Enerģijas un ķīmiskās reakcijas

Viss ķīmiskā reakcija nēsāt sev līdzi a enerģijas izmaiņas, sakarā ar to vielu pārveidošanos, kas tajā piedalās. Enerģija var izpausties dažādos veidos:

• Karsts
• Iekšējā enerģija
• Aktivizācijas enerģija

Siltums ķīmiskās reakcijās

The ķīmisko savienojumu molekulas tos veido saites, kas nes enerģiju ieskaitot, kas satur atomus kopā. Kad notiek ķīmiska reakcija, iesaistītajām molekulām tiek veikta pārkāpjot dažus no šiem saites, kas izraisa enerģijas variāciju. Parasti tas parādās kā siltuma izmaiņas.

The karsts ķīmiskās reakcijās to mēra ar Entalpija (H), kas ir termodinamisks lielums, kas raksturo termiskās izmaiņas, kas noved pie pastāvīga spiediena. To mēra kalorijās uz vienu molu (cal / mol)un tiek aprēķināts katram reakcijas savienojumam ar šādu formulu:

ΔH = mCpΔT

Kur:

ΔH: izmaiņas vielas entalpijā

m: vielas, kas piedalās reakcijā, masa

Cp: ​​vielas īpatnējais siltums nemainīgā spiedienā

ΔT: temperatūras izmaiņas reakcijā

Ja viņi piedalās ķīmiskajā reakcijā elementi, to entalpija tiek uzskatīta par 0 jo to veidošanā nav ieguldīta enerģija.

Pilnīgai reakcijai, kuras forma ir:

2A + B -> 3C + D

Entalpija radīsies, veicot atņemšanu:

Reakcijas entalpija = Produktu entalpija - Reaģentu entalpija

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

Katra no entalpijām veiks koeficientu ar kuru viela darbojas reakcijā (molu skaits. A gadījumā šajā gadījumā tas ir 2, un tas pavairos savas entalpijas vērtību.

Piemēram, propāna sadedzināšanas reakcijai:

C₃H₈g) + 5O₂(g) -> 3CO₂(g) + 4H₂O (l)

ΔHC₃H₈ = -24820 cal / mol

ΔHVAI₂ = 0 cal / mol

ΔHCO₂ = -94050 cal / mol

ΔHH₂O = -68320 cal / mol

Reakcijas entalpija = Produktu entalpija - Reaģentu 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

Ķīmisko reakciju veidi pēc siltuma

Ķīmiskās reakcijas tiks klasificētas divos veidos pēc to siltuma:

• Eksotermiskas reakcijas
• Endotermiskas reakcijas

The eksotermiskas reakcijas ir tie, kuros mijiedarbības laikā vielas ir izdalījušas siltumu. Tas attiecas, piemēram, uz stipru skābi, kas nonāk saskarē ar ūdeni. Risinājums sasilst. Tas notiek arī sadedzinot ogļūdeņražus, kas uguns veidā izdalās siltumā, ko papildina oglekļa dioksīds CO₂ un ūdens tvaiki H₂VAI

The endotermiskas reakcijas ir tie, kuros, lai sāktu reaģēt, reaģentiem jāsaņem siltums. Produkti sāk veidoties no noteikta siltuma. Tas attiecas, piemēram, uz slāpekļa oksīdu veidošanos, kurai procesā jābūt lielam siltuma daudzumam, lai savienojums savienotos ar skābekli un slāpekli.

Iekšējā enerģija ķīmiskās reakcijās

The iekšējā enerģija Vielas (U, E) ir visu tās daļiņu kinētisko un potenciālo enerģiju summa. Šis lielums iejaucas ķīmiskās reakcijās entalpijas aprēķini:

ΔH = ΔU + PΔV

Šīs entalpijas formulas pamatā ir pirmais termodinamikas likums, kas ir rakstīts:

ΔQ = ΔU - ΔW

Kur:

J: siltums no termodinamiskās sistēmas (kas var būt ķīmiska reakcija). To mēra kalorijās uz vienu molu, tāpat kā entalpijas.

VAI: Termodinamiskās sistēmas iekšējā enerģija.

W: Termodinamiskās sistēmas mehāniskais darbs, un to aprēķina ar spiediena un tilpuma izmaiņu (PΔV) reizinājumu.

Aktivizācijas enerģija ķīmiskajās reakcijās

The aktivācijas enerģija ir tāds enerģijas daudzums, kas noteiks ķīmisko reakciju sākumu šādi:

• Ja aktivācijas enerģija ir par īsu, reakcija būs spontānstas ir, tas sāksies pats par sevi, un reaģenti tiks pārveidoti, tikai nonākot saskarē.
• Ja aktivācijas enerģija tas ir zems, jums būs jāpievieno nedaudz enerģijas reaģentiem, lai tie sāktu mijiedarboties.
• Ja aktivācijas enerģija ir augsts, būs jāiegulda pietiekami daudz enerģijas, lai notiktu reakcija.
• Ja aktivācijas enerģija tas ir ļoti augsts, mums nāksies ķerties pie t.s. katalizatori, lai padarītu to pieejamāku.

The katalizatori Tās ir ķīmiskas vielas, kas nepiedalās ķīmisko reakciju pārveidošanā, bet ir atbildīgas par to paātrināšanu, samazinās aktivācijas enerģija lai reaģenti sāk kļūt par produktiem.

Piemēram, spontāna reakcija ir cilvēka metabolismā: spontāna acetoacetāta dekarboksilēšana lai kļūtu par acetonu ketonu ķermeņu sintēzes veidā. Lai to veiktu, nav nepieciešami fermenti.

