Termodynamiikka ja kinetiikka
Termokemia tutkii siis reaktioiden energian muutoksia, jotka havaitaan usein lämpöenergian siirtymisenä. Kinetiikka tutkii kuinka nopeasti lähtöaineet reagoivat tuotteiksi. Kaikissa aineissa on sekä potentiaali- että kineettistä energiaa. Potentiaalienergia on varastoitunut aineen sidoksiin ja kineettinen energia koostuu lämpöliikkeestä eli pyörimisestä, sidosten taipumisesta ja venymisestä.
Kemiallisessa reaktiossa aineet muuttuvat toisiksi aineiksi ja tähän liittyy aina energian muutoksia. Vapautuvaa energiaa voidaan havaita esim valona mutta useimmiten lämpönä. Lämpöä sitova on endoterminen eli lämpöä sisään ja lämpöä vapauttava on eksoterminen eli vapauttaa lämpöä. Kokonaisenergianmuutos on näiden kahden summa.
Entalpia
Entalpia H kuvastaa aineen sisäistä energiaa vakiopaineessa eli potentiaali + liike-energia. Reaktion entalpian muutoksella tarkoitetaan siis lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden erotusta, jotka siis lasketaan tulona, käänteiseen suuntaan.
Käytännössä entalpianmuutos mitataan reaktiossa sitoutuvan tai vapautuvan energian avulla. Eksotermisessä reaktiossa H on negatiivinen ja endotermisessä H on positiivinen. Entalpian muutosta kuvataan usein myös energiakaavioilla, johon merkitään molempien, lähtöaineiden sekä reaktiotuotteiden entalpiatasot ja niiden välinen erotus:
Entalpianmuutos on siis kullekkin reaktiolle ominainen. Esimerkiksi kun kaksi moolia vetyä palaa yhdessä moolissa happea, saadaan kaksi vesimolekyyliä ja entalpian arvo on negatiivinen -570kJ eli eksoterminen eli lämpöenergiaa vapautuu. 2H2 + O2 => 2H2O, ΔH = -570kJ.
Käänteisreaktion entalpia on aina yhtäsuuri mutta vastakkaismerkkinen. Eli jos reaktio on eksoterminen, niin sen käänteisreaktio on endoterminen. Entalpian muutokseen vaikuttaa sitten muuten lämpötila ja paine, ettäs tiedät. Vertailuolosuhteissa mitatut entalpian muutokset merkitään ΔHº.
Eri reaktioiden entalpiat
Palamisreaktiossa saadaan entalpian muutoksesta laskettua palamislämpö. Palasmisreaktiot ovat eksotermisiä, joten niiden entalpian muutos on AINA negatiivinen. Lämpöarvolla kuvataan palamisessa vapautuvan energian määrää per palavan aineen määrää kohti [kJ/kg].
Liukenemisreaktiossa saadaan liukenemisentalpia, joka on siis ioniyhdisteiden liukenemiseen liittyvä entalpian muutos. Ioniyhdisteiden liukenemisessa ionisidosten katkeaminen on endoterminen vaihe eli sitoo lämpöä ja vapautuneiden ionien hydratoituminen eksoterminen vaihe eli vapauttaa lämpöä. Jos liukenemislämpö on positiivinen, on ionihila niin pysyvä eli tiukassa, että sen hajottaminen vaatii enemmän energiaa, kuin mitä hydratoitumisessa eli liukenemisessa sitten vapautuu.
Muodostumislämpö on sellaisen reaktion entalpian muutos, jossa lähtöaineesta syntyy yksi mooli tuotetta. Muodostumislämpöä merkitään. Perustilan muodostumislämpö kaikilla alkuaineilla on 0 kJ/mol eli puhutaan ns. perusmuodostumislämmöstä ΔHfº = 0 kJ/mol. Muodostumislämpö yhdisteissä voi siis olla negatiivinen tai positiivinen, eli sen avulla voidaan päätellä yhdisteen pysyvyyttä. Jos se on negatiivinen niin yhdiste on aika pysyvä ja jos se on positiivinen niin yhdiste reagoi tai hajoaa helposti.
Voidaan laskea myös reaktioiden reaktiolämpöjä, jos sekä lähtöaineiden että tuotteiden lämmöt tunnetaan. ΔH º = ΣnΔHfº (tuotteet) - ΣnΔHfº (lähtöaineet).
Entropia
Ilmaisee epäjärjestyksen määrää systeemissä eli epäjärjestyksen kasvaessa entropia kasvaa.
