2.3 Kemiallinen reaktio demo

Alkuperäiset kirjoittajat:

Kemiallisessa reaktiossa atomien ja molekyylien elektroniverhot vuorovaikuttavat toistensa kanssa lämpöliikkeen aikaansaamien molekyylitason törmäysten seurauksena. Laajemmassa tarkastelussa lähtöaineiden atomien välisiä sidoksia purkautuu. Tämä kuluttaa lämpöenergiaa (eli molekyylien liike-energiaa) purkautuvien sidosten sidosenergioiden verran.

Sidoksen katkaisuun kulutettu lämpöenergia muuttuu epästabiilien ja hetkellisten reaktioiden välituotteiden sisäenergiaksi. Välituotteiden sisäenergiaa muuttuu takaisin lämmöksi, kun uusia sidoksia muodostuu reagenssien välille synnyttäen reaktiotuotteet. Tällöin lämpöä vapautuu syntyneiden uusien sidosten sidosenergioiden verran.

3.1 Reaktioyhtälö

Reaktioyhtälö kertoo, mitkä aineet reagoivat keskenään, mitä tuotteita reaktiossa syntyy ja missä suhteessa. Tuotteissa ja lähtöaineissa on oltava samoja atomeja yhtä paljon. Lisäksi sähkövarausten summa molemmilla puolilla on oltava sama (elektroneja ei saa hävitä, luku 3.2.1.2) Reaktioyhtälössä kirjoitetaan lähtöaineet reaktionuolen vasemmalle puolelle ja tuotteet oikealle puolelle.

Reaktioyhtälön tasapainotus
Kirjoita ensin lähtöaineiden ja tuotteiden kemialliset kaavat
halutussa muodossa väljästi. Jätä tilaa merkinnöille.
Määritä eri lähtöaineille ja tuotteille pienimmät mahdolliset
kokonaislukukertoimet, joilla reaktio on tasapainossa. Joskus
päättely onnistuu helposti pelkästään reaktioon osallistuvien
yhdisteiden molekyylikaavojen avulla, kuten esimerkissä 3.1. Joskus joudutaan apuna käyttämään hapetuslukuja (luku 3.2.1)
Ainetta ei saa reaktiossa kadota. Atomien lukumäärä yhtälön
molemmilla puolilla tulee olla sama. Tarkista myös mahdollisten
sähkövarausten summat.
Tasapainotettuun reaktioyhtälöön tulee lopuksi lisätä
olomuotomerkinnät, jos ne ovat tiedossa. Olomuoto merkitään sulkuihin
kunkin aineen perään: (aq) kun aine on liuenneena veteen; (s)
kun aine on kiinteää; (l) kun aine on nestemäistä; (g) kun aine
on kaasuna.

Esimerkki 3.1 Palaminen tarkoittaa kemiassa voimakkaan eksotermistä (luku 3.4.1) eli lämpöä vapauttavaa reaktiota, jossa happi hapettaa lähtöainetta. Orgaanisten molekyylien palaessa hiilet hapettuvat hiilidioksidiksi ja vedyistä tulee vettä. Samalla vapautuu runsaasti lämpöä. Kirjoita tasapainotettu reaktioyhtälö etaanin (\(C_{2}H_{6}\)) palamiselle.

Ratkaisu:

Kirjoitetaan lähtöaineet ja tuotteet omille puolilleen.

\(C_{2}H_{6}+O_{2}\rightarrow CO_{2}+H_{2}O\)

Koska etaanissa on kaksi hiiltä ja tuotteista vain hiilidioksidilla on yksi hiili, muodostuu yhdestä etaanimolekyylistä aina kaksi hiilidioksidimolekyyliä:

\(C_{2}H_{6}+O_{2}\rightarrow2\,CO_{2}+H_{2}O\)

Yhden etaanimolekyylin vedyistä puolestaan täytyy muodostua 3 molekyyliä vettä, jotta saadaan vetyjen määrä tasattua:

\(C_{2}H_{6}+O_{2}\rightarrow2\,CO_{2}+3\,H_{2}O\)

Nykyisillä kertoimilla happiatomeja on tuotteissa 7 kpl. Lähtöaineiden molekulaariselle hapelle ei tällaisenaan saa määritettyä kokonaislukukerrointa. Happimolekyylejä tarvittaisiin ”3 ja ½” eli \(\frac{7}{2}\).

\(C_{2}H_{6}+\frac{7}{2}\,O_{2}\rightarrow2\,CO_{2}+3\,H_{2}O\)

Ongelma ratkaistaan kertomalla kaikki kertoimet kahdella, jolloin happiatomeja on tuotteiden puolella 14 kpl ja molekulaarisen hapen kulutus siis tasan 7 kpl kahta etaanimolekyyliä kohti. Lopuksi lisätään vielä olomuotomerkinnät.

\(2\,C_{2}H_{6}(g)+7\,O_{2}(g)\rightarrow4\,CO_{2}(g)+6\,H_{2}O(g)\)

3.2 Hapettuminen ja pelkistyminen

Atomin hapettuminen tarkoittaa sitä, että atomi luovuttaa elektroneja (negatiivista varausta) toiselle atomille, joka hapettaa ensiksi mainitun ja pelkistyy samalla itse.

Atomin pelkistyminen tarkoittaa sitä, että atomi vastaanottaa elektroneja (negatiivista varausta) toiselta atomilta, joka pelkistää ensiksi mainitun ja hapettuu samalla itse.

Hapettuminen ja pelkistyminen tapahtuvat kemiallisissa reaktiossa aina samaan aikaan. Jokaista atomilta toiselle siirtyvää elektronia kohden täytyy olla aina atomi, joka luovuttaa kyseisen elektronin sekä atomi, joka vastaanottaa sen. Elektroneja ei siis katoa eikä niitä jää yli.

Hapettumisen ja pelkistymisen ehtona ei ole osapuolten täydellinen ionisoituminen, vaan kaikissa yhdisteissä on aina läsnä hapettuva ja pelkistyvä osapuoli. Kovalenttisessa sidoksessa pelkistyvä atomi on se, joka on elektronegatiivisempi ja saa siten sidoksen elektroniparin suuremmaksi osaksi itselleen. Vastaavasti vähemmän elektronegatiivisen atomin katsotaan osittain menettävän sidokseen osallistuvan elektroninsa, jolloin se toimii hapettuvana osapuolena.

3.2.1 Hapetusluvut

Hapetusluvuilla saadaan pidettyä kirjaa valenssielektronien liikkeistä atomien ja molekyylien välillä. Hapetusluku annetaan yksittäiselle atomille ja merkitään roomalaisella numerolla siten, että ionin hapetusluku on yhtä suuri, kuin sen varaus. Niinpä rauta(III)ionin (\(Fe^{3+}\)) hapetusluku on +III, koska se on hapettunut kolmella elektronilla eli luovuttanut kolme elektronia. Vastaavasti rauta(II)ionin (\(Fe^{2+}\)) hapetusluku +II, koska se on luovuttanut kaksi elektronia. Fluoridi-ionin (\(F^{-}\)) hapetusluku puolestaan on -I koska se on pelkistynyt yhdenarvoisesti eli vastaanottanut yhden elektronin.

Kovalenttisesti sitoutuneiden atomien hapetusluvut järkeillään samaan tapaan luovutettujen tai vastaanotettujen elektronien lukumäärän avulla. \(CH_{4}\):ssä (metaani), jossa yhteen hiileen on sitoutunut neljä vetyä, hiiliatomin hapetusluku on -IV, koska se on vetyä (hapetusluku +I) elektronegatiivisempana atomina vetänyt oman sidoselektroninsa lisäksi neljän vetyatomin sidoselektronit hieman enemmän puoleensa pelkistyen neljän elektronin arvoisesti.

Vastaavasti \(CO_{2}\):ssa, jossa kaksi happiatomia kumpikin kaksoissitoutunut hiileen, hiilen hapetusluku on +IV, koska se on osittain luovuttanut kaikki neljä sidoselektroniaan elektronegatiivisemmille happiatomeille ja hapettunut siis itse neljänarvoisesti. Happiatomien hapetusluku kyseisessä atomissa on -II, sillä hapen ja hiilen välillä on kaksoissidos, josta happi vetää kaikkia neljää (eli kahta omaa ja kahta hiilen) elektronia puoleensa.

Kahden saman alkuaineen atomien muodostama sidos on täysin pooliton. Tällöin myös sidoselektronit ovat täysin tasaisesti jakautuneet eikä hapetus-pelkistysmuutoksia tapahdu.

Orgaanisten molekyylien voidaan ajatella hapettuvan, kun molekyylin hiilet muodostavat lisää sidoksia happiatomeihin tai kun vedyn määrä vähenee. Vastaavasti niiden voidaan ajatella pelkistyvän, kun hiilten sitoutuminen vetyatomeihin (eli vedyn määrä) yhdisteessä kasvaa tai sidokset happiatomeihin vähenevät.

Esimerkki 3.2 Oksaalihappo muodostuu kahdesta toisiinsa liittyneestä karboksyyliryhmästä HOOC-COOH (karboksyyliryhmistä lisää luvussa 4.2.1.3). Hapetuslukuja päätellessä voidaan aloittaa antamalla hapelle hapetusluku -II ja vedylle +I. Nämä voimme myös päätellä alkuaineiden elektronegatiivisuuseroista. Happi on elektronegatiivisin näistä aineista, joten voimme olettaa sen saavan kaksi elektronia kaksoissidoksesta. Vedyllä taas on pienin elektronegatiivisuus, joten voimme olettaa sen luovuttavan elektronin. (Muista kuitenkin, että todellisuudessa sidoselektroniparit ovat molempien käytössä eikä varsinaista ionisoitumista tapahdu molekyyleissä!) Koska hiilten välisessä sidoksessa ei ole elektronegatiivisuuseroa, myöskään kummankaan hapetusluvut eivät muutu tämän sidoksen vaikutuksesta. Kumpikin hiili on siis sitoutunut happiin kolmella sidoksella eli se on ikäänkuin menettänyt kolme elektroniaan hapen vaikutuspiiriin. Lopputuloksena saamme vedyille hapetusluvuiksi +I, hapille -II ja hiilille +III.

