdır. • E (Ġç enerji) değerlerinin hepsi artıdır. • E (Ġç enerji) ölçülemez. 2
• W>0 ise sisteme iĢ yapılmıĢtır.
ΔE (ĠÇ ENERJĠ DEĞĠġĠMĠ) NĠÇĠN OLAMAZ? • E2 ve E1 ölçülemez. Bu nedenle de ΔE’den söz edilemez.
GENLEġME VE SIKIġTIRMA ĠLE TERMODĠNAMĠK ĠLĠġKĠSĠ • GenleĢmede sistem iĢ yapar. • SıkıĢtırmada ise sisteme iĢ yapılır.
GAZLAR GENLEġĠRKEN GENELDE SOĞUR • Azot, oksijen vb. çoğu gaz genleĢirken soğur. • Helyum ve hidrojen gazları genleĢince soğumazlar, tam tersine ısınırlar.
JOULE THOMSON KAT SAYISI • Joule Thomson kat sayısı + (artı) olanlar genleĢirken soğuyan gazlardır. • Joule Thomson kat sayısı – (negatif) olanlar ise genleĢirken ısınan gazlardır.
ĠZOTERMAL DEĞĠġĠM • Ġzotermal değiĢim, sıcaklık farkının olmadığı değiĢimlerdir.
ADYABATĠK DEĞĠġĠM • Adyabatik değiĢimlerde duvar izole edilmiĢtir. • Adyabatik ortam ısı ve kütle kaybının veya kazancının olmadığı hâldeki süreçtir. • Adyabatik bir ortam oluĢturabilmek için sınırlanmıĢ alan ısı ve kütle geçiĢine karĢı tamamen yalıtılmıĢtır. 3
ISI KAPASĠTESĠ (ISINMA ISISI) • 1 mol maddenin sıcaklığını, sabit sıcaklık ve sabit basınçta 1 °C arttırmak için gerekli ısı miktarına denir.
ΔH°tepkime VE ΔH°oluĢma entalpisi SĠMGELERĠNĠN BĠRBĠRĠNDEN FARKI ΔH° = ∑nH°ürünler – ∑nH°girenler • ΔH°geneldir, her ikisini de içerir. • ΔH°tepkime bütün tepkimeler için söz konusu olan bir simgedir.. • ΔH°oluĢma entalpisi ise bileĢiğin yalnız elementlerinden oluĢmasına ait reaksiyon denkleminin ΔH°’ını sembolize eder. •
BAĞ ENERJĠLERĠNDEN YARARLANARAK ENTALPĠ DEĞĠġĠMĠNĠN HESAPLANMASI • Bağ enerjilerinden yararlanarak herhangi bir tepkimenin entalpi değiĢiminin hesaplanabilmesi için tepkimedeki tüm maddelerin gaz fazında olması gerekir. • ΔH°tepkime = ∑nH°girenlerin bağ enerjisi – ∑nH°ürünlerin bağ enerjisi
TERMODĠNAMĠKTE SIFIRINCI YASA • Termodinamiğin en basit yasasıdır. • Eğer iki sistem birbirleriyle etkileĢim içerisindeyken aralarında ısı veya madde alıĢ veriĢi olmuyorsa bu sistemler termodinamik dengededirler. • 1931 yılında Ralp H. Fowler tarafından tanımlanmıĢtır. • Sıfırıncı yasa Ģöyle der: ġayet hem A ve B sistemleri termodinamik dengede iseler hem de B ve C sistemleri termodinamik denge içerisinde iseler; A ve C sistemleri de termodinamik denge içerisindedirler. • Bu yasa, sonradan ortaya konulsa da temel bir kimya ilkesi 4
olarak karĢımıza çıkmıĢtır. Bu nedenle doğal olarak I, II ve III. yasalardan önce gelme zorunluluğu doğmuĢ ve IV. yasa adını almamıĢtır. • I, II ve III. yasalardan sonra ifade edildiği hâlde termodinamik ilminde sıfırıncı yasa olarak yerini almıĢtır.
TERMOKĠMYA VE KĠMYASAL REAKSĠYON ÇEġĠTLERĠ • Bütün kimyasal reaksiyonlarda enerji değiĢimi söz konusudur. • Kimyasal olayların tamamı dıĢarıdan ısı alarak veya çevreye ısı vererek gerçekleĢir. Isı alma ya da ısı vermenin olmadığı bir kimyasal tepkime yoktur. • Bir kimyasal tepkime dıĢarı ısı veriyorsa ekzotermiktir. • Bir kimyasal tepkime ısı alarak gerçekleĢiyorsa endotermiktir. • Bir kimyasal reaksiyonda reaksiyonun baĢlaması için verilen enerji, reaksiyondan sonra açığa çıkan enerjiden daha büyükse bu tür reaksiyonlar endotermiktir (ısı alan). • Reaksiyonun baĢlaması için verilen enerji, reaksiyondan sonra açığa çıkan enerjiden daha küçükse bu tür reaksiyonlar ekzotermiktir (ısı veren). • Bir kimyasal tepkimede enerji çıkıĢı oluyorsa, bu açığa çıkan enerji, kütlenin enerji karĢılığı değildir; kimyasal bağlarla ilgilidir.
