11. Sınıf Kimya 2. ünite

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı 2. Ünite

: REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE

Önerilen Süre

: 24 Ders Saati

A. Ünitenin Amacı Bu ünitede, reaksiyona giren maddelerin ve ürünlerin derişimlerinin zamanla değişimi irdelenerek anlık ve ortalama hız değerlerinin ayrımı, reaksiyon hızının bağlı olduğu etkenlerle birlikte tek ve çok basamaklı reaksiyonlarda hızın belirlenmesi işlenmektedir. Ayrıca kimyasal reaksiyonlarda denge ifadesinin türetilmesi, denge sabitlerinin sıcaklıkla ilişkisi, kimyasal dengeyi etkileyen değişkenler irdelenerek, bunların ürün verimine etkisi tartışılacaktır.

B. Ünitede Önerilen Konu Başlıkları 1. 2. 3. 4. 5.

Reaksiyon hızı Reaksiyon hızının bağlı olduğu etkenler Kimyasal reaksiyonlardaki denge Kimyasal dengeyi etkileyen değişkenler Kimyasal tepkimelerde ürün verimi

C. Ünitenin Kavram Listesi •

Reaksiyon hızı

•

Tek basamaklı reaksiyonlar

•

Çok basamaklı reaksiyonlar

•

Reaksiyon mertebesi

•

Molekülerite

•

Aktifleşme enerjisi

•

Aktifleşmiş kompleks

•

Katalizör

•

Đnhibitör

•

Osilasyonlu reaksiyonlar

•

Briggs-Rauscher reaksiyonu

•

Tersinir tepkime

•

Kimyasal denge

•

Denge sabiti

•

Le Chatelier (Lö Şatölye) ilkesi

•

% Verim

31

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı 2. ÜĐTE: REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE

REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE

ÜĐTE

KAZAIMLAR

KOUU ĐŞLEĐŞ DERĐLĐĞĐ/ ETKĐLĐK ÖREKLERĐ

1. Reaksiyon hızı kavramı ile ilgili olarak öğrenciler; 1.1. “Reaksiyonun derişim ve tanımlar.

hızı” zaman

kavramını temelinde

1.2. Reaksiyona giren maddelerin ve ürünlerin derişimlerinin zamanla değişimini irdeler. 1.3. Reaksiyon hızının anlık değeri ile ortalama değerini ayırt eder. 1.4. Hızlı ve yavaş reaksiyonlara örnekler verir.

↸ H2(g)+ I2(g) → 2HI(g) gibi kapalı kapta ve gaz fazında gerçekleşen bir tepkimenin başlangıç anından itibaren, tepkimeye giren maddelerin derişimlerinin zamanla nasıl değişeceği irdelenir. Birim zamanda tepkimeye girecek molekül sayısının nelere bağlı olduğu tartışılarak girenlerin ve ürünün saniyedeki derişim değişimi, “reaksiyon hızı” olarak adlandırılır. Girenlerin ve ürünlerin derişimlerinin zamana karşı grafiklerinden, reaksiyon hızının zamanla değiştiği sonucuna gidilerek anlık hız ve ortalama hız tanımlanır. Belli reaksiyonlara ait konsantrasyon- zaman verilerinden, farklı zaman aralıkları için ortalama hız hesapları yapılır. Ortalama hızın zamanla azaldığı hesap sonuçları ile doğrulanır (1.1- 1.3). ↸ Doğal gazın (başlıca CH4) yanması, nötürleşme, oto hava yastıklarındaki azotürlerin bozunması gibi hızlı ve demirin paslanması gibi yavaş tepkime örneklerinin hızları karşılaştırılır (1.4).

AÇIKLAMALAR [!] 1.1-1.3 Tepkime hızı, birim zamandaki konsantrasyon değişimi şeklinde tanımlanıp derişim- zaman eğrilerinden yararlanılarak, ortalama hız için, r ort = -∆ ∆c(giren) /∆ ∆t = ∆c(ürün) /∆ ∆t ve anlık hız için, r (t) = -dc(giren) /dt = dc(ürün) /dt eşitlikleri verilir. Ayrıca, 3H2(g) + N2(g) →2NH3(g) gibi bir tepkimede, farklı türler cinsinden yazılan reaksiyon hızlarının sayısal değerlerinin eşit çıkması bakımından, r = -dc(H2) /3dt = -dc(2) /dt = dc(H3) /2dt eşitliklerinin mantığı irdelenmelidir.

[!] 1.3 Ortalama tepkime hızı hesabı için, muhtelif tepkimelere ait konsantrasyon- zaman verileri değerlendirilir.
 1.3 Anlık hız tanımlanırken, matematik derslerinde henüz işlenmemiş olan türev ve diferansiyel kavramları kullanılmayacak, “çok küçük bir zaman aralığı için tanımlanan hız” ifadesi, konsantrasyon-zaman grafiğindeki t yatay konumuna denk gelen grafik noktasındaki teğet ile ilişkilendirilecektir. [!]1.4 Patlama, yanma ve nötürleşme türünden hızlı; paslanma, polimerleşme ve hidroliz gibi yavaş reaksiyonlar için örnekler verilir.

