Kemia 3 (Mikko)

Reaktiot ja energia

2019-08-13T13:51:29+03:00

Kurssin arvosteluun vaikuttaa palautettava raportti joka korvaa yhden koetehtävän. Muutoin kurssi arvostellaan koeviikolla tehtävällä kokeella. Lisäksi kurssin suorittaminen edellyttää aktiivista osallistumista tunneille.

Reaktioyhtälö

2018-08-10T10:16:51+03:00

Reaktioenergialla tarkoitetaan reaktion entalpiamuutosta ΔH = H(tuotteet) - H(lähtöaineet)

Esim. Syksy 2001 3. Oheinen kaavio liittyy reaktioon, jossa eräs suola liukenee veteen.

a) Vapautuuko vai sitoutuuko reaktiossa energiaa?
b) Lämpeneekö vai jäähtyykö liuos reaktion aikana?
c) Liukeneeko kyseinen suola runsaammin kuumaan vai kylmään veteen?
d) Voidaanko reaktiolämpöjen avulla tehdä yleisiä päätelmiä reaktioiden nopeudesta. Perustele vastauksesi.

Kemiallista reaktiota voidaan mallintaa reaktioyhtälöllä

lähtöaineet -> lopputuotteet

Olomuodon symbolit:

s (solid) kiinteä

l (liquid) neste

g (gas) kaasu

aq vesiliuos (aquatic solution)

Esim. NH₃ (g) + HCl (g) -> NH₄Cl (s)

Esim. Etanoli palaa

CH₃CH₂OH (l) + 3 O₂ (g) -> 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (g)

Huom! Ainetta ei häviä reaktiossa. Pidä huoli että molemmin puolin sama määrä atomeja.

Esimerkit 1.9, 1.12

Harjoitukset 1.4, 1.9, 1.13, 1.15, 1.16

Reaktioiden luokittelua

2020-08-17T11:03:11+03:00

Molekyyliyhdisteiden osalta hapetusluvut ovat kuvitteellisia varauksia, jotka yhdisteen atomeilla olisi, mikäli sidoksen jaetut elektronit olisi jaettu tasan identtisten atomien kesken tai jos kaikki jaetut elektronit olisivat sillä atomilla, joka vetää niitä enemmän puoleensa (jolla on suurempi elektronegatiivisuus). Ioniyhdisteessä olevan yksiatomisen ionin hapetusluku on sen varaus. Hapetusluku ilmaistaan yleensä roomalaisin numeroin, kuten +I tai -IV.

Esimerkiksi vesimolekyylin tapauksessa voidaan ajatella, että kaikki elektronit ovat hapella, jolloin sillä on kaksi ylimääräistä elektronia (sen hapetusluku on -II), ja vedyillä ei ole yhtään elektronia (niiden kummankin hapetusluku on +I). Natriumkloridin tapauksessa voidaan helposti todeta, että natriumin hapetusluku on +I ja kloorin hapetusluku on -I.

Hapetuslukujen laskemiseksi on muutamia yksinkertaisia sääntöjä, jotka soveltuvat useimpien yhdisteiden atomien hapetuslukujen määrittämiseen:

Alkuaineen perustilan hapetusluku on nolla. Esimerkiksi jokaisen Na(s), Ar(g) tai Hg(l) -atomin hapetusluku on 0. Myös jokaisen esimerkiksi N₂- tai O₃-molekyylissä olevan atomin hapetusluku on 0.

Yksiatomisen ionin hapetusluku on sama kuin sen varaus. Esimerkiksi Na⁺ -ionin hapetusluku on +I ja O^2- -ionin hapetusluku on -II.

Fluorin hapetusluku on yhdisteissä aina -I.

Hapen hapetusluku on yhdisteissä tavallisesti -II. Esim. CO:ssa ja SO₃:ssa se on -II. Mutta: Peroksideissa jokaisen hapen hapetusluku on -I. Yhdisteessä OF₂ hapen hapetusluku on +II.

