تفاعلات الطاقة والكيمياء

الجميع تفاعل كيميائي تحمل معه أ تغيير في الطاقة، بسبب تحول المواد التي تشارك فيه. يمكن أن تتجلى الطاقة بطرق مختلفة:

• حار
• الطاقة الداخلية
• طاقة التفعيل

الحرارة في التفاعلات الكيميائية

ال جزيئات المركبات الكيميائية يتم تشكيلها من قبل الروابط التي تحمل طاقة متضمنًا ، والذي يجمع الذرات معًا عندما يحدث تفاعل كيميائي ، تخضع الجزيئات المشاركة لـ كسر بعض هذه الروابط التي تسبب تباينًا في الطاقة. يظهر عادة كتغير في الحرارة.

ال الحار في التفاعلات الكيميائية يتم قياسه بواسطة المحتوى الحراري (H)، وهي كمية ديناميكية حرارية تصف التغيرات الحرارية الناتجة عن ضغط ثابت. يقاس بالسعرات الحرارية لكل مول (كال / مول)، وتحسب لكل مركب في التفاعل بالصيغة التالية:

ΔH = mCpΔT

أين:

ΔH: التغيير في المحتوى الحراري للمادة

م: كتلة المادة المشاركة في التفاعل

Cp: ​​حرارة نوعية عند ضغط ثابت للمادة

ΔT: تغير درجة الحرارة في التفاعل

إذا شاركوا في التفاعل الكيميائي العناصر ، يعتبر المحتوى الحراري الخاص بهم 0 لأنه لم يتم استثمار أي طاقة في تشكيلها.

للحصول على رد فعل كامل ، يكون شكله:

2 أ + ب -> 3 ج + د

سينتج المحتوى الحراري من إجراء عملية طرح:

المحتوى الحراري للتفاعل = المحتوى الحراري للمنتجات - المحتوى الحراري للمواد المتفاعلة

ΔH_تفاعل = ΔH (3C + D) - H (2A + B)

كل من المحتوى الحراري سيحمل المعامل التي تعمل بها المادة في التفاعل (عدد الشامات. بالنسبة لـ A ، في هذه الحالة ، تكون 2 ، وسوف تضرب قيمة المحتوى الحراري الخاص بها.

على سبيل المثال ، بالنسبة لتفاعل احتراق البروبان:

ج₃ح₈(ز) + 5 س₂(ز) -> 3CO₂(ز) + 4 ح₂يا (ل)

ΔHج₃ح₈ = -24820 كالوري / مول

ΔHأو₂ = 0 كالوري / مول

ΔHكو₂ = -94050 كالوري / مول

ΔHح₂O = -68320 كالوري / مول

المحتوى الحراري للتفاعل = المحتوى الحراري للمنتجات - المحتوى الحراري للمواد المتفاعلة

ΔH_تفاعل = [3 (-94050 كالوري / مول) + 4 (-68320 كالوري / مول)] - [-24820 كالوري / مول + 5 (0)]

ΔH_تفاعل = [-282150 + (-273280)] – (-24820)

ΔH_تفاعل = -555430 + 24820

ΔH_تفاعل = -530610 كالوري / مول

أنواع التفاعلات الكيميائية حسب الحرارة

سيتم تصنيف التفاعلات الكيميائية إلى نوعين وفقًا لدرجة الحرارة المتضمنة فيها:

• تفاعلات طاردة للحرارة
• تفاعلات ماصة للحرارة

ال تفاعلات طاردة للحرارة هي تلك التي تطلق فيها المواد حرارة أثناء التفاعل. هذا هو الحال ، على سبيل المثال ، عندما يتلامس حمض قوي مع الماء. الحل يسخن. كما يحدث في احتراق الهيدروكربونات التي تطلق حرارة على شكل نار مصحوبة بثاني أكسيد الكربون CO.₂ وبخار الماء H.₂أو.

ال تفاعلات ماصة للحرارة هي تلك التي ، لبدء التفاعل ، يجب أن تتلقى المواد المتفاعلة الحرارة. يبدأ إنتاج المنتجات من حرارة معينة. هذا هو الحال ، على سبيل المثال ، لتوليد أكاسيد النيتروجين ، حيث يجب أن يكون هناك كمية كبيرة من الحرارة في العملية حتى يتحد الأكسجين والنيتروجين في مركب.

