Energia ja kemialliset reaktiot

Kaikki kemiallinen reaktio kantaa mukanaan a energian muutos, johtuen siihen osallistuvien aineiden muutoksesta. Energia voi ilmetä monin tavoin:

• Kuuma
• Sisäinen energia
• Aktivointienergia

Lämpö kemiallisissa reaktioissa

 kemiallisten yhdisteiden molekyylit ne muodostavat linkit, jotka kuljettavat energiaa mukana, mikä pitää atomit yhdessä. Kun tapahtuu kemiallinen reaktio, osallistuville molekyyleille tehdään rikkomatta joitain näistä linkkejä, mikä aiheuttaa vaihtelua energiassa. Se näkyy yleensä lämmön muutoksena.

 kuuma kemiallisissa reaktioissa se mitataan Entalpia (H), joka on termodynaaminen määrä, joka kuvaa vakiopaineeseen tuotuja lämpömuutoksia. Se mitataan kaloreina moolia kohden (cal / mol)ja lasketaan reaktion jokaiselle yhdisteelle seuraavalla kaavalla:

ΔH = mCpΔT

Missä:

ΔH: muutos aineen entalpiassa

m: reaktioon osallistuvan aineen massa

Cp: ​​aineen ominaislämpö vakiopaineessa

AT: lämpötilan muutos reaktiossa

Jos he osallistuvat kemialliseen reaktioon alkuaineita, niiden entalpiaa pidetään 0: na koska niiden muodostamiseen ei ole käytetty energiaa.

Täydellisen reaktion saamiseksi, jonka muoto on:

2A + B -> 3C + D

Entalpia syntyy tekemällä vähennyslasku:

Reaktion entalpia = Tuotteiden entalpia - Reagenssien entalpia

ΔH_reaktio = ΔH (3C + D) - ΔH (2A + B)

Jokainen entalpia kantaa kertoimen joiden kanssa aine toimii reaktiossa (moolien lukumäärä). A: n tapauksessa tässä tapauksessa se on 2, ja se aikoo kertoa entalpiansa arvon.

Esimerkiksi propaanin palamisreaktiossa:

C₃H₈(g) + 5O₂(g) -> 3CO₂(g) + 4H₂O (l)

ΔHC₃H₈ = -24820 cal / mol

ΔHTAI₂ = 0 cal / mol

ΔHCO₂ = -94050 cal / mol

ΔHH₂O = -68320 cal / mol

Reaktion entalpia = Tuotteiden entalpia - Reagenssien entalpia

ΔH_reaktio = [3 (-94050 cal / mol) + 4 (-68320 cal / mol)] - [-24820 cal / mol + 5 (0)]

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

ΔH_reaktio = -555430 + 24820

ΔH_reaktio = -530610 cal / mol

Kemiallisten reaktioiden tyypit lämmön mukaan

Kemialliset reaktiot luokitellaan kahteen tyyppiin niiden lämmön mukaan:

• Eksotermiset reaktiot
• Endotermiset reaktiot

 eksotermiset reaktiot ovat aineita, joissa aineet ovat vuorovaikutuksen aikana vapauttaneet lämpöä. Tämä koskee esimerkiksi voimakasta happoa, joka joutuu kosketuksiin veden kanssa. Ratkaisu lämpenee. Sitä esiintyy myös hiilivetyjen palamisessa, jotka vapauttavat lämpöä tulen muodossa hiilidioksidi CO: n mukana₂ ja vesihöyry H₂TAI.

 endotermiset reaktiot ovat niitä, joissa reagoinnin aloittamiseksi reaktanttien on saatava lämpöä. Tuotteet alkavat syntyä tietystä lämmöstä. Tämä pätee esimerkiksi typpioksidien muodostumiseen, jota varten prosessissa on oltava suuri määrä lämpöä hapen ja typen yhdistämiseksi yhdisteeksi.

Sisäinen energia kemiallisissa reaktioissa

 sisäinen energia Aineen (U, E) on kaikkien sen hiukkasten kineettisten ja potentiaalienergioiden summa. Tämä suuruus puuttuu kemiallisiin reaktioihin entalpian laskelmat:

ΔH = ΔU + PΔV

Tämä entalpian kaava perustuu ensimmäiseen termodynamiikan lakiin, joka on kirjoitettu:

ΔQ = ΔU - ΔW

Missä:

K: lämpö termodynaamisesta järjestelmästä (joka voi olla kemiallinen reaktio). Se mitataan kaloreina moolia kohden, kuten entalpiat.

TAI: Termodynaamisen järjestelmän sisäinen energia.

W: Termodynaamisen järjestelmän mekaaninen työ, ja se lasketaan paineen ja tilavuuden muutoksen (PΔV) tulolla.

Aktivointienergia kemiallisissa reaktioissa

 aktivointienergia on se energiamäärä, joka määrittää kemiallisten reaktioiden alkamisen seuraavasti:

• Jos aktivointienergia on liian lyhyt, reaktio on spontaanieli se käynnistyy itsestään ja reagenssit muuttuvat vain kosketuksiin joutuessaan.
• Jos aktivointienergia se on matala, sinun on lisättävä reagensseihin vähän energiaa, jotta ne alkavat olla vuorovaikutuksessa.
• Jos aktivointienergia on korkea, reaktion tapahtumiseen on investoitava tarpeeksi energiaa.
• Jos aktivointienergia se on erittäin korkea, meidän on turvauduttava ns katalyytit, sen helpottamiseksi.

 katalyytit Ne ovat kemiallisia aineita, jotka eivät osallistu kemiallisten reaktioiden muuttumiseen, mutta ovat vastuussa niiden kiihdyttämisestä, aktivointienergian väheneminen niin että reagenteista alkaa tulla tuotteita.

Spontaani reaktio löytyy esimerkiksi ihmisen aineenvaihdunnasta: asetoasetaatin spontaani dekarboksylointi tulla asetoniksi ketonirunkojen synteesillä. Se ei tarvitse entsyymejä suoritettavaksi.

Kemiallinen tasapaino ja LeChatelierin laki

LeChatelierin laki hallitsee tasapainoa kemiallisissa reaktioissa, ja siinä sanotaan:

"Mikä tahansa kemialliselle reaktiolle tasapainossa annettu ärsyke saa sen reagoimaan vastustamalla sitä eri tasapainopisteeseen asti"

LeChatelierin lakia voidaan kuvata muuttujien paine, tilavuus ja pitoisuus mukaan:

• Onko lisää painetta reaktioon se ohjataan sinne, missä vähemmän mooleja syntyy, joko reagoivia aineita tai tuotteita kohti.
• Onko vähentää painetta reaktiolle tämä menee sinne, missä enemmän mooleja syntyy, joko reaktantteja tai tuotteita kohti.
• Onko nosta lämpötilaa reaktiolle se menee sinne, missä lämpö absorboituu (endoterminen reaktio) joko suoraan (reaktanteista tuotteisiin) tai päinvastaisella tavalla (tuotteista reaktanteihin).
• Onko alenna lämpötilaa reaktiolle se menee sinne, missä lämpö vapautuu (eksoterminen reaktio) joko suoraan (reaktanteista tuotteisiin) tai päinvastaisella tavalla (tuotteista reaktanteihin).
• Onko lisää reagenssin pitoisuutta, reaktio ohjataan tuottamaan enemmän tuotteita.
• Onko vähentää tuotteen konsentraatiota, reaktio ohjataan tuottamaan lisää reagensseja.

Tekijät, jotka muuttavat reaktion nopeutta

 reaktion nopeus on reagenssien pitoisuus (mol / litra), joka kulutetaan kutakin aikayksikköä kohti.

Tähän nopeuteen vaikuttaa kuusi tekijää:

• Keskittyminen
• Paine
• Lämpötila
• Kosketuspinta
• Reagenssien luonne
• Katalyytit

 pitoisuus on reagenssin määrä kutakin tilavuusyksikköä kohti (mol / litra). Jos määrä lisätään, reaktio reagoi tuottamalla tuotteita nopeammin.

 Paine se vaikuttaa vain, jos reagoivat aineet ja tuotteet ovat kaasuja. Reaktio reagoi LeChatelier-lain mukaisesti.

 lämpötila suosii reaktioita riippuen siitä, ovatko ne endotermisiä vai eksotermisiä. Jos se on endoterminen, lämpötilan nousu nopeuttaa reaktiota. Jos se on eksoterminen, lämpötilan lasku ajaa sitä.

 kosketuspinta Se auttaa reagenssipartikkeleita leviämään paremmin keskenään, jotta reaktio kiihtyy ja tuotteet saavutetaan nopeammin.

 reagenssien luonne, joka koostuu sen molekyylirakenteesta, määrittää reaktion nopeuden. Esimerkiksi hapot, kuten suolahappo (HCI), neutraloidaan välittömästi, jopa aggressiivisesti, emäksillä, kuten natriumhydroksidi (NaOH).

 katalyytit Ne ovat kemiallisia aineita, jotka eivät ole mukana reaktiossa, mutta jotka ovat vastuussa reaktanttien vuorovaikutuksen nopeuttamisesta tai viivästyttämisestä. Niitä markkinoidaan fyysisessä muodossa, joka tarjoaa hyvän kontaktipinnan.

Esimerkkejä energiasta kemiallisissa reaktioissa

Eri kemikaalien palamislämmöt on esitetty alla:

Metaani: CH₄ + 2O₂ -> CO₂ + 2H₂TAI

ΔH = -212800 cal / mol (antaa lämpöä, se on eksoterminen)

Etaani: C₂H₆ + (7/2) O₂ -> 2CO₂ + 3H₂TAI

ΔH = -372820 cal / mol (antaa lämpöä, se on eksoterminen)

Propaani: C₃H₈ + 5O₂ -> 3CO₂ + 4H₂TAI

ΔH = -530600 cal / mol (antaa lämpöä, se on eksoterminen)

Butaani: C₄H₁₀ + (13/2) O₂ -> 4CO₂ + 5H₂TAI

ΔH = -687980 cal / mol (antaa lämpöä, se on eksoterminen)

Pentaani: C₅H₁₂ + 8O₂ -> 5CO₂ + 6H₂TAI

ΔH = -845160 cal / mol (antaa lämpöä, se on eksoterminen)

Etyleeni: C₂H₄ + 3O₂ -> 2CO₂ + 2H₂TAI

ΔH = -337230 cal / mol (antaa lämpöä, se on eksoterminen)

Asetyleeni: C₂H₂ + (5/2) O₂ -> 2CO₂ + H₂TAI

ΔH = -310620 cal / mol (antaa lämpöä, se on eksoterminen)

Bentseeni: C₆H₆ + (15/2) O₂ -> 6CO₂ + 3H₂TAI

ΔH = -787200 cal / mol (antaa lämpöä, on eksoterminen)

Tolueeni: C₇H₈ + 9O₂ -> 7CO₂ + 4H₂TAI

ΔH = -934500 cal / mol (antaa lämpöä, se on eksoterminen)

Etanoli: C₂H₅OH + 3O₂ -> 2CO₂ + 3H₂TAI

ΔH = -326700 cal / mol (antaa lämpöä, se on eksoterminen)