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!
© Copyright 2024