Oksaalihappo hapetusluvut

Kuva 3.1: Oksaalihapon hapetusluvut

3.2.1.1 Hapetuslukujen määritys molekyylikaavan perusteella

Kun yhdisteestä on tiedossa vain suhdekaava tai molekyylikaava, ei hapetuslukujen määritys ole yhtä suoraviivaista. Monilla sivuryhmien ja ryhmien 4, 5, 6 ja 7 alkuaineilla voi eri yhdisteissä esiintyä useampia eri hapetuslukuja, joista toiset ovat yleisempiä kuin toiset. Yhdisteessä olevien atomien hapetuslukujen määritys jopa ilman elektronegatiivisuustietojakin on kuitenkin yleensä helppoa muutaman muistisäännön avulla.

Hapetuslukusäännöt
Alkuainemuodossa olevan aineen hapetusluku on aina 0 sillä siinä ei ole
elektronegatiivisuuseroa.
Varauksettoman molekyylin atomien hapetuslukujen summan tulee
aina olla nolla.
Ionin hapetusluku on sama kuin sen varaus. Vastaavasti ioniryhmän atomien hapetuslukujen summa on yhtä kuin ioniryhmän varaus.
Fluori (F) on kaikkein elektronegatiivisin atomi ja se ottaa
aina vastaan yhden elektronin päästäkseen oktettiin. Fluorin
hapetusluku yhdisteessä on siis aina –I.
Happi on toiseksi elektronegatiivisin atomi, joka tarvitsee
oktettiin kaksi elektronia. Sen hapetusluku useimmissa
yhdisteissä on -II, muutamalla poikkeuksella:

- Peroksideissa, joissa on kahden hapen välillä yksöissidos, on hapen hapetusluku -I.

- Superoksideissa (anionina \(O_{2}^{-}\)) hapen hapetusluku on \(-\frac{1}{2}\)
ja otsonideissa (anionina \(O_{3}^{-}\)) hapetusluku on \(-\frac{1}{3}\)
Elektroni on tällöin vastaanotettu siten, että se ei ole
lokalisoitunut yksittäiselle happiatomille, vaan
vastaanotettu varaus on jakautuu kaikkien happiytimien
ympärille.

- Happimolekyylissä O=O hapen hapetusluku on 0, kuten kaikissa
muissakin alkuainemolekyyleissä.
Vedyn hapetusluvuksi tulee yleensä +I. Kun vety muodostaa
alkalimetallien kanssa hydridejä (esim. LiH), on sen
hapetusluku -I. Alkuainevedyn (H-H), hapetusluku on 0.
Alkalimetallien hapetusluku yhdisteissä on +I. Muista, ettei vety kuulu alkalimetalleihin!
Maa-alkalimetallien hapetusluku yhdisteissä on +II.

Esimerkki 3.3 Tarkastellaan vetykarbonaatin \(HCO_{3}^{-}\) atomien hapetuslukujen summaa ja koko ionin ulkoista varausta. Happien hapetusluvut ovat muistisääntöjen mukaan -II ja vedyllä +I. Tiedämme muistisääntöjen perusteella myös, että hapetuslukujen summan tulee olla -1.

3 · (-2) + 1 · 1 + 1 · x = -1, jossa vasemmalta oikealle 3 on happien lukumäärä, -2 on yhden hapen hapetusluku, 1 on vetyjen määrä, 1 on yhden vedyn hapetusluku, 1 on hiilten määrä, x on hiilten hapetusluku. Näistä saadaan hiilen hapetusluvuksi (x) +IV.

vetykarbonaatti hapetusluvut

Kuva 3.2: Vetykarbonaatin hapetusluvut

3.2.1.2 Reaktioyhtälön tasapainotus hapetuslukujen avulla

Jos reaktioyhtälön tasapainotus on liian vaikea pääteltäväksi pelkkien atomien ja varausten avulla, voi avuksi ottaa hapetusluvut ja elektroninsiirtolaskelmat. Koska reaktiossa luovutettujen ja vastaanotettujen elektronien lukumäärän tulee aina olla sama, voidaan hapettuvan ja pelkistyvän aineen suhteet saada selville tutkimalla niiden hapetuslukujen muutoksia. Tasapainotus jakautuu kolmeen vaiheeseen:

  1. Selvitetään kaikkien atomien hapetusluvut ennen reaktiota ja reaktion jälkeen, sekä tutkitaan niiden avulla, montako elektronia kukin atomi luovuttaa tai vastaanottaa. Toisinsanoen tutkitaan, kuinka paljon kunkin atomin hapetusluku muuttuu ja mihin suuntaan.
  2. Tasapainotetaan reaktioyhtälöstä ne atomit, joiden hapetusluku muuttuu. Kertoimet laaditaan siten, että reaktioyhtälön hapettuvien osapuolten luovuttamien ja pelkistyvien osapuolten vastaanottamien elektronien lukumäärät täsmäävät toisiinsa.
  3. Tasapainotetaan muut atomit, paitsi happi ja vety.
  4. Tasapainotetaan tarvittaessa varaukset, jos ne eivät jo tässä vaiheessa ole tasan. Varauksia voidaan tarvittaessa tasapainottaa lisäämällä vetyioneja (\(H^{+}\)), sillä usein reaktiot tapahtuvat happamissa vesiliuoksissa. Jos reaktion tiedetään tapahtuvan emäksisissä olosuhteissa, ei tuotteiden puolelle saa jäädä vetyioneja, vaan varaukset tasapainotetaan tarvittaessa hydroksidi-ioneilla (\(OH^{-}\)). Huom! Varausten tasapainotus ei tarkoita, että molemmilla puolilla varausten summan tulisi olla 0. Se tarkoittaa vain, että molemmilla puolilla varausten summa tulee olla sama.
  5. Tasapainotetaan hapet ja vedyt. Joskus vesiliuoksessa tapahtuvaan reaktioon osallistuvista yhdisteistä on jätetty mainitsematta vesi ja veden ionit (\(OH^{-}\) ja \(H_{3}O^{+}\)). Jos hapen (O) ja vedyn (H) tasapainotus sitä vaatii, on vettä lupa lisätä lopulliseen reaktioyhtälöön.

Esimerkki 3.4 Oksaalihappoa \(H_{2}C_{2}O_{4}\) voidaan hapettaa happamassa dikromaatti-ioneja sisältävässä liuoksessa hiilidioksidiksi. Reaktion sivutuotteena liuokseen syntyy kromi(III)-ioneja (\(Cr^{3+}\)). Kirjoita tasapainotettu reaktioyhtälö.

Ratkaisu:

Selvitetään hiilidioksidin ja dikromaatti-ionin kemialliset kaavat ja kirjoitetaan reaktioyhtälö ilman kertoimia.

\(Cr_{2}O_{7}^{\,2-}+H_{2}C_{2}O_{4}\rightarrow Cr^{3+}+CO_{2}\)

  1. Selvitetään jokaisen atomin hapetusluku. Vinkki: hapetusluvut kannatta merkitä reaktioyhtälöön kunkin atomin yläpuolelle.Dikromaatti-ionin kokonaisvaraus on -2 ja happiatomien hapetusluku on –II. Lasketaan kromin hapetusluku kromaatti-ionissa. Ionin atomien hapetuslukujen summaksi täytyy tulla ionin varaus:
    \(2x+7\cdot(-2)=-2\)
    \(2x=12\)
    \(x=6\)
  2. Oksaalihapon hapetuslukujen määrittäminen on esitetty esimerkissä 3.2.
    AtomiAlussaLopussaMuutos
    Cr+IV+III\(+3e^{-}\)
    C+III+IV\(-1e^{-}\)
    O-II-IIei muutosta
    H+I+I (kts. alempana)ei muutosta
  3. Tasapainotetaan kromi ja hiili. Jokaista kromiatomia kohden tarvitaan kolme hiiltä, koska yksi kromi vastaanottaa kolminkertaisen määrän elektroneja verrattuna yhden hiilen luovuttamiin elektroneihin. Kahta kromiatomia kohden tarvitaan siis kuusi hiiltä.\(Cr_{2}O_{7}^{2-}+3\,H_{2}C_{2}O_{4}\rightarrow2\,Cr^{3+}+6\,CO_{2}\)
  4. Tasapainotetaan seuraavaksi varaukset, sillä hapen ja vedyn lisäksi tässä reaktiossa ei ole muita atomeja. Lähtöaineiden puolella varausten summa on -2 ja tuotteiden puolella +6. Lisätään siis yhteensä 8 oksoniumionia, jotta saadaan molemmille puolille sama varaus.\(Cr_{2}O_{7}^{\,2-}+3\,H_{2}C_{2}O_{4}+8\,H^{+}\rightarrow2\,Cr^{3+}+6\,CO_{2}\)
  5. Lopuksi tasapainotetaan hapet ja vedyt. Lähtöaineiden puolella happea on 19, tuotteiden puolella 12. Vastaavasti vetyä on lähtöaineiden puolella 14, tuotteiden puolella 0. Jotta saadaan nämä tasan, tulee oikealle puolelle lisätä happea yhteensä 7 ja vetyä yhteensä 14. Näistä saadaan mukavasti 7 vesimolekyyliä. Huom! Tämä on myös sopiva kohta tarkastaa tasapainotus: Jos hapet ja vedet eivät meinaa mennä millään tasan, on todennäköisesti tasapainotuksessa tapahtunut aiemmin jokin virhe.\(Cr_{2}O_{7}^{\,2-}+3\,H_{2}C_{2}O_{4}+8\,H^{+}\rightarrow2\,Cr^{3+}+6\,CO_{2}+7\,H_{2}O\)

Lisätään lopuksi vielä olomuotomerkinnät. Hiilidioksidi on veteen huonosti liukeneva kaasuyhdiste, joten sen voidaan ajatella muuttuvan suoraan kaasumaiseen olomuotoon.