↸: Sınıf-Okul Đçi Etkinlik

[!]: Uyarı


: Sınırlamalar

32

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı 2. ÜĐTE: REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE ÜĐTE

KAZAIMLAR

REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE

2.

Reaksiyon hızının bağlı olduğu etkenler ile ilgili olarak öğrenciler; 2.1. Tek basamaklı reaksiyonlarda hızı, girenlerin derişimleri cinsinden ifade eder. 2.2. Çok basamaklı tepkimelerde hız belirleyici basamağı seçer. 2.3. Reaksiyon mertebesi ve molekülerite kavramlarını ayırt eder. 2.4. Reaksiyon sıcaklığının hızı nasıl ve neden etkilediğini açıklar. 2.5. Aktifleşme enerjisini (Ea) girenlerin ve ürünlerin potansiyel (iç) enerjileri ile ilişkilendirir.

↸: Sınıf-Okul Đçi Etkinlik

KOUU ĐŞLEĐŞ DERĐLĐĞĐ/ ETKĐLĐK ÖREKLERĐ ↸ 2NO2(g) → N2O4(g) gibi bir gaz fazı tepkimesi için Hız= k [NO2]2, H2(g) + I2(g) → 2HI(g) tepkimesi için de, Hız=k [H2] [I2] ifadelerinin ortak olan yönleri irdelenir. Tepkimeye giren türlerin derişiminin tepkime hızını nasıl etkileyeceğine ilişkin sözlü bir kural ifadesinin nasıl yazılabileceği tartışılır. Tepkime boyunca derişimi sabit kalan katı ve sıvı maddelerin tepkimelerine örnekler verilir. Bu tepkimelerde sabit olan derişimin hız ifadesinde yer alıp almayacağı, yönlendirilmiş bir tartışma ile sorgulanır. Yazılan hız ifadelerinde k sabitinin birimi belirlenir (2.1). ↸ 2NO(g) + Br2(g) → 2NOBr(g) tepkimesinin ara basamakları, bağıl hızlarıyla birlikte verilip hız belirleyici basamağın hangisi olacağı tartışılır. Yan yana dizilmiş insanların elden ele tuğla taşıması gibi bir benzetim kullanılarak hız belirleyici basamak fikri içselleştirilir. Toplam tepkime denklemleri üzerinden “molekülerite”, hız belirleyici basamak üzerinden de “reaksiyon mertebesi” kavramlarının anlamları irdelenerek bu iki kavram arasındaki fark tartışılır. Reaksiyon mertebesi ile moleküleritenin aynı olup olmadığını ortaya koymak için deneysel verilerek kullanılarak uygulamalar yapılır (2.2; 2.3). ↸ Gaz çıkışı veya renk değişimi temelli bir tepkime kullanılarak sıcaklık-reaksiyon hızı ilişkisi deneysel olarak gözlemlenir. Đki tür arasında bir tepkime olması için esnek olmayan (yüksek enerjili) bir çarpışma gerektiği varsayımından çıkılarak etkin çarpışmalarla sıcaklık arasındaki ilişki tartışılır. Esnek olmayan bir çarpışmanın sonucunda oluşan kısa ömürlü tür, “aktiflenmiş kompleks” olarak adlandırılır. Giren maddelerin ve ürünlerin toplam potansiyel enerjilerini, aktiflenmiş kompleksin potansiyel enerjisi ile karşılaştırmada kullanılan potansiyel enerji değişim grafikleri çizilip sıcaklığın moleküler düzeydeki anlamı ve hıza etkisi, bu grafik üzerinden açıklanır. Bir denge reaksiyonu örnek alınarak, r = k.Cn ile verilen genel hız denkleminde, hangi terimin sıcaklıktan etkileniyor olabileceği tartışılır. Her reaksiyon için k parametresinin sıcaklık arttıkça büyüdüğü sonucuna götürecek yönlendirilmiş bir tartışma yapılır. Tersinir tepkimelerde ileri ve geri reaksiyonların Ea değerleri grafik üzerinde gösterilir. Her iki yöndeki reaksiyonların hızı ile Ea değerleri arasındaki ilişkisi tartışılır. EK-2.1’de verilene benzer tepkimeler üzerinden, reaksiyon hızı ile aktifleşme enerjisi arasında ilişki kurulur. Tepkime hızının yeterince büyük olması gereğinin önem kazandığı, NH3 ve SO3 üretimi gibi endüstriyel açıdan önemli reaksiyon örnekleri alınarak bu reaksiyonların neden yüksek sıcaklıklarda gerçekleştirildiği sorgulanır (2.4; 2.5).

