Hvordan fungerer kjemisk energi?

Kjemisk energi stammer fra samspillet mellom atomer og molekyler. Generelt er det en omorganisering av elektroner og protoner, kalt en kjemisk reaksjon, som produserer elektriske ladninger. Loven om bevaring av energi bestemmer at energi kan transformeres eller konverteres, men aldri ødelegges. Derfor vil en kjemisk reaksjon som reduserer energien i et system bidra med den tapte energien til miljøet, vanligvis som varme eller lys. Alternativt vil en kjemisk reaksjon som øker energien i et system ha tatt denne ekstra energien fra miljøet.

Biologisk liv avhenger av kjemisk energi. De to vanligste kildene til biologisk kjemisk energi er fotosyntese i planter og respirasjon hos dyr. I fotosyntese bruker planter et spesielt pigment som kalles klorofyll for å skille vann i hydrogen og oksygen. Hydrogen kombineres deretter med karbon fra omgivelsene for å produsere karbohydratmolekyler som planten kan bruke som energi. Cellular respirasjon er den omvendte prosessen, ved hjelp av oksygen for å oksidere eller brenne et karbohydratmolekyl som glukose i et energibærende molekyl kalt ATP, som kan brukes av individuelle celler.

Selv om det kanskje ikke virker opplagt først, er forbrenning som forekommer i gassdrevne motorer en biologisk kjemisk reaksjon som bruker oksygen i luften for å forbrenne drivstoff og drive en veivaksel. