Energetske i kemijske reakcije

svi kemijska reakcija nosite sa sobom a promjena energije, zbog transformacije tvari koje u njemu sudjeluju. Energija se može manifestirati na razne načine:

• Vruće
• Unutarnja energija
• Aktivacijska energija

Toplina u kemijskim reakcijama

The molekule kemijskih spojeva tvore ih karike koje nose energiju uključen, koji drži atome na okupu. Kada se dogodi kemijska reakcija, molekule koje sudjeluju prolaze kroz razbijanje nekih od ovih veze, što uzrokuje varijacije u energiji. Obično se pojavljuje kao promjena topline.

The vruće u kemijskim reakcijama mjeri se s Entalpija (H), što je termodinamička veličina koja opisuje toplinske promjene dovedene do stalnog tlaka. Mjeri se u kalorijama po molu (kal / mol), i izračunava se za svaki spoj reakcije, sljedećom formulom:

ΔH = mCpΔT

Gdje:

ΔH: promjena entalpije tvari

m: masa tvari koja sudjeluje u reakciji

Cp: ​​specifična toplina tvari pri stalnom tlaku

ΔT: promjena temperature u reakciji

Ako sudjeluju u kemijskoj reakciji elemenata, njihova entalpija se smatra 0 jer u njihovo stvaranje nije uložena energija.

Za potpunu reakciju, čiji je oblik:

2A + B -> 3C + D

Entalpija će nastati izvršavanjem oduzimanja:

Entalpija reakcije = Entalpija proizvoda - Entalpija reaktanata

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

Svaka od entalpija nosit će koeficijent s kojim tvar djeluje u reakciji (broj molova. Za A je u ovom slučaju 2 i pomnožit će vrijednost svoje entalpije.

Na primjer, za reakciju izgaranja propana:

C₃H₈(g) + 50₂(g) -> 3CO₂(g) + 4H₂O (l)

ΔHC₃H₈ = -24820 kal / mol

ΔHILI₂ = 0 kal / mol

ΔHCO₂ = -94050 kal / mol

ΔHH₂O = -68320 kal / mol

Entalpija reakcije = Entalpija proizvoda - Entalpija reaktanata

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

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

ΔH_reakcija = -555430 + 24820

ΔH_reakcija = -530610 kal / mol

Vrste kemijskih reakcija prema toplini

Kemijske reakcije klasificirat će se u dvije vrste prema toplini koja je u njima uključena:

• Egzotermne reakcije
• Endotermne reakcije

The egzotermne reakcije su oni kod kojih su tijekom interakcije tvari oslobađale toplinu. To je slučaj, na primjer, jake kiseline koja dolazi u kontakt s vodom. Rješenje se zagrijava. Također se događa kod izgaranja ugljikovodika koji oslobađaju toplinu u obliku vatre, popraćen ugljičnim dioksidom CO₂ i vodene pare H₂ILI.

The endotermne reakcije su oni u kojima da bi reaktanti počeli reagirati, moraju dobivati ​​toplinu. Proizvodi se počinju stvarati iz određene topline. To je slučaj, na primjer, pri stvaranju dušikovih oksida, za koje u procesu mora postojati velika količina topline da bi se kisik i dušik spojili u spoju.

Unutarnja energija u kemijskim reakcijama

The unutarnja energija (U, E) tvari je zbroj kinetičke i potencijalne energije svih njezinih čestica. Ova veličina intervenira u kemijskim reakcijama u proračuni entalpije:

ΔH = ΔU + PΔV

Ova formula entalpije temelji se na prvom zakonu termodinamike, koji je napisan:

ΔQ = ΔU - ΔW

Gdje:

P: toplina iz termodinamičkog sustava (što može biti kemijska reakcija). Mjeri se u kalorijama po molu, baš kao i entalpije.

ILI: Unutarnja energija termodinamičkog sustava.

W: Mehanički rad termodinamičkog sustava, a izračunava se s umnoškom tlaka i promjene volumena (PΔV).

Energija aktivacije u kemijskim reakcijama

The energija aktivacije je ta količina energije koja će odrediti početak kemijskih reakcija, kako slijedi:

• Ako energija aktivacije je prekratak, reakcija će biti spontano, tj. pokrenut će sam od sebe, a reagensi će se transformirati samo kontaktom.
• Ako energija aktivacije niska je, morat ćete dodati malo energije u reagense kako bi oni započeli interakciju.
• Ako energija aktivacije je visoko, morat će se uložiti dovoljno energije da bi se reakcija dogodila.
• Ako energija aktivacije vrlo je visoka, morat ćemo pribjeći tzv katalizatori, kako bi ga učinili dostupnijim.

The katalizatori Oni su kemijske tvari koje ne sudjeluju u kemijskim reakcijama pretvarajući se, ali su odgovorne za njihovo ubrzanje, smanjenje energije aktivacije tako da reaktanti počinju postati proizvodi.

