Енергетичні та хімічні реакції

Всі хімічна реакція носити з собою a зміна енергії, внаслідок перетворення речовин, які в ньому беруть участь. Енергія може проявлятися по-різному:

• Гарячі
• Внутрішня енергія
• Енергія активації

Тепло в хімічних реакціях

 молекули хімічних сполук вони утворені ланки, що несуть енергію включений, який утримує атоми разом. Коли відбувається хімічна реакція, молекули, що беруть участь, зазнають розбиваючи деякі з них ланки, що спричиняє коливання енергії. Зазвичай це виглядає як зміна тепла.

 гарячий в хімічних реакціях вимірюється Ентальпія (H), яка є термодинамічною величиною, що описує термічні зміни, доведені до постійного тиску. Вимірюється калоріями на моль (кал / моль), і розраховується для кожної сполуки реакції за такою формулою:

ΔH = mCpΔT

Де:

ΔH: зміна ентальпії речовини

m: маса речовини, що бере участь у реакції

Cp: ​​питома теплоємність речовини при постійному тиску

ΔT: зміна температури в реакції

Якщо вони беруть участь у хімічній реакції елементів, їх ентальпія вважається 0 оскільки в їх формування не вкладено енергії.

Для повної реакції, форма якої:

2A + B -> 3C + D

Ентальпія буде результатом віднімання:

Ентальпія реакції = Ентальпія продуктів - Ентальпія реагентів

ΔH_{реакція} = ΔH (3C + D) - ΔH (2A + B)

Кожна з ентальпій буде нести коефіцієнт з яким речовина діє в реакції (кількість родимок. Для A в даному випадку воно дорівнює 2, і воно збирається помножити значення його ентальпії.

Наприклад, для реакції горіння пропану:

C.₃H₈(g) + 5O₂(g) -> 3CO₂(г) + 4Н₂O (l)

ΔHC.₃H₈ = -24820 кал / моль

ΔHАБО₂ = 0 кал / моль

ΔHCO₂ = -94050 кал / моль

ΔHH₂O = -68320 кал / моль

Ентальпія реакції = Ентальпія продуктів - Ентальпія реагентів

ΔH_{реакція} = [3 (-94050 кал / моль) + 4 (-68320 кал / моль)] - [-24820 кал / моль + 5 (0)]

ΔH_{реакція} = [-282150 + (-273280)] – (-24820)

ΔH_{реакція} = -555430 + 24820

ΔH_{реакція} = -530610 кал / моль

Види хімічних реакцій за нагріванням

Хімічні реакції класифікують на два типи відповідно до теплоти, що в них відбувається:

• Екзотермічні реакції
• Ендотермічні реакції

 екзотермічні реакції це ті, в яких під час взаємодії речовини виділяли тепло. Це, наприклад, сильна кислота, яка контактує з водою. Розчин прогрівається. Це також відбувається при згорянні вуглеводнів, які виділяють тепло у формі вогню, супроводжуючись вуглекислим газом CO₂ і водяної пари H₂АБО.

 ендотермічні реакції це ті, в яких, щоб почати реагувати, реагенти повинні отримувати тепло. Саме від певного тепла продукти починають вироблятися. Це має місце, наприклад, при утворенні оксидів азоту, для яких у процесі має бути велика кількість тепла, щоб кисень і азот об’єднались у сполуці.

Внутрішня енергія в хімічних реакціях

 внутрішня енергія (U, E) речовини - це сума кінетичної та потенційної енергій усіх її частинок. Ця величина втручається в хімічні реакції в обчислення ентальпії:

ΔH = ΔU + PΔV

Ця формула ентальпії базується на першому законі термодинаміки, який записаний:

ΔQ = ΔU - ΔW

Де:

Q: тепло від термодинамічної системи (яка може бути хімічною реакцією). Вимірюється калоріями на моль, як і ентальпії.

АБО: Внутрішня енергія термодинамічної системи.

W: Механічна робота термодинамічної системи і розраховується з добутком тиску та зміни обсягу (PΔV).

Енергія активації в хімічних реакціях

 енергія активації це така кількість енергії, яка визначатиме початок хімічних реакцій, наступним чином:

• Якщо енергія активації занадто короткий, реакція буде спонтанний, тобто він почнеться самостійно, а реагенти трансформуватимуться, просто контактуючи.
• Якщо енергія активації вона низька, вам потрібно буде додати трохи енергії до реагентів, щоб вони почали взаємодіяти.
• Якщо енергія активації є високим, потрібно буде вкласти достатньо енергії, щоб відбулася реакція.
• Якщо енергія активації вона дуже висока, нам доведеться вдатися до т.зв. каталізатори, щоб зробити його доступнішим.

 каталізатори Вони є хімічними речовинами, які не беруть участі в хімічних реакціях, перетворюючись, але відповідають за їх прискорення, зменшення енергії активації так що реагенти починають перетворюватися на продукти.

