Енергетске и хемијске реакције

Све хемијска реакција носите са собом а промена енергије, због трансформације супстанци које у њему учествују. Енергија се може манифестовати на разне начине:

• Вруће
• Унутрашња енергија
• Енергија активације

Топлота у хемијским реакцијама

Тхе молекули хемијских једињења образују их везе које носе енергију укључен, који држи атоме на окупу. Када се догоди хемијска реакција, молекули који учествују пролазе кроз ломећи неке од ових везе, што узрокује варијације у енергији. Обично се појављује као промена топлоте.

Тхе вруће у хемијским реакцијама мери се Енталпија (Х), што је термодинамичка величина која описује термичке промене доведене до константног притиска. Мери се у калоријама по молу (кал / мол), и израчунава се за свако једињење реакције, следећом формулом:

ΔХ = мЦпΔТ

Где:

ΔХ: промена енталпије супстанце

м: маса супстанце која учествује у реакцији

Цп: специфична топлота супстанце под константним притиском

ΔТ: промена температуре у реакцији

Ако учествују у хемијској реакцији елемената, њихова енталпија се сматра 0 јер у њихово формирање није уложена енергија.

За потпуну реакцију, чији је облик:

2А + Б -> 3Ц + Д.

Енталпија ће настати извођењем одузимања:

Енталпија реакције = Енталпија производа - Енталпија реактаната

ΔХ_{реакција} = ΔХ (3Ц + Д) - ΔХ (2А + Б)

Свака од енталпија носиће коефицијент са којим супстанца делује у реакцији (број молова. За А је у овом случају 2 и помножиће вредност своје енталпије.

На пример, за реакцију сагоревања пропана:

Ц.₃Х.₈(г) + 50₂(г) -> 3ЦО₂(г) + 4Х₂О (л)

ΔХЦ.₃Х.₈ = -24820 кал / мол

ΔХИЛИ₂ = 0 кал / мол

ΔХЦО₂ = -94050 кал / мол

ΔХХ.₂О = -68320 кал / мол

Енталпија реакције = Енталпија производа - Енталпија реактаната

ΔХ_{реакција} = [3 (-94050 кал / мол) + 4 (-68320 кал / мол)] - [-24820 кал / мол + 5 (0)]

ΔХ_{реакција} = [-282150 + (-273280)] – (-24820)

ΔХ_{реакција} = -555430 + 24820

ΔХ_{реакција} = -530610 кал / мол

Врсте хемијских реакција према топлоти

Хемијске реакције ће се класификовати у две врсте према топлоти која је у њима укључена:

• Егзотермне реакције
• Ендотермне реакције

Тхе егзотермне реакције су они код којих су током интеракције супстанце ослобађале топлоту. То је случај, на пример, јаке киселине која долази у контакт са водом. Решење се загрева. Такође се јавља при сагоревању угљоводоника, који ослобађају топлоту у облику ватре, праћен угљен-диоксидом ЦО₂ и водене паре Х.₂ИЛИ.

Тхе ендотермне реакције су они у којима да би реактанти почели да реагују, морају добијати топлоту. Производи почињу да се генеришу од одређене топлоте. То је случај, на пример, при стварању азотних оксида, за које у процесу мора постојати велика количина топлоте да би се кисеоник и азот ујединили у једињењу.

Унутрашња енергија у хемијским реакцијама

Тхе унутрашња енергија (У, Е) супстанце је збир кинетичке и потенцијалне енергије свих њених честица. Ова величина интервенише у хемијским реакцијама у прорачуни енталпије:

ΔХ = ΔУ + ПΔВ

Ова формула за енталпију заснована је на првом закону термодинамике, који је написан:

ΔК = ΔУ - ΔВ

Где:

П: топлота из термодинамичког система (што може бити хемијска реакција). Мери се у калоријама по молу, баш као и енталпије.

ИЛИ: Унутрашња енергија термодинамичког система.

В: Механички рад термодинамичког система, а израчунава се са производом притиска и промене запремине (ПΔВ).

Енергија активације у хемијским реакцијама

Тхе енергија активације да ли је она количина енергије која ће одредити почетак хемијских реакција, како следи:

• Ако је енергија активације је прекратак, реакција ће бити спонтано, односно започет ће сам од себе и реагенси ће се трансформисати само ступањем у контакт.
• Ако је енергија активације ниска је, мораћете да додате мало енергије у реагенсе да би они почели да комуницирају.
• Ако је енергија активације је висока, мораће се уложити довољно енергије да би се реакција одвијала.
• Ако је енергија активације врло је висока, мораћемо да прибегнемо тзв катализатори, како би била приступачнија.

Тхе катализатори Они су хемијске супстанце које не учествују у хемијским реакцијама трансформишући се, али су одговорне за њихово убрзање, смањење енергије активације тако да реактанти почињу да постају производи.

На пример, спонтана реакција се налази у метаболизму човека: спонтана декарбоксилација ацетоацетата да постане ацетон, на начин синтезе кетонских тела. Нису му потребни ензими.