REAKSĠYON ISISI (ENTALPĠ DEĞĠġĠMĠ) • Sabit basınç altında gerçekleĢen kimyasal reaksiyonlardaki enerji değiĢimine reaksiyon ısısı denir. ΔH ile gösterilir. • ΔH, kimyasal reaksiyonlardaki enerji değiĢimini gösteren bir büyüklüktür. • Reaksiyon ısısı olarak ΔH Ģu farklı isimlerle de anılır: Tepkime ısısı, reaksiyon ısısı, entalpi değiĢimi, reaksiyon entalpisi değiĢimi, tepkime entalpisi değiĢimi. • Ekzotermik tepkimelerde ΔH’ın iĢareti eksidir. • Endotermik tepkimelerde ΔH’ın iĢareti artıdır. 5
• Açığa çıkan enerji ve gerekli olan enerji artılı ve eksili olmaz. ΔH da artısız ve eksisiz olmaz.
ISI ĠLE ENTALPĠ AYNI MIDIR? • Sabit basınç altında gerçekleĢen kimyasal reaksiyonlardaki ısı değiĢimi (tepkime ısısı) ile tepkimedeki entalpi değiĢimi aynı anlama gelmektedir ve birbirlerine eĢittirler (qP = ΔH). • Tepkime ısısı q, entalpi ise H simgesi ile gösterilir. • Sabit basınçtaki reaksiyon ısısı da qP ile belirtilir. • Sabit hacim altında gerçekleĢen kimyasal reaksiyonlardaki ısı değiĢimi qV ile simgelenir. • qV ile qP eĢit değildir. Dolayısıyla reaksiyon ısısı ΔH ile de gösterildiğinden; reaksiyon ısısına, sabit basınç altındaki reaksiyon ısısı denilmelidir. Ancak denilmez. Bunun sebebi Ģöyle açıklanır: • Sabit basınç altında Ģartı kimyacılar için bir gerekliliktir. • Bu nedenle malumu ilam kabilinden olmasın diye genelde kimyacılar “sabit hacim altında” tabirini söylemezler. Bu durum, noksanlık hata sayılmamalıdır. • q simgesi Δ’yı da içerir; çünkü ısı, zaten enerji alıĢ veriĢi olunca söz konusu oluyordu. BaĢka bir ifadeyle maddenin ısısından söz edebilmek için sıcaklıkları farklı iki durumun olması gerekiyordu. • Bu nedenle q’nun baĢ tarafına Δ yazılmaz.
REAKSĠYON ĠÇERĠSĠNDE VERĠLEN ISILAR, REAKSĠYON DIġINA TAġINARAK REAKSĠYON ISISI (ΔH) OLARAK GÖSTERĠLĠR • C + O2 → CO2 + 94 kcal • C + O2 → CO2 ΔH = – 94 kcal • N2 + O2 + 22 kcal → 2NO ΔH = + 22 kcal • N2 + O2 → 2NO 6
KĠMYASAL BAĞ ENERJĠSĠ • Atomlarda kimyasal bağ enerjisi söz konusu değildir. • Moleküllerin atomlardan meydana geldiğini biliyoruz. Moleküldeki atomları bir arada tutan kuvvet kimyasal bağlardır. Kimyasal bağ enerjisinden söz etmek için molekülün olması lazımdır. • Element moleküllerinin kimyasal bağ enerjisi vardır. • Bütün kimyasal reaksiyonlar, kimyasal bağların kırılması veya oluĢması ile meydana gelir. Doğal kimyasal reaksiyonlarda, kimyasal bağ oluĢurken enerji açığa çıkar. Doğal bir bileĢiğin kimyasal bağlarını kırmak için de enerji vermek gerekir. • Bir kimyasal bağın meydana gelmesi sırasında açığa çıkan enerjiye veya kimyasal bağın kırılması için gereken enerjiye bağ enerjisi denir. • Bir kimyasal bağ kırılırken ne kadar enerji veriliyorsa, aynı kimyasal bağ oluĢurken de o kadar enerji açığa çıkar. Bu enerjiye kimyasal bağ enerjisi denir. • Molekülü oluĢturan atomlar arasındaki kimyasal bağların enerjilerinin sayısal değerini gösteren tablolarda, kimyasal bağ enerjisi kcal/mol veya kJ/mol cinsindendir.