$latex Cr_{2}O_{7}^{\,2-}(aq)+3\,H_{2}C_{2}O_{4}(aq)+8\,H^{+}(aq)
\rightarrow2\,Cr^{3+}(aq)+6\,CO_{2}(g)+7\,H_{2}O\,(l)$

3.2.1.3 Reaktioyhtälön jakaminen osareaktioihin

Redox-reaktiot eli hapetus-pelkistysreaktiot on usein mielekästä jakaa kahteen erilliseen osareaktioon. Toisessa tapahtuu hapettuminen ja tuotteena on muiden ohella ylimääräisiä elektroneja. Toinen osareaktio on pelkistyminen, jossa hapettumisreaktiossa syntyneet ”vapaat” elektronit käytetään. (Tietenkään todellisuudessa mitään vapaita elektroneja ei missään vaiheessa reaktiota ole olemassa, sillä elektronit siirtyvät suoraan pelkistimeltä hapettajalle ilman välivaiheita.)

Osareaktioihin jakaminen tarjoaa myös vaihtoehtoisen menetelmän redox-reaktioiden tasapainottamiseksi. Menetelmä on hieman monivaiheisempi.

  1. Selvitetään hapetusluvut ja määritellään hapettuvat ja pelkistyvät osapuolet, kuten esimerkissä 3.3.
  2. Kirjoitetaan osareaktiot erikseen hapettuvalle ja erikseen pelkistyvälle osapuolelle.
    • Tasapainotetaan osareaktiosta se atomi, jonka hapetusluku muuttuu.
    • Lisätään reaktioyhtälöön tarvittava määrä elektroneja
      1. Pelkistyvän osapuolen reaktioyhtälössä atomi vastaanottaa elektroneja eli reaktiossa kuluu vapaita elektroneja. Elektronit merkataan siis lähtöaineiden puolelle.
      2. Hapetusreaktioyhtälössä elektroneja syntyy, joten ne merkataan tuotteiden puolelle.
    • Tasapainotetaan osareaktiot: Tasapainotus voidaan tehdään samoin kuin normaalille kokonaiselle reaktioyhtälölle. Myös vettä on tarpeen vaatiessa lisättävä samaan tapaan kuin esimerkissä 2.3.3. Osareaktioiden tulisi nyt olla tasapainossa sekä atomien että varausten osalta. Myös elektronien varaukset lasketaan mukaan.
    • Kerrotaan osareaktiot sellaisilla kokonaislukukertoimilla, että molempiin reaktioihin tulee yhtä monta elektronia – toisessa lähtöaineiden, toisessa tuotteiden puolelle.
  3. Yhdistetään reaktioyhtälöt laskemalla ne yhteen. Kummankin tasapainotetun osareaktioyhtälön lähtöaineet merkataan kokonaisreaktion lähtöaineiden ja tuotteet tuotteiden puolelle. Lopuksi trimmataan vielä ylimääräiset, kummallakin puolella reaktioyhtälöä esiintyvät molekyylit sekä elektronit pois vähennyslaskulla.
Kertaa!
Mitä eroa on hapettumisella ja pelkistymisellä? Miten ne liittyvät toisiinsa?
Miten hapetusluvut määritellään?

3.3 Stoikiometriset laskut

Reaktioyhtälön avulla on mahdollista laskea aineiden määriä ennen ja jälkeen reaktioita, jos tiedetään, paljonko jotakin lähtöainetta on reagoinut tuotteiksi. Kun reaktioyhtälön tuotetta syntyy tietty määrä, pienenee lähtöaineiden määrä vastaavasti reaktioyhtälön kerrointen määrittelemässä suhteessa. Tätä demonstroidaan esimerkissä 2.3.4.

Esimerkki 3.4 Ruostuminen on kosteissa olosuhteissa etenevä prosessi, jossa ilman molekulaarinen happi hapettaa alkuainerautaa rauta(III)oksidiksi. Raudan ruostumista voidaan yrittää ehkäistä lisäämällä teräkseen pieniä määriä erilaisia lisäaineita, kuten
hiiltä.

Esitä ruostumisen tasapainoitettu reaktioyhtälö ja laske, kuinka monta litraa happea kuluu NTP-olosuhteissa, kun 56 g puhdasta rautaa hapettuu kokonaan ruosteeksi.

Ratkaisu:

Rauta(III)oksidi viittaa rautaoksidiin, jossa raudan hapetusluku on +III. Hapen hapetusluku on -II. Koska rautaoksidin täytyy olla varaukseltaan neutraali, on siinä aina kahta rauta-atomia kohden kolme happiatomia. Laaditaan ensin tasapainotettu reaktioyhtälö:

\(4\,Fe(s)+3\,O_{2}(g)\rightarrow2\,Fe_{2}O_{3}(s)\)

Lasketaan raudan ainemäärä:

\(n_{Fe}=\frac{m}{M}=\frac{56\,g}{55,845\,\frac{g}{mol}}=1,00277…mol\)

Reaktioyhtälön kertoimista nähdään reaktiossa kuluvan raudan ja
hapen suhde, josta saadaan ratkaistua hapen ainemäärä:

\(\frac{n_{O_{2}}}{n_{Fe}}=\frac{3}{4}\Leftrightarrow n_{O_{2}}=\frac{3}{4}\cdot n_{Fe}=\frac{3}{4}\cdot1,00277…mol=0,752081…mol\)

Käytetään yhtälöä \(n_{O_{2}}=\frac{V_{O_{2}}}{V_{m}}\) NTP-hapen
tilavuuden laskemiseen:

\(n_{O_{2}}=\frac{V_{O_{2}}}{V_{m}}\Leftrightarrow V_{O_{2}}=n_{O_{2}}\cdot V_{m}=0,752081…mol\cdot22,41\,\frac{l}{mol}=16,854…l\approx17\,l\)

Happea tarvitaan siis 17 l.

3.3.1 Rajoittava tekijä

Rajoittava tekijä on se lähtöaine, joka loppuisi ensimmäisenä, jos lähtöaineiden annettaisiin reagoida täydellisesti tuotteiksi. Rajoittava tekijä saadaan selville esimerkiksi laskemalla, kuinka paljon tuotteita kustakin lähtöaineesta voidaan korkeintaan saada. Se lähtöaine, josta voidaan muodostaa pienin määrä tuotetta, on rajoittava tekijä.

Esimerkki 3.5 LKS:n emännistö tekee kolmioleipiä: kahden kolmioleivän valmistamiseen tarvitaan 2 paahtoleipää, 3 siivua kinkkua, 2 kpl 10 gramman viipaletta juustoa ja puolikas tomaatti. Kirjoita tasapainotettu reaktioyhtälö ja selvitä, kuinka monta leipää emännistö saa valmistettua, kun käytössä on 4 tomaattia, 25 viipaletta paahtoleipää 30 viipaletta kinkkua ja 200 gramman pala juustoa.

Ratkaisu:

2 paahtoleipä + 3 kinkkusiivu + 2 juustoviipale + ½ tomaatti → 2 kolmioleipä
4 paahtoleipä + 6 kinkkusiivu + 4 juustoviipale + tomaatti → 4 kolmioleipä

Tutkitaan rajoittava tekijä selvittämällä kuinka moneen kolmioleipään kukin raaka-aine riittäisi, jos muita raaka-aineita olisi rajattomasti.

Paahtoleivät: \(N_{kolmio}=N_{paahtoleipa}=25\)

Kinkku: \(\frac{N_{kolmio}}{N_{kinkku}}=\frac{4}{6}\Leftrightarrow N_{kolmio}=\frac{2}{3}\cdot N_{kinkku}=\frac{2}{3}\cdot30=20\)

Juusto: \(N_{juustosiivu}=\frac{m_{juusto}}{m_{siivu}}=\frac{200\,g}{10\,g}=20\)
\(N_{kolmio}=N_{juusto}=20\)

Tomaatti: \(\frac{N_{kolmio}}{N_{tomaatti}}=\text{\ensuremath{\frac{4}{1}\Leftrightarrow}}N_{kolmio}=4\cdot N_{tomaatti}=4\cdot4=16\)

Tomaatti loppuu ensimäisenä, sillä siitä saadaan vähiten kolmioleipiä. Kolmioleipiä saadaan valmistettua siis 16 kpl.

3.3.2 Empiirisen kaavan määritys

Kun tiedetään kaikkien muiden paitsi yhden reaktiossa olevan yhdisteen kaava ja reaktioon osallistunut määrä, voidaan usein laskea myös tuntemattoman yhdisteen empiirinen kaava eli suhdekaava.

Polttoanalyysi on helppo tapa tutkia orgaanisten aineiden suhteellista koostumusta. Siinä orgaaninen yhdiste poltetaan täydellisesti molekulaarisen hapen avulla. Orgaanisten molekyylien palaessa hiilet hapettuvat hiilidioksidiksi, ja vedyt muodostavat vettä. Tiedetään, että tuotteissa olleet eri atomit ovat peräisin vain tutkittavasta aineesta, ja siten niiden ainemääristä voidaan päätellä, missä suhteessa niitä on tutkittavassa aineessa.

