Energijos ir cheminės reakcijos

Viskas cheminė reakcija nešiotis su savimi a energijos pokytis, dėl jame dalyvaujančių medžiagų transformacijos. Energija gali pasireikšti įvairiais būdais:

• Karšta
• Vidinė energija
• Aktyvinimo energija

Šiluma vykstant cheminėms reakcijoms

 cheminių junginių molekulės juos formuoja saitai, nešantys energiją įtrauktas, kuris kartu laiko atomus. Kai įvyksta cheminė reakcija, dalyvaujančios molekulės patiria sulaužęs kai kuriuos iš jų jungčių, o tai sukelia energijos kitimą. Paprastai jis pasirodo kaip šilumos pokytis.

 karšta cheminėse reakcijose jis matuojamas Enalpija (H), kuris yra termodinaminis dydis, apibūdinantis pastovaus slėgio šiluminius pokyčius. Jis matuojamas kalorijomis viename molyje (cal / mol)ir apskaičiuojamas kiekvienam reakcijos junginiui pagal šią formulę:

ΔH = mCpΔT

Kur:

ΔH: medžiagos entalpijos pokytis

m: reakcijoje dalyvaujančios medžiagos masė

Cp: ​​medžiagos savitoji šiluma esant pastoviam slėgiui

ΔT: temperatūros pokytis reakcijoje

Jei jie dalyvauja cheminėje reakcijoje elementai, jų entalpija laikoma 0 nes jų formavimui nebuvo investuota energijos.

Norėdami gauti visišką reakciją, kurios forma yra:

2A + B -> 3C + D

Entalpija atsiras atlikus atimimą:

Reakcijos entalpija = Produktų entalpija - Reagentų entalpija

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

Kiekviena iš entalpijų veiks koeficientas su kuria medžiaga veikia reakcijoje (apgamų skaičius. Šiuo atveju A atveju jis yra 2 ir jis padaugins savo entalpijos vertę.

Pavyzdžiui, propano degimo reakcijai:

C₃H₈g) + 5O₂g) -> 3CO₂(g) + 4H₂O (l)

ΔHC₃H₈ = -24820 cal / mol

ΔHARBA₂ = 0 cal / mol

ΔHCO₂ = -94050 cal / mol

ΔHH₂O = -68320 cal / mol

Reakcijos entalpija = Produktų entalpija - Reagentų entalpija

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

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

ΔH_reakcija = -555430 + 24820

ΔH_reakcija = -530610 cal / mol

Cheminių reakcijų tipai pagal šilumą

Cheminės reakcijos bus skirstomos į dvi rūšis pagal jose esančią šilumą:

• Egzoterminės reakcijos
• Endoterminės reakcijos

 egzoterminės reakcijos yra tie, kuriuose sąveikos metu medžiagos išskiria šilumą. Tai pasakytina apie stiprią rūgštį, kuri liečiasi su vandeniu. Tirpalas sušyla. Tai taip pat vyksta deginant angliavandenilius, kurie išskiria šilumą ugnies pavidalu kartu su anglies dioksidu CO₂ ir vandens garai H₂ARBA.

 endoterminės reakcijos yra tie, kuriuose reagentai, norėdami pradėti reaguoti, turi gauti šilumą. Produktai pradedami gaminti nuo tam tikros šilumos. Tai pasakytina, pavyzdžiui, apie azoto oksidų susidarymą, kurio metu deguonies ir azoto susijungimui junginyje turi būti didelis šilumos kiekis.

Vidinė energija cheminėse reakcijose

 vidinė energija Medžiagos (U, E) yra visų jos dalelių kinetinės ir potencialios energijos suma. Šis dydis įsikiša į chemines reakcijas entalpijos skaičiavimai:

ΔH = ΔU + PΔV

Ši entalpijos formulė pagrįsta pirmuoju termodinamikos dėsniu, kuris parašytas:

ΔQ = ΔU - ΔW

Kur:

Klausimas: šiluma iš termodinaminės sistemos (kuri gali būti cheminė reakcija). Jis matuojamas kalorijomis viename molyje, kaip ir entalpijos.

ARBA: Termodinaminės sistemos vidinė energija.

W: Mechaninis termodinaminės sistemos darbas ir apskaičiuojamas pagal slėgio ir tūrio pokyčio sandaugą (PΔV).

Aktyvinimo energija cheminėse reakcijose

 aktyvavimo energija yra tas energijos kiekis, kuris nulems cheminių reakcijų pradžią taip:

• Jei aktyvavimo energija yra per trumpas, reakcija bus spontaniškas, tai yra, jis prasidės savaime ir reagentai bus transformuojami tiesiog kontaktuojant.
• Jei aktyvavimo energija tai mažai, jums reikės pridėti šiek tiek energijos į reagentus, kad jie galėtų sąveikauti.
• Jei aktyvavimo energija yra aukštas, reakcijai įvykti reikės investuoti pakankamai energijos.
• Jei aktyvavimo energija jis labai aukštas, teks griebtis vadinamųjų katalizatoriai, kad ji būtų prieinamesnė.

The katalizatoriai Tai yra cheminės medžiagos, kurios nedalyvauja cheminėse reakcijose, bet yra atsakingos už jų paspartinimą mažėjanti aktyvacijos energija kad reagentai pradėtų tapti produktais.

Pavyzdžiui, savaiminė reakcija yra žmogaus metabolizme: savaiminis acetoacetato dekarboksilinimas ketoninių kūnų sintezės būdu tapti acetonu. Jai atlikti fermentų nereikia.