OLUġMA ISISI • Aynı ΔH simgesi oluĢma ısısı için de kullanılır. OluĢma ısısı olarak ΔH Ģu farklı isimlerle de anılır: TeĢekkül ısısı, oluĢum ısısı, oluĢma entalpisi, teĢekkül entalpisi, oluĢum entalpisi. Aslında oluĢma entalpisi değil, oluĢma entalpi değiĢimi demek gerekir; pratikte denilmiyor. • OluĢum ısısı, bileĢikler için geçerli bir tabirdir. • OLUġMA ISISI TANIMI: 1 mol bileĢiğin elementlerinden oluĢmasına ait reaksiyon denkleminin ΔH değerine o bileĢiğin “oluĢma ısısı” denir. 7
• ELEMENTLERĠN OLUġMA ISISI 0’DIR: Elementlerin oda koĢullarında bulundukları fiziksel hâllerinin oluĢma ısıları sıfır kabul edilmiĢtir. Yapı taĢı molekül olan 10 adet elementin de (F2, Cl2, Br2, I2, At2, H2, O2, N2, S8, P4) oluĢma ısısı sıfırdır.
HESS PRENSĠPLERĠ • Birden fazla reaksiyon denklemi taraf tarafa toplandığında yeni bir reaksiyon denklemi elde ediliyorsa, reaksiyon denklemlerinin ΔH değerlerinin cebirsel toplamı, net reaksiyon denkleminin ΔH’ına eĢittir. • Bir reaksiyon denkleminde maddelerin kat sayıları herhangi bir sayı ile çarpılarak geniĢletiliyorsa, ΔH değeri de aynı sayı ile çarpılır. • Bir reaksiyon denkleminde maddelerin kat sayıları herhangi bir sayıya bölünerek sadeleĢtiriliyorsa, ΔH değeri de aynı sayıya bölünür. • Bir reaksiyon denkleminde reaksiyona giren maddelerle ürünler yer değiĢtirirse, ΔH değeri de iĢaret değiĢtirir.
ΔH ĠLE AYNI ANLAMA GELEN DĠĞER TERĠMLER • Nötrleşme ısısı: Asit baz reaksiyonlarında 1 mol maddenin nötrleĢmesine ait reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay ekzotermiktir. • Yanma ısısı: Yanma reaksiyonlarında 1 mol maddenin yanmasına ait reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay ekzotermiktir. • Erime ısısı: 1 mol maddenin katı fazdan sıvı faza geçmesine ait reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay endotermiktir. • Buharlaşma ısısı: 1 mol maddenin sıvı fazdan gaz faza geçmesine ait reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay endotermiktir. 8
• Çözünme ısısı: 1 mol maddenin bir sıvıda çözünmesine ait reaksiyon denkleminin ΔH’ına denir. Olay bazen endotermik bazen ekzotermiktir.
ΔH HESAPLAMA YOLLARI • • • • • • •
1 – OLUġMA ISILARINDAN 2 – KĠMYASAL BAĞ ENERJĠLERĠNDEN 3 – HESS PRENSĠPLERĠNDEN 4 – MOL HESABIYLA 5 – HÂL DEĞĠġĠM GRAFĠKLERĠNDEN 6 – KALORĠMETRĠK HESAPLAMALARDAN 7 – AKTĠFLEġME ENERJĠSĠNDEN
OLUġMA ISISINDAN ΔH HESAPLANMASI • ΔH, ürünlerin oluĢma entalpileri toplamından girenlerin oluĢma entalpileri toplamının çıkarılmasıyla bulunur. Reaksiyon denkleminde Ģayet kat sayı varsa, oluĢma entalpisi o kat sayı ile çarpılır.
DOĞAL TEPKĠMELERDE ÜRÜNLERĠN ENERJĠSĠ DAHA AZDIR. BUNDAN ÇIKARMAMIZ GEREKEN DERS NEDĠR? • Termodinamiğin II. yasasına göre reaksiyon sonunda üretilen ürünlerin enerjileri azalır. Buradan Ģu dersi çıkarmamız gerekmektedir: Ürünlerin enerjilerinin az olması bize alçak gönüllü, kendini öne çıkarmayan, kibirden uzak fertler olmamız gerektiğini hatırlatmaktadır.
KĠMYASAL BAĞ ENERJĠLERĠNDEN ΔH 9
HESAPLANMASI • ΔH, girenlerin kimyasal bağ enerjileri toplamından ürünlerin kimyasal bağ enerjileri toplamının çıkarılmasıyla bulunur. Reaksiyon denkleminde Ģayet kat sayı varsa, molekülün kimyasal bağ enerjisi o kat sayı ile çarpılır. • Bunun için önce reaksiyon denklemindeki moleküllerin açık formüllerini yazmak gerekir. • MOLEKÜLÜN KĠMYASAL BAĞ ENERJĠSĠ: Açık formülü yazılan bir molekülün içerdiği kimyasal bağların enerjilerinin toplanması ile elde edilen sayısal değerdir.