???: Kavram Yanılgısı

[!]: Uyarı


: Sınırlamalar

33

AÇIKLAMALAR
 2.1 Tepkime mertebelerinin ve hız ifadelerinin denel yoldan belirlenmesi amaçlı problemler, gerçek reaksiyonlar kullanılarak düzenlenir; X, Y, Z gibi sanal türlerin yer aldığı sanal tepkimelerle problem düzenlenmemelidir.. [!] 2.1 Deneysel verilerden reaksiyon mertebesi belirlendikten sonra, k sabitinin büyüklüğü bulunur ve birimi irdelenir. [!] 2.2 Derişimlerin artmasının hız sabitini değiştirmeyeceği, bu nedenle derişim artışı ile sağlanan hızdaki artışın sınırlı olduğu, hızın büyüklüğünde başlıca etkin değişkenin k hız sabiti olduğu vurgusu tekrarlanarak belirtilir. Derişim ile hız artışının büyüklüğünün kavranması için, 2NO2(g) → N2O4(g) ve H2(g) + I2(g) → 2HI(g) Tepkimelerine ilişkin hız ve derişim ölçümlerini içeren bir tablo verilerek karşılaştırma yapılır. [!] 2.3 Hız sabiti ve sıcaklık arasındaki ilişkinin kavranmasını kolaylaştırmak için bilinen bir reaksiyon sisteminin k ve T değerlerini içeren bir tablo verilir. ??? 2.4-2.5 Aktivasyon enerjisinin tanımlanmasında kullanılan potansiyel enerji- reaksiyon koordinatı grafiğindeki reaksiyon koordinatı kavramına, sayısal olarak ifade edilebilir bir anlam verilmezse bir kavram kargaşası doğabilir. Bu grafiğin çarpışan iki molekül için çizildiği varsayılarak yatay ekseni zaman kabul etmek, bu kargaşayı önleyebilir.

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı 2. ÜĐTE: REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE

REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE

ÜĐTE

KOUU ĐŞLEĐŞ DERĐLĐĞĐ/ ETKĐLĐK ÖREKLERĐ

KAZAIMLAR

2.6. Katalizörleri işlevleri üzerinden tanımlar ve sınıflandırır. 2.7. Katalizörlerin etki mekanizmasını aktivasyon enerjisi ile ilişkilendirir. 2.8. Homojen ve heterojen faz reaksiyonlarını hızlandırmak için alınabilir önlemleri irdeler.

↸: Sınıf-Okul Đçi Etkinlik

AÇIKLAMALAR

↸ Katalizörlerin genel tanımı “reaksiyon hızını değiştiren, ancak reaksiyon sonucunda oluşan maddelerin bileşimlerini değiştirmeyen maddeler” şeklinde yapılır. Pozitif ve negatif katalizörlere gerçek örnekler verilir. Geleneksel olarak, negatif katalizörler için “inhibitör” kavramının yaygın olarak kullanıldığı belirtilerek insan metabolizması ile ilgili inhibitör örnekleri verilir. Biyolojik sistemlerde adı geçen enzimlerin işlevleri, “enzimlerin, biyolojik tepkimeleri hızlandıran katalizörler” olduğu sonucuna götürecek şekilde, katalizörlerin işlevleri ile karşılaştırılır (2.6; 2.7). ↸ Homojen fazda katalizlenen bir reaksiyon örneği üzerinde mekanizma yazılarak katalizör derişimi arttıkça reaksiyon hızının artacağı sonucuna götürecek bir irdeleme yapılır. Bu amaçla, 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) tepkimesinde azot oksitlerinin katalizörlüğü örnek alınabilir. Sulu ortamda kullanılan bir homojen faz katalizörünün tepkime hızına etkisi ile ilgili sınıf içi bir etkinlik EK-2.2’de verilmiştir. CaCO3(k) → CaO(k) + CO2(g) gibi bir heterojen faz tepkimesinde hızlandırma için neler yapılabileceği tartışılır. r = k.Cn bağıntısının hangi hâllerde r=k şekline indirgenebileceği, k ve C büyüklüklerinin nasıl değiştirilebileceği irdelenir. Heterojen faz reaksiyonlarında, k büyüklüğünün tane boyutu (derişimi sabit fazın yüzey alanı) ile ilişkisi sorgulanır. Tane boyutunun heterojen faz tepkime hızına etkisini gözlemlemek için, levha ve talaş hâlinde alüminyumun seyreltik HCl çözeltisi ile tepkimesinde deneysel gaz çıkış hızları karşılaştırılır (2.8).

: Diğer Derslerle Đlişkilendirme

???: Kavram Yanılgısı

34

[!]: Uyarı


 2.6 Katalizörlerin sınıflandırılması homojen (reaksiyondaki maddelerle aynı fazda bulunan) ve heterojen (farklı fazda bulunan) olarak yapılır. Bununla birlikte gerçek örnekler sadece homojen katalizör uygulamalarından seçilir. Heterojen kataliz mekanizmasına ve “adsorbsiyon” terimlerinin açıklamasına girilmemelidir. ??? 2.6 Katalizörlerin tepkimelerden değişmeden çıkması, hiç tepkimeye girmeme anlamında yanlış yorumlanabilir ki, uygun örneklerle bu yanılgı önlenmelidir. [!] 2.6 Pozitif ve negatif katalizörlere gerçek örnekler verilmelidir. Ayrıca biyolojik katalizörleri (enzimler) konu alan bir okuma parçası verilir.  2.6; 2.7 Lise 9. sınıf biyoloji dersi, enzimlerin işlevleri ve adlandırılışı konusu ile ilişki kurulur. [!] 2.8 Bazı özel reaksiyonlarda ürün, yeni bir reaksiyonu katalizleyebildiği için, birbiriyle yarışan iki reaksiyonun ardışık gerçekleştiği “osilasyonlu reaksiyonlar” gözlenebilir. Briggs-Rauscher reaksiyonu buna tipik bir örnektir. Bu reaksiyon, kimya alanına yönelmeyi teşvik edebilir ilginç bir örnek olarak sınıfta gösteri deneyi hâlinde yapılabilir.


