Enerji ve Kimyasal Reaksiyonlar

Herşey Kimyasal reaksiyon yanında taşımak enerji değişimi, buna katılan maddelerin dönüşümü nedeniyle. Enerji kendini çeşitli şekillerde gösterebilir:

• Sıcak
• İçsel enerji
• aktivasyon enerjisi

Kimyasal reaksiyonlarda ısı

 kimyasal bileşiklerin molekülleri onlar tarafından oluşturulur enerji taşıyan bağlantılar dahil, atomları bir arada tutan. Bir kimyasal reaksiyon meydana geldiğinde, katılan moleküller, bunlardan bazılarını kırmak enerjide bir değişime neden olan bağlantılar. Genellikle ısı değişikliği olarak ortaya çıkar.

 Sıcak kimyasal reaksiyonlarda ölçülür Entalpi (H)sabit basınca getirilen termal değişiklikleri tanımlayan termodinamik bir miktardır. Köstebek başına kalori olarak ölçülür (kal / mol), ve reaksiyonun her bir bileşiği için aşağıdaki formülle hesaplanır:

ΔH = mCpΔT

Nerede:

ΔH: maddenin entalpisindeki değişim

m: reaksiyona katılan maddenin kütlesi

Cp: ​​Maddenin sabit basınçta özgül ısısı

ΔT: reaksiyondaki sıcaklık değişimi

Kimyasal reaksiyona katılırlarsa elementler, entalpileri 0 olarak kabul edilir çünkü onları oluşturmak için hiçbir enerji yatırımı yapılmamıştır.

Tam bir reaksiyon için, şekli şöyledir:

2A + B -> 3C + D

Entalpi, bir çıkarma yapmaktan kaynaklanacaktır:

Tepkime entalpisi = Ürünlerin entalpisi - Tepkimeye girenlerin entalpisi

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

entalpilerin her biri katsayısını taşıyacak maddenin reaksiyonda hareket ettiği (mol sayısı. A için bu durumda 2'dir ve entalpisinin değerini çarpacaktır.

Örneğin, propan yanma reaksiyonu için:

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

ΔHC₃H₈ = -24820 kal / mol

ΔHVEYA₂ = 0 kal / mol

ΔHCO₂ = -94050 kal / mol

ΔHH₂O = -68320 kal / mol

Tepkime entalpisi = Ürünlerin entalpisi - Tepkimeye girenlerin entalpisi

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

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

ΔH_reaksiyon = -555430 + 24820

ΔH_reaksiyon = -530610 kal / mol

Isıya göre kimyasal reaksiyon türleri

Kimyasal reaksiyonlar, içerdikleri ısıya göre iki tipte sınıflandırılacaktır:

• ekzotermik reaksiyonlar
• endotermik reaksiyonlar

 ekzotermik reaksiyonlar etkileşim sırasında maddelerin ısı saldığı maddelerdir. Örneğin, suyla temas eden güçlü bir asit durumu budur. Çözelti ısınır. Karbondioksit CO ile birlikte ateş şeklinde ısı açığa çıkaran hidrokarbonların yanması sonucu da meydana gelir.₂ ve su buharı H₂VEYA.

 endotermik reaksiyonlar tepkimeye başlamak için reaktanların ısı alması gerekenlerdir. Ürünler belirli bir ısıdan oluşmaya başlar. Bu, örneğin, oksijen ve nitrojenin bir bileşikte birleşmesi için proseste büyük miktarda ısı olması gereken nitrojen oksitlerin üretimi durumudur.

Kimyasal reaksiyonlarda iç enerji

 içsel enerji (U, E) bir maddenin tüm parçacıklarının kinetik ve potansiyel enerjilerinin toplamıdır. Bu büyüklük, kimyasal reaksiyonlara müdahale eder. entalpi hesaplamaları:

ΔH = ΔU + PΔV

Bu entalpi formülü, yazılan termodinamiğin birinci yasasına dayanmaktadır:

ΔQ = ΔU - ΔW

Nerede:

S: termodinamik sistemden gelen ısı (kimyasal reaksiyon olabilir). Tıpkı entalpiler gibi, mol başına kalori cinsinden ölçülür.

VEYA: Termodinamik sistemin iç enerjisi.

W: Termodinamik sistemin mekanik çalışması, basınç ve hacim değişiminin (PΔV) çarpımı ile hesaplanır.

Kimyasal reaksiyonlarda aktivasyon enerjisi

 aktivasyon enerjisi aşağıdaki gibi kimyasal reaksiyonların başlangıcını belirleyecek olan enerji miktarıdır:

• aktivasyon enerjisi ise çok kısa, tepki olacak doğalyani kendi kendine başlayacak ve reaktifler sadece temasa geçerek dönüştürülecektir.
• aktivasyon enerjisi ise düşüketkileşime başlamaları için reaktiflere biraz enerji eklemeniz gerekecektir.
• aktivasyon enerjisi ise yüksektirreaksiyonun gerçekleşmesi için yeterli enerjinin yatırılması gerekecektir.
• aktivasyon enerjisi ise çok yüksek, sözde başvurmak zorunda kalacağız katalizörler, daha erişilebilir hale getirmek için.

 katalizörler Kimyasal tepkimelerin dönüşümüne katılmayan ancak onları hızlandırmaktan sorumlu olan kimyasal maddelerdir. azalan aktivasyon enerjisi böylece reaktanlar ürün olmaya başlar.