Jos yhdiste sisältää happea, voidaan senkin määrä päätellä. Kun tuotteissa olevien hiili- ja vetyatomien yhteenlaskettu massa vähennetään tuntemattoman näytteen alkuperäisestä massasta, jää jäljelle happiatomien massa kyseisessä näytteessä.

Esimerkki 3.6 Erään orgaanisen molekyylin tiedettiin sisältävän hiiltä, vetyä ja happea. Määritä aineen empiirinen kaava, kun polttoanalyysissä mitattiin seuraavat tulokset:

AineAineen määrä ennen reaktiotaAineen määrä reaktion jälkeen
Tuntematon 25 gEi havaittavia määriä
\(CO_{2}\)0 g30,2 l (NTP)
\(H_{2}O\)1,5 g31,9 g

Ratkaisu:

Lasketaan hiilen määrä lähtöaineessa. Lähtöaineen hiili päätyi hiilidioksidille.

\(n_{C}=n_{CO_{2}}=\frac{V_{CO_{2}}}{V_{m}}=\frac{30,2\,l}{22,41\,\frac{l}{mol}}=1,3476…mol\)

Lasketaan vedyn määrä lähtöaineessa. Koska reaktioastiassa oli alunperinkin epäpuhtautena pieni määrä vettä, tulee lähtöaineesta peräisin olevan vedyn määrän selvittämiseksi vähentää veden alkumassa lopussa mitatusta vedestä. Näin saadaan selville reaktiossa muodostuneen, tutkittavasta aineesta peräisin olevan
veden määrä.

\(m_{H_{2}O}=31,9\,g-1,5\,g=30,4\,g\)

Jokaisessa muodostuneessa vesimolekyylissä on kaksi alkuperäiselle yhdisteelle kuulunutta vetyatomia

\(n_{H}=2\cdot n_{H_{2}O}=2\cdot\frac{m_{H_{2}O}}{M_{H_{2}O}}=2\cdot\frac{30,4\,g}{2\cdot1,0079\,\frac{g}{mol}+15,999\,\frac{g}{mol}}=3,37500…mol\)

Vähennetään hiilten ja vetyjen massa koko näytteen massasta. Loppu massa on peräisin happiatomeista.

\(m_{n\ddot{a}yte}=m_{C}+m_{H}+m_{O}\Leftrightarrow m_{O}=m_{n\ddot{a}yte}-m_{C}-m_{H}\)
\(\qquad n=\frac{m}{M}\Leftrightarrow m=nM\)
\(m_{O}=m_{n\ddot{a}yte}-n_{C}\cdot M_{C}-n_{H}\cdot M_{H}=25\,g-1,3476…mol\cdot12,010\,\frac{g}{mol}-3,37500…mol\cdot1,0079\,\frac{g}{mol}=5,4135…g\)

Massan avulla voidaan laskea hapen ainemäärä.

\(n_{O}=\frac{m_{O}}{M_{O}}=\frac{5,4135…g}{15,999\,\frac{g}{mol}}=0,33836…mol\)

Nyt kun jokaisen yhdisteen sisältämän alkuaineen ainemäärä on tiedossa, sievennetään niiden suhde kokonaislukumuotoon:

\(n_{C}:n_{H}:n_{O}=1,43585…:3,37500…:0,33836…,\qquad\)

Sievennetään pienimmällä luvulla. (0,33836…)

\(n_{C}:n_{H}:n_{O}\approx4:10:1\)

Tutkitun yhdisteen empiiriseksi kaavaksi saadaan \((C_{4}H_{10}O)_{n}\).

 

Reaktioyhtälöstä voidaan päätellä, kuinka paljon reaktiotuotetta syntyy, jos kaikki lähtöaine kuluu loppuun. Tästä voidaan laskea reaktion teoreettinen saanto. Reaktiot eivät kuitenkaan tavallisesti kuluta kaikkea lähtöainetta, vaan sitä jää reagoimatta. Todellisuudessa reaktiotuotteet voidaan esimerkiksi punnita ja laskea todellinen saanto. Saantoprosentti kuvaa kuinka suuri osa lähtöaineista on reagoinut suhteessa lähtöaineiden kokonaismäärään.

\(saantoprosentti = \frac{todellinen saanto}{teoreettinen saanto}\times 100\%\)

Konversio ja selektiivisyys

Reaktio voi keskeytä ennen kuin kaikki lähtöaineet ovat kuluneet loppuun. Reaktiossa voi myös syntyä sivutuotteita. Jos lähtöainetta kuluu 80% kaikesta lähtöaineesta, sanotaan, että lähtöaineen konversio on 80%.

Tarkastellaan lähtöainetta A, joka voi tuottaa kaksi eri lopputuotetta: B ja C. Tässä tapauksessa B on haluttu tuote ja C on sivutuote. Lähtöaine A kuluu kokonaan loppuun ja tuottaa haluttua tuotetta B 75% ja sivutuotetta C 25%.

\(A \rightarrow B\)        75%

\(A \rightarrow C\)        25%

Tässä tilanteessa lähtöaineen konversio on 100% ja tuotteen B saanto 75%. Voidaan sanoa, että reaktion selektiivisyys on 75%.

Saannosta ei voida päätellä reaktion oheistuotteiden määrää: reaktio, jonka saanto on 100% voi tuottaa halutun tuotteen lisäksi myös oheistuotteita. Oheistuotteita kutsutaan usein saasteiksi. Atomiekonomia kertoo kuinka suuri osa lähtöaineen ja reagenssien atomeista päätyy haluttuun reaktiotuotteeseen.

\(\%atomiekonomia = \frac{halutun \medspace tuotteen \medspace massa}{kaikkien \medspace reagenssien \medspace yhteismassa}\)

3.4 Reaktioiden termodynamiikka

Vaikka monesti kuvataan, että kemiallinen reaktio tapahtuu tai etenee tiettyyn suuntaan, todellisuudessa kemiallinen reaktio voi usein edetä kumpaankin suuntaan. Tätä tapahtuu, kunnes saavutetaan tasapainotila, jossa reaktio etenee kumpaankin suuntaan samalla nopeudella. Reaktion etenemistaipumus ja suunta riippuu reaktion termodynamiikasta sekä lähtöaineiden ja tuotteiden konsentraatioista systeemissä.

3.4.1 Systeemin lämpösisältö

Aine sisältää energiaa, jota kutsutaan sen sisäiseksi energiaksi. Tätä sisäistä energiaa kuvastaa osaltaan lämpösisältö eli entalpia (H). Kemiallisessa reaktiossa aineen sisäenergiaa voi muuttua lämpöenergiaksi ja mekaaniseksi työksi. Vastaavasti lämpöenergiaaa tai työtä voi sitoutua aineiden sisäenergiaksi kemiallisissa reaktioissa. Entalpian absoluuttista arvoa ei voi määrittää, mutta reaktioiden yhteydessä ollaankin kiinnostuneita entalpian muutoksesta eli reaktioentalpiasta \(\Delta_{r}H\). Reaktioentalpia kertoo, vapauttaako tietty kemiallinen reaktio tapahtuessaan lämpöenergiaa ympäristöön vai tarvitseeko se tapahtuakseen ympäristön lämpöä.

  • Eksoterminen reaktio on realtioentalpian kannalta suotuisa reaktio. Aineiden sisäenergiaa vapautuu lämpönä ympäristöön, \(\Delta_{r}H<0\).
  • Endoterminen reaktio on entalpian kannalta epäsuotuisa reaktio. Ympäristön lämpöä tarvitaan reaktion etenemiseen, ja sitä sitoutuu aineiden sisäenergiaksi, \(\Delta_{f}H>0\).

Termodynamiikassa systeemiksi mielletään esimerkiksi kemiallisen reaktion kannalta reaktion lähtöaineet ja tuotteet. Ympäristöllä tarkoitetaan systeemiä ympäröivää ainesta, jossa reaktio tapahtuu, esimerkiksi vesiliuoksessa vesi ja palamisreaktiossa ilma.

Kemiallinen systeemi on omanlaisensa systeemi: kemialliseen systeemiin voidaan siirtää ympäristön lämpöä, jolloin saadaan etenemään reaktio, jossa kemiallisen systeemin sisäenergia kasvaa. Lämpöä voi myös siirtyä systeemistä ympäristöön. Käytännön tasolla tämä näkyy siten, että esimerkiksi lämpöä tuottavan eli eksotermisen reaktion edetessä ympäristön lämpötila kasvaa. Jos taas reaktio sitoo lämpöenergiaa, huomataan ympäristön lämpötilan laskeminen.

Systeemejä kuvaavat termodynamiikan ensimmäinen ja toinen pääsääntö:

  1. Systeemin sisäenergian muutos on yhtä suuri kuin siihen tehdyn työn ja systeemiin tuodun lämpöenergian summa.
  2. Täysin eristetyn systeemin (lämpöä ja materiaalia ei voida vaihtaa ympäristön kanssa) epäjärjestys eli entropia joko kasvaa tai pysyy vakiona. Järjestyksen kasvattaminen paikallisesti vaatii aina ympäristön entropian kasvamista niin, että laajemmassa tarkastelussa kokonaisentropian havaitaa kasvaneen.
    • Epäjärjestyksellä tarkoitetaan aineen rakennusosasten, kuten molekyylien ja atomien, vapaampaa liikkumista toisiinsa nähden sekä tasaista jakautumista systeemissä.
    • Esimerkiksi kaasumaisessa olomuodossa veden entropia on suurimmillaan, vetenä sen entropia on hieman pienempi ja jäässä pienimillään.
    • Systeemin lämpötilan kasvaessa myös systeemin entropia usein (ei kuitenkaan aina) kasvaa: kemialliset sidokset katkeilevat useammin ja molekyylit liikkuvat keskimäärin suuremmilla nopeuksilla (partikkelien väliset nopeuserot lisääntyvät).

