Kā darbojas ķīmiskā enerģija?

Ķīmiskā enerģija rodas atomu un molekulu mijiedarbībā. Parasti notiek elektronu un protonu pārkārtošanās, ko sauc par ķīmisko reakciju, kas rada elektriskos lādiņus. Enerģijas saglabāšanas likums nosaka, ka enerģiju var pārveidot vai pārveidot, bet nekad to nevar iznīcināt. Tādēļ ķīmiska reakcija, kas samazina enerģijas daudzumu sistēmā, veicinās vidē zaudēto enerģiju, parasti kā siltumu vai gaismu. Kā alternatīva ķīmiskā reakcija, kas palielina enerģijas daudzumu sistēmā, šo papildu enerģiju būs ieguvusi no vides.

Bioloģiskā dzīve ir atkarīga no ķīmiskās enerģijas. Divi visbiežāk sastopamie bioloģiskās ķīmiskās enerģijas avoti ir fotosintēze augos un elpošana dzīvniekiem. Fotosintēzē augi izmanto īpašu pigmentu, ko sauc par hlorofilu, lai atdalītu ūdeni ūdeņradī un skābeklī. Pēc tam ūdeņradi apvieno ar apkārtējās vides oglekli, lai iegūtu ogļhidrātu molekulas, kuras augs pēc tam var izmantot kā enerģiju. Šūnu elpošana ir apgriezts process, izmantojot skābekli, lai oksidētu vai sadedzinātu ogļhidrātu molekulu, piemēram, glikozi, enerģiju nesošā molekulā, ko sauc par ATP, un to var izmantot atsevišķas šūnas.

Lai gan sākumā tas var šķist nepārprotami, degšana, kas notiek ar gāzi darbināmos motoros, ir bioloģiski ķīmiska reakcija izmanto skābekli gaisā, lai sadedzinātu degvielu un darbinātu kloķvārpstu. Benzīns ir fosilais kurināmais, kas iegūts no organiskiem savienojumiem. Bet, protams, ne visa ķīmiskā enerģija ir bioloģiska. Jebkuras izmaiņas molekulas ķīmiskajās saitēs ietver ķīmiskās enerģijas nodošanu. Fosfora sadedzināšana sērkociņa galā ir ķīmiska reakcija, kas saražo ķīmisko enerģiju gaismas un siltuma veidā, izmantojot procesa laikā iesākto siltumu un turpinot skābekli no gaisa dedzināšana. Ķīmiskā enerģija, ko rada aktivizēta kvēlspuldze, galvenokārt ir gaisma ar ļoti mazu siltumu.

Neorganiskās ķīmiskās reakcijas bieži izmanto arī, lai sintezētu vēlamos produktus vai samazinātu nevēlamos. Ķīmisko reakciju diapazons, kas rada ķīmisko enerģiju, ir diezgan plašs, sākot no vienkāršas a reorganizācijas viena molekula vai vienkārša divu molekulu kombinācija, līdz sarežģītai mijiedarbībai ar vairākiem dažāda pH līmeņa savienojumiem līmenī. Ķīmiskās reakcijas ātrums parasti ir atkarīgs no reaģējošo materiālu koncentrācijas, virsmas, kas pieejama starp šiem reaģentiem, temperatūras un sistēmas spiediena. Dotajai reakcijai būs regulārs ātrums, ņemot vērā šos mainīgos, un inženieri to var kontrolēt, manipulējot ar šiem faktoriem.

Dažos gadījumos katalizatora klātbūtne ir nepieciešama, lai sāktu reakciju vai radītu ievērojamu reakcijas ātrumu. Tā kā pats katalizators reakcijā netiek mainīts, to var izmantot atkal un atkal. Izplatīts piemērs ir katalizators automobiļu izplūdes sistēmā. Platīna grupas metālu un citu katalizatoru klātbūtne kaitīgās vielas samazina labdabīgākās. Tipiskas reakcijas katalizatorā ir slāpekļa oksīdu reducēšana par slāpekli un skābekli, oglekļa monoksīda oksidēšana oglekļa dioksīdā un nesadegušo ogļūdeņražu oksidēšana oglekļa dioksīdā un ūdens.