Gazlar ve Termodinamik

Gaz Yasaları

• Boyle-Mariotte: Sabit n ve T'de P·V = sabit (basınç ile hacim ters orantılı).
• Charles: Sabit n ve P'de V/T = sabit (mutlak sıcaklık).
• Gay-Lussac: Sabit n ve V'de P/T = sabit.
• Avogadro: Sabit P ve T'de V/n = sabit.
• İdeal gaz denklemi: PV = nRT (R = 0,082 L·atm/mol·K = 8,314 J/mol·K). Gaz yoğunluğu d = PM/(RT); molar kütle M = dRT/P.
• Dalton kısmi basınçlar yasası: P_toplam = ΣPᵢ; Pᵢ = Xᵢ·P_toplam (X: mol kesri). Su üzerinde toplanan gazın basıncı P_gaz = P_toplam − P_su buharı.
• Graham difüzyon (efüzyon) yasası: r₁/r₂ = √(M₂/M₁); hafif gazlar daha hızlı yayılır.
• Kinetik molekül kuramı: Gaz tanecikleri arasında çekim yoktur, hacimleri ihmal edilir, çarpışmalar esnektir; ortalama kinetik enerji mutlak sıcaklıkla orantılıdır (E_k = (3/2)RT/N_A). v_rms = √(3RT/M).
• Gerçek gazlar: Yüksek basınç ve düşük sıcaklıkta ideallikten sapar. Van der Waals denklemi: (P + a·n²/V²)(V − n·b) = nRT; a molekül arası çekimi, b molekül hacmini düzeltir. Kritik sıcaklığın üstünde gaz basınçla sıvılaştırılamaz.

Termokimya

• Entalpi (H): Sabit basınçta alınan/verilen ısı ΔH = q_p. Ekzotermik tepkimede ΔH < 0, endotermik tepkimede ΔH > 0.
• Standart oluşum entalpisi (ΔH°_f): 1 mol bileşiğin standart koşullarda (25 °C, 1 atm/1 bar) elementlerinden oluşma entalpisi; elementlerin en kararlı hâlleri için sıfırdır (O₂(g), C(grafit)).
• ΔH°_tepkime = ΣΔH°_f(ürünler) − ΣΔH°_f(girenler).
• Hess yasası: Tepkime entalpisi yoldan bağımsızdır; tepkimeler toplanınca entalpileri de toplanır; tepkime ters çevrilince işaret değişir, katsayıyla çarpılınca ΔH de çarpılır.
• Bağ enerjileri ile: ΔH = Σ(kırılan bağ enerjileri) − Σ(oluşan bağ enerjileri).
• Kalorimetri: q = m·c·ΔT; bomba kalorimetresinde sabit hacimde ΔU ölçülür. Isı sığası C = m·c.

Kimyasal Termodinamik

• Birinci yasa: ΔU = q + w (kimyada genellikle w sisteme yapılan iş; w = −PΔV). ΔH = ΔU + Δn_gaz·RT.
• Entropi (S): Düzensizlik ve olası mikrodurum sayısının ölçüsü. Katı < sıvı < gaz; gaz mol sayısı artan tepkimelerde, çözünmede ve sıcaklık artışında entropi artar. ΔS°_tepkime = ΣS°(ürünler) − ΣS°(girenler). Üçüncü yasaya göre mükemmel kristalin entropisi 0 K'de sıfırdır; standart entropiler mutlak değerdir.
• İkinci yasa: İstemli süreçte evrenin entropisi artar: ΔS_evren = ΔS_sistem + ΔS_çevre > 0; ΔS_çevre = −ΔH_sistem/T.
• Gibbs serbest enerjisi: ΔG = ΔH − TΔS. ΔG < 0 istemli, ΔG > 0 istemsiz, ΔG = 0 denge.
  • ΔH < 0, ΔS > 0: her sıcaklıkta istemli.
  • ΔH > 0, ΔS < 0: hiçbir sıcaklıkta istemli değil.
  • ΔH < 0, ΔS < 0: düşük sıcaklıkta istemli.
  • ΔH > 0, ΔS > 0: yüksek sıcaklıkta istemli (T > ΔH/ΔS).
• ΔG ile denge ve elektrokimya ilişkisi: ΔG° = −RT ln K; ΔG = ΔG° + RT ln Q; ΔG° = −nFE°.
• İstemlilik tepkimenin hızı hakkında bilgi vermez (elmasın grafite dönüşümü istemli ama çok yavaştır); hız kinetiğin konusudur.

Hâl Değişimleri ve Faz Diyagramları

Buhar basıncı sıcaklıkla artar; buhar basıncı dış basınca eşit olunca kaynama gerçekleşir. Clausius-Clapeyron denklemi: ln(P₂/P₁) = (ΔH_buh/R)(1/T₁ − 1/T₂). Faz diyagramı: Üçlü nokta (üç fazın dengede olduğu nokta), kritik nokta; suyun katı-sıvı denge çizgisinin negatif eğimli olması (basınç artınca erime noktası düşer). CO₂'nin üçlü noktası 1 atm'nin üstünde olduğundan kuru buz süblimleşir.