Kimyasal reaktiflik

Kimyasal reaktiflik , bir reaksiyonun meydana gelme eğilimiyle ilişkilidir. Kimyasal tepkimelerin gerçekleşmesini belirleyen faktörler termodinamik düzeyinde incelenir. Termodinamik olarak bir reaksiyon eğer tepkimenin ürünleri reaktanlara kıyasla daha düşük serbest enerji düzeyinde ise gerçekleşir. Diğer taraftan Reaktiflik ise genel olarak bir maddenin kimyasal değişikliklere ya da kimyasal tepkimelere girme eğilimine denir. Elementlerin atomik yapısı ve elektronlarının dizilişi elementlerin ve oluşturdukları moleküllerin reaktifliğinde önemli rol oynar. [ 1 ] Soygazların örneğin kimyasal olarak çok az reaktiflik gösterdiği belirtilir. [ 2 ] Dolayısıyla kimyasal bileşik oluşturmaları zordur. [ 3 ] Bu durum soygazların tam dolu olan en dış elektron kabuğundan (valance kabuğu) dolayıdır. [ 4 ] Kimyasal denge , asit ve baz kimyası, elektron aktarımı tepkimesi ve entropi gibi konular kimyasal reaktifliğin temel kavramlarıdır.

Kimyasal Reaktiflik-Temel Kavramlar Kimyasal denge, asit ve baz kimyası, oksidasyon (yükseltgenme) ve redüksiyon (indirgenme) tepkimeleri kimyasal reaktifliğin anlaşılmasında önem teşkil ederken, entropi, entalpi ve Gibbs serbest enerjisi gibi kavramlar bir kimyasal reaksiyonun gerçekleşme eğiliminin dolayısıyla kimyasal reaktiflik kavramının açıklanmasında belirleyici rol oynar. Kimyasal Denge Ana madde: Kimyasal denge 6-metilpentasen ve 6-metilen-6,13-dihidropentasen arasındaki kimyasal dengenin sembolik gösterimi Soldaki resim 6-metilpentasen ve 6-metilen-6,13-dihidropentasen arasında gerçekleşmiş olan kimyasal bir tepkimenin denge durumunu göstermektedir. Kimyasal denge bir kimyasal reaksiyonda tepkimeye giren ve tepkime sonucu oluşan maddelerin derişimlerinde yeterli bir zaman diliminde değişme olmadığı zaman oluşan durumu adlandırmak için kullanılır. [ 5 ] Eğer bu durum ileri tepkime ve geri tepkimenin hızlarının birbirine eşit olması sonucu gerçekleşiyorsa bu durum dinamik kimyasal denge olarak adlandırılır. [ 6 ] İki farklı maddenin Zaman-Konsantrasyon grafiği (denge durumunda) Kimyasal denge genel olarak aşağıdaki gibi ifade edilebilir; a A + b B ↔ c C + d D {\displaystyle aA+bB\leftrightarrow cC+dD} Burada ; a,b,c ve d katsayılar, A ve B reaktanlar , C ve D tepkime sonucu çıkan ürünler ve iki yönü de işaret eden ok da tepkimenin iki yönde de ilerlediğini ifade etmek için kullanılmaktadır. Sistemler kimyasal ya da fiziksel tabiyatlı olsun dengeye ulaşma eğilimi gösterirler. Hiçbir kimyasal reaksiyon kendiliğinden kimyasal dengeden uzaklaşma eğilimi gösteremez. [ 7 ] Dolayısıyla dengeye ulaşmış bir reaksiyonun devam edebilmesi için dışarıdan müdahale edilmeye ihtiyacı vardır. [ 8 ] Kimyasal Denge Sabiti Ana madde: Kimyasal denge sabiti Denge durumundaki kimyasal bir tepkime aşağıdaki gibi verilebir; α A + β B . . . ⇌ ρ R + σ S . . . {\displaystyle \alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \rho R+\sigma S...} Termodinamik denge sabiti [ 9 ] [ 10 ] K ⊖ = { R } ρ { S } σ . . . { A } α { B } β . . . {\displaystyle K^{\ominus }={\frac {{\{R\}}^{\rho }{\{S\}}^{\sigma }...