Reaktioiden entalpiamuutokset

Entalpia ja reaktioiden
termodynamiikka
Taavi
Tunnin sisältö
1. 
2. 
3. 
4. 
Termistöä
Mitä entalpia tarkoittaa?
Entalpia ja reaktioiden termodynamiikka
Entalpian matematiikka:
–  Eri keinoja laskea reaktioiden entalpiamuutoksia
–  Sidosenergia
–  Perusmuodostumislämmöt
5.  Esimerkkejä
Termistöä
•  Systeemi
–  Kemiallisen reaktion kannalta systeemin muodostavat reagoivat
aineet ja tila jossa aineet ovat
•  Entalpia (H)
–  Systeemin energia, joka koostuu systeemin sisäenergiasta U ja
termistä pV (tarkemmin fysiikassa). H = U + pV
•  Entalpian muutos
–  Kemiallisessa reaktiossa entalpian muutos kuvastaa systeemin
sisäenergian määrän muutoksia
•  Entropia
–  Entropia on suure, joka mittaa kuinka tasaisesti materiaali ja energia
on jakautunut systeemiin.
•  Tasapaino
–  Tasapainolla tarkoitetaan tilaa, jossa systeemillä ei ole
(hyödynnettävää) potentiaalienergiaa.
Mitä on entalpia?
•  Lukion oppimäärässä reaktion
termodynamiikkaa kuvataan lähinnä
sisäenergian, eli entalpian muutoksilla.
•  Kemialliset systeemit etenevät kohti vapaan
(työhön käytettävissä olevan) energian
minimiä.
à kohti minimientalpiaa ja maksimientropiaa
•  Tätä tilaa kutsutaan vakio-oloissa tapahtuvan
reaktion tasapainotilaksi
Termodynamiikkaa
•  Termodynamiikan ensimmäinen laki:
Systeemin ja ympäristön kokonaisenergia on
vakio.
–  Energiaa ei siis synny tai häviä, vaan se muuttaa
muotoaan
•  Termodynamiikan toinen laki: Systeemin ja
ympäristön epäjärjestys eli entropia pyrkii
kasvamaan
Reaktioiden entalpiamuutokset
•  Kemiallisisia reaktioita tarkasteltaessa
tärkeimmät entalpiaa muuttavat tapahtumat
ovat:
–  Sidoksen katkeaminen, jossa systeemiin sitoutuu
lämpöenergiaa sidosenergian verran. à
entalpia kasvaa
–  Sidoksen muodostuminen, joka vapauttaa
lämpöenergiaa ja pienentää systeemin energiaa
sidosenergian vastaluvun verran à entalpia
pienenee
Reaktioentalpiaa
•  Käsitellään esim. jääpalaa:
–  Kun jääpalaan johdetaan lämpöä (= energiaa kuluu)
à jääpala sulaa
–  Reaktiossa jääpalan hilarakennetta koossa pitävät
vetysidokset katkeavat ja hilarakenne sortuu
–  Vastaavasti jähmettyessä vetysidoksia syntyy ja
energiaa vapautuu
•  Sama pätee kaikkiin sidoksiin: yleisesti
voidaan sanoa, että vahvemmat sidokset
pyrkivät muodostumaan ja heikommat
katkeamaan
Reaktioentalpiaa
•  Reaktioentalpia on mitattava suure, jonka
tunnus on ΔH
•  Reaktioentalpiaa mitataan yksikössä J/mol,
kuvaamaan entalpian (sisäenergian)
muutosta, kun reaktioyhtälön mukainen
reaktio tapahtuu 1 mol ”kertaa”
tarkasteltavaan suuntaan.
Reaktioentalpiaa
•  Endotermisissä reaktioissa
–  Reaktioentalpia > 0, sisäenergia kasvaa
–  Lämpöä sitoutuu systeemiin
–  Reaktion etenemiseen vaaditaan ulkopuolista
energiaa
•  Eksotermisissä reaktioissa
–  Reaktioentalpia < 0, sisäenergia pienenee
–  Lämpöä vapautuu
–  Reaktion eteneminen ei vaadi energiaa.
Entalpian matematiikkaa
•  Eri tapoja laskea reaktioentalpia:
•  Sidosenergioiden avulla:
∆𝐻 = Σ katkeavat sidokset −
Σ muodostuvat sidokset
–  Esimerkiksi polymerisoitumisreaktioissa
∆𝐻 = Σ lähtöaineiden sidosenergiat −
Σ tuotteiden sidosenergiat
–  Pienet molekyylit
Esimerkki
•  Arvioi keskimääräisten
sidosenergioiden avulla, paljonko
palorypälehapon täydellisessä
polttamisessa vapautuu energiaa?