Sidosenergia
Jos entropiaa ei huomioida, niin kemiallisia reaktioita voidaan tarkastella sidosten katkeamisen ja muodostumisen avulla. Sidosten katkeaminen vaatii energiaa ja sidosten muodostuminen vapauttaa energiaa. Eli sahalla sahaaminen sidoksen poikki vaatii energiaa. Ja kun sidokset muodostaa uusia sidoksia, niin niissä reaktio tuottaa energiaa. Varsinaisella sidosenergialla tarkoitetaan sidosten katkeamiseen liittyvää entalpia muutosta.
Reaktion tasapaino riippuu katkeavista ja muodostuvista sidoksista. Tasapaino pyrkii siirtymään vahvempia sidoksia sisältävään suuntaan. Reaktioentalpia voidaan laskea sidosenergioiden avulla laskemalla yhteen katkeavat ja muodostuvat sidokset. Huom. Taulukkokirjoissa entalpian muutokset ovat ilmoitettu yhtä moolia kohden reagoivaa ainetta. Kuitenkin joskus tehtävissä saattaa olla huomioituna reaktioyhtälön kertoimien mukaan. Eli esim X*n:ää moolia kohden.
Hessin laki
Energian säilymislaista johdettu yhtälö, jonka mukaan reaktiolämpö on sama riippumatta siitä tapahtuuko reaktio suoraan vai välivaiheiden kautta. Sitä voidaan käyttää apuna silloin, kun entalpian muutosta ei voida suoraan mitata reaktiosta.
Reaktion tapahtuminen
Vain pieni osa molekyylien välisistä reaktioista johtaa varsinaiseen kemialliseen reaktioon. Törmäysteorian mukaan kemiallinen reaktio vaatii: Riittävän kineettisen energian ja törmäyksen oikeassa kulmassa oikeaan paikkaan. Lisäksi reaktioon johtava törmäys ei yleensä suoraan johda tuotteen syntymiseen vaan molekyylit jäävät toisiinsa kiinni ja muodostuu runsasenerginen siirtymäkompleksi. Tämä on pysymätön tila jossa sidosten purkaminen ja muodostuminen on viellä kesken. Voi tässä vaiheessa viellä hajota takaisin tai muodostaa joitain uusia välituotteita.
Aktivoitumisenergia
Siirtymätilan muodostumiseen tarvitaan aktivaatioenergia (Ea), joka on pienin reaktion käynnistymiseen vaaduttu energia. Reaktio joka vaatii pienemmän energian, tapahtuu nopeammin, kuin reaktio joka vaatisi suuremman aktivoitumisenergian. Huomaa että reaktioyhtälöön merkitää kuitenkin vain lähtöaineet ja tuotteen.
Eksotermisessä reaktiossa lähtöaineet keräävät energiaa aktivoituakseen, jonka jälkeen ne vapatuttavat energiaa reaktion edetessä.
Endotermisessä reaktiossa lähtöaineet vaativat paljon energiaa ensin aktiovoituakseen, jonka jälkeen reaktion edetessä sitoutuu lisää energiaa tuotteiden syntyessä.
Reaktion nopeus
Reaktion nopeutta voidaan kuvata nopeuslailla, jossa tarkastellaan kuinka paljon lähtöainetta kuluu tai tuotetta syntyy tietyssä aikayksikössä. Reaktion nopeus on yleensä suuri reaktion alussa ja pienenee loppua kohden. Pieneneminen johtuu lähtöaineen konsentraation pienentyessä. Koska reaktion nopeus on suoraan verrannollinen lähtöaineen konsentraatioon, niin voidaan esittää v = k * [reagoiva aine]. Tämä on nopeuslaki, jossa k on reaktionopeusvakio (riippuu lämpötilasta).
Reaktionopeuden kasvattaminen onnistuu lisäämällä törmäysten määrää ja voimakkuutta, sekä ohjaamalla törmäyksiä paremmassa suunnassa. Tämä onnistuu kasvattamalla konsentraatiota, nostamalla painetta, nostamalla lämpötilaa, lisäämällä pinta-alaa tai käyttämällä katalyyttiä. Katalyytti on reaktionopeutta edistävä aine, joka alentaa reaktion aktivoitumisenergiaa muodostamalla välituotteen. Katalyytti ei voi tehdä reagoivaa aineista jotka eivät muutoin reagoi keskenään. Katalyytin vastatoimijana on inhibiittori, joka vähentää reaktion nopeutta tai estää sen kokonaan. Entsyymit ovat elimistön katalyyttejä. Katalyysi voidaan jakaa homo- tai heterogeenisiin sen mukaan missä faasissa katalyytti on.