: Sınırlamalar

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı 2. ÜĐTE: REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE ÜĐTE

KAZAIMLAR

3.

REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE

KOUU ĐŞLEĐŞ DERĐLĐĞĐ/ ETKĐLĐK ÖREKLERĐ

Kimyasal reaksiyonlardaki denge ile ilgili olarak öğrenciler; 3.1. Tersinir tepkimelerde hız ifadeleri üzerinden denge ifadesini türetir. 3.2. Gaz reaksiyonları için derişimler ve kısmî basınçlar cinsinden denge ifadelerini karşılaştırır. 3.3. Denge sabitlerinin sıcaklıkla ilişkisini irdeler. 3.4. Heterojen ve homojen faz tepkimeleri için denge ifadelerini yazar. 3.5. Denge eşitliklerini kullanarak hesaplamalar yapar.

↸: Sınıf-Okul Đçi Etkinlik

↸ Bazı kimyasal reaksiyonlarda reaksiyona giren maddelerin (reaktanlar) tamamen ürünlere dönüşmediği gerçek örnekler ile gösterilir. Böyle reaksiyon dengelerinde, girenler ve ürünlerden ölçülebilir miktarlarda bulunduğu belirtilir. Dengenin statik mi, dinamik mi olduğu irdelendikten sonra her iki yöndeki hız ifadeleri yazılıp denge sabiti bağıntısı türetilir: Đleri reaksiyon hızı = geri reaksiyon hızı k1 [A][B] = k2 [C][D] şeklinde gösterilerek; k1/k2 = [C][D]/ [A][B] =Kdenge denge sabiti elde edilir (3.1). ↸ Kapalı kaplarda gerçekleştirilen gaz fazı reaksiyonlarında, gazların derişimleri ile kısmî basınçları arasındaki ilişki irdelenir. Derişimlerin kısmî basınçlarla orantılı olması gerçeğinden hareketle, denge ifadesi basınçlar cinsinden türetilir. Örneğin, N2(g) + 3H2(g)

2NH3(g) ve

2HI(g) H2(g) + I2(g) tepkimelerinde basınçlar cinsinden denge sabitleri (Kp) ile derişimler cinsinden denge sabitleri (KC) arasındaki ilişkide RT teriminin hangi durumlarda hesaba katılacağı irdelenir (3.2; 3.3). ↸ Saf katıların ve saf sıvıların yer aldığı kimyasal denge örneklerinde genel denge ifadesindeki saf maddelere ait derişimlerin, sabit sıcaklıkta değişip değişmeyeceği irdelenir. Sabit olan derişim değerleri denge sabitine katılarak yeni denge ifadesi tartışılır. Böyle ifadelerde saf maddelerin derişimleri yerine ne yazmak gerektiği irdelenir (3.4). ↸ Denkleştirilmiş denklemde girenlerin ve ürünlerin toplam molekül sayıları ayrı ayrı 2’yi aşmayacak şekilde seçilmiş örnek denge tepkimelerinde, denge sabiti kullanılarak, verilen derişimler kullanılıp bilinmeyen derişimler hesaplanır. Gerçek örnekler seçilerek derişimlere göre yazılan denge sabiti eşitliklerinin kullanıldığı sayısal örnekler yapılır (3.5).

???: Kavram Yanılgısı

[!]: Uyarı


: Sınırlamalar

35

AÇIKLAMALAR [!] 3.1 Her reaksiyon için ileri ve geri reaksiyonların var olduğu, bu bakımdan %100 tamamlanmanın teorik bakımdan mümkün olmadığı, ancak pratikte giren derişimlerinin ölçülemeyecek kadar az kaldığı hallerde tepkimenin “tamamlanmış” varsayıldığı belirtilir. Böyle reaksiyonların tek yönlü ok (→) ile ( ) gösterilmesinde bir sakınca bulunmadığı, çift yönlü ok kullanmanın olası yanlışlıkları önleyeceği ve daha doğru olacağı için tercih edilmesi gerektiği vurgulanır. [!] 3.1 Girenlerin ve ürünlerin moleküleritelerinin farklı olduğu hâllerde, KC denge sabitinin bir birimi olması gerektiği aşikârdır. Ancak, 1 mol/L’lik derişimi standart olarak alıp diğer derişimleri onun katları gibi düşünerek KC denge sabitinin birimsiz olacağı sonucuna varılabilir ve termodinamik hesaplamalarda “ln KC” gibi terimlerin kullanıldığı hatırlanırsa, Kc’nin birimsiz olmasının zorunluluğu da anlaşılabilir. [!]
 3.2-3.4 Denge sabiti sadece molar derişim ve kısmî basınçlar ile ifade edilecektir. “Aktivite” kavramına girilmeyecektir. [!] 3.4 Heterojen denge reaksiyonlarına, CaCO3(k) CaO(k) + CO2 (g) CuSO4⋅ 5H2O (k) CuSO4 ⋅ 3 H2O(k) + 2 H2O(g) gibi örnekler verilebilir. Bu örnekler için denge sabitleri; KC = [CO2] ; Kp = PCO ve K'C = [H2O]2 ; K'p = P2H O şeklinde yazılabilir.
 3.5 Denge hesaplarında kısmî basınçlar kullanılmayacaktır.
 3.5 Denge hesaplamalarında tepkimeler ve veriler, üçüncü ve daha yüksek mertebe denklemleri gerektirmeyecek şekilde seçilecek, kök bulma işlemlerinde ihmal ve yaklaştırma gerektirmeyen verilerle çalışılacaktır. ??? 3.4 Denge ifadelerinde saf katıların ve sıvıların derişimleri yerine “1” yazılması, bu maddelerin derişimlerinin 1 birim olduğu yanılgısına yol açabilir. Gerçekte her saf maddenin derişimi 1’den farklı fakat sabittir ve sabit olan bu değerler, denge sabitine katılarak ifade basitleştirilmiştir. 2 2