}{{\{A\}}^{\alpha }{\{B\}}^{\beta }...}}} şeklinde tanımlanabilir Gibbs serbest enerjisi bakımından denge sabiti ; K c = [ R ] ρ [ S ] σ . . . [ A ] α [ B ] β . . . {\displaystyle K_{c}={\frac {{[R]}^{\rho }{[S]}^{\sigma }...}{{[A]}^{\alpha }{[B]}^{\beta }...}}} şeklinde tanımlanır. Asit ve Baz Kimyası Asit baz reaksiyonu basitce bir asitle bir baz arasında gerçekleşen reaksionları adlandırmak için kullanılır. Bu reaksiyonların mekanizmaları göze alındığında birçok farklı tanımlama mevcuttur. Asit ve bazlarla ilgili ilk kapsamlı bilimsel tanımlama Fransız kimyager Antoine Lavoisier tarafından sağlanmıştır. [ 11 ] Asit Ana madde: Asit Çeşitli Asitler ve kimyasal Gösterim Şekilleri. Genel Karboksil Asit Gösterimi Benzoik Asit Kare Asit Hidrofosforik Asit Pivalik Asit Asitin farklı şekillerde tanımlanması mümkündür. Bu tanımların bazıları; Arrhenius tanımına göre asit suda çözüldüğünde hidrojen iyonunun (H 3 O + )konsantrasyonunu artıran maddedir. [ 12 ] H 2 O( l ) + H 2 O( l ) H 3 O + ( aq ) + OH − ( aq ) Bronsted-Lowry tanımına göre asit proton (H + ) bırakan maddelere denir. [ 13 ] Lewis tanımına göre asit, H+ iyonu gibi, çözeltiden elektron eksilten maddelere denir. [ 14 ] Asitlerin genel özellikleri şöyle sıralanabilir; Ekşimsi bir tada sahiptirler Bazlarla nötralizasyon reaksiyonuna girerler Aktif metallerle korrazyon reaksiyonuna girerler [ 15 ] Baz Ana madde: Baz Çeşitli Bazlar ve kimyasal Gösterim Şekilleri. Sodyum Hidroksit Amonyak Metilamin Bazlarında asitler gibi farklı tanımları mevcuttur. Arrhenius Bazları suda çözüldüğünde OH - iyonlarının konsantrasyonunu artıran bileşiklere denilmektedir. NaOH (aq) ↔ {\displaystyle \leftrightarrow } Na (aq) + +OH (aq) - Bronsted-Lowry tanımına göre bazlar çözeltiden proton azaltan moleküllerdir. HCl (aq) +NH 3 (aq) ↔ {\displaystyle \leftrightarrow } NH 4 + +Cl - Bu tanımlamaya göre hidroklorik asit (HCl) amonyağa (NH 3 ) bir proton verdiği için Bronsted-Lowry asidi diğer taraftan amonyak ise proton eksiltiği için Bronsted-Lowry bazıdır. Lewis Teorisine göre ise bazlar electron veren maddelerdir. Diğer tanımlardan farklı olarak sadece elektron alışverişi üzerine kurulmuş bir tanımlamadır. [ 16 ] NH 3 +BF 3 ↔ {\displaystyle \leftrightarrow } H 3 NBF 3 Bu reaksiyon amonyak ve bor triflorür arasındadır. Hidrojen atomu transferi söz konusu olmadığından dolayı, bu örnek reaksiyon Lewis asit-baz reaksiyonudur. Asit ve Baz Reaksiyonları Farklı derişimlerde Metil çözeltisi Asitlik bazlık değerine göre renk değişimi gözlemi en sol asidik Orta: nötral Sağ Bazik Hidroklorik asit ve sodyum hidroksit 'in tepkimesi kuvvetli asit-baz reaksiyonlarına en temel örnektir. Öte yandan sitrik asit ve bikarbonate iyonu kimyasal tepkimesi zayıf asit-baz reaksiyonuna örnektir. Genel olarak 4 çeşit asit baz reaksiyonu vardır. a) Kuvvetli Asit Kuvvetli Baz reaksiyonu Kuvvetli asitle kuvvetli baz arasında gerçekleşen reaksiyondur. HCl ve NaOH sırasıyla kuvvetli asit ve bazdır dolayısıyla birlikte girecekleri tepkimede kuvvetli asit kuvvetli baz reaksiyonudur. [ 17 ] HCl(aq) + NaOH(aq) ↔ {\displaystyle \leftrightarrow } H2O(l) + NaCl(aq) HCl ve NaOH tümüyle iyonlaştıkları için yukarıdaki tepkime yeniden aşağıdaki gibi yazılabilir; H + (aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) + OH - (aq) ↔ {\displaystyle \leftrightarrow } H2O(l) + Na + (aq) + Cl - (aq) b) Zayıf Asit Kuvvetli Baz reaksiyonu Zayıf bir asitle kuvvetli bir baz arasındaki tepkimedir. Zayıf asitler suda iyonlarına az miktarda çözünürler. Zayıf asit güçlü bazla tepkimeye girdiğinde zayıf asitten gelen H + iyonu kuvvetli bazdan gelen OH - iyonuna transfer olur bunun sonucunda da su ve tuz oluşumu gerçekleşir. Bununla birlikte bu tepkimelerden oluşan tuz genellikle suda çözünebilme özelliğine sahiptir. HCO 2 H(aq) + OH - (aq) ↔ {\displaystyle \leftrightarrow } H2O(ℓ) + HCO 2 - (aq) c) Kuvvetli Asit Zayıf Baz reaksiyonu Kuvvetli asit zayıf baz reaksiyonuna HCl ve NH 3 'ün tepkimesi verilebilir. H 3 O+(aq) + N 3 (aq) (aq) ↔ {\displaystyle \leftrightarrow } H2O(ℓ) + NH 4 + (aq) d) Zayıf Asit Zayıf Baz reaksiyonu Asetik asit ve ammonia'nın reaksiyonu buna örnektir. CH 3 CO 2 H(aq) + NH 3 (aq) ↔ {\displaystyle \leftrightarrow } NH 4 + (aq)+CH 3 CO 2 - Entropi Ana madde: Entropi Düzensizliğin kendiliğinden gelişimi Entropi bir sistemin ısı enerjisini mekanik enerjiye dönüştürememesine yetkinliğinin bir ölçüsüdür, sıklıkla bir sistemin düzensizliğinin ve raslantısallığının derecesi olarak da algılanmaktadır. [ 18 ] Bir kimyasal reaksiyonun gerçekleşmesinde entropi entalpi ile belirleyicidir. [ 19 ] Genel olarak gerçekleşmesi durumunda bir tepkime eğer sistemin entropisini artıracak yöndeyse o tepkime gerçekleşmeye eğilimlidir denir. Diğer taraftan gerçekleşmesi durumunda bir tepkime eğer egzotermik ise diğer bir deyişle entalpi azalırsa o tepkime gerçekleşmeye eğilimlidir denir. [ 20 ] Sıcak bir metal soğuk su içine konulduğunda soğumaya başlamasının kendiliğinden (sisteme dış bir müdahale yapılmadan) gerçekleşmesi entalpi eğilimli fiziksel tepkimeye örnektir. Entropi eğilimli tepkimelere ise aşağıdaki örnekler verilebilir; Maddenin katı halden sıvı hale geçmesi Gazların daha geniş bir hacme yayılması Mol sayısını artıran kimyasal reaksiyonlar Bu örneklerin hepsinde entropide artış gözlenir. Entropi "S" harfi ile gösterilir. Bir kimyasal tepkimenin entropisindeki değişiklik; Δ r S° = Σ n S°(ürünler) − Σ n S°(reactants) formülü ile ifade edilir. Bir reaksiyonun kendiliğinden gelişebilmesi için sistemin ve çevresinin entropisinin toplamında artış gözlenmesi gerekmektedir ( Termodinamiğin 2. kanunu ). [ 21 ] Aşağıdaki gibi ifade edilir; ΔS°(evren) = ΔS°(sistem) + ΔS°(çevre) Standard koşullarda bir tepkimenin kendiliğinden gerçekleşebilmesinin tahmini Entalpi (ΔH°) Entropi (ΔS°) Kendiliğinden gerçekleşmesi Egzotermik >0 ΔS°(evren) > 0 (her koşulda gerçekleşir) Egzotermik <0 ΔS° ve ΔH° in farkına bağlıdır (düşük sicaklıklarda gerçekleşir). Endotermik <0 ΔS°(evren) < 0. (Kendiliğinden gerçekleşemez). Gibbs Enerjisi Ana madde: Gibbs Serbest Enerjisi J.W: Gibbs Gibbs serbest enerjisi 1870'li yıllarda Josiah