DOĞAL TEPKĠMELERDE ÜRÜNLERĠN BAĞ ENERJĠSĠ TOPLAMI GĠRENLERĠNKĠNDEN DAHA BÜYÜKTÜR. BUNDAN ÇIKARMAMIZ GEREKEN DERS NEDĠR? • Termodinamiğin II. yasasına göre reaksiyon sonunda üretilen ürünlerin kimyasal bağ enerjileri artar. Buradan Ģu dersi çıkarmamız gerekmektedir: Bağ enerjilerinin artması çeĢitli kabiliyet ve bilgilerle mücehhez olmamız gerektiğini bize ders vermektedir.
AKTĠFLEġME ENERJĠSĠNDEN ΔH HESAPLANMASI • AKTĠFLEġME ENERJĠSĠ: Kimyasal tepkimenin gerçekleĢmesi için gerekli olan en az enerjiye aktifleĢme enerjisi denir. Örneğin; tutuĢma sıcaklığına gelene kadar maddeyi ısıtırken verilen enerji, aktifleĢme enerjisidir. • ΔH, ileri reaksiyonun aktifleĢme enerjisinden geri reaksiyonun aktifleĢme enerjisinin çıkartılmasıyla bulunur.
10
TERMODĠNAMĠK YASALAR • Termodinamik bilimi dört temel doğal yasaya dayanır: Birinci yasa, ikinci yasa, üçüncü yasa ve dördüncü yasa. I. YASA: ENERJĠNĠN KORUNUMU YASASI • Termodinamiğin birinci yasası, enerjinin korunumunu ifade eder. Enerji, bir Ģekilden diğerine dönüĢebilir. Toplam enerji sabit kalır. • Termodinamiğin I. yasasına göre enerji, miktar yönüyle yok edilemez. • Enerji, entalpi, ısı; aynı anlama gelen kelimelerdir. • C + O2 → CO2 + ısı Nefes alıp vermemizde C ve O2’nin enerjileri toplamı; CO2’nin enerjisi ile açığa çıkan enerjinin toplamına eĢittir. II. YASA: ENTROPĠ KANUNU VE EKSERJĠ (CARNOT KANUNU) • Termodinamiğin II. yasası, maddenin ezeliyetini imkânsız kılmaktadır. • Materyalistler, varlığı tamamen maddeye verip maddenin ezeliyetine inanmaktadırlar. Sonsuz ilim, irade ve kudret isteyen varlığı, cansız, Ģuursuz, ilimsiz, iradesiz ve güçsüz maddeye vermek ve onu yaratıcı konumuna çıkarmak büyük bir cahilliktir. • Termodinamiğin II. yasasına göre, ısı merkezlerindeki ısı, etrafa sıcaklık yaymak suretiyle bir gün bitecektir. IĢık kaynakları, enerji kaynakları, çevrelerine ıĢık ve enerji yaymak suretiyle bir gün evrende enerji eĢit duruma gelecektir. Bu da, enerjinin yok olması anlamına gelmese de, hayatın bitip ölümün gelmesidir; artı ve eksinin yok olması demektir. Carnot, bu kanunu, evinde kaynattığı su ve sobasının sıcaklığından edindiği deneyimlerine dayanarak ortaya koymuĢtur. Onun bu deneyimleri daha sonra geliĢtirilmiĢtir ve günümüzde Carnot kanunu adı altında öğretilmektedir. 11
• Bu sahadaki deneyimler gösteriyor ki, eğer daha önce bir baĢka sebeple kıyamet kopmazsa, muhakkak bir termodinamik kıyameti olacak, evrendeki enerji sona erecek ve sistem çökecektir. • Termodinamik kıyamet ile maddenin ezelî olmaması arasında nasıl bir iliĢki vardır? Bu iliĢkiden, sonsuzluğu iddia edilen zaman ve mekânın zarar görmesi söz konusu olabilir mi? • Maddeye ezeliyet verenler, ezeliyetin ne demek olduğunu bilmemektedirler; çünkü ezel, sonsuz demektir. • Ezelî olan birleĢmiĢ (birleĢik) olmaz, birleĢime girmez; basit ve parçalanmaz olur. Kesinlikle değiĢmez ve kendisine müdahalede bulunulamaz. Zaman, mekân kayıtlarının ve dolayısıyla zamana, mekâna bağlı hareketin dıĢında olur. Mutlaka ebedîdir; çünkü zamanın dıĢındadır. • Ezel ve ebed, zamansızlık demek olduğundan, bir bakıma aynı noktada birleĢirler. • Bu özelliklerin hiçbiri maddede yoktur. Madde değiĢkendir. Madde, enerjiden ayrı düĢünülemez. Enerji ise termodinamik 2. yasasında da ortaya konulduğu üzere, ortak sıcaklığa eriĢmek suretiyle bir gün etkisini kaybedecektir. • Ayrıca, madde hem her türlü etkileĢime açıktır hem de zaman ve mekân kaydı altındadır. • Mekân, küçük ölçekte atomlardan, büyük ölçekte ise güneĢlerden oluĢmuĢtur. Bu güneĢlerden biri olan bizim güneĢimizde, saniyede 564 milyon ton hidrojen helyuma dönüĢmekte ve bunun