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı 2. ÜĐTE: REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE ÜĐTE

KAZAIMLAR

REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE

4.

Kimyasal dengeyi etkileyen değişkenler ile ilgili olarak öğrenciler;

4.1. Le Chatelier (Lö Şatölye) ilkesini ifade eder. 4.2. Derişimlerdeki değişimlerin dengedeki tepkimelere etkisini denge ifadeleri üzerinden tartışır. 4.3. Sıcaklığın dengeye etkisini reaksiyon entalpisini kullanarak açıklar. 4.4. Gaz reaksiyonlarında kısmî basınçların ve toplam basıncın dengeye etkisini yorumlar. 4.5. Katalizörlerin denge üzerine etkisini tartışır.

↸: Sınıf-Okul Đçi Etkinlik

KOUU ĐŞLEĐŞ DERĐLĐĞĐ/ ETKĐLĐK ÖREKLERĐ ↸ Denge hâlindeki bir sistemi etkileyebilir (dengeyi bozabilir) dış etmenlerin neler olabileceği tartışmaya açılır. Bu tartışma sırasında, dengeye etki edecek faktörün, denge ifadesindeki büyüklüklerden herhangi birini veya daha fazlasını değiştiren faktör olması gerektiği sonucuna gidilir. Denge ifadesindeki derişimlerin, madde ilavesi/uzaklaştırılması ve basınç/hacim değişimi ile, K sabitinin ise sıcaklık ile değişebileceği vurgulanır. Bu etmenlerin etkilerini karşılamak üzere sistemin tepkisini özetleyen Le Chatelier ilkesi ifade edilir (4.1). ↸ Gerçek gaz tepkimesi örnekleri üzerinde, girenlerin ve ürünlerin derişimlerinin artması veya eksilmesi hâlinde, derişimler cinsinden yazılmış denge ifadesindeki kesrin değerinin (Q) nasıl değişeceği tartışılır. Q < KC ve Q > KC hâllerinde dengenin kurulması için sistemin hangi yönde net tepkime vereceği (tepkimenin hangi yöne kayacağı) sorgulanır. EK-2.3’de verilene benzer örnek renk değişim tepkimelerine ait denge ifadelerinde, seyrelmenin ve tek tek madde derişimlerindeki değişmenin dengeye etkisi gözlemlenir ve yorumlanır (4.2). ↸ Isı değişimlerinin yer aldığı denge ifadelerinde sisteme ısı verilmesi veya sistemden ısı alınması hâlinde dengenin hangi yöne kayacağı, Le Chatelier ilkesi temelinde irdelenir. Isı vermenin sıcaklık yükselmesi, ısı almanın sıcaklık düşmesi anlamına geldiği vurgulandıktan sonra sıcaklığın, denge ifadesindeki terimlerden hangisini değiştirdiği tartışılır. Endotermik ve ekzotermik tepkimelerde sıcaklık ile KC sabiti arasındaki nitel ilişki irdelenir. Örneğin, N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) + 91,5 kJ reaksiyonunda ısı miktarı bir denge bileşeni gibi kabul edilerek Le Chatelier ilkesi temelinde irdeleme yapılabilir (4.3). ↸ Amonyak sentezi gibi gaz tepkimelerinde gazların kısmî basınçlarının kaç türlü değişebileceği tartışılır. Gaz ekleme/uzaklaştırma ve hacim değiştirme süreçleri sonunda gaz kısmî basınçlarının, derişimlerinin ve sonuçta dengenin nasıl etkileneceği sorgulanır. Toplam basınç değiştiği hâlde tepkimede yer alan gazların kısmî basınçlarının değişmediği durumlara örnekler verilir. Çeşitli gaz reaksiyonlarının, Le Chatelier ilkesi kullanılarak muhtelif dış etkilere tepkisi anlamında örnekler alınarak nitel denge kayması irdelemeleri yapılır (4.4). ↸ Katalizörlerin dengeyi, dolayısı ile dengede yer alan bileşen miktarlarını değiştirmediğini, sadece dengeye ulaşma süresini azalttığını gösterir örnekler incelenir (4.5). ???: Kavram Yanılgısı