الطاقة الداخلية في التفاعلات الكيميائية

ال الطاقة الداخلية (U، E) لمادة ما هو مجموع الطاقات الحركية والمحتملة لكل جسيماتها. يتدخل هذا الحجم في التفاعلات الكيميائية في حسابات المحتوى الحراري:

ΔH = ΔU + PΔV

تعتمد صيغة المحتوى الحراري هذه على القانون الأول للديناميكا الحرارية ، والذي تمت كتابته:

ΔQ = ΔU - ΔW

أين:

س: الحرارة من نظام ديناميكي حراري (والذي يمكن أن يكون تفاعلًا كيميائيًا). يتم قياسه بالسعرات الحرارية لكل مول ، تمامًا مثل المحتوى الحراري.

أو: الطاقة الداخلية للنظام الحراري.

W: العمل الميكانيكي للنظام الحراري الديناميكي ، ويحسب مع ناتج الضغط والتغير في الحجم (PΔV).

طاقة التنشيط في التفاعلات الكيميائية

ال طاقة التفعيل هي تلك الكمية من الطاقة التي ستحدد بداية التفاعلات الكيميائية على النحو التالي:

• إذا كانت طاقة التنشيط قصير جدا، سيكون رد الفعل من تلقاء نفسها، أي أنه سيبدأ من تلقاء نفسه وسيتم تحويل الكواشف بمجرد ملامستها.
• إذا كانت طاقة التنشيط أنها منخفضة، سوف تحتاج إلى إضافة بعض الطاقة إلى الكواشف لكي تبدأ في التفاعل.
• إذا كانت طاقة التنشيط عالية، يجب استثمار طاقة كافية لحدوث رد الفعل.
• إذا كانت طاقة التنشيط إنه مرتفع جدا، سيتعين علينا اللجوء إلى ما يسمى ب المحفزات لجعله أكثر سهولة.

ال المحفزات وهي مواد كيميائية لا تشارك في تحويل التفاعلات الكيميائية ولكنها مسؤولة عن تسريعها ، تقليل طاقة التنشيط بحيث تبدأ المواد المتفاعلة في التحول إلى منتجات.

رد الفعل العفوي ، على سبيل المثال ، هو رد فعل موجود في التمثيل الغذائي البشري: نزع الكربوكسيل العفوي من الأسيتو أسيتات لتصبح أسيتون ، في طريقة تخليق أجسام الكيتون. لا يحتاج إلى إنزيمات ليتم تنفيذه.

التوازن الكيميائي وقانون LeChatelier

قانون LeChatelier هو الذي يحكم التوازن في التفاعلات الكيميائية ، وهو يقول:

"أي حافز يعطى لتفاعل كيميائي في حالة توازن سيجعله يستجيب من خلال إبطاله ، حتى نقطة توازن مختلفة"

يمكن وصف قانون LeChatelier وفقًا لمتغيرات الضغط والحجم والتركيز:

• سواء، ما اذا زيادة الضغط للتفاعل ، سيتم توجيهه إلى حيث يتم إنشاء عدد أقل من الشامات ، إما نحو المواد المتفاعلة أو نحو المنتجات.
• سواء، ما اذا تقليل الضغط إلى التفاعل ، سيذهب هذا إلى حيث يتم إنشاء المزيد من الشامات ، إما تجاه المواد المتفاعلة أو نحو المنتجات.
• سواء، ما اذا زيادة درجة الحرارة إلى التفاعل ، سيذهب إلى حيث يتم امتصاص الحرارة (تفاعل ماص للحرارة) ، إما بالطريقة المباشرة (من المواد المتفاعلة إلى المنتجات) أو بطريقة عكسية (من المنتجات إلى المواد المتفاعلة).
• سواء، ما اذا خفض درجة الحرارة إلى التفاعل ، سيذهب إلى حيث يتم إطلاق الحرارة (تفاعل طارد للحرارة) ، إما بالطريقة المباشرة (من المواد المتفاعلة إلى المنتجات) أو بطريقة عكسية (من المنتجات إلى المواد المتفاعلة).
• سواء، ما اذا يزيد من تركيز الكاشف، سيتم توجيه رد الفعل لتوليد المزيد من المنتجات.
• سواء، ما اذا يقلل من تركيز المنتج، سيتم توجيه التفاعل لتوليد المزيد من الكواشف.