3.4.1.1 Entalpia suureena

Entalpian yksikkö fysiikassa on joule (J), mutta kemiassa on yleensä käytännöllisempää käyttää yksikköä J/mol tai kJ/mol ilmoittamaan entalpian määrää moolia jotakin ainetta kohti. Koska entalpian absoluuttista arvoa systeemille ei voida koskaan määrittää, ollaan termodynamiikassa paljon kiinnostuneempia reaktioissa tapahtuvista entalpian muutoksista \(\Delta H\) systeemissä:

\(\Delta H=H_{loppu}-H_{alku},\qquad\frac{[J]}{[mol]}\)

Entalpian muutosta voidaan tutkia mittaamalla ympäristön lämpötilan muutoksia kemiallisen reaktion yhteydessä. Esimerkiksi kalorimetritutkimuksessa reaktion annetaan tapahtua vedellä täytetyssä hyvin eristävässä astiassa. Veden lämpötilan muuttuminen kertoo, paljonko lämpöenergiaa reaktiossa on siirtynyt ympäristön ja kemiallisen systeemin välillä.

Reaktioentalpian kokeellinen määritys:

Kun reaktioentalpiaa tutkitaan kalormetrillä, tulee tietää kalorimetrin lämpökapasiteetti C. Tällöin kalorimetrin lämpöenergian muutos selviää yhtälöstä

\(\Delta E=C\Delta T,\qquad\frac{[J]}{[K]}\cdot[K]=[J]\)

jossa \(\Delta T\) on lämpötilanmuutos.

Huomaa, että kyseinen yhtälö laskee vasta kalorimetrin lämpösisällön muutoksen. Olettaen, että lämpöä ei merkittävissä määrin ole päässyt vuotamaan kalorimetrin ulkopuolelle, on systeemin entalpianmuutos yhtä suuri kuin kalorimetrin lämpöenergian muutos, mutta vastakkaismerkkinen. Entalpian muutos tulee vielä jakaa ainemääräkertoimella, joka kuvastaa, kuinka monta kokonaista ”reaktioyhtälöllistä” lähtöaineita on muuttunut tuotteiksi.

Joskus, kun kalorimetrissä itse eristävän astian lämpökapasiteetti on hyvin pieni, voidaan olettaa, että kalorimetrin lämpökapasiteetti on suunnilleen samansuuruinen, kuin kyseisen kalorimetrin sisältämän veden lämpökapasiteetti. Minkä tahansa massaltaan tunnetun aineen lämpökapasiteetti voidaan laskea sen ominaislämpökapasiteetin (c) avulla:

\(C=cm,\qquad\frac{[J]}{[kg]\cdot[K]}\cdot[kg]=\frac{[J]}{[K]}\)

Esimerkki 3.7 Tutkit metaanin palamisentalpiaa pommikalometrillä (\(C=187\,\frac{kJ}{K}\)), joka koostuu kahdesta tiiviistä sisäkkäisestä metalli-astiasta: sisempi on täytetty 10,0 grammalla metaania ja riittävällä määrällä happea sen polttamiseksi. Metaani palaa täydellisesti, jolloin kalorimetrin lämpötila nousee 3,0 K. Mikä on metaanin palamislämpö (palamisen reaktioentalpia)? Paineen ja tilavuuden muutokset voidaan olettaa merkityksettömiksi ja vesi jää kaasuksi (vetysidoksia ei muodostu).

Ratkaisu

Palamisen reaktioyhtälö

\(CH_{4}(g)+2\,O_{2}(g)\rightarrow CO_{2}(g)+H_{2}O(g)\)

Lasketaan ensin kalorimetrin vastaanottama lämpömäärä

\(\Delta E=C\Delta T=187\,\frac{kJ}{K}\cdot3,0\,K=561\,kJ\)

Systeemin entalpian muutos on vastakkainen ympäristön muutokseen verrattuna:

\(\Delta H=-\Delta E\)

Metaanin reaktioyhtälökerroin on 1, eli jaetaan entalpia suoraan metaanin ainemäärällä:

\(n=\frac{m}{M}\Rightarrow\)

\(\Delta_{r}H=\frac{-\Delta E}{n_{met}}=\frac{-561\,kJ}{\frac{10,0\,g}{12,010+4\cdot1,0079\frac{g}{mol}}}=-899,337…\frac{kJ}{mol}\approx0,90\,\frac{MJ}{mol}\)

Metaanin palamislämpö on \(0,90\,MJ/mol\).

Entropialla ilmaistaan epäjärjestyksen määrä systeemissä. Kemiallisen systeemin entropia voidaan laskea kaavalla

S = k\ln W

jossa       S = entropia, \([S] = \frac{J}{K}\)

        k = Boltzmannin vakio = \(1,381 \times 10^{-23} \frac{J}{K}\)

W = systeemin mahdollisten järjestymistapojen lukumäärä

Aina, kun tapahtuu entalpiamuutos , myös entropia muuttuu.

Systeemin sisäinen entropian muutos:

\(\Delta S_{systeemi} = S_{tuotteet} –  S_{l\ddot{a}ht\ddot{o}aineet}\)

Kokonaisentropian muutos (systeemin ja ympäristön entropiamuutosten summa:

\(\Delta S_{kok} = \Delta S_{systeemi} +  \Delta S_{ymp\ddot{a}rist\ddot{o}}\)

Ympäristöön siirtyvästä lämmöstä voidaan laskea ympäristön entropiamuutos:

\(\Delta S_{ymp\ddot{a}rist\ddot{o}} = -\frac{\Delta H}{T}\)

Kun entropiamuutos on positiivinen, reaktio tapahtuu spontaanisti.

Entalpia = energia, jolla systeemi voi tehdä työtä

Entropia = energia, jota ei voida muuttaa työksi

Gibbsin energia = energiamäärä, joka voi aiheuttaa kemiallisen reaktion

\(\Delta G = \Delta H – T \Delta S\)

Gibbsin energiasta (\(\Delta G\)) voidaan päätellä reaktion spontaanius. Spontaanien reaktioiden Gibbsin energia \(\Delta G \leq 0\)

Reaktio, joka on eksoterminen (\(\Delta H < 0\)) ja sen entalpiamuutos (\(\Delta S > 0\)) on positiivinen ja sen Gibbsin energia (\(\Delta H < 0\)) on negatiivinen. Tämä reaktio on mahdollinen kaikissa lämpötiloissa.

Reaktio, joka on endoterminen (\(\Delta H > 0\)) ja sen entalpiamuutos (\(\Delta S < 0\)) on negatiivinen ja sen Gibbsin energia (\(\Delta H > 0\)) on positiivinen. Tämä reaktio ei ole mahdollinen missään lämpötilassa.

Näiden kahden ääripään välillä oleville reaktiolle lämpötila vaikuttaa reaktion mahdollisuuteen. Reaktio tulee mahdolliseksi, kun \(\Delta G = 0\)

Tällöin \(\Delta G = \Delta H – T \Delta S =  0 \Leftrightarrow T=\frac{\Delta H}{\Delta S}\)

T on se lämpötila, jossa reaktio tulee mahdolliseksi.

 

Sidosenergia

Sidosenergia on esitelty luvussa 2.2, ja sillä voidaan laskennallisesti arvioida reaktioentalpiaa tasapainotetulle reaktioyhtälölle. Reaktioentalpian laskeminen sidosenergioiden avulla ei ole kuitenkaan kovin tarkka tapa, sillä atomien väliset sidosenergiat vaihtelevat eri molekyylien välillä sen mukaan, mitä kemiallisia rakenteita molekyylissä on kyseisen sidoksen ympärillä. Taulukkoarvot ovatkin vain eri molekyyleistä laskettuja keskiarvoja, minkä takia ne myös saattavat vaihdella eri lähteiden välillä.

Reagoiviin aineisiin on tuotava lämpöä, jotta vanhoja sidoksia saadaan katkaistua. Niiden katkaiseminen kuluttaa lämpöä katkenneiden sidosten sidosenergioiden verran. Vastaavasti systeemistä poistuu lämpöä ympäristöön, kun uudet sidokset muodostuvat. Kun tiedetään, mitä sidoksia ja kuinka monta katkeaa ja muodostuu, voidaan reaktioentalpiaa arvioida laskemalla sidoesenergiat yhteen. Sidoksen katkeaminen kasvattaa entalpiaa, joten niiden etumerkki on positiivinen. Muodostuminen vuorostaan pienentää entalpiaa, joten muodostuvien sidosten sidosenergioille tulee negatiivinen etumerkki:

\(\Delta_{r}H=\sum\,E_{katkeavat\,sidokset}-\sum\,E_{muodostuvat\,sidokset}\)

Koska entalpianmuutos on riippumaton siitä, minkä reaktion kautta lähtöaineista on muodostunut tuotteita, voidaan reaktioentalpia laskea myös summaamalla lähtöaineiden ja tuotteiden kaikkien sidosten sidosenergiat. Tämä saattaa olla helpompi tapa silloin, kun on vaikea hahmottaa, mitä sidoksia täsmälleen katkeaa ja mitä muodostuu.