[!]: Uyarı


: Sınırlamalar

36

AÇIKLAMALAR [!] 4.1 Suyun erimesi, buharın yoğuşması gibi basit dengeler üzerinde, sıcaklık ve basınç değişimlerine sistemin tepkisi irdelenerek Le Chatelier ilkesinin fiziksel dengelere de uygulanabildiği vurgulanır.
 4.2 Derişimlerdeki değişmenin denge hâlindeki sisteme etkisi tartışılırken, ekleme anındaki Q değeri hesaplanıp KC ile karşılaştırılacak ve buradan dengenin kayış yönü irdelenecek, ancak yeni kurulan dengedeki derişimlerin hesabına girilmeyecektir.
 4.3-4.4 Sıcaklığın ve basıncın dengeye etkisi nitel anlamda irdelenecektir. ??? 4.3 Sıcaklık artışının ekzotermik ve endotermik tepkimelere denge etkisi zıt yönlerde iken, her iki yöndeki tepkime hızlarına etkisi artma yönünde olup artış oranları farklıdır. Denge sabiti hız sabitlerinin oranı olduğu için, her iki hız arttığı hâlde, örneğin ekzotermik bir tepkimede, denge sabiti küçülür. Sıcaklık yükselmesi/alçalması sonucu ekzotermik ve endotermik tepkimelerde hız ve denge irdelemelerinin aynı sonuca götüreceği yanılgısı, örnek tepkimeler üzerinden alıştırmalar yapılarak giderilmelidir. ??? 4.5 Katalizörün her iki yöndeki tepkime hızını aynı oranlarda artırması nedeniyle, hız sabitleri oranı değişmez. Dolayısıyla denge sabiti, sıcaklık sabit kaldığı sürece değişmez. “Hız sabiti değiştiğine göre denge sabiti de değişebilir” yanılgısı, sözü geçen oranın sabit kalabileceği düşünülmediği için ortaya çıkar ve bu yanılgı düzeltilmelidir. ??? 4.1-4.5 Le Chatelier ilkesi, dengedeki sistemlerin her dış etkiye bir tepki vereceği şeklinde yanlış yorumlanabilir. Örneğin, sabit sıcaklıkta ve kapalı bir kapta bir gaz fazı reaksiyonuna ait dengenin, ortama asal gaz basılarak bozulacağı yanılgısı çok yaygındır. “Denge hâlindeki sistemler, sadece denge ifadesini etkileyen etkenlere cevap verir.” genellemesi vurgulanıp örneklenerek bu yanılgı giderilebilir.

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı 2. ÜĐTE: REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE

REAKSĐYO HIZLARI VE KĐMYASAL DEGE

ÜĐTE

KOUU ĐŞLEĐŞ DERĐLĐĞĐ/ ETKĐLĐK ÖREKLERĐ

KAZAIMLAR 5.

Kimyasal tepkimelerde ürün verimi ile ilgili olarak öğrenciler;

5.1. Tepkimelerde girenlerin ürüne dönüşümünün tam olmayışının nedenlerini sorgular. 5.2. Tepkime denklemleri temelinde % verim hesapları yapar.

↸: Sınıf-Okul Đçi Etkinlik

AÇIKLAMALAR
5.1; 5.2 Verim hesapları yapılırken kimya 10. sınıf 1. ünitede işlenen mol ve mol kütlesi kavramları hatırlatılır.

↸ Aynı şartlarda iki reaksiyonun birbiriyle yarıştığı ve denge tepkimesi olduğu için tamamlanmayan kimyasal olay örnekleri incelenir ve bu örneklerde ürün veriminin anlamı irdelendikten sonra, % 100 verime neden ulaşılamayacağı sorgulanır. Çeşitli endüstriyel ürünlerin elde ediliş verimleri ile ilgili problemler çözülür. Verimin %100 olmayışının ürün maliyetlerine yansıması tartışılır (5.1; 5.2).


: Ders Đçi Đlişkilendirme


: Sınırlamalar

???: Kavram Yanılgısı

37

??? 5.1 Reaksiyon verimlerinin %100’den düşük olmasını sadece denge kavramıyla ilişkilendirme yaygın bir yanılgıdır. Birden çok reaksiyonun birbiriyle yarışması ve birden çok ürünün oluşması olasılığı, örnekler üzerinden işlenmelidir.
 5.2 Verim hesaplamalarında molarite ve çözelti hacmi gerektiren problemler burada ele alınmayacak, “Çözeltilerde Denge” konusuna ertelenecektir.

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı D. Önerilen Öğretim ve Değerlendirme Örnekleri :1

Örnek Değerlendirme

Đlgili Olduğu Kazanımlar : 1.1; 1.2 Yaygın bir şeker olan sakkaroz (C12H22O11) seyreltik asit çözeltileri ile reaksiyona girerek yine basit şekerler olan glikoz ve fruktoza dönüşür. Her iki şekerin formülü de C6H12O6’dır. Ancak molekül yapıları farklıdır. Söz konusu bu reaksiyon; H+

C12H22O11(aq) + H2O(s) → C6H12O6(aq)

+

C6H12O6(aq)

olarak veriliyor. Bu reaksiyonun hızı 23°C’da ve 0,5 M HCl’de incelenmiş ve tabloda verilen zaman- derişim değerleri elde edilmiştir. Sakkarozun derişimine bağlı olarak; a) Her ölçüm aralığı için reaksiyonun ortalama hız değerlerini b) Sakkaroz’un (C12H22O11 ) derişimine bağlı olarak reaksiyon mertebesini bulup tabloya yazınız.