Kovalenttisissa epämetalliyhdisteissään vedyn hapetusluku on +I. Esim. HCl, NH₃, H₂O ja CH₄ -yhdisteissä vedyn hapetusluku on +I. Mutta: Metallihydrideissä, kuten LiH:ssa, vedyn hapetusluku on -I,

Sähköisesti varauksettoman yhdisteen atomien hapetuslukujen summan on oltava nolla. Esimerkiksi vesimolekyylin vetyatomien ja happiatomin hapetuslukujen summan on oltava nolla. Moniatomiselle ionille hapetuslukujen summan on oltava ionin varaus. Esimerkiksi karbonaatti-ionissa CO₃^2- on atomien hapetuslukujen summan oltava -II.

Yleensä alkalimetallien, kuten Li, Na tai K, hapetusluku on +I, ja maa-alkalimetallien, kuten Mg tai Ca, hapetusluku on +II.

Alkuaineiden hapetusluvut löytyvät monista taulukkokirjoista. Monilla alkuaineilla, kuten useimmilla siirtymämetalleilla, on useita hapetuslukuja. Tällaisten alkuaineiden atomien elektronirakenne on sellainen, että atomit voivat luovuttaa tai ottaa vastaan eri määriä elektroneja. Eri yhdisteissä näillä atomeilla voi siis olla erilaiset hapetusluvut.

Hapettumis-pelkistymisreaktiot voidaan kuvata puolireaktiolla.

Al + Cu²⁺ -> Al³⁺ + Cu

Osareaktiot: Al -> Al³⁺+ 3e^- (luovuttaa kolme) *2

Cu²⁺ 2e^- -> Cu (vastaanottaa kaksi) *3

Kokonaisreaktio: 2 Al + 3 Cu²⁺ -> 2 Al³⁺ + 3 Cu

Jalompi metalli pelkistyy ja epäjalompi hapettuu kun jalomman metallin hapettunut muoto on yhteydessä epäjalomman metallin kanssa.

Termiittireaktio

Kokeessa on tarkoitus havainnollistaa, eksotermisessä reaktiossa voi vapautua runsaastikin energiaa. Tässä tapauksessa vapautuva lämpö riittää sulattamaan reaktiossa muodostuvan raudan nesteeksi.

Välineet:

alumiinijauhetta Al(s)

rauta(iii)oksidia Fe₂O₃(s)

100 ml:n dekantterilasi

rautalevy tai tiiliskivi

magnesiumnauhaa

kaasupoltin

TEE TYÖ VETOKAAPISSA!

Työn suoritus

Punnitse noin 3g alumiinijauhetta ja noin 9 g rautaoksidia 100 ml:n dekantterilasissa ja sekoita huolellisesti.

Kaada seos tiiliskiven tai rautalevyn päälle vetokaapissa.

Aseta seokseen noin 5 cm:n pätkä magnesiumnauhaa pystyyn.

Sytytä magnesiumnauha palamaan kaasupolttimella ja sulje vetokaapin ovi.

2 Al(s) + Fe₂O₃(s) → Al₂O₃(s) + 2 Fe(l)

Mitkä aineet hapettuvat reaktiossa ja mitkä pelkistyvät? Arvioi reaktiossa vapautuvan lämmönmäärää muodostumisentalpioiden avulla ja vertaa tulosta vaikkapa bensiinin palamiseen.

Harjoitukset 2.3, 2.4, 2.6, 2.7

Protoninsiirtoreaktiot

2020-08-19T07:31:51+03:00

Happo on aine joka luovuttaa protonin (H⁺), emäs on aine joka vastaanottaa protonin. Tapahtuu protolyysireaktio protolyyttien välillä.

Amfolyytti on aine joka voi toimia happona tai emäksenä. esim vesi tai aminohapot.

Vahvat hapot protolysoituvat vedessä täysin, heikkojen happojen molekyyleistä vain osa luovuttaa protonin.

Moniarvoiset hapot voivat luovuttaa useita protoneita.

Neutraloitumisreaktiossa vesiliuoksen oksonium- ja hydroksidi ionit reagoivat muodostaen vettä. Samalla syntyy suolaa.