العوامل التي تعدل سرعة التفاعل

ال سرعة رد الفعل هو تركيز المواد المتفاعلة (بالمول / اللتر) المستهلك لكل وحدة زمنية.

هناك ستة عوامل تؤثر على هذه السرعة:

• تركيز
• ضغط
• درجة حرارة
• سطح الاتصال
• طبيعة الكواشف
• المحفزات

ال تركيز هي كمية الكاشف لكل وحدة حجم (مول / لتر). إذا تمت إضافة كمية ، فسيستجيب التفاعل عن طريق توليد المنتجات بسرعة أكبر.

ال ضغط إنه يؤثر فقط إذا كانت المواد المتفاعلة والمنتجات غازات. سوف يستجيب رد الفعل وفقًا لقانون LeChatelier.

ال درجة الحرارة يفضل التفاعلات اعتمادًا على ما إذا كانت ماصة للحرارة أو طاردة للحرارة. إذا كانت ماصة للحرارة ، فإن زيادة درجة الحرارة ستسرع التفاعل. إذا كانت طاردة للحرارة ، سيؤدي انخفاض درجة الحرارة إلى دفعها.

ال سطح الاتصال يساعد على تشتت جزيئات الكاشف فيما بينها بشكل أفضل ، بحيث يتم تسريع التفاعل والوصول إلى المنتجات بشكل أسرع.

ال طبيعة الكواشف، الذي يتكون من هيكله الجزيئي ، يحدد معدل التفاعل. على سبيل المثال ، يتم تحييد الأحماض مثل حمض الهيدروكلوريك (HCl) على الفور ، حتى بقوة ، بواسطة قواعد مثل هيدروكسيد الصوديوم (NaOH).

ال المحفزات إنها مواد كيميائية لا تشارك في التفاعل ، ولكنها مسؤولة عن تسريع أو تأخير تفاعل المواد المتفاعلة. يتم تسويقها في شكل مادي يوفر منطقة اتصال جيدة.

أمثلة على الطاقة في التفاعلات الكيميائية

درجات حرارة احتراق المواد الكيميائية المختلفة موضحة أدناه:

الميثان: CH₄ + 2O₂ -> CO₂ + 2 ح₂أو

ΔH = -212800 كالوري / مول (يعطي الحرارة ، وهو طارد للحرارة)

الإيثان: ج₂ح₆ + (7/2) س₂ -> 2CO₂ + 3 ح₂أو

ΔH = -372820 كالوري / مول (يعطي الحرارة ، وهو طارد للحرارة)

البروبان: سي₃ح₈ + 5O₂ -> 3CO₂ + 4 ح₂أو

ΔH = -530600 كالوري / مول (يعطي الحرارة ، وهو طارد للحرارة)

البيوتان: سي₄ح₁₀ + (13/2) س₂ -> 4CO₂ + 5 ح₂أو

ΔH = -687980 كالوري / مول (يعطي الحرارة ، وهو طارد للحرارة)

بنتان: سي₅ح₁₂ + 8O₂ -> 5CO₂ + 6 ح₂أو

ΔH = -845160 كالوري / مول (يعطي الحرارة ، وهو طارد للحرارة)

الإيثيلين: ج₂ح₄ + 3O₂ -> 2CO₂ + 2 ح₂أو

ΔH = -337230 كالوري / مول (يعطي الحرارة ، وهو طارد للحرارة)

الأسيتيلين: ج₂ح₂ + (5/2) س₂ -> 2CO₂ + ح₂أو

ΔH = -310620 كالوري / مول (يعطي الحرارة ، وهو طارد للحرارة)

بنزين: ج₆ح₆ + (15/2) س₂ -> 6CO₂ + 3 ح₂أو

ΔH = -787200 كالوري / مول (يعطي الحرارة ، طارد للحرارة)

التولوين: ج₇ح₈ + 9O₂ -> 7CO₂ + 4 ح₂أو

ΔH = -934500 كالوري / مول (يعطي الحرارة ، وهو طارد للحرارة)

الإيثانول: ج₂ح₅أوه + 3O₂ -> 2CO₂ + 3 ح₂أو

ΔH = -326700 كالوري / مول (يعطي الحرارة ، وهو طارد للحرارة)