De bindinger, der holder molekyler sammen, indeholder den kemiske energi, der er tilgængelig i et stof. En kemisk reaktion er imidlertid en kompleks "dans" af atomer og molekyler. Forskellige reaktioner med det samme stof kan producere varierende mængder energi, og nogle reaktioner forbruger endda energi.
TL; DR (for lang; Har ikke læst)
De bindinger, der holder molekyler sammen, indeholder den kemiske energi, der er tilgængelig i et stof.
Typer af kemiske obligationer
Alle molekyler består af atomer, der er bundet til hinanden med små energibunter. I kemi studerer du mange slags obligationer, hvoraf nogle er stærke og andre er svage. De stærkeste bindinger indeholder mest energi; de svageste har mindst. For eksempel dannes stærke kovalente bindinger, når atomer deler elektroner, såsom når hydrogen og ilt kombineres for at danne vand. De ioniske bindinger mellem natrium og klor i bordsalt er svagere end kovalente bindinger. Hydrogenbindinger holder nabo vandmolekyler sammen for at danne snefnug; disse obligationer er blandt de svageste.
Regnskab for energi
Ikke al energi i hver binding i et molekyle er brugt op i en typisk reaktion. Når en kemiker måler den energi, der afgives fra en kemisk reaktion, måler hun omhyggeligt, hvor meget af hver reaktant, hun har, og registrerer omgivelsestemperatur og tryk før og efter reaktion. Når reaktionen finder sted, brydes nogle kemiske bindinger, nogle er upåvirket, og andre dannes. Det der betyder noget er den netto energiforandring, du får, når reaktionen er færdig. Hvis energien i de molekylære bindinger tilføjes til et mindre antal i slutningen, frigives varmen normalt til miljøet. Hvis det modsatte er sandt, har reaktionen forbruget varme fra miljøet.
Eksoterm vs. Endotermiske reaktioner
Nogle kemiske reaktioner afgiver varmeenergi, men andre tager varme fra miljøet. Reaktioner, der producerer varme, er eksoterme; dem, der spiser varme, er endotermiske. Når du for eksempel brænder træstammer i en pejs, kombineres kulstof og brint i træet med ilt i luften for at producere varme, kuldioxid og vanddamp. Det er forbrænding, en eksoterm reaktion. Når du opløser bordsalt i vand, er opløsningens endelige temperatur lidt lavere end den var i starten; dette er en endoterm reaktion.
Spontan vs. Ikke-spontane reaktioner
Afhængig af den kemiske energi, der er til stede i miljøet, og stofferne selv, kan en reaktion starte alene, eller den har muligvis brug for ekstra energi for at starte processen. For eksempel er benzin en blanding af molekyler, der indeholder meget energi, men som ikke antænder af sig selv. Under normale forhold har de brug for en gnist. Kemikere kalder reaktioner, der har brug for ekstra energi, ikke-spontant. Andre reaktioner, såsom eksplosionen, du får ved at droppe natriummetal i vand, sker af sig selv. Kemikere kalder den slags reaktion spontan.