Наприклад, спонтанною реакцією є така, яка виявляється в метаболізмі людини: спонтанне декарбоксилювання ацетоацетату стати ацетоном, шляхом синтезу кетонових тіл. Для його здійснення не потрібні ферменти.

Хімічна рівновага та закон Лешательє

Закон Лешательє - це той, що регулює рівновагу в хімічних реакціях, і він говорить:

"Будь-який стимул, який дається хімічній реакції в рівновазі, змусить її реагувати, протидіючи їй, до іншої точки рівноваги"

Закон Лешательє можна описати відповідно до змінних тиску, об'єму та концентрації:

• Чи то збільшити тиск до реакції вона буде спрямована туди, де утворюється менше родимок, або до реагентів, або до продуктів.
• Чи то зменшити тиск до реакції, це буде спрямовано туди, де утворюється більше родимок, або до реагентів, або до продуктів.
• Чи то збільшити температуру до реакції, вона буде йти туди, де тепло поглинається (ендотермічна реакція), або прямим шляхом (від реагентів до продуктів), або зворотним шляхом (від продуктів до реагентів).
• Чи то зменшити температуру до реакції вона буде спрямовуватися туди, де виділяється тепло (екзотермічна реакція), або прямим шляхом (від реагентів до продуктів), або зворотним шляхом (від продуктів до реагентів).
• Чи то збільшує концентрацію реагенту, реакція буде спрямована на отримання більше продуктів.
• Чи то зменшує концентрацію продукту, реакція буде спрямована на отримання більше реагентів.

Фактори, що змінюють швидкість реакції

 швидкість реакції - концентрація реагуючих речовин (у молях / літр), яка витрачається на кожну одиницю часу.

На цю швидкість впливає шість факторів:

• Концентрація
• Тиск
• Температура
• Контактна поверхня
• Природа реагентів
• Каталізатори

 концентрація - кількість реагенту для кожної одиниці об’єму (моль / літр). Якщо додати кількість, реакція реагуватиме швидшим утворенням продуктів.

 Тиск це впливає лише на те, якщо реагенти та продукти є газами. Реакція відповість відповідно до закону Лешательє.

 температури сприяє реакціям залежно від того, є вони ендотермічними чи екзотермічними. Якщо воно є ендотермічним, підвищення температури прискорить реакцію. Якщо вона екзотермічна, зниження температури призведе до цього.

 контактна поверхня Це допомагає частинкам реагенту краще розподілятись між собою, так що реакція прискорюється і продукти швидше досягаються.

 природа реагентів, що складається з його молекулярної структури, визначає швидкість реакції. Наприклад, такі кислоти, як соляна кислота (HCl), негайно нейтралізуються, навіть агресивно, такими основами, як гідроксид натрію (NaOH).

 каталізатори Вони є хімічними речовинами, які не беруть участі в реакції, але які відповідають за прискорення або затримку взаємодії реагентів. Вони продаються у фізичній формі, що забезпечує хорошу контактну зону.

Приклади енергії в хімічних реакціях

Нижче наведені теплоти згоряння різних хімічних речовин:

Метан: СН₄ + 2O₂ -> CO₂ + 2Н₂АБО

ΔH = -212800 кал / моль (віддає тепло, воно екзотермічне)

Етан: C₂H₆ + (7/2) O₂ -> 2CO₂ + 3Н₂АБО

ΔH = -372820 кал / моль (віддає тепло, воно екзотермічне)

Пропан: C₃H₈ + 5О₂ -> 3CO₂ + 4Н₂АБО

ΔH = -530600 кал / моль (віддає тепло, воно екзотермічне)

Бутан: C₄H₁₀ + (13/2) O₂ -> 4CO₂ + 5Н₂АБО

ΔH = -687980 кал / моль (віддає тепло, воно екзотермічне)

Пентан: C₅H₁₂ + 8О₂ -> 5CO₂ + 6Н₂АБО

ΔH = -845160 кал / моль (віддає тепло, воно екзотермічне)

Етилен: C₂H₄ + 3O₂ -> 2CO₂ + 2Н₂АБО

ΔH = -337230 кал / моль (віддає тепло, воно екзотермічне)

Ацетилен: C₂H₂ + (5/2) O₂ -> 2CO₂ + H₂АБО

ΔH = -310620 кал / моль (віддає тепло, воно екзотермічне)

Бензол: C₆H₆ + (15/2) O₂ -> 6CO₂ + 3Н₂АБО

ΔH = -787200 кал / моль (віддає тепло, екзотермічно)

Толуол: C₇H₈ + 9O₂ -> 7CO₂ + 4Н₂АБО

ΔH = -934500 кал / моль (віддає тепло, воно екзотермічне)

Етанол: C₂H₅OH + 3O₂ -> 2CO₂ + 3Н₂АБО

ΔH = -326700 кал / моль (віддає тепло, воно екзотермічне)