Willard Gibbs tarafından bir sürecin sabit bir basınç ve sıcaklık koşullarında kendiliğinden gerçekleşip gerçekleşemeyeceğini tahmin etmek amacıyla tanımlanmıştır. [ 22 ] Gibbs enerjisi(G) iş yapabilme enerjisine dönüşebilecek kimyasal reaksiyon enerjisiyle ilgilidir. Bir sistemin Gibbs enerjisi sistemin entalpisi(H), sistemin entropisi(S) ve sicaklığının (T) bir işlevidir . [ 23 ] Matematiksel olarak Gibbs enerjisi aşağıdaki gibi ifade edilir; G=H-TS Gibbs enerjisindeki değişim; ΔG = ΔH − TΔS Standart koşullarda Gibbs enerjisindeki değişim; ΔG° = ΔH° − TΔS° eşitliğiyle ifade edilir. [ 24 ] Bir reaksiyonun Gibbs enerjisi; ΔrG° şeklinde ifade edilir. Gibbs serbest enerjisi entropi ve entalpinin bir fonksiyonu olduğundan dolayı bir reaksiyonun kendiliğinden gelişip gelişemeyeceği hakkında bilgi içerir. Eğer bir reaksiyonun Gibbs serbest enerjisi < 0 ise o reaksiyon kendiliğinden gerçekleşir. Diğer taraftan eğer tepkimenin Gibbs serbest enerjisi sıfırdan büyük ise o reaksiyonun gerçekleşmesi için dış müdahale gereklidir. Gibbs serbest enerjisinin sıfıra eşit olduğu durum ise kimyasal denge durumunu belirtmektedir. Standard koşullarda bir tepkimenin kendiliğinden gerçekleşebilmesinin tahmini ΔrG° Kendiliğinden gerçekleşmesi ΔrG° < 0 Reaksiyon kendiliğinden gerçekleşir (standard koşullarda) ΔrG° = 0 Reaksiyon dengededir (standard koşullarda) ΔrG° > 0 Reaksiyon kendiliğinden gerçekleşmez (standard koşullarda) Elektron Transfer Reaksiyonları Ana madde: Elektron transfer reaksiyonları Elektron transferi, Li ve F arasında Bir bakır parçasının gümüş nitrat sulu çözeltisine eklendiğinde meydana gelen reaksiyon elektron transfer reaksiyonlarına basit bir örnektir. Bu örnekte oluşan reaksiyon Cu(s) + 2 Ag + (aq) → Cu2 + (aq) + 2 Ag(s) şeklinde ifade edilir. Bakır (Cu)'dan gelen elektronların gümüş(Ag)'e geçmesiyle elektron transfer reaksiyonu gerçekleşmiş olur. Bakır ve gümüş iyonları direkt temas halinde olduklarında bu reaksiyon sonucu ısı üretilir. Eğer doğrudan değil de basit bir elektrik devresi vasıtasıyla temas halinde olurlarsa elektron transferi reaksiyonu neticesinde elektrik üretilmiş olur. Bu çeşit kendiliğinden gelişen kimyasal tepkimelerden oluşan enerjiyi elektrik üretmede kullanan aletlere Galvanik ya da Voltaik cell denir. [ 25 ] Oksidasyon-Azaltma (Redoks) Reaksiyonu Ana madde: Oksidasyon Mineral Oksidasyonu Redoks reaksiyonları ya da oksidasyon-azalma tepkimeleri asit-baz reaksiyonlarına benzemektedir ve temelde bir elektron transfer reaksiyonudur. Oksidasyon ve azaltma reaksiyonu birlikte gerçekleşir. Oksidasyon elektron kaybını, diğer taraftan azaltma elektron kazanımını ifade etmektedir. [ 26 ] Tüm elektron transfer tepkimelerinin genel özellikleri Bir reaktan okside olur, bir reaktant azaltılır, Oksidasyon ve azaltma dengede bir şekilde ilerlemek zorundadır, Okside eden madde azalır, Azaltan madde okside olur şeklinde sıralanabilinir. Cu(s)+2Ag + (aq)→ Cu 2+ (aq)+2 Ag(s) Reaksiyonunda Cu okside olmuştur dolayısıyla azaltan maddedir. Diğer taraftan Ag azaltılmıştır dolayısıyla okside edici maddedir.