neticesinde etrafa milyonlarca kalorilik ısı ve ıĢık olarak enerji yayılmaktadır. Bütün güneĢ sistemine yayılan bu enerjinin bir kısmı da yeryüzüne gelmektedir. Evren, bu türlü güneĢlerden meydana gelmiĢtir. Bizim güneĢimiz, bir gün tükenme noktasına ulaĢacaktır. Merkezkaç bir hareketle çok korkunç infilaklar olacak, ardından merkezçek bir hareketle büzülme ve kasılmalar meydana gelecek ve artık etrafındaki meyveleri barındıramayacak, dolayısıyla bir kıyamet koparacaktır. • Bütün evren, temel taĢı olan bu güneĢlerden birleĢik olduğuna 12
• •
• • • • • •
•
göre, enerjileri sürekli tükenmeye doğru giden bu güneĢlerin ezelî olması düĢünülemez; çünkü ezelî, yani sonsuz olan, birleĢmiĢ olmaz. Madde ezelî olsaydı zaman ve mekân kaydı altına girmez; dolayısıyla aĢınmaz, kendinde en küçük bir değiĢiklik meydana gelmezdi. Oysa görüyoruz ki, madde ve maddi dünya sürekli değiĢmekte, hâlden hâle girmekte, çözülme ve yeniden oluĢmalara uğramakta veya sebep olmaktadır. ġu hâlde maddenin hem baĢlangıcı vardır hem de sonludur; zaman ve mekân kayıtlarıyla sınırlıdır. Termodinamiğin II. yasasına göre enerji, Ģekil itibariyle sürekli değiĢmektedir (entropi kanunu). Doğal reaksiyonlarda ürünlerin enerji kapasitesi girenlerinkinden azdır. Doğal reaksiyonlar ekzotermik reaksiyondur. Ürünlerin enerjisi daha az olduğundan, “Doğal olaylar, minimum enerji yönüne yürür.” denir. Solunumda CO2 üründür. C ve O2 ise girendir. CO2’nin enerjisi; C ve O2’nin enerjileri toplamından daha azdır. CO2, entalpisini düĢürmüĢtür. C + O2 → CO2 + ısı Bu konuda geçen “enerji kalitesinin düĢmesi” tabiri, ürünlerin enerjisinin azalması anlamındadır. Solunumda açığa çıkan enerji israf edilmez. Bunun gibi doğal reaksiyonlarda da enerji israf edilmez. Oksijen, nefes içinde kana temas ettiğinde kanı kirleten karbonu kendine çeker. Ġkisi birleĢir. CO2 oluĢur. Hem vücut ısısını temin eder hem de kanı temizler. C ile O2 arasında birleĢme kabiliyeti vardır. Bu iki tanecik birbirine yakın olduğu vakit, aralarında kimyasal reaksiyon olur. BirleĢmeden dolayı ısı açığa çıkar; çünkü elementlerden doğal bileĢik oluĢumuna dair kimyasal reaksiyonların tamamı ekzotermik tepkimedir. Açığa çıkan ısıyı Ģöyle açıklayabiliriz: C atomu ve O2 molekülünün her birinin ayrı ayrı hareketleri vardır. Kimyasal değiĢim anında her iki tanecik, yani C atomu ile O2 molekülü birleĢerek bir tane CO2 molekülü oluĢtuğundan bir tek hareketle hareket eder. Bir hareket açıkta kalır; çünkü birleĢmeden önce 13
• •
• • • •
• •
iki hareket idi. ġimdi iki tanecik bir oldu. Her iki tanecik bir tanecik hükmünde bir hareket aldı. Diğer hareket baĢka bir kanun ile ısıya dönüĢür. Zaten “Hareket ısıyı doğurur.” bilinen bir kanundur. Böylece vücut ısısı ortaya çıktığı gibi, hem kandaki C alındığından kan temizlenir hem de CO2 nefes vermek suretiyle dıĢarı atılırken konuĢma gibi önemli bir iĢ de yapılmıĢ olur. Tabii olan bütün kimyasal reaksiyonların, ekzotermik olduğunu ve açığa çıkan enerjinin değerlendirildiğini görüyoruz. Biz de doğal olan bu vb. olayları örnek almalıyız. Enerjiyi israf etmemeliyiz. Piller ve doğal kaplama reaksiyonları, kimyacıların doğallığı örnek alarak geliĢtirdikleri çalıĢmalara iki örnektir. Entropi kanunu öğretisi, hem çalıĢmalarımızda ekzotermik reaksiyonlara öncelik vermeyi hem de ekzotermik tepkime sonucu açığa çıkan enerjiyi değerlendirmeyi gerekli kılmaktadır. Böylece doğal kanunlara uymuĢ olacağız. Enerji tasarrufu, enerjiyi en faydalı hâlde muhafaza etmektir. Termodinamiğin II. yasasına rağmen, her Ģey yok olma ihtimalini aĢarak basitten mükemmele sanat harikası olarak varlık dünyasına çıkmaktadır.