Хемијска равнотежа и ЛеЦхателиер-ов закон

ЛеЦхателиер-ов закон регулише равнотежу у хемијским реакцијама и каже:

„Сваки стимулус који се даје хемијској реакцији у равнотежи учиниће да реагује супротстављањем, до друге тачке равнотеже“

ЛеЦхателиер-ов закон се може описати према променљивим притисак, запремина и концентрација:

• Да ли је повећати притисак на реакцију, биће усмерен тамо где се ствара мање молова, било према реактантима или према производима.
• Да ли је смањити притисак на реакцију, ово ће ићи тамо где се ствара више молова, било према реактантима или према производима.
• Да ли је повећати температуру до реакције, отићи ће тамо где се топлота апсорбује (ендотермна реакција), било на директан начин (од реактаната до производа) или обрнуто (од производа до реактаната).
• Да ли је смањити температуру до реакције, отићи ће тамо где се топлота ослобађа (егзотермна реакција), било на директан начин (од реактаната до производа) или обрнуто (од производа до реактаната).
• Да ли је повећава концентрацију реагенса, реакција ће бити усмерена на стварање више производа.
• Да ли је смањује концентрацију производа, реакција ће бити усмерена на стварање више реагенаса.

Фактори који модификују брзину реакције

Тхе брзина реакције је концентрација реактаната (у мол / л) која се троши за сваку јединицу времена.

На ову брзину утиче шест фактора:

• Концентрација
• Притисак
• Температура
• Контактна површина
• Природа реагенса
• Катализатори

Тхе концентрација је количина реагенса за сваку запреминску јединицу (мол / литар). Ако се дода количина, реакција ће реаговати бржим стварањем производа.

Тхе Притисак утиче само ако су реактанти и производи гасови. Реакција ће одговорити у складу са Законом ЛеЦхателиер.

Тхе температура фаворизује реакције у зависности од тога да ли су ендотермне или егзотермне. Ако је ендотермно, пораст температуре ће убрзати реакцију. Ако је егзотермичан, покренуће га смањење температуре.

Тхе контактна површина Помаже да се честице реагенса боље распрше међу собом, тако да се реакција убрзава и брже долази до производа.

Тхе природа реагенса, који се састоји од његове молекуларне структуре, одређује брзину реакције. На пример, киселине попут хлороводоничне киселине (ХЦл) одмах се неутралишу, чак и агресивно, базама попут натријум хидроксида (НаОХ).

Тхе катализатори Они су хемијске супстанце које нису укључене у реакцију, али су одговорне за убрзавање или одлагање интеракције реактаната. Они се продају у физичком облику који нуди добру контактну површину.

Примери енергије у хемијским реакцијама

Топлоте сагоревања различитих хемикалија приказане су у наставку:

Метан: ЦХ₄ + 2О₂ -> ЦО₂ + 2Х₂ИЛИ

ΔХ = -212800 кал / мол (Одаје топлоту, егзотермично је)

Етан: Ц.₂Х.₆ + (7/2) О.₂ -> 2ЦО₂ + 3Х₂ИЛИ

ΔХ = -372820 кал / мол (Одаје топлоту, егзотермично је)

Пропан: Ц.₃Х.₈ + 5О₂ -> 3ЦО₂ + 4Х₂ИЛИ

ΔХ = -530600 кал / мол (одаје топлоту, егзотермично је)

Бутан: Ц.₄Х.₁₀ + (13/2) О.₂ -> 4ЦО₂ + 5Х₂ИЛИ

ΔХ = -687980 кал / мол (Одаје топлоту, егзотермично је)

Пентан: Ц.₅Х.₁₂ + 8О₂ -> 5ЦО₂ + 6Х₂ИЛИ

ΔХ = -845160 кал / мол (Одаје топлоту, егзотермично је)

Етилен: Ц.₂Х.₄ + 3О₂ -> 2ЦО₂ + 2Х₂ИЛИ

ΔХ = -337230 кал / мол (Одаје топлоту, егзотермично је)

Ацетилен: Ц.₂Х.₂ + (5/2) О.₂ -> 2ЦО₂ + Х₂ИЛИ

ΔХ = -310620 кал / мол (одаје топлоту, егзотермично је)

Бензен: Ц.₆Х.₆ + (15/2) О.₂ -> 6ЦО₂ + 3Х₂ИЛИ

ΔХ = -787200 кал / мол (Одаје топлоту, егзотермично је)

Толуен: Ц.₇Х.₈ + 9О₂ -> 7ЦО₂ + 4Х₂ИЛИ

ΔХ = -934500 кал / мол (Одаје топлоту, егзотермично је)

Етанол: Ц.₂Х.₅ОХ + 3О₂ -> 2ЦО₂ + 3Х₂ИЛИ

ΔХ = -326700 кал / мол (Одаје топлоту, егзотермично је)