Најважније из лекције
Енергетика и термохемија: При хемијским реакцијама долази до размене топлоте (\(Q_p = \Delta H\)). Егзотермне реакције ослобађају топлоту (\(\Delta H < 0\)), а ендотермне везују топлоту (\(\Delta H > 0\)). Енталпија реакције рачуна се као \(\Delta H = \Sigma H_{\text{производа}} - \Sigma H_{\text{реактаната}}\). Према Хесовом закону, топлотни ефекат зависи само од почетног и крајњег стања.
Брзина реакције: Брзина представља промену концентрације у времену (\(v = -\frac{1}{a}\frac{\Delta c}{\Delta t}\)). Зависи од природе реактаната, додирне површине, температуре (раст за \(10\text{ }^\circ\text{C}\) убрзава реакцију 2–3 пута), концентрације (\(v = k[\text{A}]^a[\text{B}]^b\)) и катализатора (који снижавају \(E_a\)).
Хемијска равнотежа: Настаје када се брзине директне и повратне реакције изједначе (\(v_1 = v_2\)). Изражава се константом равнотеже \(K = \frac{[\text{C}]^c[\text{D}]^d}{[\text{A}]^a[\text{B}]^b}\).
Ле Шатељеов принцип: Систем у равнотежи се супротставља спољашњим утицајима:
Брзина реакције: Брзина представља промену концентрације у времену (\(v = -\frac{1}{a}\frac{\Delta c}{\Delta t}\)). Зависи од природе реактаната, додирне површине, температуре (раст за \(10\text{ }^\circ\text{C}\) убрзава реакцију 2–3 пута), концентрације (\(v = k[\text{A}]^a[\text{B}]^b\)) и катализатора (који снижавају \(E_a\)).
Хемијска равнотежа: Настаје када се брзине директне и повратне реакције изједначе (\(v_1 = v_2\)). Изражава се константом равнотеже \(K = \frac{[\text{C}]^c[\text{D}]^d}{[\text{A}]^a[\text{B}]^b}\).
Ле Шатељеов принцип: Систем у равнотежи се супротставља спољашњим утицајима:
- Додавање реактаната / уклањање производа \(\longrightarrow\) померање удесно.
- Повећање притиска \(\longrightarrow\) померање ка мањем броју молова гаса.
- Повишење температуре \(\longrightarrow\) фаворизује ендотермни смер (и мења вредност \(K\)).
Енергија представља способност вршења рада или преношења топлоте. Јавља се у више облика: кинетичка (\(E_k = \frac{mv^2}{2}\)), потенцијална (\(E_p\)), топлотна, унутрашња, електрична итд.
Основна SI јединица за енергију јесте џул (\(1\text{ J} = 1\text{ kg}\cdot\text{m}^2/\text{s}^2\)), док се ван SI система користи калорија (\(1\text{ cal} = 4,18\text{ J}\)).
Унутрашња енергија (\(U\)) јесте збир кинетичке и потенцијалне енергије свих честица (атома, молекула, јона, електрона) унутар супстанце или система.
Систем је део простора који се испитује, а све ван њега је околина. Према размени супстанце и енергије са околином, разликују се:
| Врста система | Размена супстанце (масе) | Размена енергије | Пример |
|---|---|---|---|
| Отворен систем | Да | Да | Живи организам; отворена епрувета |
| Затворен систем | Не | Да | Херметички затворена боца |
| Изолован систем | Не | Не | Идеалан термос са топлим чајем |
Закон о одржању енергије: Укупна енергија изолованог система и његове околине је константна; енергија се не може створити нити уништити, већ само прелази из једног облика у други.
Топлота (\(Q\)) је облик енергије који се преноси између система и околине услед разлике у температурама (увек са тела више на тело ниже температуре). Топлота није функција стања, већ енергија у прелазу.
Термохемија је део термодинамике који проучава топлотне појаве (енергетске промене) које прате хемијске реакције и физичке промене.
Енталпија (\(H\)) представља топлотни садржај система при константном притиску. Пошто је енталпија функција стања, мери се њена промена (\(\Delta H\)):
\[ \Delta H = \Sigma H_{\text{производа}} - \Sigma H_{\text{реактаната}} \]
\[ Q_p = \Delta H = \Delta U + p\Delta V \]
\(Q_p\) – топлота реакције при константном притиску, \(\Delta U\) – промена унутрашње енергије, \(p\Delta V\) – рад ширења система.
Према топлотном ефекту, хемијске реакције се деле на:
- Егзотермне реакције (\(\Delta H < 0\)): Реакције при којима се топлота ослобађа у околину. Енталпија производа је мања од енталпије реактаната (нпр. сагоревање горива, реакција воде и живог креча).