ENTROPĠ • Kullanılamayan termal enerjinin ölçüsüne entropi denir. • Doğal olaylar, entropiyi arttıracak yönde cereyan eder. Evrenin entropisi artmaktadır. • Mekânın geniĢlemesi, entropi kanununa irca edilebilir. • Hayat, entropiye karĢı koyarak varlığa erme baĢarısını elde etmiĢtir. • Bir sistemin sıcaklığı ne kadar büyükse, entropisi o kadar büyüktür. • BuharlaĢma, erime, çözünme, ısıtma gibi olaylar entropide artıĢa; yoğunlaĢma, donma, çökme, sıcaklık düĢmesi olaylar entropide düĢüĢe neden olur. 14
• Doğal olaylarda ısı açığa çıkınca; 1. Sistemin (ürünlerin) entalpisi azalmaktadır. 2. Bağ enerjileri artmaktadır. 3. Entropi genelde büyümektedir.
MEKÂNIN GENĠġLEMESĠ • Mekân, devamlı ve sürekli olarak geniĢlemektedir. GeniĢleme, iki türlü açıklanmaktadır: Birincisi; evrenin geniĢlerken parçalara ayrılması, bunun sonucunda da galaktik kütlelere dönüĢmesidir. Einstein, bu geniĢlemeyi “Bilemediğimiz yerlerde değiĢik âlemler teĢekkül ediyor.” cümlesiyle ifade etmiĢtir. Ancak, tam olarak açıklamamıĢtır. Evrenin geniĢlemesini ilk keĢfeden George Lemaitre (1894–1966) adlı bilim adamıdır. Belçika'da doğmuĢtur. Louvain Üniversitesi'nde astrofizik ve gök bilimi okumuĢ ve daha sonra Louvain Üniversitesi’ne gök bilim profesörü olarak atanmıĢtır. Lemaitre, Einstein'ın Genel Görelilik Kuramı'ndan yararlanarak evrenin geniĢlediğini söylemiĢtir. Evrenin, bir zamanlar bir atomun içinde sıkıĢmıĢ olduğunu iddia etmiĢtir. Bu atomun parçalandığını ve her yana sıcak gazlar saçtığını öne sürmüĢtür. Buna Büyük Patlama (Big Bang) kuramı denir. Prof. Dr. Sir James Jeans (Sör Ceyms Jiyns) (1877–1946), Albert Einstein (Elbırt Aynsstayn) (1879–1955) ve Ġngiliz astrofizikçi Arthur Stanley Eddington (1882–1944) gibi önemli ilim adamları evrenin geniĢlemesini kabul etmiĢlerdir ve savunmuĢlardır. “Evrenin durmadan geniĢletildiği” çok önceleri zaten söylenmiĢtir. Evrenin geniĢleme hızı çok yüksektir; bu yüksekliğe, “durmadan geniĢleme” cümlesiyle iĢaret edilmektedir. Evrenin geniĢlemesini açıklayan ikinci görüĢte; geniĢlemenin, galaksilerin kaçıĢıyla olduğu belirtilmektedir. Sonuçta her iki görüĢte de geniĢlemeden söz edilmektedir.
MĠNĠMUM ENERJĠ VE MAKSĠMUM DÜZENSĠZLĠK 15
• Doğal olaylarda minimum enerji yönü, ısının olduğu yöndür. Diğer yön ise maksimum düzensizlik yönüdür. Düzenlilik, ısının olduğu tarafa doğru tepkimenin yürümesi ile sağlanır. Doğal olaylar, zaten böyledir.
TERMODĠNAMĠK 2. YASASINDAN ÇIKARILMASI GEREKEN DERSLER • • • • •
Kusursuzluk Mükemmellik Sıfır israf Azami tasarruf Çevreye pozitif enerji yaymak
GÜNLÜK HAYATTA TERMODĠNAMĠK 2. YASASI VE VERĠMLĠLĠK (ENTROPĠ KANUNUYLA DÜNYAYA YENĠ BĠR BAKIġ VEYA ENTROPĠYE DAYALI BĠR DÜNYA GÖRÜġÜ) • Günümüzde entropi, kimya ilmiyle sınırlı bir kavram olmaktan çıkmıĢtır. • Sosyal yaĢam, politika, psikoloji, teknoloji, aile hayatı vb. her alana girmiĢtir. Genel bir kanun olarak ele alınmaktadır. Çevrenin tahrip ediliĢi ve ekolojik dengenin bozulmasına karĢı çözüm entropi kanununda yatmaktadır. • Entropi kanunu bize ekonomik enerjili durumu tercih etmeyi, azami tasarruf prensibine uymayı, israftan kaçınmayı, dengeli yaĢamayı, doğal tepkimeleri örnek alarak her alanda ilerlemeyi tavsiye ediyor.
