Tijdens chemische reacties breken de bindingen die moleculen samenhouden uiteen en vormen nieuwe bindingen, waardoor atomen in verschillende substanties worden gerangschikt. Elke binding vereist een duidelijke hoeveelheid energie om te breken of te vormen; zonder deze energie kan de reactie niet plaatsvinden en blijven de reactanten zoals ze waren. Wanneer een reactie is voltooid, heeft deze misschien energie uit de omgeving gehaald of er meer energie in gestoken.

TL; DR (te lang; niet gelezen)

Chemische reacties breken en hervorm de bindingen die moleculen bij elkaar houden.

Typen chemische bindingen

Chemische bindingen zijn bundels van elektrische krachten die atomen en moleculen bij elkaar houden. Bij chemie zijn verschillende soorten obligaties betrokken. De waterstofbinding is bijvoorbeeld een relatief zwakke aantrekking waarbij een waterstof-dragende molecule, zoals water, betrokken is. De waterstofbrug houdt rekening met de vorm van sneeuwvlokken en andere eigenschappen van watermoleculen. Covalente bindingen ontstaan ​​wanneer atomen elektronen delen, en de resulterende combinatie is chemisch stabieler dan de atomen op zichzelf zijn. Metaalbindingen komen voor tussen metaalatomen, zoals het koper in een stuiver. De elektronen in metaal bewegen gemakkelijk tussen atomen; dit maakt metalen goede geleiders van elektriciteit en warmte.

Behoud van energie

In alle chemische reacties is energie behouden; het is niet gemaakt of vernietigd maar komt van de banden die al bestaan ​​of de omgeving. Conservation of Energy is een gevestigde wet van de natuur- en scheikunde. Voor elke chemische reactie moet u rekening houden met de aanwezige energie in de omgeving, de verbindingen van de reactanten, de hechtingen van de producten en de temperatuur van de producten en de omgeving. De totale energie die aanwezig is voor en na de reactie moet hetzelfde zijn. Wanneer een motor bijvoorbeeld benzine verbrandt, combineert de reactie de benzine met zuurstof om koolstofdioxide en andere producten te vormen. Het creëert geen energie uit de lucht; het geeft de energie vrij die is opgeslagen in de bindingen van moleculen in de benzine.

Endotherme vs. exotherme reacties van

Wanneer je de energie bijhoudt in een chemische reactie, zul je ontdekken of de reactie geeft warmte af of verbruikt het. In het vorige voorbeeld van het verbranden van benzine geeft de reactie warmte vrij en verhoogt de temperatuur van zijn omgeving. Andere reacties, zoals het oplossen van tafelzout in water, verbruiken warmte, dus de temperatuur van het water is iets lager nadat het zout is opgelost. Chemici noemen warmte-producerende reacties exotherm en hitte-consumerende reacties endotherm. Omdat endotherme reacties warmte vereisen, kunnen ze niet plaatsvinden tenzij er voldoende warmte is wanneer de reactie begint.

Activatie-energie: Kickstarting van de reactie

Sommige reacties, zelfs exotherme, hebben energie nodig om te krijgen begonnen. Chemici noemen dit de activeringsenergie. Het is als een energieheuvel dat de moleculen moeten klimmen voordat de reactie in gang wordt gezet; nadat het is gestart, is het gemakkelijk om bergafwaarts te gaan. Terugkomend op het voorbeeld van het verbranden van benzine, moet de motor van de auto eerst een vonk maken; zonder dat, gebeurt er niet veel met de benzine. De vonk zorgt voor de activeringsenergie voor de benzine om te combineren met zuurstof.

Katalysatoren en enzymen

Katalysatoren zijn chemische stoffen die de activeringsenergie van een reactie verminderen. Platina en soortgelijke metalen zijn bijvoorbeeld uitstekende katalysatoren. De katalysator in het uitlaatsysteem van een auto heeft een katalysator zoals platina aan de binnenkant. Terwijl uitlaatgassen er doorheen gaan, verhoogt de katalysator chemische reacties in schadelijke koolmonoxide- en stikstofverbindingen, waardoor deze in veiliger emissies veranderen. Omdat reacties geen katalysator verbruiken, kan een katalysator zijn werk vele jaren doen. In de biologie zijn enzymen moleculen die chemische reacties in levende organismen katalyseren. Ze passen in andere moleculen, zodat reacties gemakkelijker kunnen plaatsvinden.