- Ендотермне реакције (\(\Delta H > 0\)): Реакције при којима се топлота везује (апсорбује) из околине. Енталпија производа је већа од енталпије реактаната (нпр. разлагање \(\text{HgO}\), испаравање воде, сублимација јода).
Енергија активације (\(E_a\)) је минимална количина енергије коју је потребно довести реактантима да би започела хемијска реакција.
Одреди да ли су следећи процеси егзотермни или ендотермни:
а) Сагоревање метана: \(\text{CH}_4\text{(g)} + 2\text{O}_2\text{(g)} \longrightarrow \text{CO}_2\text{(g)} + 2\text{H}_2\text{O(l)}\)
б) Разлагање калцијум-карбоната: \(\text{CaCO}_3\text{(s)} \longrightarrow \text{CaO(s)} + \text{CO}_2\text{(g)}\)
а) Сагоревање метана: \(\text{CH}_4\text{(g)} + 2\text{O}_2\text{(g)} \longrightarrow \text{CO}_2\text{(g)} + 2\text{H}_2\text{O(l)}\)
б) Разлагање калцијум-карбоната: \(\text{CaCO}_3\text{(s)} \longrightarrow \text{CaO(s)} + \text{CO}_2\text{(g)}\)
а) Егзотерман процес (\(\Delta H < 0\)), јер свако сагоревање ослобађа топлоту у околину.
б) Ендотерман процес (\(\Delta H > 0\)), јер је за разлагање хемијског једињења на једноставније супстанце потребно континуирано доводити топлоту.
б) Ендотерман процес (\(\Delta H > 0\)), јер је за разлагање хемијског једињења на једноставније супстанце потребно континуирано доводити топлоту.
Термохемијска једначина је хемијска једначина која, поред стехиометријских односа супстанци, садржи наведена агрегатна стања свих учесника, њихове алотропске модификације и вредност стандардне реакционе топлоте (\(\Delta_r H^0\)).
Стандардни услови у термохемији су температура од \(25\text{ }^\circ\text{C}\) (\(298,15\text{ K}\)) и притисак од \(100\text{ }000\text{ Pa}\) (\(1\text{ bar}\)). Јединица за \(\Delta_r H^0\) је \(\text{kJ/mol}\).
\[ \text{C(s, графит)} + \text{O}_2\text{(g)} \longrightarrow \text{CO}_2\text{(g)} \quad \Delta_r H^0 = -393,5\text{ kJ/mol} \]
Ова једначина означава да се сагоревањем \(1\text{ mol}\) графита у кисеонику ослобађа \(393,5\text{ kJ}\) топлоте.
Хесов закон: Топлотни ефекат (промена енталпије) хемијске реакције зависи искључиво од почетног и крајњег стања система, а не зависи од пута којим се реакција одвија (било да тече у једном или у више ступњева).
\[ \Delta_r H^0 = \Delta_r H_1^0 + \Delta_r H_2^0 + \dots + \Delta_r H_n^0 \]
Израчунај стандардну енталпију реакције добијања угљен(II)-оксида: \(\text{C(s)} + \frac{1}{2}\text{O}_2\text{(g)} \longrightarrow \text{CO(g)}\), ако су познате енталпије следећих реакција:
(1) \(\text{C(s)} + \text{O}_2\text{(g)} \longrightarrow \text{CO}_2\text{(g)} \quad \Delta_r H_1^0 = -393,5\text{ kJ/mol}\)
(2) \(\text{CO(g)} + \frac{1}{2}\text{O}_2\text{(g)} \longrightarrow \text{CO}_2\text{(g)} \quad \Delta_r H_2^0 = -283,0\text{ kJ/mol}\)
(1) \(\text{C(s)} + \text{O}_2\text{(g)} \longrightarrow \text{CO}_2\text{(g)} \quad \Delta_r H_1^0 = -393,5\text{ kJ/mol}\)
(2) \(\text{CO(g)} + \frac{1}{2}\text{O}_2\text{(g)} \longrightarrow \text{CO}_2\text{(g)} \quad \Delta_r H_2^0 = -283,0\text{ kJ/mol}\)
Према Хесовом закону, укупна реакција (1) представља збир реакције стварања \(\text{CO}\) и реакције (2):
\[ \Delta_r H_1^0 = \Delta_r H^0(\text{CO}) + \Delta_r H_2^0 \]
\[ \Delta_r H^0(\text{CO}) = \Delta_r H_1^0 - \Delta_r H_2^0 = -393,5\text{ kJ/mol} - (-283,0\text{ kJ/mol}) = -110,5\text{ kJ/mol} \]
Одговор: \(\Delta_r H^0 = -110,5\text{ kJ/mol}\).