ZAMA (dakika)

[C12H22O11] (M)

0

0,316

39

0,274

80

0,238

140

0,190

210

0,146

ORTALAMA HIZ DEĞERĐ

38

REAKSĐYO MERTEBESĐ

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı Örnek Değerlendirme :2 Đlgili Olduğu Kazanımlar : 2.1; 3.2; 3.5; 4.3; 4.4

1. Belli bir sıcaklıkta bir reaksiyon kabında 2,00 mol H2(g) ve 2,00 mol I2(g) etkileştirildiğinde dengede 3,50 mol HI meydana geliyor. Bu bilgileri kullanarak, H2(g) + I2(g) → 2HI(g) reaksiyonu için K, denge sabitini hesaplayınız. 2.

N2O4(g) 2NO2(g) reaksiyonu için 25 °C’da denge sabiti, 6,0 x 10-3 olduğuna göre; NO2(g) 1/2 N2O4(g) reaksiyonu için denge sabitini bulunuz.

3. 25 °C’da, H2(g) + I2(g) 2HI(g) reaksiyonu için denge sabiti, K= 85 ve denge karışımındaki derişimler; [HI] = 1,6 x 10-2 mol/ L [H2] = 1,2 x 10-1 mol/L olarak verildiğine göre, dengede [I2] nedir? 4. 273 °C’da gerçekleşen 2NO(g) + Br2(g) → 2NOBr(g) reaksiyonu için NO ve bromun farklı derişimleri ile 4 ayrı deney yapılmıştır. Deneylerde elde edilen veriler aşağıdaki tabloda verilmiştir.

a) b) c) d) e) 5.

Deney

[O] (M)

[Br2] (M)

1 2 3 4

0,10 0,10 0,20 0,30

0,10 0,20 0,10 0,10

OBr’nin oluşum hızı (M/s) 12 24 48 108

Bu verileri kullanarak; Reaksiyonun hız denklemini bulunuz. k, hız sabitinin değerini hesaplayınız. NOBr’nin oluşum hızı ile Br2’un tüketim hızı arasındaki ilişkiyi irdeleyiniz. [NO] = 0,15 M ve [Br2] = 0, 25 M alınırsa NOBr’nin oluşum hızı ne olur? [NO] = 0,075 M ve [Br2] = 0,185 M alınırsa Br2’un tüketim hızı ne olur?

H2(g) +Cl2(g) 2HCl(g) + enerji Reaksiyonu için; a) Sıcaklık azaltıldığında reaksiyona girenler ve ürün derişimi nasıl değişir? Tartışınız. b) Basınç azaltıldığında denge nasıl etkilenir? Tartışınız.

39

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı

EK-2.1 Đlgili Olduğu Kazanımlar : 2.4; 2.5

AKTĐVASYO EERJĐSĐ

Amaç : Bir tepkimenin başlaması için bir eşik enerjisinin aşılması gerektiği ve istemli de olsa bazı reaksiyonların oda sıcaklığında kendiliğinden neden gerçekleşmediği tartışılacaktır. Đstemlilik ile reaksiyon hızı arasındaki ilişki, bu örnek tepkimenin potansiyel enerji diyagramı üzerinde irdelenecektir.

Araç-Gereç 1. 2. 3. 4. 5. 6.

2 cm x 20 cm deney tüpü; 1 adet Destek çubuğu; 1 adet Đkili bağlama parçası; 1 adet Bunzen kıskacı; 1 adet Bunzen beki (veya başka bir ısıtıcı kaynak); 1 adet Amonyum dikromat [(NH4)2Cr2O7]; 5 g

Deneyin Yapılışı • Birkaç gram katı amonyum dikromat konmuş bir tüp bir destek çubuğu vasıtasıyla yatay ile 15-20o’lik bir açı yapacak şekilde sabitlenir. • Bek alevi, tüpteki bileşiğin üst bölgesine yaklaştırılarak ısıtılır. • Bu bölgede kırmızı dikromat bileşiği yeşile dönmeye başlayınca alev çekilir. • Şiddetli bir alevlenme başlar ve tüpün dip kısmına doğru ilerleyerek tüm kütlenin kimyasal reaksiyona girmesini sağlar. • Reaksiyon sonucunda hacimli yeşil bir kütle oluşur. (NH4)2Cr2O7 (k) → N2(g) + Cr2O3(k) + 4 H2O(g) ∆H= − 315 kJ/mol Kırmızı

Yeşil

ot: Rengin tamamen zeytin yeşiline dönmesi reaksiyonun tamamlandığını gösterir.

40

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı

Değerlendirme: Đncelenen tepkimeye ilişkin aktifleşme enerjisini ve reaksiyon entalpisini, aşağıdaki grafik üzerinde irdeleyiniz.