ENTROPĠ VE MADDENĠN SONU • Sıcak cisimler soğuyarak, soğuk cisimler de ısınarak ortak bir 16
•
• • •
•
• • •
•
sıcaklığa gitmektedir. Evrendeki bu değiĢim devam etmektedir. Evren ısı bakımından homojen hâle doğru gitmektedir. Soğuk odadaki bir soba, ısınacak kadar yakılıp söndürülse; oda ile kendi sıcaklığı arasında denge kurulana kadar ısı yayar. Bunun tersini, yani etrafa yayılan enerji miktarının tekrar sobada toplanmasını beklemek mümkün değildir. ġu hâlde geriye dönmeyen bir olay söz konusudur. Evrende ve günlük yaĢamımızda buna benzer geriye dönmeyen olay çoktur. Belli bir sıcaklıkta termodinamik kıyamet kopacaksa maddenin bir baĢlangıç sıcaklığı var demektir. Madde var edildiğinde maddeye bir baĢlangıç sıcaklığı tayin edilmiĢtir. Evrende hayat sürmektedir. Belirlenen son sıcaklığa kadar da dünya devam edecektir. ġayet madde ezeli olsaydı (maddenin baĢlangıcı olmasaydı) çoktan ortak sıcaklığa ulaĢılmıĢ olacaktı. BaĢka bir ifadeyle kıyamet kopmuĢ olacaktı. Kopmadığına göre madde sonradan var edilmiĢtir. Öyleyse madde ezeli değildir. BaĢlangıcı olanın sonu da olur. Madem son gelmemiĢtir, kıyamet kopmamıĢtır, ileride kopacağı muhakkaktır. Bununla beraber kıyametin nerede ve nasıl yaĢanacağı konusunda netlik yoktur. Bu nedenle iddiada bulunmamak lazımdır. Net detaylardan sakınmak gereklidir. Eğer belirlenen yaĢından önce, dıĢtan bir müdahale sonucu hastalık veya tahrip edici bir hadise dünyanın baĢına gelmezse ve doğal ömründen önce dünya bozulmazsa bilimsel bir hesap ile kıyametin zamanı bellidir. GüneĢin dünyadaki görevinin sona ermesi çeĢitli Ģekillerde olabilir. Buna yüzündeki iki siyah leke de sebep olabilir. Bu iki siyah leke Ģimdilik küçüktür. Büyümeye yüz tutmuĢtur. Lekelerin büyümesi neticesinde güneĢten dünyamıza gelen ısı ve ıĢık geriye alınacak, güneĢin kendinde kalacaktır.
17
Modern ilimlere göre ısının değiĢmesi olayı son noktasına ulaĢmıĢ değildir. ġayet böyle bir Ģey olmuĢ olsaydı bugün biz yeryüzünde bulunup bu konu üzerinde düĢünemezdik. Bu olay zamanla atbaĢı yürümektedir. Bu sebeple evrenin bir baĢlangıcı vardır. Sözün kısası evrenin ezeli olması imkânsızdır. Prof. Dr. Sir James Jeans* (Sör Ceyms Jiyns) (1877–1946) * Ġngiliz fizikçi ve gök bilimci, en çok termodinamik ve ısı konuları ile ilgilendi. “Etrafımızdaki Kâinat” kitabı, termodinamik ve ısı konularıyla özellikle ilgilidir.
Gördüğümüz alev alev yanan güneĢ, pırıl pırıl parıldayan yıldızlar ve çeĢitli hayat sahipleriyle dolup taĢan dünyamız bütünüyle evrenin belirli bir noktadan baĢladığını, muayyen bir zamanda var olduğunu açıkça göstermektedir. Prof. Dr. Frank Allen* (1908–2001) * Kanadalı fizikçi, Ġskoçya’da yaĢadı.
Evren sonradan meydana gelmiĢ bulunmaktadır. Eğer maddenin baĢlangıcı olmasaydı (madde ezeli olsaydı) termodinamik kıyametin çoktan kopmuĢ 18
olması lazımdı. Prof. Dr. Frank Allen
EKSERJĠ NEDĠR? • Ekserji, bir sistemin sahip olduğu kullanılabilir iĢ potansiyelidir. Bir sistemin herhangi bir termodinamik yasaya aykırı olmaksızın sağlayabileceği maksimum iĢi ifade eder. • Enerjinin sadece bir bölümü iĢe çevrilebilir. Toplam enerjinin kullanılabilen kısmı ekserjidir. • Ekserji, enerjinin iĢe çevrilebilme potansiyelidir. Bir kaynaktan elde edilebilecek maksimum iĢi ifade eder. • Bir hâl değiĢimi sırasında kaybedilen iĢ potansiyeli, ekserji kaybı olarak tanımlanır. Ekserji kayıpları ne kadar az ise üretilen iĢ o kadar fazladır. • Ekserji, ikinci termodinamik yasasına dayanır. • Ekserji analizi sonuçları, sistem performansının iyileĢtirilmesinde kullanılır.