\(\Delta_{r}H=\sum\,E_{l\ddot{a}ht\ddot{o}aineiden\,sidokset}-\sum\,E_{tuotteiden\,sidokset}\)

Jos tuotteissa on enemmän ja vahvempia sidoksia kuin lähtöaineissa, ovat tuotteet kemiallisesti stabiilimpia yhdisteitä, ja reaktioentalpia on negatiivinen (eksoterminen
reaktio). Tällöin reaktio on todennäköisemmin spontaanisti etenevä.

Muodostumisentalpia

Muodostumisentalpia (\(\Delta_{f}H\)) kuvaa reaktioentalpiaa, kun mooli ainetta muodostuu vakioiduissa oloissa. Alkuainemolekyylien muodostumisentalpiaksi niiden huoneenlämmössä yleisimmässä olomuodossa on määritelty \(\Delta_{f}H=0\), jotta eri yhdisteiden muodostumisentalpiat olisivat keskenään vertailukelpoisia. Muodostumisentalpiaa kuvatessa muodostumisen reaktioyhtälö kirjoitetaan siten, että muodostuva yhdiste saa aina stoikiometriseksi kertoimekseen 1.

Esimerkki 3.8 Muodosta veden muodostumisreaktio.

Ratkaisu

Vesi (\(H_{2}O\)) koostuu hapesta ja vedystä, jotka esiintyvät huoneenlämössä pääasiassa kaksiatomisina molekyyleinä:

\(2\,H_{2}+O_{2}\rightarrow2\,H_{2}O\)

Muodostumisreaktioyhtälö tulee tasapainottaa siten, että muodostuvaa ainetta tulee 1 kpl

\(H_{2}+\frac{1}{2}\,O_{2}\rightarrow H_{2}O\)

Reagenssien muodostumisentalpioiden avulla pystytään laskemaan reaktioentalpia. Reaktio voidaan entalpian tutkimiseksi jakaa lähtöaineiden hajoamiseen alkuaineiksi ja tuotteiden muodostumiseen syntyneistä alkuaineista. Tuotteiden muodostumisentalpiasta vähennetään lähtöaineiden muodostumisentalpia. Yhtälössä n kuvastaa kunkin reagenssin stoikiometristä kerrointa.

\(\Delta H=\sum(n\cdot\Delta_{f}H_{tuotteet})-\sum(n\cdot\Delta_{f}H_{l\ddot{a}ht\ddot{o}aineet})\)

Laskutapa ei kuvaa reaktion todellista kulkua, mutta se on toimiva, koska reaktion ”reitillä” ei ole vaikutusta reaktion entalpianmuutokseen, joka on vain loppu- ja alkutilanteiden energiatason ero.

Esimerkki 3.9 Metaanin (\(CH_{4}\)) muodostumisentalpia on \(-17,9\!\frac{kJ}{mol}\). Laske metaanin palamisentalpia, kun veden (höyryn) muodostumisentalpia on \(-241.8\,\frac{kJ}{mol}\) ja hiilidioksidin \(-393,5\,\frac{kJ}{mol}\).

Ratkaisu

Kirjoitetaan tasapainotettu reaktioyhtälö:

\(CH_{4}(g)+2\,O_{2}(g)\rightarrow CO_{2}(g)+2\,H_{2}O(g)\)

Vähennetään lähtöaineiden muodostumisentalpiat tuotteiden muodostumisentalpioista:

\(\Delta H=-393,5\,\frac{kJ}{mol}+2\cdot(-241,8\,\frac{kJ}{mol})-[(-17,9\,\frac{kJ}{mol})+2\cdot0\,\frac{kJ}{mol}]\)

\(\Delta H=-859\,\frac{kJ}{mol}\)

Metaanin palamisreaktion entalpianmuutos on \(-859\,\frac{kJ}{mol}\).

3.5 Reaktionopeus

Reaktionopeus kuvaa joko reaktioon osallistuvan aineen määrän tai yleisemmin konsentraation muutosta reaktioseoksessa tietyllä aikavälillä. Reaktionopeudella voidaan yhtä hyvin tarkoittaa jonkin tietyn lähtöaineen konsentraation vähenemisnopeutta tai tuotteen konsentraation kasvunopeutta. Sen tunnus on V ja yksikköinä voi olla esimerkiksi mol/s tai M/s eli mol/l/s.

\(V=\frac{\Delta c}{\Delta t},\hspace{1em}\frac{[M]}{[s]}\quad tai\quad V=\frac{\Delta n}{\Delta V},\hspace{1em}\frac{[mol]}{[s]}\)

Reaktionopeutta voidaan mitata kokeellisesti esimerkiksi optisilla menetelmillä, kun joku reagensseista absorboi eli ”imee” valoa tietyllä aallonpituudella. Tällöin näytteen läpi päässeen kyseisen allonpituuden valon intensiteetti muuttuu, kun kyseisen reagenssin konsentraatio muuttuu.

3.5.1 Reaktionopeuteen vaikuttavat tekijät

Yksittäisten molekyylien atomien välisten törmäysten täytyy olla tarpeeksi voimakkaita ja oikeanlaisia, jotta sidokset katkeaisivat, ja reaktio pääsisi alkuun. Reaktion käynnistymiseksi ja sidosten purkamiseksi täytyy tietyn kynnysenergian eli aktivaatioenergian (kuva 3.3) ensin ylittyä. Mitä useampia törmäyksiä seoksessa pääsee tapahtumaan ja mitä suuremmalla nopeudella hiukkaset törmäilevät toisiinsa, sitä useammin reaktion aktivaatioenergia ylittyy, ja sitä nopeampi reaktio on.

Monet reaktiot ovat termodynaamisesti täysin mahdollisia eli niiden reaktioentalpia ja entropianmuutos sekä ympäristön olosuhteet suosisivat reaktion spontaania etenemistä. Reaktio ei näistä olosuhteista huolimatta pääse tapahtumaan (tai se tapahtuu hyvin hitaasti), sillä molekyylitasolla aktivaatioenergiaa ei saada ylittymään. Jotkut eksotermiset reaktiot tarvitsevat tapahtuakseen vain pienen ulkoisen alkusysäyksen, kuten kuumennuksen ja etenevät käynnistyttyään spontaanisti. Tällöin reaktiossa vapautuva energia ruokkii itse reaktiota entisestään, esim. palaminen, räjähdykset. Tietyt reaktiot puolestaan tapahtuvat vain silloin, kun niiden aktivaatioenergia on alentunut esimerkiksi katalyytin vaikutuksesta.

endotermisen reaktion kulku
Kuva 3.3: Endotermisen reaktion kulku. Jotta lähtöaineet voivat reagoida tuotteiksi, täytyy lähtöaineiden sidoksia katketa. Tämä vaatii energiaa tarpeeksi voimakkaan molekyylien tai hiukkasten välisen törmäyksen muodossa (aktivoitumisenergia). Muodostuu korkeaenergisiä välituotteita, jotka reagoivat nopeasti muodostaen uusia sidoksia. Uusien sidosten muodostuessa energiaa vapautuu. Endotermisen reaktion tapauksessa tuotteiden muodostuksessa vapautuu vähemmän energiaa kuin lähtöaineiden virittämiseen kuluu, joten reaktioentalpia on positiivinen.

3.5.1.1 Lämpötila

Lämpöenergia on yksinkertaistettuna hiukkasten värähtelyn ja suoraviivaisen liikkeen liike-energiaa. Mitä korkeammassa lämpötilassa hiukkaset ovat, sitä suuremmalla nopeudella ja amplitudilla ne keskimäärin liikkuvat ja värähtelevät. Reaktioseoksen lämpötilan nostaminen kasvattaa reaktionopeutta, koska hiukkaset törmäilevät toisiinsa useammin ja suuremmalla nopeudella. Lämpötila vaikuttaa myös reaktion tasapainoasemaan (luku 2.3.6).

3.5.1.2 Pinta-ala

Kun reaktio tapahtuu nesteen ja kaasun, nesteen ja kiinteän aineen tai kaasun ja kiinteän aineen rajapinnalla, vaikuttaa pinta-ala reaktion nopeuteen. Esimerkiksi suuhun laitetun tikkukaramellin ainesosat liukenevat veteen hitaasti, koska vesimolekyylit eivät pääse muodostamaan sidoksia tikkarin keskiosissa oleviin molekyyleihin. Jos tikkarin syöjä heittäytyy ahneeksi ja murskaa tikkarin hampaillaan pienempiin osiin, nopeutuu liukeneminen huomattavasti. On hyvä huomata, että pinta-alan lisääntyminen nopeuttaa kumpaankin suuntaan etenevää reaktiota yhtä paljon (luku 2.3.6). Tasapainoasema ei muutu, mutta se saavutetaan nopeammin, kuten katalyysissä.

3.5.1.3 Konsentraatio

Kun reagenssien konsentraatio seoksessa on suuri, reaktioon johtavia törmäyksiä tapahtuu tilavuusyksikköä kohden useammin, jolloin reaktionopeus kasvaa. Toisaalta reaktio saattaa silti jatkua pidempään, koska reagoivaa ainetta on enemmän. Kaasumaisten reagenssien konsentraatio riippuu tilanyhtälön mukaisesti kaasun paineesta ja lämpötilasta.

3.5.1.4 Käänteisreaktio ja lopputuoteinhibitio

Lopputuoteinhibitioksi kutsutaan ilmiötä, jossa reaktion nopeus hidastuu sitä mukaa, kun sen lopputuotetta kertyy: reaktiota hidastaa tällöin sen käänteisreaktio eli sama reaktio, mutta toiseen suuntaan etenevänä. Tällöin lopputuotteen muuttuessa takaisin lähtöaineeksi havaitaan nettona varsinaisen reaktion ”hidastuminen”, vaikka tosiasiassa onkin kyse vain kahden vastakkaisiin suuntiin etenevien reaktioiden summareaktiosta. Reaktio hidastuu, kunnes saavutetaan tasapainotila (luku 2.3.6), jossa lähtöaineiden ja tuotteiden konsentraatiot pysyvät samoina.