Хемијска кинетика је грана хемије која проучава брзину хемијских реакција и механизме њиховог одигравања.
Брзина хемијске реакције (\(v\)) дефинише се као промена количинске концентрације реактаната или производа у јединици времена.
За општу реакцију: \(a\text{A} + b\text{B} \longrightarrow c\text{C} + d\text{D}\)
\[ v = -\frac{1}{a}\frac{\Delta c(\text{A})}{\Delta t} = -\frac{1}{b}\frac{\Delta c(\text{B})}{\Delta t} = \frac{1}{c}\frac{\Delta c(\text{C})}{\Delta t} = \frac{1}{d}\frac{\Delta c(\text{D})}{\Delta t} \]
Знак минус („\(-\)”) се ставља испред реактаната јер се њихова концентрација током времена смањује.
Јединица за брзину хемијске реакције је \(\text{mol}\cdot\text{dm}^{-3}\cdot\text{s}^{-1}\) (или \(\text{mol}/(\text{dm}^3\cdot\text{s})\)).
Теорија судара и активирани комплекс: Да би дошло до реакције, честице реактаната морају да се сударе. Судар је ефикасан (успешан) само ако честице испуњавају два услова:
- Поседују довољну кинетичку енергију (једнаку или већу од енергије активације, \(E \ge E_a\)).
- Имају повољну просторну оријентацију у тренутку судара.
Брзина хемијске реакције зависи од: природе реактаната, додирне (слободне) површине, температуре, концентрације/притиска и присуства катализатора.
Реактивнији метали брже реагују са киселинама (\(\text{Ca} > \text{Mg} > \text{Zn} > \text{Fe}\)). Код хетерогених система, већа уситњеност чврсте супстанце (већа површина додира) повећава број судара и брзину реакције. Реакције у растворима између јона су тренутне (\(E_a \approx 0\)).
Брзина хемијске реакције директно је пропорционална производу количинских концентрација реактаната степенованих одговарајућим стехиометријским коефицијентима (Гулдберг–Вагеов закон).
За реакцију: \(a\text{A(g)} + b\text{B(g)} \longrightarrow \text{производи}\)
\[ v = k \cdot [\text{A}]^a \cdot [\text{B}]^b \]
\(k\) – константа брзине хемијске реакције (зависи од природе реактаната и температуре). Чврсте (\(\text{s}\)) и чисте течне (\(\text{l}\)) супстанце се не пишу у изразу за брзину!
Код гасова, повећање притиска (или смањење запремине суда) пропорционално повећава концентрације свих гасова и убрзава реакцију.
Порастом температуре расте кинетичка енергија честица, што вишеструко повећава удео честица са енергијом \(E \ge E_a\). За већину реакција, повишење температуре за \(10\text{ }^\circ\text{C}\) убрзава реакцију 2 до 3 пута (Вант Хофово правило).
Катализатори су супстанце које у малој количини знатно повећавају брзину реакције тако што снижавају енергију активације (\(E_a\)), а након реакције остају хемијски непромењени. Не могу омогућити реакцију која је термодинамички немогућа.
Ензими (ферменти) су високоспецифични биолошки катализатори протеинске природе.
Инхибитори су супстанце које успоравају хемијске реакције повећавајући енергију активације.
Повратне (реверзибилне) реакције су реакције које се истовремено одвијају у два супротна смера: у смеру настајања производа (директна реакција, \(v_1\)) и у смеру поновног настајања реактаната (повратна реакција, \(v_2\)).
Хемијска равнотежа је стање у повратном систему када се брзина директне реакције изједначи са брзином повратне реакције (\(v_1 = v_2\)). То је динамичка равнотежа – реакције не престају, али се концентрације учесника (равнотежне концентрације) више не мењају током времена.
За општу повратну реакцију: \(a\text{A(g)} + b\text{B(g)} \rightleftharpoons c\text{C(g)} + d\text{D(g)}\)
\[ K = \frac{k_1}{k_2} = \frac{[\text{C}]^c \cdot [\text{D}]^d}{[\text{A}]^a \cdot [\text{B}]^b} \]
Константа равнотеже \(K\) има константну вредност на датој температури. У израз улазе само гасовите и растворене супстанце, док је за чврсте супстанце вредност 1.
Положај равнотеже:
- \(K > 1\): Равнотежа је померена удесно (у равнотежној смеши доминирају производи).
- \(K < 1\): Равнотежа је померена улево (у равнотежној смеши доминирају реактанти).