SOĞUTMA SUYU NEDENĠYLE NÜKLEER ENERJĠYE KARġI ÇIKMAK DOĞRU MUDUR? • Entropi kanunu öğretisi; açığa çıkan enerjiyi değerlendirmeyi, en faydalı hâlde muhafaza etmeyi ve israf etmemeyi gerekli kılmaktadır. Bu doğrudur. • Ġtiraz edenler; su buharının, suya dönüĢtürülmesi esnasında kaybolan enerjiye itiraz etmektedirler. • Bu ise (soğutma suyu nedeniyle kaybolan enerji) ihmal edilebilir boyuttadır. • Bu nedenle, bu konuyu bahane ederek nükleer enerjiye karĢı çıkmak yersizdir. • Temennimiz ileride bu israfın da önüne geçilmesidir.
19
KAR YAĞDIĞI ĠÇĠN MĠ HAVA SOĞUR, YOKSA HAVA SOĞUK OLDUĞUNDAN MI KAR YAĞAR? • • • • • •
Hava soğuk olduğundan kar yağar. H2O(s) → H2O(k) + ısı Böylece hava ısınmıĢ olur. Karın sayısız faydaları vardır. Kar, H2O(k) demektir. Donma olayı, ekzotermik reaksiyondur.
SICAK KARPUZ KESĠLĠNCE NĠÇĠN SOĞUR? • Sıcak bir karpuzun içindeki su, kesilmeden önce buharlaĢamaz. Karpuz kesildiğinde ise su buharlaĢır. Su buharlaĢırken, karpuzun içindeki ısıyı alır. Isısı alınan karpuzun sıcaklığı düĢer; böylece karpuz yaklaĢık 10–15 dakika sonra tam yeme kıvamında soğukluğa gelir. H2O(s) + ısı → H2O(g)
ENERJĠ ĠLE ISI AYNI MIDIR? • Isı enerji birimidir. • Ancak maddenin sahip olduğu enerjiyi göstermez. • Ġki sistem arasında enerji alıĢ veriĢi olunca ısı söz konusu olur; bu esnada evrenin toplam enerjisi değiĢmez, sabit kalır. • Alınıp verilen Ģey enerjidir. Ancak enerji yerine ısı diyoruz. • Enerji yerine ısı diyoruz diye de “Enerji ile ısı aynıdır.” diyemeyiz; çünkü enerji her zaman vardır, ısı ise enerji alınıp verilince ortaya çıkar. • Maddenin ısısı olmaz. Maddenin ısısından söz edebilmek için sıcaklıkları farklı iki durumun olması gerekir. • “Maddenin toplam enerjisi” denir. • “Maddenin toplam ısısı” denemez. 20
MADDENĠN TOPLAM ENERJĠSĠ HESAP EDĠLEBĠLĠR MĠ? • Edilemez. •
ET = EM (EP + EK) + EĠÇ (EP + EK)
•
EĠÇ = EÖTELEME (EK) + EDÖNME (EP + EK) + ETĠTREġĠM (EK) + EÇEKĠM
• E = mc2 ile hesaplanan enerjiye EP denilebilir. Ancak farklı bir boyuttur. • EĠÇ hesap edilemez. • Bir kiĢinin maddi zenginliği hesap edilse bile zenginlik denince akla; beyin, duygu, akıl, fikir, idrak, kavrama, hafıza vb. her türlü zenginlik geldiğinden iç zenginlik hesap edilemez.
ISI ALIġ VERĠġĠ NĠÇĠN OLUR? SICAKLIK NASIL ÖLÇÜLÜR? • Isı alıĢ veriĢi sistemler arasındaki sıcaklık farkından dolayı olur. • Sıcaklığını ölçmek istediğimiz suyun içine termometreyi daldırırız. Sıcak suyun kinetik enerjisi fazladır. Bu enerji, önce termometre camına aktarılır. Camdan da termometrenin içine aktarılır. Termometrenin içindeki cıva atomları daha hızlı hareket ettiğinden yükselir. Böylece sıcaklık ölçülmüĢ olur.
SICAKLIĞI ÖLÇMEK SURETĠYLE NE YAPMIġ OLUYORUZ? • Her bir taneciğin EĠÇ’leri, baĢka bir ifadeyle tek tek EK’leri farklı 21
farklıdır. • Bu nedenle taneciklerin ortalama EK’leri deniyor. • Taneciklerin hepsi hareketlidir. EK’leri vardır. Hareket ısıyı doğurur. Isı, sıcaklığı yükseltir. • Sıcaklığı ölçmekle taneciklerin ortalama EK’leri karĢılaĢtırmıĢ, derecelendirmiĢ oluyoruz.
TERMODĠNAMĠK III. YASA • Saf maddelerin kusursuz kristalinin 0 K’de entropisi 0’dır.
22
