Hemijska energija

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Jump to navigation Jump to search

Hemijska energija je potencijal hemijske supstance da se transformira u hemijskoj reakcii za pretvorbu u druguge hemijske supstance. Primjeri uključuju baterije, hranu, benzin i još mnogo toga. Razlaganje ili stvaranje hemijskih veza uključuje energiju, koja se apsorbuje ili evoluira iz hemijskog sistema.[1]

Energija koja se može osloboditi (ili apsorbirati) u reakcijama između skupa hemijskih supstanci je jednaka razlici između sadržaja energije proizvoda i reaktanata, ako su jednake početna i završnas temperature. Ova promjena u energiji može se procijeniti iz energijom veze različitih hemijskih veza u reaktantima i proizvodu. To se može izračunati po obrascu

  • ,

unutrašnje energije formiranja molekula reaktanata i

unutrašnje energije formiranje molekula proizvoda. Unutrašnje promjene energije hemijskog procesa jednaka je toplini razmjene ako je izmjerena u uvjetima konstantnog volumena i jednake početne i završne temperature, kao u zatvorenoj posudi ( kao što je kalorimetar). Međutim, u uslovima konstantnog pritiska, kao i u reakcijama u posudi koja otvorena u atmosferu, izmjerene promjena toplina nije uvijek jednaka unutrašnjoj promjeni energije, jer pritisak obima aktivira i oslobađa ili apsorbira energiju. (Promjena topline pri konstantnom pritisku naziva se entlapijska promjena; u ovom slučaju entalpijska reakcija, ako su početne i konačne temperature jednake).

Još jedan koristan termin je toplota sagorijevanja, što je energija uglavnom slabe dvostruke veze molekularnog kisika,[2] otpuštene u reakciji sagorijevanja, a često se koristi u istraživanju goriva. Hrana je slična ugljikovodičnim i ugljikohidratnim gorivima, a kada se oksidira u ugljik-dioksid i vodu, oslobođena energija je analogna toploti sagorijevanja (iako se ne ocjenjuje na isti način kao ugljikovodična goriva (pogledajte energija hrane).

Potencijalna hemijska energija je oblik potencijalne energije koja se odnosi na strukturni raspored atoma ili molekula. Ovaj aranžman može biti u strukturi hemijskih veza unutar molekula ili vezana na neki drugi način. Hemijska energija hemijske supstance može pretvoriti se, u hemijskim reakcijama, u druge oblike energije. Naprimjer, kada se spali gorivo, hemijska energije molekula kisika se pretvara u toplotu, ,[2] a isti je slučaj i sa probavom hrane metabolizirane u biološkim organizmima. Zelene biljke transformiraju energiju sunca u hemijsku energiju (uglavnom kisik), u procesu koji je poznat kao fotosinteze, a električna energija se može pretvoriti u hemijsku i obrnuto putem elektrohemijskih reakcija.

Zeleni autotrofi su jedini organizmi u živom svijetu, koji su putem fotosinteze, sposobni za „zarobljavanje“ svjetlosne energije Sunca i njeno pretvaranje u hemijsku energiju organskih spojeva, uz učešće vode i ugljik-dioksida. Svi ostali organizmi (heterotrofi) su („gotovani“) koisnici gotove hemijske energije koja protiče kroz lance ishrane.

Sličan pojam, hemijski potencijal, koristi se da ukaže na potencijal tvari da prođu promjenu konfiguracije, u obliku hemijske reakcije, prostornog transporta, razmjene čestica iz rezervoara itd. Nema oblika potencijalne energije same po sebi, ali je još u bliskoj vezi sa slobodnom energijom. Konfuzija u terminologiji proizlazi iz činjenice da u drugim područjima fizike ne dominiraju entropije, a sva potencijalna energija je na raspolaganju za koristan rad i spontano pokretanje sistema prolazeći kroz promjene konfiguracije. Na taj način ne postoji razlika između "slobodne" i "neslobodne" potencijalne energije. Međutim, u sistemima velikih entropija, kao što su hemijski, u ukupnom iznosu energije koja je prisutna (i konzervirana po prvom zakonu termodinamike), dio je potencijalne hemijske energija, odvojeno od iznosa termodinamičke slobodne energije (čiji hemijski potencijal je izveden iz (čini se) spontanog napredujućeg sistema, kako entropija raste (u skladu sa drugim zakonom).

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Voet D, Voet J. . (1995). Biochemistry, 2nd Ed. Wiley, http://www.wiley.com/college/math/chem/cg/sales/voet.html. 
  2. ^ a b Schmidt-Rohr, K (2015). "Why Combustions Are Always Exothermic, Yielding About 418 kJ per Mole of O2". J. Chem. Educ. 92: 2094–2099. doi:10.1021/acs.jchemed.5b00333.