Ле Шатељеов принцип: Ако се на систем који се налази у стању динамичке равнотеже делује спољашњим фактором (променом концентрације, притиска или температуре), систем ће реаговати тако да умањи утицај те спољашње промене и поново успостави равнотежу.
| Фактор | Промена у систему | Смер померања равнотеже | Утицај на вредност \(K\) |
|---|---|---|---|
| Концентрација | Повећање концентрације реактаната (или уклањање производа) | Удесно (\(\longrightarrow\)) – ка производима | Не мења се |
| Повећање концентрације производа (или уклањање реактаната) | Улево (\(\longleftarrow\)) – ка реактантима | Не мења се | |
| Притисак / Запремина (само за гасовите системе где је \(\Delta n_{\text{гас}} \neq 0\)) |
Повећање притиска (смањење запремине) | Ка страни са мањим бројем молова гаса | Не мења се |
| Смањење притиска (повећање запремине) | Ка страни са већим бројем молова гаса | Не мења се | |
| Температура | Повишење температуре (\(+T\)) | У смеру ендотермне реакције (\(\Delta H > 0\)) | Мења се! |
| Снижење температуре (\(-T\)) | У смеру егзотермне реакције (\(\Delta H < 0\)) | Мења се! | |
| Катализатор | Додавање катализатора | Не помера равнотежу! (подједнако убрзава и директну и повратну реакцију, само убрзава успостављање равнотеже) | Не мења се |
Хабер–Бошов поступак синтезе амонијака:
\[ \text{N}_2\text{(g)} + 3\text{H}_2\text{(g)} \rightleftharpoons 2\text{NH}_3\text{(g)} \quad \Delta_r H^0 = -92\text{ kJ/mol} \]
Да би се повећао принос \(\text{NH}_3\):
- Повећава се притисак (јер \(4\text{ mol}\) гаса даје \(2\text{ mol}\) гаса).
- Континуирано се уклања настали \(\text{NH}_3\) и додају \(\text{N}_2\) и \(\text{H}_2\).
- Користи се оптимална температура од око \(500\text{ }^\circ\text{C}\) уз катализатор (компромис између повољне равнотеже на нижој температури и задовољавајуће брзине реакције).
Задаци за вежбање
Задатак 1 (лак): Сагоревањем \(0,5\text{ mol}\) етанола према термохемијској једначини:
\[ \text{C}_2\text{H}_5\text{OH(l)} + 3\text{O}_2\text{(g)} \longrightarrow 2\text{CO}_2\text{(g)} + 3\text{H}_2\text{O(l)} \quad \Delta_r H^0 = -1367\text{ kJ/mol} \]
израчунај количину ослобођене топлоте.
Према термохемијској једначини, сагоревањем \(1\text{ mol}\) етанола ослобађа се \(1367\text{ kJ}\) топлоте.
Постављањем пропорције: \[ 1\text{ mol} : 1367\text{ kJ} = 0,5\text{ mol} : x \] \[ x = 0,5 \cdot 1367\text{ kJ} = 683,5\text{ kJ} \] Одговор: Ослобађа се \(683,5\text{ kJ}\) топлоте.
Постављањем пропорције: \[ 1\text{ mol} : 1367\text{ kJ} = 0,5\text{ mol} : x \] \[ x = 0,5 \cdot 1367\text{ kJ} = 683,5\text{ kJ} \] Одговор: Ослобађа се \(683,5\text{ kJ}\) топлоте.
Задатак 2 (средњи): Хемијска реакција се одвија у гасовитој фази према једначини:
\[ 2\text{A(g)} + \text{B(g)} \longrightarrow \text{C(g)} \]
Колико пута ће се повећати брзина ове реакције ако се запремина реакционог суда смањи за три пута при константној температури?
1. Према закону о дејству маса, почетна брзина реакције је:
\[ v_1 = k \cdot [\text{A}]^2 \cdot [\text{B}] \]
2. Смањењем запремине суда три пута (\(V_2 = \frac{V_1}{3}\)), концентрације свих гасова се повећавају 3 пута: \([\text{A}]_2 = 3[\text{A}]\), \([\text{B}]_2 = 3[\text{B}]\).
3. Нова брзина реакције износи: \[ v_2 = k \cdot (3[\text{A}])^2 \cdot (3[\text{B}]) = k \cdot 9[\text{A}]^2 \cdot 3[\text{B}] = 27 \cdot k \cdot [\text{A}]^2 \cdot [\text{B}] = 27 v_1 \] Одговор: Брзина хемијске реакције повећаће се 27 пута.