Kemiallisessa reaktiossa aineet muuttuvat toisiksi aineiksi ja tähän liittyy aina energian muutoksia. Vapautuvaa energiaa voidaan havaita esim valona mutta useimmiten lämpönä. Lämpöä sitova on endoterminen eli lämpöä sisään ja lämpöä vapauttava on eksoterminen eli vapauttaa lämpöä. Kokonaisenergianmuutos on näiden kahden summa.
Entalpia
Entalpia H kuvastaa aineen sisäistä energiaa vakiopaineessa eli potentiaali + liike-energia. Reaktion entalpian muutoksella tarkoitetaan siis lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden erotusta, jotka siis lasketaan tulona, käänteiseen suuntaan.
Käytännössä entalpianmuutos mitataan reaktiossa sitoutuvan tai vapautuvan energian avulla. Eksotermisessä reaktiossa H on negatiivinen ja endotermisessä H on positiivinen. Entalpian muutosta kuvataan usein myös energiakaavioilla, johon merkitään molempien, lähtöaineiden sekä reaktiotuotteiden entalpiatasot ja niiden välinen erotus:
Entalpianmuutos on siis kullekkin reaktiolle ominainen. Esimerkiksi kun kaksi moolia vetyä palaa yhdessä moolissa happea, saadaan kaksi vesimolekyyliä ja entalpian arvo on negatiivinen -570kJ eli eksoterminen eli lämpöenergiaa vapautuu. 2H2 + O2 => 2H2O, ΔH = -570kJ.
Käänteisreaktion entalpia on aina yhtäsuuri mutta vastakkaismerkkinen. Eli jos reaktio on eksoterminen, niin sen käänteisreaktio on endoterminen. Entalpian muutokseen vaikuttaa sitten muuten lämpötila ja paine, ettäs tiedät. Vertailuolosuhteissa mitatut entalpian muutokset merkitään ΔHº.
Eri reaktioiden entalpiat
Palamisreaktiossa saadaan entalpian muutoksesta laskettua palamislämpö. Palasmisreaktiot ovat eksotermisiä, joten niiden entalpian muutos on AINA negatiivinen. Lämpöarvolla kuvataan palamisessa vapautuvan energian määrää per palavan aineen määrää kohti [kJ/kg].
Liukenemisreaktiossa saadaan liukenemisentalpia, joka on siis ioniyhdisteiden liukenemiseen liittyvä entalpian muutos. Ioniyhdisteiden liukenemisessa ionisidosten katkeaminen on endoterminen vaihe eli sitoo lämpöä ja vapautuneiden ionien hydratoituminen eksoterminen vaihe eli vapauttaa lämpöä. Jos liukenemislämpö on positiivinen, on ionihila niin pysyvä eli tiukassa, että sen hajottaminen vaatii enemmän energiaa, kuin mitä hydratoitumisessa eli liukenemisessa sitten vapautuu.
Muodostumislämpö on sellaisen reaktion entalpian muutos, jossa lähtöaineesta syntyy yksi mooli tuotetta. Muodostumislämpöä merkitään. Perustilan muodostumislämpö kaikilla alkuaineilla on 0 kJ/mol eli puhutaan ns. perusmuodostumislämmöstä ΔHfº = 0 kJ/mol. Muodostumislämpö yhdisteissä voi siis olla negatiivinen tai positiivinen, eli sen avulla voidaan päätellä yhdisteen pysyvyyttä. Jos se on negatiivinen niin yhdiste on aika pysyvä ja jos se on positiivinen niin yhdiste reagoi tai hajoaa helposti.
Voidaan laskea myös reaktioiden reaktiolämpöjä, jos sekä lähtöaineiden että tuotteiden lämmöt tunnetaan. ΔH º = ΣnΔHfº (tuotteet) - ΣnΔHfº (lähtöaineet).
Entropia
Ilmaisee epäjärjestyksen määrää systeemissä eli epäjärjestyksen kasvaessa entropia kasvaa.