Esim.

Harjoituksia 2.8, 2.9, 2.10, 2.11

Reaktioiden luokittelua

2018-08-22T12:47:47+03:00

Saostusreaktiot ovat tyypillisiä suoloille.

Esim. 2.14

Hajoamisreaktiossa yhdestä lähtöaineesta syntyy useampia reaktiotuotteita kuten vaikkapa räjähdysreaktioissa.

Esim. 2.19

Palamisreaktio tarkoittaa aineen reaktiota hapen kanssa.

Esim. Etanoli palaa

Hiiltä, vetyä ja happea sisältävien tuotteiden palaessa syntyy hiilidioksidia ja vettä. Jos happea ei ole riittävästi syntyy lisäksi vaarallista hiilimonoksidia.

Harjoituksia 2.16, 2.17, 2.18, 2.20

Rajoittava tekijä kemiallisissa reaktioissa

2018-08-22T12:50:07+03:00

Useita lähtöaineita kuluttavissa reaktioissa jokin lähtöaineista voi loppua muita ennen ja pysäyttää näin reaktion.

Esim 3.3

Esim. 3.5

Harjoituksia 3.2, 3.4, 3.6

Kaasulaskut

2021-10-26T11:52:14+03:00

Yleinen kaasujen tilanyhtälö
pV=nRT

p = paine (bar)

V = tilavuus (dm³)

n = kaasujen ainemäärä (mol)

R = kaasuvakio (0,0831451 bar*dm^3*mol^-1*K^-1=8,314 J*mol^-1*K^-1)

T = lämpötila K

NTP-olosuhteet:

T = 20°C

p = 1,01325 bar

Tällöin yksi mooli ideaalikaasua tarvitsee tilaa 24,055 dm³. Joten NTP-olosuhteissa kaasuille pätee

V = tilavuus

V_m = 24,055 dm³/mol

Esim.
48,11 l happikaasua on 2 mol.

3 mol typpeä on V = 3 mol ·24,055 l/mol = 72,165 l

Esim. 3.13
Esim. 3.16

Harjoituksia 3.9, 3.15, 3.17

Orgaaniset reaktiot

2018-10-30T12:13:52+02:00

Orgaanisessa kemiassa hapettumisessa yhdisteen hapen määrä lisääntyy tai vedyn määrä vähenee. Pelkistymisessä päinvastoin.

Alkoholit voidaan luokitella primäärisiin, sekundäärisiin ja tertiäärisiin alkoholeihin.

prim.alk->aldehydi->karb.happo

sek.alk.->ketoni

tert.alk. ei hapetu
Esim 4.1.

Substituutioreaktiot ovat tyypillisiä alkaaneille ja bentseenille.

Esim. 4.7.

Additioreaktiot ovat tyypillisiä tyydyttymättömille yhdisteille. Eliminaatioreaktiota voidaan pitää tämän käänteisreaktiona, tyypillisesti molekyylistä lohkeaa vettä, tyypillinen alkoholeille.

Esim. 4.13

Esim. 4.15

Kondensaatio ja hydrolyysireaktiot ovat toistensa käänteisreaktioita.

Esim. 4.24 a)

Esim. 4.21 a)
Aminohapot sisältävät sekä amino- että karboksyyliryhmän ja esiintyvät kahtaisioneina missä happoryhmän protoni on siirtyneenä aminoryhmälle. Proteiinit eli valkuisaineet muodostuvat aminohaposista amidisidoksella (peptidisidos, polypeptidiketju).

Rasvat ovat kemialliselta rakenteeltaan glyserolin estereitä.

Esim. 4.26 a)

Harjoituksia 4.4, 4.8, 4.18, 4.21 b), 4.24 b), 4.26 b)

Energian muutokset reaktiossa

2018-08-29T13:35:47+03:00

Kemialliseen yhdisteeseen on sitoutunut energiaa

Kineettisenä energiana (rakenneosien liike)

Potentiaalienergiana (kemialliset sidokset)

Kemiallinen reaktio on sidosten katkeamista ja uusien muodostumista. Kun sidos katkeaa, se vaatii energiaa, kun sidos muodostuu, energiaa vapautuu.