Anna vastaus energiana
palorypälehapon ainemäärää
kohti. O
H
H
C
C
O
C
H
O
H
+ O=O Sidos Sidosenergia (kJ/mol) C-­‐H 412 C=O 743 C-­‐C 348 C-­‐O 360 O-­‐H 463 O=O 496 Ongelmia sidosenergioilla
laskemisessa
•  Sidosenergiat vaihtelevat eri molekyylien
välillä riippuen sidosta ympäröivistä
rakenteista
•  Esimerkiksi vesimolekyylin O-H sidoksen
energia ei ole samansuuruinen, kuin
karboksyyliryhmän O-H sidoksen energia.
•  Taulukkoarvot ovat keskimääräisiä
sidosenergioita abosluuttisessa
nollapisteessä!
Entalpian matematiikkaa
•  Muodostumisentalpioiden avulla:
•  Muodostumisentalpialla tarkoitetaan sitä systeemin
entalpianmuutosta joka tapahtuu, kun yksi mooli
ainetta syntyy lähtöaineistaan .
•  Alkuaineen huoneenlämmössä pysyvimmän
olomuodon (sis. kemiallisen ja fysikaalisen olomuodon)
muodostumislämmöksi määritellään nolla.
•  Muodostumislämpö voi saada sekä negatiivisia, että
positiivisia arvoja.
Entalpian matematiikkaa
•  ∆𝐻 = Σ[𝑛∗Δ𝐻° tuotteet] −
Σ[𝑛∗Δ𝐻° lähtöaineet ]
•  Reagenssien muodostumisentalpioiden
avulla voidaan laskea reaktioentalpia (kun
vakio paine, lämpötila eivätkä olomuodot
muutu)
•  Voidaan laskea, koska entalpia kuvaa
muutosta (energiatilojen erotusta), ei reittiä.
Reaktionopeus ja
reaktiotasapaino
Tunnin sisältö
1. 
2. 
3. 
4. 
5. 
Reaktionopeus
Katalyytti ja inhibiittori
Reaktion tasapaino
Tasapainovakio
Esimerkki
Reaktionopeus
•  Konsentraation muutoksen nopeus
ilmaistaan:
Δc
mol
mol
v = , [v] =
tai [v] =
Δt
s
l∗s
•  Reaktionopeuteen vaikuttaa useita tekijöitä:
–  Konsentraatio, paine, lämpötila, reaktiojärjestys,
reaktiomekanismi, liuotin, katalyytti jne…
Aktivaatioenergia
Katalyysi ja inhibitio
•  Katalyytti = alentaa aktivaatioenergiaa
–  Ei vaikuta lopputuotteisiin tai tasapainovakioon
–  Entsyymi = biokatalyytti (yleensä proteiini)
GLO1-entsyymi
Reaktion tasapaino
•  Yleensä kaikki aine reaktioseoksessa ei reagoi
lopputuotteeksi
•  Reaktioyhtälö etenee yhtälön kumpaankin
suuntaan tietyllä todennäköisyydellä
–  Suljetussa systeemissä, jossa ainetta ei poistu eikä sitä tule
lisää, reaktio voi saavuttaa tasapainotilan, jossa
reaktiotuotteita syntyy yhtä nopeasti kuin niitä hajoaa, eli
reaktionopeus molempiin suuntiin on sama
⇌
Tasapainovakio K
•  Tasapainovakio K on termi, joka kuvaa reaktion
tasapainotilaa
•  Osoittaa kuinka suuri osa lähtöaineista muuttuu
reaktiotuotteiksi ja kuinka suuri osa pysyy
lähtöaineina reaktion saavutettua tasapainotilan
–  Reaktion aA + bB ⇌ cC + dD tasapainovakio
voidaan ilmaista:
c
d
[C] [D]
K=
a
b
[A] [B]
Reaktion hetkellinen tila & Q
•  Sijoittamalla hetkelliset konsentraatiot
reaktioseoksessa Q:n lausekkeeseen saadaan
luku joka kertoo, mihin suuntaan reaktio lähtee
etenemään
•  Q > K à tuotteita liikaa à lähtöaineita
muodostuu
•  Q = K à reaktio tasapainossa
•  Q < K à lähtöaineita liikaa à tuotteita
muodostuu
Esimerkki
•  Kirjoita reaktion 2 SO₂ (g) + O₂ (g) ↔ 2 SO₃ (g)
tasapainovakion lauseke.
•  Reaktio on tasapainossa konsentraatioilla
[SO₂] = 1,8 mol/l, [O₂] = 0,9 mol/l ja [SO₃] =
0,55 mol/l, mikä on tasapainovakion arvo?
•  Mihin suuntaan reaktio etenee, kun kaikkien
komponenttien konsentraatio on 1mol/l?
Tasapainoon vaikuttavia tekijöitä
•  Le Chatelierin periaate: Kun systeemin
olosuhteisiin tulee häiriö, reaktion kulku
muuttuu sellaiseen suuntaan, että häiriö
pienenee.
•  Tällä periaatteella muutokset paineessa,
konsentraatiossa ja lämpötilassa vaikuttavat
reaktion suuntaan.
–  Huom! Vain lämpötilan muutos muuttaa
tasapainovakion arvoa. Miten?
–  HUOM! Katalyytti ei vaikuta tasapainon sijaintiin!