3.5.1.5 Katalyysi

Reaktionopeutta voidaan lisätä erilaisilla katalyyteillä. Katalyytit alentavat reaktion aktivaatioenergiaa (kuva 3.4). Ne voivat osallistua reaktion kulkuun ja muodostaa lähtöaineiden kanssa lyhytaikaisia välituotteita, mutta ne eivät kulu reaktiossa, vaan palautuvat reaktion jälkeen takaisin alkuperäiseen muotoonsa. Ne eivät myöskään millään tavalla vaikuta reaktiossa tapahtuviin entalpianmuutoksiin eivätkä
reaktion tasapainotilaan.

Katalysoiduissa reaktioissa reaktionopeus riippuu paitsi fysikaalisista olosuhteista ja reagoivista aineista, myös katalyytin ominaisuuksista ja siinä olevista sitoutumispaikoista. Jos katalyyttiä on todella vähän verrattuna reagenssien pitoisuuteen, on katalyytti ”maksimikapasiteetissaan”, eli kaikki katalyytit ovat jatkuvasti käytössä, eikä reaktiota voida enää juurikaan nopeuttaa. Katalyysiä voidaan mallintaa yksinkertaisella reaktiolla, jossa lähtöaine X ja Y reagoivat tuottaen XY:tä ilman katalyyttiä (1) ja katalyytin K läsnä ollessa (2)

\(X+Y\rightarrow XY\,(1)\)

\(X+K\rightarrow XK\)
\(XK+Y\rightarrow XY+K\,(2)\)

Katalyytin kyky alentaa reaktion vaatimaa aktivaatioenergiaa perustuu siihen, että sekä X:n reaktio katalyytin kanssa, että XK:n reaktio Y:n kanssa vaatii reaktiota 1 huomattavasti pienemmän aktivaatioenergian.

Aktivaatioenergian lasku
Kuva 3.4: Eksotermisen reaktion energiakaavio ilman katalyysiä (musta) ja entsyymikatalyytin läsnäollessa (vihreä). Entsyymin läsnäollessa reaktion aktivaatioenergia on pienentynyt, mutta reaktion kokonaisentalpianmuutos säilyy vakiona. Entsyymit ovat biologisten organismien tuottamia proteiineja, jotka katalysoivat spesifisiä biokemiallisia reaktiota.

3.6 Kemiallinen tasapaino

Kemialliset reaktiot pyrkivät tapahtumaan aina systeemin (reagenssien) energiaminimiin päin, johon vaikuttaa paitsi reaktioentalpia, myös reaktiossa tapahtuva entropian muutos. Entropian arvon laskeminen on lukion oppimäärän ulkopuolella. Tyypillisesti reaktiot, jossa suurehko ja monimutkainen lähtöaine (esim. glukoosi) hajoaa useiksi pienemmiksi yksinkertaisemmiksi tuotteiksi (vesi ja hiilidioksidi), lisäävät aineen vapautta, ja ovat entropian kannalta suotuisia.

Esimerkiksi veden höyrystyminen on entropian kannalta suotuisa reaktio, koska vesifaasissa molekyylien liike on rajoittunutta, kun taas kaasufaasissa vesimolekyylit diffuntoituvat vapaasti. Entalpian kannalta reaktio on kuitenkin epäsuotuisa, koska vetysidokset katkeavat. Reaktioentalpia ja entropia yhdessä määrittelevät, millainen on kunkin reaktion tasapaino. Reaktion tasapaino määrittelee sen, paljonko tuotetta muodostuu, ja paljonko lähtöainetta jää jäljelle.

3.6.1 Dynaaminen tasapainotila

Kemialliset reaktiot eivät lähes koskaan ole täysin yksisuuntaisia, vaikka ne usein niin kuvataan. Kun tietyn reaktion tuotteita sekoitetaan keskenään todella suurina konsentraatioina, saadaan usein aikaiseksi käänteinen reaktio, jossa ”tuotteet” ovatkin lähtöaineita ja päinvastoin. Näitä reaktioita tulee käsitellä tasapainoreaktioina, jolloin syntyvän tuotteen määrä ei niinkään riipu siitä, paljonko lähtöaineita ylipäätään on reaktioseoksessa, vaan myös siitä, kuinka paljon tuotetta voi syntyä, ennen kuin palautuva reaktio, saavuttaa etenevän reaktion nopeuden.

Aiemmin tässä kappaleessa on kuvattu, kuinka reaktionopeuteen vaikuttaa ratkaisevasti reagenssien konsentraatio reaktioseoksessa. Lähtöaineiden ja tuotteiden pitoisuuksien keskinäisestä suhteesta riippuu, onko lähtöaineisiin vai tuotteisiin päin etenevä reaktio nopeampi eli eteneekö reaktio lähtöaineisiin vai tuotteisiin. Reaktio pyrkii aina kohti dynaamista tasapainotilaa eli tilaa, jossa reaktion ja palautuvan reaktion nopeus on yhtä suuri. Tuolloin reaktio ei etene nettona kumpaankaan suuntaan. Dynaaminen tasapainotila on kullekin reaktiolle ominainen tietyissä olosuhteissa. Huomaa, että tasapainotila saavutetaan vain, mikäili lähtöaineet ja tuotteet ovat suljettuna samaan astiaan, eikä kumpaakaan pääse poistumaan.

3.6.2 Tasapainovakio

Tasapainovakio K antaa tietoa reaktion tasapainoasemasta. Se voidaan ilmaista tietyn reaktion aineiden tasapainotilassa vallitsevien konsentraatioiden avulla seuraavasti:

\(aA+bB\rightleftharpoons cC+dDK=\frac{[C]^{c}\cdot[D]^{d}}{[A]^{a}\cdot[B]^{b}}\)

Aineet A ja B ovat reaktion lähtöaineet, C ja D ovat reaktiotuotteita. Niiden tasapainokonsentraatioita kuvataan kirjoittamalla aineen kaava hakasulkeiden sisälle. Kyseistä merkintätapaa kannattaa yleensä käyttää nimenomaan tasapainokonsentraatioiden tunnuksina ja se kuvaa aineiden konsentraatioita nimenomaan tasapainotilassa. Kertoimet a, b, c ja d luetaan reaktioyhtälöstä.

Tasapainovakion lauseke muodostetaan korottamalla tuotteiden tasapainokonsentraatiot niiden stoikiometrisen kertoimen mukaiseen potenssiin, sekä kertomalla konsentraatiot keskenään. Lähtöaineet kerrotaan vastaavalla tavalla keskenään nimittäjässä. Koska eri reagenssien määrät ja niiden kertoimet vaihtelevat, myös tasapainovakion yksikkö vaihtelee suuresti, ja se täytyy määrittää erikseen kullekin reaktiolle. Joskus sillä ei ole lainkaan yksikköä, joskus tasapainovakiolle saadaan monimutkaisemman näköisiä yksiköitä.

3.6.2.1 Reaktio-osamäärä

Sijoittamalla tasapainovakion lausekkeeseen tasapainokonsentraation sijasta tunnetut reagenssien hetkelliset konsentraatiot (vs. tasapainokonsentraatiot) saadaan reaktio-osamäärä, joka kertoo, mihin suuntaan reaktio tulee etenemään. Lukua merkataan Q:lla erotuksena K:sta, joka on laskettu tasapainokonsentraatioilla. Reaktio on tasapainossa silloin, kun \(Q=K\)

Esimerkki 3.10 Teet reaktioseoksen, jossa kaikkien lähtöaineiden ja tuotteiden alkukonsentraatio on 1 M. Mihin suuntaan reaktio lähtee etenemään, kun
a) K<1
b) K>1
c) K=1

Ratkaisu

Koska lähtötilanteessa kaikkien aineiden konsentraatio on 1 M, tulee Q:n arvoksi väistämättä 1.

a) Tasapainovakion arvo K on pienempi kuin Q. Jotta päästään tasapainotilaan (\(K=Q\)), täytyy Q:n pienentyä eli lähtöaineiden määrän (osoittajassa) kasvaa suhteessa tuotteisiin (nimittäjässä). Reaktio siis etenee lähtöaineiden suuntaan.

b) K on suurempi kuin Q. Jotta päästäisiin tasapainotilaan, täytyy Q:n kasvaa, eli tuotteiden määrän kasvaa, ja lähtöaineiden pienentyä. Reaktio etenee tuotteiden suuntaan.

c) \(K=Q\) eli reaktio on tasapainossa, eikä nettona etene kumpaankaan suuntaan. Reaktioyhtälön suuntaan etenevä ja palautuva reaktio ovat yhtä nopeita.

