Hemijske reakcije 6 - TERMOHEMIJA

Hemijska ravnoteža

Većina hemijskih reakcija su povratne. To su reakcije koje se odvijaju u oba smera.

U početku se reakcija odvija samo u smeru nastajanja produkata. Čim se stvori određena koncentracija produkata, čestice produkata počinju uspešno da se sudaraju i nastaju reaktanti (reakcija se odvija u suprotnom smeru). U jednom trenutku se uspostavlja stanje u kojem se ne menja ni koncentracija reaktanata ni koncentracija produkata. Takvo stanje se naziva stanje dinamičke ravnoteže.

Utrenutku uspostavljanja ravnoteže brzina direktne reakcije izjednačava se sa brzinom povratne reakcije:

 A + B <---> C + D.

Za reakciju aA + bB <---> cC + dD definisdana je konstanta ravnoteže: 

Heterogena ravnoteža - ravnoteža koja se uspostavlja u sistemu u kojem su učesnici reakcije različitih agregatnih stanja. Čiste čvrste i tečne supstance koje učestvuju u hetrogenoj ravnoteži ne uključuju se u izraz za ravnotežnu konstantu: 

CaCO_{3 (s)} ----> CaO _(s) + CO_{2 (g)}

Le Šateljeov princip

Ako se u sistemu koji se nalazi u hemijskoj ravnoteži promeni jedan od spoljašnjih faktora, sistem će reagovati tako da će se odvijati ona reakcija kojom se taj uticaj poništava.

1) Koncentracija - u reakciji aA + bB <---> cC + dD ako se poveća koncenracija A ili B onda se ravnoteža pomera u desno (u smeru ka proizvodima reakcije). Ako se poveća koncentracija C ili D onda se ravnoteža pomera u levo (u smeru ka reaktantima).

2) Tempertura - a) egzotermna - ako se temperatura smanji onda se ravnoteža pomera u desno. Ako se temperatura poveća, onda se ravnoteža pomera u levo.

                           b) endotermna - ako se temperatura smanji, onda se ravnoteža pomera u levo. Ako se temperatura poveća onda se ravnoteža pomera u desno.

3) Pritisak - kada su reaktanti i produkti u gasovitom agregatnom stanju, promena pritiska ima uticaja na sistem u ravnoteži samo kada se u toku reakcije menja broj molova! 

Ukoliko se pritisak povećava odvija se ona reakcija kojom se smanjuje broj čestica ----> Ako se pritisak poveća, onda se ravnoteža pomera u desno jer nastaje manji broj molova u direktnoj reakciji. 

Ukoliko se smanji pritisak, odvija se ona reakcija kojom se povećava broj čestica (ovaj proces je spontan, povećava se entropija sistema) ---> Ako se pritisak smanji onda se ravnoteža pomera u levo jer nastaje veći broj molova u suprotnoj reakciji.

Ako ne dolazi do promene broja molova u toku hemijske reakcije, promena pritiska ne utiče na sistem u ravnoteži.

4)Katalizator - on istovremeno povećava brzinu i direktne i povratne reakcije, tj. smanjuje energiju aktivacije i jedne i druge reakcije. Ne utiče na hemijsku ravnotežu.

Hemijske rekcije 5 - TERMOHEMIJA

Brzina hemijske reakcije

Da bi došlo do hemijske reakcije potrebno je ostvariti kontakt između čestica koje reaguju, tj. treba doći do njihovog sudara. Ukoliko se pri sudaru raskinu već postojeće veze i stvore nove veze, sudar je bio uspešan, u suprotnom, sudar se smatra neuspešnim.

Za uspešan sudar su sposobne samo one čestice koje poseduju energiju veću od prosečne, odnosno koje poseduju energiju aktivacije ( E_A). Pri sudaru dve čestice koje poseduju energiju aktivacije nastaje tzv. prelazno stanje ili aktivirani kompleks.

Brzina hemijske reakcije se određuje promenom koncentracije nekog od reaktanata ili produkata u određenom vremenskom intervalu:

Ukoliko se u toku reakcije smanjuje koncentracija polazne supstance stavljamo znak minus (-), a ako se povećava znak plus (+).

Aktivirani kompleks

U stanju aktiviranog kompleksa čestice se zadržavaju vrlo kratko, raskidaju već postojeće i stvaraju nove veze. Iz aktiviranog kompleksa nastaju produkti reakcije. 

U stanju aktiviranog kompleksa čestice sadrže maksimum energije (E_A). Energija aktiviranog komleksa je veća od energije početnog i krajnjeg stanja.

Faktori brzine hemijske reakcije

1) Priroda reaktanata

2) Koncentracija - pri povećanju koncentracije reagujućih supstanci povećava se broj čestica koje poseduju energiju pa se povećeva i brzina hemijske reakcije . Uticaj koncentracije na brzinu hemijske reakcije definisano je zakonom o dejstvu masa. Za reakciju: nA + mB ---> produkti , brzina (V) jednaka je:

3) Temperatura - sa povećanjem temperature povećava se energija svake čestice, te se povećava broj čestica koje poseduju energiju aktivacije, a samim tim povećava se i brzina reakcije.

4) Katalizator - supstance koje ubrzavaju hemijsku reakciju, tako što smanjuju energiju aktivacije neophodnu za formiranje prelaznog stanja. Katalizatori iz reakcije izlaze neporomenjeni.

5) Dodirna površina - sa povećanjem dodirne površine povećava se i brzina hemijske reakcije.

Hemijske reakcije 3 - TERMOHEMIJA

Termohemija

Termohemija je deo termodinamike koja se bavi proučavanjem toplote razmenjenom pri hemijskim i fizičkim promenama, a bazira se na prvom zakonu termodinamike.

Prilikom odvijanja hemijske reakcije dešavaju se energetske promene prilikom kojih se energija može apsorbovati ili osloboditi.

Prvi zakon termodinamike - energija ne može biti stvorena niti uništena, ona može biti samo prevedena iz jednog oblika u drugi. Energija univerzuma je konstantna.

Sistemi: -izolovani sistem ne izmenjuje ništa sa okolinom.

             -zatvoren sistem izmenjuje samo energiju (toplota i rad) sa okolinom

             -otvoren sistem izmenjuje i materiju i energiju (toplota i rad) sa okolinom.

Energija - merilo sosobnosti da vrši rad ili odaje toplotu.

Rad - energija utrošena na kretanje predmeta nasuprot sile.

Toplota - vrsta energije koja se prenosi kao rezultat temperaturne razlike sistema i okloline.

Temperatura - stepen zagrejanosti tela. 

Unutrašnja energija

(kinetička + potencijalna)

Unutrašnja energija je zbir svih pojedinačnih energija čestica (atoma, molekula, jona) koje čine sistem. Nemoguće je meriti apsolutnu vrednost unutrašnje energije (U), može se samo meriti promena unutrašnje energije pri promeni stanja (∆U). Kada je ∆U  = 0 nije došlo do promene energije.

Primena prvog zakona - kada sistem prolazi kroz fizičku i hemijsku promenu, promena unutrašnje energije je jednaka toplotnoj energiji (q) koju sistem otpušta ili prima plus rad (W) koji sistem vrši ili se vrši nad sistemom:  ∆U = q + W ------ q = ∆U - W