Cheminė pusiausvyra ir LeChatelierio dėsnis

LeChatelierio įstatymas yra tas, kuris reguliuoja cheminių reakcijų pusiausvyrą, ir jame sakoma:

"Bet koks stimulas, suteiktas cheminei reakcijai pusiausvyroje, paskatins jį reaguoti neutralizuojant jį iki kito pusiausvyros taško"

LeChatelierio dėsnį galima apibūdinti pagal slėgio, tūrio ir koncentracijos kintamuosius:

• Ar padidinti slėgį į reakciją jis bus nukreiptas ten, kur susidaro mažiau apgamų, arba reaguojančių medžiagų, arba produktų link.
• Ar sumažinti slėgį į reakciją jis pateks ten, kur susidaro daugiau apgamų, reaguojančių medžiagų ar produktų link.
• Ar padidinti temperatūrą į reakciją ji pateks tiesiai (iš reagentų į produktus) arba atvirkštiniu būdu (nuo produktų iki reagentų), kur absorbuojama šiluma (endoterminė reakcija).
• Ar sumažinti temperatūrą į reakciją ji pateks ten, kur išsiskiria šiluma (egzoterminė reakcija), tiesiogiai (iš reagentų į produktus) arba atvirkštiniu būdu (nuo produktų iki reagentų).
• Ar padidina reagento koncentraciją, reakcija bus nukreipta gaminti daugiau produktų.
• Ar sumažina produkto koncentraciją, reakcija bus nukreipta, kad susidarytų daugiau reagentų.

Veiksniai, modifikuojantys reakcijos greitį

 reakcijos greitis yra reagentų koncentracija (mol / litre), suvartojama kiekvienam laiko vienetui.

Yra šeši veiksniai, turintys įtakos šiam greičiui:

• Susikaupimas
• Slėgis
• Temperatūra
• Kontaktinis paviršius
• Reagentų pobūdis
• Katalizatoriai

 susikaupimas yra reagento kiekis kiekvienam tūrio vienetui (mol / litre). Jei bus pridėta suma, reakcija sureaguos greičiau generuojant produktus.

 Slėgis tai turi įtakos tik tuo atveju, jei reagentai ir produktai yra dujos. Reakcija bus atsakyta pagal LeChatelier įstatymą.

 temperatūra palankios reakcijoms, priklausomai nuo to, ar jos yra endoterminės, ar egzoterminės. Jei jis yra endoterminis, temperatūros padidėjimas pagreitins reakciją. Jei jis yra egzoterminis, jį paskatins sumažėjusi temperatūra.

 kontaktinis paviršius Tai padeda geriau paskleisti reagento daleles tarpusavyje, kad reakcija būtų pagreitinta ir produktai būtų pasiekiami greičiau.

 reagentų pobūdis, kuris susideda iš jo molekulinės struktūros, lemia reakcijos greitį. Pavyzdžiui, tokios rūgštys kaip druskos rūgštis (HCl) nedelsiant, net agresyviai, neutralizuojamos tokiomis bazėmis kaip natrio hidroksidas (NaOH).

The katalizatoriai Tai yra cheminės medžiagos, kurios nedalyvauja reakcijoje, tačiau yra atsakingos už reagentų sąveikos pagreitinimą ar uždelsimą. Jie parduodami fizine forma, suteikiančia gerą kontaktinę zoną.

Energijos pavyzdžiai cheminėse reakcijose

Įvairių cheminių medžiagų degimo kaita parodyta žemiau:

Metanas: CH₄ + 2O₂ -> CO₂ + 2H₂ARBA

ΔH = -212800 cal / mol (išskiria šilumą, ji yra egzoterminė)

Etanas: C₂H₆ + (7/2) O₂ -> 2CO₂ + 3H₂ARBA

ΔH = -372820 cal / mol (išskiria šilumą, ji yra egzoterminė)

Propanas: C.₃H₈ + 5O₂ -> 3CO₂ + 4H₂ARBA

ΔH = -530600 cal / mol (išskiria šilumą, yra egzotermiškas)

Butanas: C₄H₁₀ + (13/2) O₂ -> 4CO₂ + 5H₂ARBA

ΔH = -687980 cal / mol (išskiria šilumą, ji yra egzoterminė)

Pentanas: C₅H₁₂ + 8O₂ -> 5CO₂ + 6H₂ARBA

ΔH = -845160 cal / mol (išskiria šilumą, ji yra egzoterminė)

Etilenas: C₂H₄ + 3O₂ -> 2CO₂ + 2H₂ARBA

ΔH = -337230 cal / mol (išskiria šilumą, ji yra egzoterminė)

Acetilenas: C₂H₂ + (5/2) O₂ -> 2CO₂ + H₂ARBA

ΔH = -310620 cal / mol (išskiria šilumą, ji yra egzoterminė)

Benzenas: C₆H₆ + (15/2) O₂ -> 6CO₂ + 3H₂ARBA

ΔH = -787200 cal / mol (išskiria šilumą, ji yra egzoterminė)

Toluenas: C₇H₈ + 9O₂ -> 7CO₂ + 4H₂ARBA

ΔH = -934500 cal / mol (išskiria šilumą, ji yra egzoterminė)

Etanolis: C₂H₅OH + 3O₂ -> 2CO₂ + 3H₂ARBA

ΔH = -326700 cal / mol (išskiria šilumą, ji yra egzoterminė)