3.6.2.2 Tasapainotilaan vaikuttavat tekijät

Tasapaino on tietylle reaktiolle tietyissä oloissa ominainen harvinainen tilanne. Siihen voi vaikuttaa muuttamalla systeemin olosuhteita. Tällöin tasapaino siirtyy suuntaan, joka pyrkii eliminoimaan systeemissä tapahtuneet muutokset. Ilmiötä kuvaa Le Chatelierin periaate: Jos tasapainossa olevaan reaktioseokseen vaikuttaa ulkoinen häiriötekijä, kulkee reaktio siihen suuntaan, että häiriö pienenee. Tekijöitä, joilla tasapainoa voidaan horjuttaa, ovat reaktion aineiden konsentraatiot, lämpötila ja paine:

  • Lämpötila
    • Jos reaktioseokseen tuodaan lämpöä, etenee reaktio sellaiseen suuntaan, joka vastustaa lämpötilan nousua.
    • Reaktioseosta kuumennettaessa tasapaino siirtyy kohti eksotermisen reaktion lähtöaineita tai endotermisen reaktion tuotteita.
    • Lämpötilan muuttaminen muuttaa tasapainovakion (K:n) arvoa.
  • Paine
    • Jos reaktioyhtälön lähtöaineissa ja tuotteissa on erilainen määrä kaasumolekyylejä, siirtyy tasapaino paineen muuttuessa sellaiseen suuntaan, että paineen muutokset lieventyvät.
    • Paineen lisääntyessä reaktio etenee siihen suuntaan, jossa on pienempi ainemäärä kaasumaisia reagensseja. Pienempi ainemäärä kaasua samassa tilassa aiheuttaa pienemmän paineen.
    • Paineen laskiessa reaktio etenee suuntaan, jossa on suurempi määrä kaasumaisia reagensseja.
    • Paineen muutokset eivät vaikuta K:n arvoon (vertaa konsentraatio, johon paine on suoraan verrannollinen).
  • Konsentraatio
    • Lähtöaineiden ja tuotteiden lisääminen tai poistaminen reaktioseoksesta siirtää reaktion pois tasapainotilasta.
    • Reaktio hakeutuu uudelleen tasapainotilaan. Jos lisättiin lähtöainetta, reaktio etenee tuotteiden suuntaan. Tuotetta lisättäessä reaktio etenee lähtöaineiden suuntaan.
    • Konsentraation muutokset eivät vaikuta K:n arvoon, vaan reaktio etenee sellaiseen suuntaan, että muuttuneet konsentraatiot toteuttaisivat K:n yhtälön.
  • Tasapainotilaan EI vaikuta
    • Kemiallinen katalyysi, koska katalyytti alentaa aktivoitumisenergiaa ja nopeuttaa siten sekä etenevää että palaavaa reaktiota.
    • Pinta-ala, sillä sen lisääntyminen nopeuttaa katalyytin tapaan sekä palaavaa että etenevää reaktiota.

Esimerkki 3.11 Lämpötilassa 25ºC reaktion \(N_{2}O_{4}(g)\rightleftharpoons2\,NO_{2}(g)\) tasapainovakio on \(5,8\cdot10^{-3}\,\frac{mol}{l}\) ja lämpötilassa 35ºC se on \(1,3\cdot10^{-2}\,\frac{mol}{l}\). Onko yhdisteen (\(N_{2}O_{4}\)) hajoaminen endoterminen reaktio?

Ratkaisu

Kirjoitetaan näkyviin tasapainovakion lauseke
\(K=\frac{[NO_{2}]^{2}}{[N_{2}O_{4}]}\)

Le Chatelierin periaatteen mukaan tasapaino pyrkii kumoamaan lämpötilan nousua, joten lämpötilan kasvaessa endoterminen (lämpöä sitova) reaktio kiihtyy enemmän suhteessa lämpöä vapauttavaan endotermiseen reaktioon. Tasapainovakio kasvaa lämpötilan kasvaessa, eli tasapaino siirtyy tuotteiden puolelle (reaktioyhtälössä oikealle). Tuotteiden suuntaan etenevän reaktion on siis oltava endoterminen ja päinvastaiseen suuntaan eksoterminen.

Kertaa!
Termit:
- entalpia
- eksoterminen ja endoterminen reaktio
- entropia
- muodostumisentalpia
- aktivaatioenergia
- dynaaminen tasapainotila
Miten sidosenergioita voidaan käyttää reaktioentalpian määrittämiseen?
Mitkä tekijät vaikuttavat reaktionopeuteen?
Miten katalyytti toimii?
Mitkä tekijät vaikuttavat tasapainotilaan?

3.7 Reaktiomekanismit

3.7.1 Reaktion eri vaiheita

Klorometaanin synteesin kokonaisreaktiosta huomataan, että metaanikaasu ja kloorikaasu reagoivat UV-säteilyn vaikutuksesta muodostaen kloroalkaanin ja suolahappoa. Kokonaisreaktio voidaan jakaa eri vaiheisiin ja se voidaan esittää reaktiomekanismin avulla. Tässä tapauksessa kokonaisreaktio voidaan jakaa initiaatio-, prograatio-, substituutio- ja terminaatiovaiheisiin.

\(CH_{4} + Cl_{2}\xrightarrow[]{hv}CH_{3}Cl + HCl\)

“hv” tarkoittaa säteilykvanttia, eli fotonia ja tällöin reaktio alkaa sähkömagneettisen säteilyn vaikutuksesta. Esimerkiksi UV-säteilyn vaikutuksesta alkava reaktio.

Vapaalla radikaalilla on valenssikuorellaan yksi pariton elektroni ja on siksi hyvin reaktiivinen. Vapaa radikaali voi olla atomi, molekyyli tai ioni.

Initiaatio

Initiaatiovaiheessa tässä tapauksessa UV-säteilyn vaikutuksesta kloorimolekyylin Cl-Cl sidos katkeaa ja muodostuu kaksi klooriradikaalia.

\(Cl_{2}\xrightarrow[]{hv}2Cl\cdot\)

Reaktiota, jossa sähkömagneettisen säteilyn vaikutuksesta syntyy kaksi radikaalia kutsutaan fotodissosiaatioksi.

Reaktiota, jossa molekyylin kummallekin atomille jää yksi sidoselektroneista, kutsutaan homolyysiksi.

Prograatio

Prograatiovaiheessa vapaat radikaalit reagoivat neutraalien molekyylien kanssa tehden neutraalista molekyylistä radikaalin. Tässä tapauksessa metaanista tehdään metaaniradikaali.

\(Cl\cdot+ CH_{4} \rightarrow  \cdot CH_{3} + HCl\)

\(\cdot CH_{3} + Cl_{2} \rightarrow CH_{3}Cl + Cl\cdot\)

Reaktiossa muodostuu lopulta uudestaan klooriradikaali ja se voi reagoida edelleen metaanin tai klorometaanien kanssa.

Substituutio

Kun klooria on ylimäärä, se voi korvata, eli substituoida kloori-, dikloori tai trikloorimetaanin vetyatomin. Tällöin reaktiossa voi muodostua edellä mainittujen molekyylien lisäksi tetrakloorimetaania (\(CCl_{4}\))

\(CH_{4} + Cl_{2} \rightarrow CH_{3}Cl + HCl\)

\(CH_{3}Cl + Cl_{2} \rightarrow CH_{2}Cl_{2} + HCl\)

\(CH_{2}Cl_{2} + Cl_{2} \rightarrow CHCl_{3} + HCl\)

\(CHCl_{3} + Cl_{2} \rightarrow CCl_{4}\)

Kun metaania on ylimäärä, kloori kuluu loppuun ja reaktiotuotteena on pääasiassa kloorimataania.

\(CH_{4} + Cl_{2} \rightarrow CH_{3}Cl + HCl\)

Terminaatio

Terminaatiovaiheessa jäljelle jääneet radikaalit reagoivat keskenään ja muodostavat neutraaleja tuotteita. Radikaalit voivat reagoida keskenään monin eri tavoin.

\(Cl\cdot + Cl\cdot  \rightarrow Cl_{2}\)

\(\cdot CH_{3} + Cl\cdot \rightarrow CH_{3}Cl\)

\(\cdot CH_{3} + \cdot CH_{3} \rightarrow CH_{3}CH_{3}\)

3.7.2 Yksityiskohtaisia mekanismeja

Reaktiomekanismeilla esitetään elektronien liike reaktiossa. Reaktioyhtälöissä esiintyvät punaiset nuolet tarkoittavat elektroniparin siirtymistä.

3.7.2.1 Elektrofiilinen additio

Elektrofiili (=”elektronin luokse hakeutuva) on elektronivajaa aine ja siksi reagoi herkästi elektronirikkaan aineen kanssa.

Alkeenit ovat reaktiivisempia kuin alkaanit kaksoissidoksen π-sidoksen ylimääräisen elektroniparin vuoksi. Tämä elektronipari voi reagoida esimerkiksi vety-ionin \((H^{+})\) kanssa. Happamassa ympäristössä vetyioneja on runsaasti ja tällöin alkeenit reagoivat erityisen herkästi.

Nukleofiili (=”ytimen/protonin luokse hakeutuva) on elektronirikas aine ja siksi reagoi herkästi elektronivajaan aineen kanssa.

Kuva 3.5: Esimerkkejä nukleofiileistä ja elektrofiileistä.

Kuva 3.6: Hiili voi toimia elektrofiilinä, jos siihen liittyy elektronegatiivisempi atomi ja nulkeofiilinä, jos hiili on elektronegatiivisempi kuin siihen liittyvä atomi. Hiiliatomi on nukleofiilinen, jos se liittyy elektrofiiliseen hiileen.

Kuva 3.7: Esimerkki elektrofiilisestä additiosta

3.7.2.2 Nukleofiilinen additio

Reaktiota, jossa nukleofiili liittyy funktionaaliseen ryhmään kutsutaan nukleofiiliseksi additioksi.

Kuva 3.8: Esimerkki nukleofiilisesta additiosta

3.7.2.3 Nukleofiilinen substituutio

Nukleofiilisessä substituutiossa nukleofiili korvaa molekyylin elektrofiiliseen reaktiokeskukseen liittyneen elektronegatiivisen ryhmän.

Kuva 3.9: Esimerkki nukleofiilisesta substituutiosta

3.7.2.4 Eliminaatio

Eliminaatioreaktiossa molekyylin pieni atomiryhmä poistuu eikä korvaudu muilla ryhmillä.

Kuva 3.10: Esimerkki eliminaatioreaktiosta

 

Go to Top