Entalpia H tarkoittaa yhdisteeseen sitoutunutta energiaa.

Entalpiamuutos ∆H = H(lopputuotteet) – H(lähtöaineet)

Esim. 1 mooli metaania palaa CH₄(g) + 2 O₂(g) -> CO₂ (g)+ 2 H₂O (g) ∆H < 0

Hessin laki

Hessin laki: Energia ei häviä kemiallisessa reaktiossa eli entalpiamuutos on sama riippumatta välivaiheista.

Esim. 5.18

Huom! Vesiliuoksissa reaktioentalpia on

∆H =- cm∆T

c = veden ominaislämpökapasiteetti

m = veden massa

∆T = lämpötilan muutos

Harjoituksia 5.7, 5.9, 5.11

Reaktiolämmön kokeellinen määrittäminen

2018-09-05T11:58:44+03:00

Työ 13 Hessin lain soveltaminen

Reaktiolämmön laskeminen

2018-09-05T12:00:03+03:00

Erilaisia entalpiamuutoksia

Muodostumislämpö: entalpiamuutos kun yhdiste syntyy alkuaineistaan
Palamislämpö: entalpiamuutos kun aine reagoi hapen kanssa
Liukenemislämpö: entalpiamuutos kun aine liukenee (veteen)

Esim. 5.13

Jos muodostumisentalpioita ei ole käytettävissä voidaan reaktioentalpiaa yrittää arvioida sidosenergioiden avulla. (Menetelmän heikkous on sidosenergioiden ollessa keskimääräisiä arvoja kullekin sidostyypille vrt H - CH3ja H – CH2OH)

Esim. Metaanin palaminen CH₄(g) + 2 O₂(g) -> CO₂ (g)+ 2 H₂O (g)

Lähtöaineiden sidoksia hajoaa (energiaa sitoutuu)

4 moolia C-H sidoksia 4 mol * 412 kJ/mol = 1648 kJ

2 mol O=O sidoksia 2 mol * 496 kJ/mol = 992 kJ

yht. 2640 kJ

Tuotteissa sidoksia syntyy eli energiaa vapautuu

2 mol C=O sidoksia 2*mol-743kJ/mol = -1486 kJ

4 mol O-H sidoksia 4 mol * -463 kJ/mol = -1852 kJ

yht. -3338 kJ

joten ∆H = 2640 kJ + (-3338 kJ) = -698 kJ

Harjoituksia 5.12, 5.14, 5.17

Entropia ja reaktion spontaanisuuden ennustaminen

2018-09-12T11:32:54+03:00

Entropia S on suure joka kuvaa systeemin epäjärjestyksen määrää. Eristetyssä systeemissä entropia kasvaa (termodynamiikan 2. pääsääntö).

dS = S(tuotteet) – S(lähtöaineet)

Esim.

Vesi höyrystyy H₂O(l) -> H₂0(g) dS>0

Vesi tiivistyy H₂0(l) -> H₂0(s) dS=-22 J/K< 0.

Huom! Koska jälkimmäinen on eksoterminen reaktio, kasvaa ympäristön entropia ja samalla kokonaisentropia dS(kok) = dS(ymp) + dS(syst) eikä tapahtuma ole termodynamiikan 2.pääsäännön vastainen.

Reaktion spontaanisuus voidaan ennustaa Gibbsin enegiamuutoksen dG avulla.

dG = dH - TdS

Reaktio tapahtuu spontaanisti jos dG<0.

Esim. Veden jäätymisessä vapautuva energia dH=-6010 J.

Jolloin lämpötilassa -10C = 263K

dG=-6010 kJ – 263K*(-22 J/K) = -224 J

Ja lämpötilassa 25C = 298 K

dG =-6010 – 298K*(-22 J/K) = 546 J

Harj. 1.2. ja 1.3 s.22