Na primjer, spontana reakcija se može naći u ljudskom metabolizmu: spontana dekarboksilacija acetoacetata da postane aceton, na način sinteze ketonskih tijela. Nisu mu potrebni enzimi za provođenje.

Kemijska ravnoteža i LeChatelierov zakon

LeChatelierov zakon je onaj koji upravlja ravnotežom u kemijskim reakcijama i kaže:

"Svaki podražaj koji se daje kemijskoj reakciji u ravnoteži natjerat će je da reagira suprotstavljanjem, do druge točke ravnoteže"

LeChatelierov zakon može se opisati prema varijablama tlak, volumen i koncentracija:

• Da li povećati pritisak reakcije, bit će usmjeren tamo gdje se stvara manje molova, bilo prema reaktantima ili prema produktima.
• Da li smanjiti pritisak reakcija će ići tamo gdje se stvara više molova, bilo prema reaktantima ili prema proizvodima.
• Da li povećati temperaturu do reakcije, ići će tamo gdje se toplina apsorbira (endotermna reakcija), bilo na izravan način (od reaktanata do proizvoda) ili obrnuto (od proizvoda do reaktanata).
• Da li smanjiti temperaturu do reakcije, ići će tamo gdje se toplina oslobađa (egzotermna reakcija), bilo na izravan način (od reaktanata do proizvoda) ili obrnuto (od proizvoda do reaktanata).
• Da li povećava koncentraciju reagensa, reakcija će biti usmjerena na stvaranje više proizvoda.
• Da li smanjuje koncentraciju proizvoda, reakcija će biti usmjerena na stvaranje više reagensa.

Čimbenici koji mijenjaju brzinu reakcije

The brzina reakcije je koncentracija reaktanata (u mol / litri) koja se potroši za svaku jedinicu vremena.

Šest je čimbenika koji utječu na ovu brzinu:

• Koncentracija
• Pritisak
• Temperatura
• Kontaktna površina
• Priroda reagensa
• Katalizatori

The koncentracija je količina reagensa za svaku jedinicu volumena (mol / litra). Ako se doda količina, reakcija će reagirati bržim stvaranjem proizvoda.

The Pritisak utječe samo ako su reaktanti i proizvodi plinovi. Reakcija će odgovoriti u skladu sa Zakonom LeChatelier.

The temperatura favorizira reakcije ovisno o tome jesu li endotermne ili egzotermne. Ako je endotermno, povišenje temperature ubrzat će reakciju. Ako je egzotermičan, potaknut će ga smanjenje temperature.

The kontaktna površina Pomaže da se čestice reagensa bolje rasprše među sobom, tako da se reakcija ubrzava i proizvodi brže dođu.

The priroda reagensa, koji se sastoji od njegove molekularne strukture, određuje brzinu reakcije. Na primjer, kiseline poput klorovodične kiseline (HCl) odmah se neutraliziraju, čak i agresivno, bazama poput natrijevog hidroksida (NaOH).

The katalizatori Oni su kemijske tvari koje nisu uključene u reakciju, ali su odgovorne za ubrzavanje ili odgađanje interakcije reaktanata. Oni se prodaju u fizičkom obliku koji nudi dobro kontaktno područje.

Primjeri energije u kemijskim reakcijama

Topline izgaranja različitih kemikalija prikazane su u nastavku:

Metan: CH₄ + 2O₂ -> CO₂ + 2H₂ILI

ΔH = -212800 kal / mol (Odaje toplinu, egzotermično je)

Etan: C₂H₆ + (7/2) O.₂ -> 2CO₂ + 3H₂ILI

ΔH = -372820 kal / mol (Odaje toplinu, egzotermično je)

Propan: C₃H₈ + 5O₂ -> 3CO₂ + 4H₂ILI

ΔH = -530600 kal / mol (Odaje toplinu, egzotermično je)

Butan: C₄H₁₀ + (13/2) O.₂ -> 4CO₂ + 5H₂ILI

ΔH = -687980 kal / mol (Odaje toplinu, egzotermno je)

Pentan: C₅H₁₂ + 8O₂ -> 5CO₂ + 6H₂ILI

ΔH = -845160 kal / mol (Odaje toplinu, egzotermično je)

Etilen: C₂H₄ + 3O₂ -> 2CO₂ + 2H₂ILI

ΔH = -337230 kal / mol (Odaje toplinu, egzotermično je)

Acetilen: C₂H₂ + (5/2) O.₂ -> 2CO₂ + H₂ILI

ΔH = -310620 kal / mol (Odaje toplinu, egzotermično je)

Benzen: C₆H₆ + (15/2) O.₂ -> 6CO₂ + 3H₂ILI

ΔH = -787200 kal / mol (Odaje toplinu, egzotermično je)

Toluen: C₇H₈ + 9O₂ -> 7CO₂ + 4H₂ILI

ΔH = -934500 kal / mol (Odaje toplinu, egzotermično je)

Etanol: C₂H₅OH + 30₂ -> 2CO₂ + 3H₂ILI

ΔH = -326700 kal / mol (Odaje toplinu, egzotermno je)