Ķīmiskais līdzsvars un Lehateljē likums

Lekhateljē likums ir tas, kas regulē ķīmisko reakciju līdzsvaru, un tajā teikts:

"Jebkurš stimuls, kas tiek piešķirts ķīmiskai reakcijai līdzsvarā, liks tai reaģēt, neitralizējot to līdz citam līdzsvara punktam"

Lekhateljē likumu var raksturot pēc mainīgajiem lielumiem spiediens, tilpums un koncentrācija:

• Vai palielināt spiedienu reakcijai tā tiks novirzīta uz vietu, kur rodas mazāk molu, vai nu uz reaģentiem, vai uz produktiem.
• Vai samazināt spiedienu līdz reakcijai tas nonāks tur, kur rodas vairāk molu vai nu uz reaģentiem, vai uz produktiem.
• Vai paaugstināt temperatūru līdz reakcijai tā nonāks vietā, kur siltums tiek absorbēts (endotermiskā reakcija), vai nu tiešā veidā (no reaģentiem līdz produktiem), vai apgrieztā veidā (no produktiem līdz reaģentiem).
• Vai samazināt temperatūru līdz reakcijai tas nonāks siltuma izdalīšanās vietā (eksotermiskā reakcija) vai nu tiešā veidā (no reaģentiem līdz produktiem), vai apgrieztā veidā (no produktiem līdz reaģentiem).
• Vai palielina reaģenta koncentrāciju, reakcija tiks virzīta, lai radītu vairāk produktu.
• Vai samazina produkta koncentrāciju, reakcija tiks virzīta, lai iegūtu vairāk reaģentu.

Faktori, kas modificē reakcijas ātrumu

The reakcijas ātrums ir reaģentu koncentrācija (mol / litrā), kas tiek patērēta katrā laika vienībā.

Ir seši faktori, kas ietekmē šo ātrumu:

• Koncentrēšanās
• Spiediens
• Temperatūra
• Kontaktu virsma
• Reaģentu veids
• Katalizatori

The koncentrēšanās ir reaģenta daudzums katrai tilpuma vienībai (mol / litrā). Ja tiek pievienots daudzums, reakcija reaģēs, ātrāk radot produktus.

The Spiediens tas ietekmē tikai tad, ja reaģenti un produkti ir gāzes. Reakcija reaģēs saskaņā ar LeChatelier likumu.

The temperatūra veicina reakcijas atkarībā no tā, vai tās ir endotermiskas vai eksotermiskas. Ja tas ir endotermisks, temperatūras paaugstināšanās paātrinās reakciju. Ja tas ir eksotermisks, temperatūras pazemināšanās to virzīs.

The kontakta virsma Tas palīdz reaģenta daļiņas labāk izkliedēt savā starpā, lai reakcija paātrinātos un produkti tiktu sasniegti ātrāk.

The reaģentu veids, kas sastāv no tā molekulārās struktūras, nosaka reakcijas ātrumu. Piemēram, tādas skābes kā sālsskābe (HCl) nekavējoties, pat agresīvi, neitralizē ar tādām bāzēm kā nātrija hidroksīds (NaOH).

The katalizatori Tās ir ķīmiskas vielas, kas nav iesaistītas reakcijā, bet ir atbildīgas par reaģentu mijiedarbības paātrināšanu vai aizkavēšanu. Tie tiek tirgoti fiziskā formā, kas piedāvā labu kontaktu zonu.

Enerģijas piemēri ķīmiskās reakcijās

Dažādu ķīmisko vielu degšanas karstums parādīts zemāk:

Metāns: CH₄ + 2O₂ -> CO₂ + 2H₂VAI

ΔH = -212800 cal / mol (izdala siltumu, tas ir eksotermisks)

Etāns: C₂H₆ + (7/2) O₂ -> 2CO₂ + 3H₂VAI

ΔH = -372820 cal / mol (izdala siltumu, tas ir eksotermisks)

Propāns: C₃H₈ + 5O₂ -> 3CO₂ + 4H₂VAI

ΔH = -530600 cal / mol (izdala siltumu, tas ir eksotermisks)

Butāns: C₄H₁₀ + (13/2) O₂ -> 4CO₂ + 5H₂VAI

ΔH = -687980 cal / mol (izstaro siltumu, tas ir eksotermisks)

Pentāns: C₅H₁₂ + 8O₂ -> 5CO₂ + 6H₂VAI

ΔH = -845160 cal / mol (izdala siltumu, tas ir eksotermisks)

Etilēns: C₂H₄ + 3O₂ -> 2CO₂ + 2H₂VAI

ΔH = -337230 cal / mol (izstaro siltumu, tas ir eksotermisks)

Acetilēns: C₂H₂ + (5/2) O₂ -> 2CO₂ + H₂VAI

ΔH = -310620 cal / mol (izdala siltumu, tas ir eksotermisks)

Benzols: C₆H₆ + (15/2) O₂ -> 6CO₂ + 3H₂VAI

ΔH = -787200 cal / mol (izdala siltumu, ir eksotermisks)

Toluols: C₇H₈ + 9O₂ -> 7CO₂ + 4H₂VAI

ΔH = -934500 cal / mol (izstaro siltumu, tas ir eksotermisks)

Etanols: C₂H₅OH + 3O₂ -> 2CO₂ + 3H₂VAI

ΔH = -326700 cal / mol (izstaro siltumu, tas ir eksotermisks)