Spontane bir reaksiyon, örneğin, insan metabolizmasında bulunan bir reaksiyondur: asetoasetatın kendiliğinden dekarboksilasyonu keton cisimlerinin sentezi yolunda aseton haline gelmek. Gerçekleştirmek için enzimlere ihtiyaç duymaz.

Kimyasal denge ve LeChatelier Yasası

LeChatelier Yasası, kimyasal reaksiyonlarda dengeyi yöneten yasadır ve şöyle der:

"Dengedeki bir kimyasal reaksiyona verilen herhangi bir uyaran, onu farklı bir denge noktasına kadar etkisiz hale getirerek tepki vermesini sağlayacaktır."

LeChatelier Yasası basınç, hacim ve konsantrasyon değişkenlerine göre tanımlanabilir:

• İster basıncı artırmak reaksiyona, ya reaktanlara ya da ürünlere doğru daha az molün üretildiği yere yönlendirilecektir.
• İster basıncı azaltmak reaksiyona, bu, reaktanlara veya ürünlere doğru daha fazla molün üretildiği yere gidecektir.
• İster sıcaklığı artırmak reaksiyona, ya doğrudan (reaktanlardan ürünlere) ya da ters yoldan (ürünlerden reaktanlara) ısının emildiği yere (endotermik reaksiyon) gidecektir.
• İster sıcaklığı azaltmak reaksiyona, ya doğrudan (reaktanlardan ürünlere) ya da ters yoldan (ürünlerden reaktanlara) ısının serbest bırakıldığı (ekzotermik reaksiyon) gidecektir.
• İster bir reaktifin konsantrasyonunu arttırır, reaksiyon daha fazla ürün üretmeye yönelik olacaktır.
• İster bir ürünün konsantrasyonunu azaltır, reaksiyon daha fazla reaktif üretmeye yönlendirilecektir.

Bir reaksiyonun hızını değiştiren faktörler

 reaksiyon hızı her birim zaman için tüketilen reaktanların (mol / litre cinsinden) konsantrasyonudur.

Bu hızı etkileyen altı faktör vardır:

• konsantrasyon
• Basınç
• Sıcaklık
• Temas yüzeyi
• Reaktiflerin doğası
• Katalizörler

 konsantrasyon her birim hacim (mol / litre) için reaktif miktarıdır. Bir miktar eklenirse, reaksiyon daha hızlı ürünler üreterek tepki verecektir.

 Basınç sadece reaktanların ve ürünlerin gaz olup olmadığını etkiler. Reaksiyon, LeChatelier Yasasına göre yanıt verecektir.

 sıcaklık endotermik veya ekzotermik olmalarına bağlı olarak reaksiyonları destekler. Endotermik ise, sıcaklıktaki bir artış reaksiyonu hızlandıracaktır. Ekzotermik ise, sıcaklıktaki bir azalma onu yönlendirecektir.

 temas yüzeyi Reaktif partiküllerinin kendi aralarında daha iyi dağılmasına yardımcı olur, böylece reaksiyon hızlanır ve ürünlere daha hızlı ulaşılır.

 reaktiflerin doğasımoleküler yapısından oluşan reaksiyonun hızını belirler. Örneğin, hidroklorik asit (HCl) gibi asitler, sodyum hidroksit (NaOH) gibi bazlar tarafından hemen, hatta agresif biçimde nötralize edilir.

 katalizörler Reaksiyona dahil olmayan ancak reaktanların etkileşimini hızlandırmaktan veya geciktirmekten sorumlu olan kimyasal maddelerdir. İyi bir temas alanı sunan fiziksel bir biçimde pazarlanırlar.

Kimyasal reaksiyonlarda enerji örnekleri

Çeşitli kimyasalların yanma ısıları aşağıda gösterilmiştir:

metan: CH₄ + 2O₂ -> CO₂ + 2H₂VEYA

ΔH = -212800 cal / mol (Isı verir, ekzotermiktir)

etan: C₂H₆ + (7/2) O₂ -> 2CO₂ + 3H₂VEYA

ΔH = -372820 cal / mol (Isı verir, ekzotermiktir)

Propan: C₃H₈ + 5O₂ -> 3CO₂ + 4H₂VEYA

ΔH = -530600 cal / mol (Isı verir, ekzotermiktir)

Bütan: C₄H₁₀ + (13/2) O₂ -> 4CO₂ + 5H₂VEYA

ΔH = -687980 cal / mol (Isı verir, ekzotermiktir)

Pentan: C₅H₁₂ + 8O₂ -> 5CO₂ + 6H₂VEYA

ΔH = -845160 cal / mol (Isı verir, ekzotermiktir)

etilen: C₂H₄ + 3O₂ -> 2CO₂ + 2H₂VEYA

ΔH = -337230 cal / mol (Isı verir, ekzotermiktir)

asetilen: C₂H₂ + (5/2) O₂ -> 2CO₂ + H₂VEYA

ΔH = -310620 cal / mol (Isı verir, ekzotermiktir)

Benzen: C₆H₆ + (15/2) O₂ -> 6CO₂ + 3H₂VEYA

ΔH = -787200 cal / mol (Isı verir, ekzotermiktir)

Toluen: C₇H₈ + 9O₂ -> 7CO₂ + 4H₂VEYA

ΔH = -934500 cal / mol (Isı verir, ekzotermiktir)

etanol: C₂H₅OH + 3O₂ -> 2CO₂ + 3H₂VEYA

ΔH = -326700 cal / mol (Isı verir, ekzotermiktir)