Sidosenergia
Jos entropiaa ei huomioida, niin kemiallisia reaktioita voidaan tarkastella sidosten katkeamisen ja muodostumisen avulla. Sidosten katkeaminen vaatii energiaa ja sidosten muodostuminen vapauttaa energiaa. Eli sahalla sahaaminen sidoksen poikki vaatii energiaa. Ja kun sidokset muodostaa uusia sidoksia, niin niissä reaktio tuottaa energiaa. Varsinaisella sidosenergialla tarkoitetaan sidosten katkeamiseen liittyvää entalpia muutosta.
Reaktion tasapaino riippuu katkeavista ja muodostuvista sidoksista. Tasapaino pyrkii siirtymään vahvempia sidoksia sisältävään suuntaan. Reaktioentalpia voidaan laskea sidosenergioiden avulla laskemalla yhteen katkeavat ja muodostuvat sidokset. Huom. Taulukkokirjoissa entalpian muutokset ovat ilmoitettu yhtä moolia kohden reagoivaa ainetta. Kuitenkin joskus tehtävissä saattaa olla huomioituna reaktioyhtälön kertoimien mukaan. Eli esim X*n:ää moolia kohden.
Hessin laki
Energian säilymislaista johdettu yhtälö, jonka mukaan reaktiolämpö on sama riippumatta siitä tapahtuuko reaktio suoraan vai välivaiheiden kautta. Sitä voidaan käyttää apuna silloin, kun entalpian muutosta ei voida suoraan mitata reaktiosta.
Reaktion tapahtuminen
Vain pieni osa molekyylien välisistä reaktioista johtaa varsinaiseen kemialliseen reaktioon. Törmäysteorian mukaan kemiallinen reaktio vaatii: Riittävän kineettisen energian ja törmäyksen oikeassa kulmassa oikeaan paikkaan. Lisäksi reaktioon johtava törmäys ei yleensä suoraan johda tuotteen syntymiseen vaan molekyylit jäävät toisiinsa kiinni ja muodostuu runsasenerginen siirtymäkompleksi. Tämä on pysymätön tila jossa sidosten purkaminen ja muodostuminen on viellä kesken. Voi tässä vaiheessa viellä hajota takaisin tai muodostaa joitain uusia välituotteita.
Aktivoitumisenergia
Siirtymätilan muodostumiseen tarvitaan aktivaatioenergia (Ea), joka on pienin reaktion käynnistymiseen vaaduttu energia. Reaktio joka vaatii pienemmän energian, tapahtuu nopeammin, kuin reaktio joka vaatisi suuremman aktivoitumisenergian. Huomaa että reaktioyhtälöön merkitää kuitenkin vain lähtöaineet ja tuotteen.
Eksotermisessä reaktiossa lähtöaineet keräävät energiaa aktivoituakseen, jonka jälkeen ne vapatuttavat energiaa reaktion edetessä.
Endotermisessä reaktiossa lähtöaineet vaativat paljon energiaa ensin aktiovoituakseen, jonka jälkeen reaktion edetessä sitoutuu lisää energiaa tuotteiden syntyessä.
Reaktion nopeus
Reaktion nopeutta voidaan kuvata nopeuslailla, jossa tarkastellaan kuinka paljon lähtöainetta kuluu tai tuotetta syntyy tietyssä aikayksikössä. Reaktion nopeus on yleensä suuri reaktion alussa ja pienenee loppua kohden. Pieneneminen johtuu lähtöaineen konsentraation pienentyessä. Koska reaktion nopeus on suoraan verrannollinen lähtöaineen konsentraatioon, niin voidaan esittää v = k * [reagoiva aine]. Tämä on nopeuslaki, jossa k on reaktionopeusvakio (riippuu lämpötilasta).
Reaktionopeuden kasvattaminen onnistuu lisäämällä törmäysten määrää ja voimakkuutta, sekä ohjaamalla törmäyksiä paremmassa suunnassa. Tämä onnistuu kasvattamalla konsentraatiota, nostamalla painetta, nostamalla lämpötilaa, lisäämällä pinta-alaa tai käyttämällä katalyyttiä. Katalyytti on reaktionopeutta edistävä aine, joka alentaa reaktion aktivoitumisenergiaa muodostamalla välituotteen. Katalyytti ei voi tehdä reagoivaa aineista jotka eivät muutoin reagoi keskenään. Katalyytin vastatoimijana on inhibiittori, joka vähentää reaktion nopeutta tai estää sen kokonaan. Entsyymit ovat elimistön katalyyttejä. Katalyysi voidaan jakaa homo- tai heterogeenisiin sen mukaan missä faasissa katalyytti on.