3. Нова брзина реакције износи: \[ v_2 = k \cdot (3[\text{A}])^2 \cdot (3[\text{B}]) = k \cdot 9[\text{A}]^2 \cdot 3[\text{B}] = 27 \cdot k \cdot [\text{A}]^2 \cdot [\text{B}] = 27 v_1 \] Одговор: Брзина хемијске реакције повећаће се 27 пута.
Задатак 3 (средњи): У затвореном суду запремине \(1\text{ dm}^3\) успостављена је равнотежа:
\[ \text{PCl}_5\text{(g)} \rightleftharpoons \text{PCl}_3\text{(g)} + \text{Cl}_2\text{(g)} \]
Ако је почетна концентрација \(\text{PCl}_5\) била \(0,5\text{ mol/dm}^3\), а до равнотеже се разложило \(40\%\) полазне супстанце, израчунај равнотежне концентрације свих учесника и константу равнотеже \(K\).
1. Количина изреагованог \(\text{PCl}_5\):
\[ \Delta c = 0,5\text{ mol/dm}^3 \cdot 0,40 = 0,2\text{ mol/dm}^3 \]
2. Равнотежне концентрације:
\[ [\text{PCl}_5]_r = 0,5 - 0,2 = 0,3\text{ mol/dm}^3 \]
\[ [\text{PCl}_3]_r = 0,2\text{ mol/dm}^3 \]
\[ [\text{Cl}_2]_r = 0,2\text{ mol/dm}^3 \]
3. Константа равнотеже:
\[ K = \frac{[\text{PCl}_3] \cdot [\text{Cl}_2]}{[\text{PCl}_5]} = \frac{0,2 \cdot 0,2}{0,3} = \frac{0,04}{0,3} \approx 0,133 \]
Одговор: \([\text{PCl}_5] = 0,3\text{ mol/dm}^3\), \([\text{PCl}_3] = 0,2\text{ mol/dm}^3\), \([\text{Cl}_2] = 0,2\text{ mol/dm}^3\), \(K \approx 0,133\).
Задатак 4 (тежак): Посматра се хомогени равнотежни систем:
\[ 2\text{SO}_2\text{(g)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightleftharpoons 2\text{SO}_3\text{(g)} \quad \Delta_r H^0 = -198\text{ kJ/mol} \]
Како ће на положај равнотеже и вредност константе равнотеже \(K\) утицати:
а) Повећање температуре система,
б) Повећање укупног притиска у суду,
в) Додатак катализатора (\(\text{V}_2\text{O}_5\)),
г) Одузимање \(\text{SO}_3\) из реакционе смеше?
а) Повећање температуре система,
б) Повећање укупног притиска у суду,
в) Додатак катализатора (\(\text{V}_2\text{O}_5\)),
г) Одузимање \(\text{SO}_3\) из реакционе смеше?
а) Повећање температуре: Пошто је директна реакција егзотермна (\(\Delta H < 0\)), систем се супротставља загревању померањем равнотеже у смеру ендотермне реакције – улево (ка реактантима). Вредност константе равнотеже \(K\) се смањује.
б) Повећање притиска: На левој страни је \(3\text{ mol}\) гаса (\(2\text{ SO}_2 + 1\text{ O}_2\)), а на десној \(2\text{ mol}\) гаса (\(2\text{ SO}_3\)). Повишење притиска помера равнотежу удесно (ка мањем броју молова гаса). Константа \(K\) остаје непромењена.
в) Додатак катализатора: Катализатор подједнако убрзава директну и повратну реакцију снижавањем \(E_a\). Положај равнотеже и константа \(K\) се не мењају (само се брже достиже равнотежа).
г) Одузимање \(\text{SO}_3\): Смањењем концентрације производа, систем настоји да га надокнади, па се равнотежа помера удесно (ка стварању \(\text{SO}_3\)). Константа \(K\) остаје непромењена.
б) Повећање притиска: На левој страни је \(3\text{ mol}\) гаса (\(2\text{ SO}_2 + 1\text{ O}_2\)), а на десној \(2\text{ mol}\) гаса (\(2\text{ SO}_3\)). Повишење притиска помера равнотежу удесно (ка мањем броју молова гаса). Константа \(K\) остаје непромењена.
в) Додатак катализатора: Катализатор подједнако убрзава директну и повратну реакцију снижавањем \(E_a\). Положај равнотеже и константа \(K\) се не мењају (само се брже достиже равнотежа).
г) Одузимање \(\text{SO}_3\): Смањењем концентрације производа, систем настоји да га надокнади, па се равнотежа помера удесно (ка стварању \(\text{SO}_3\)). Константа \(K\) остаје непромењена.