41

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı

EK-2.2 Đlgili Olduğu Kazanımlar : 2.8

HOMOJE FAZ KATALĐZÖRLERĐ

Amaç : Bir homojen katalizörün tepkimeyi hızlandırmasını gözlemlemek; hız değişiminin katalizör konsantrasyonu ile değişip değişmediğini belirlemek. Đlke : Asidik ortamda H2O2 ile I− iyonu arasındaki I2 oluşum tepkimesi, nişasta ile I2’un oluşturduğu renklenmeden yararlanılarak görünürleştirilir. H2O2 + 2I− + 2 H+

I2 + 2 H2O

Bu tepkimenin gerçekleştiği ortama Fe2+ iyonu eklenirse, yukarıdaki tepkimeden daha hızlı yürüyen iki basamaklı bir seri tepkime hakim olur. 2 Fe2+ + H2O2 + 2 H+ 2 Fe3+ + 2 I−

2 Fe3+ + 2 H2O 2 Fe2+ + I2

Bu tepkimeler taraf tarafa toplanırsa ilk tepkime denkleminin aynısı ele geçer. Başka bir deyişle Fe2+ iyonu, tepkime sonunda değişmeden kalmakta, yani bir katalizör rolü üstlenmektedir. ot: Nişasta çözeltisi, mikroorganizma üremesine çok elverişli olduğu için birkaç gün içinde bozunup kullanılmaz hâle gelir. En iyisi deneyden hemen önce taze hazırlamak ve o gün kullanmaktır. Suda çözünmüş nişasta, bu tepkimede yer almamakla birlikte, açığa çıkan iyot ile mavi renkli bir kompleks oluşturduğu için, gözlemi kolaylaştırıcı olarak gereklidir. Tepkimeye girmemiş olsa bile, oluşan renk şiddeti nişasta derişimine bağlı olduğu için, her ortama aynı hacimde nişasta çözeltisi koymak önemlidir. Kullanılan nişastanın kaynağına bağlı olarak, oluşan renk, mavi-kahverengi arasında değişebilir.

42

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı

Araç-Gereç: 1. Deney tüpü; büyük boy, 2 adet 2. Beherglas; 150 mL’lik, 3 adet 3. Dereceli silindir; 100 mL’lik, 1 adet 4. Pipet; taksimatlı; 10 mL’lik, 1 adet 5. Damlalık 6. KI çözeltisi; yaklaşık %5 lik; 50 mL 7. H2O2 çözeltisi; yaklaşık %1 lik; 50 mL 8. FeSO4 çözeltisi; yaklaşık 0,01 M; 25 mL (deney öncesinde hazırlanmalı) 9. Nişasta çözeltisi; taze hazırlanmış; 20 mL 10. H2SO4 çözeltisi; yaklaşık 0,01 M; 50 mL

Deneyin Yapılışı: • Su ile 4/5 oranında doldurulmuş 150 mL’lik iki beherin her birine, eşit hacimlerde olmak kaydıyla, 2-3 mL KI çözeltisi konulur. • Karışım 1’er mL seyreltik sülfürik asit ile asitlendirilir. • Bu karışımlara, eşit hacimlerde, 2,0 mL taze hazırlanmış nişasta çözeltisi ilave edilir. • Her iki karışıma 2,0 mL seyreltik H2O2 çözeltisi konup karıştırıldıktan hemen sonra beherlerden birine 1-2 damla FeSO4 çözeltisi eklenir. • Renk oluşumunun hangi beherde daha erken gerçekleştiği gözlemlenip kaydedilir. • Bu gözlem bittikten sonra, beherlere farklı hacimlerde FeSO4 eklemek kaydıyla, deney tekrarlanır; Fe2+ derişiminin tepkime hızını nasıl etkilediği tartışılır.

43

Kimya Dersi 11.Sınıf Öğretim Programı

EK-2.3 Đlgili Olduğu Kazanımlar : 4.2

KĐMYASAL DEGE

Amaç : Denge reaksiyonlarında girenlerin ve ürünlerin konsantrasyonlarının denge üzerine etkisinin tartışılacak ve Fe3+ + SCN−

FeSCN2+

tepkimesine ilişkin, [FeSCN2+] [Fe3+].[SCN-]

eşitliği temelinde seyrelmenin denge üzerine etkisi sayısal örneklerle açıklanacaktır.

Araç-Gereç: 1. 2. 3. 4. 5. 6.

Deney tüpü; büyük boy, 3 adet Beher; 400 mL’lik, 1 adet Dereceli silindir; 100 mL’lik, 1 adet NH4SCN çözeltisi; yaklaşık 0,3 M, 50 mL FeCl3 çözeltisi; yaklaşık 0,1 M, 50 mL HCl çözeltisi; yaklaşık 0,05 M

Deneyin Yapılışı • 5 mL demir (III) klorür çözeltisi ile 5 mL amonyum tiyosiyanat çözeltisi deney tüpüne konup üzerine 1-2 mL seyreltik hidroklorik asit katılır. Koyu kırmızı renkte demir (III) tiyosiyanat meydana gelir. • Deney tüpündeki reaksiyon karışımı 400 mL’lik bir beher içine dökülüp koyu kırmızı renk soğan kabuğu rengine dönüşünceye kadar su ile seyreltilir. • Renk değişiminin sebebi tartışılır. • Daha sonra iki deney tüpünün her birine bu seyreltik çözeltiden 5‘er mL kadar alınır. • Tüplerden birine NH4SCN diğerine FeCl3 çözeltisi katılır. • Her iki tüpteki renk değişimi gözlemlenip karşılaştırılır ve sonuç yorumlanır.

44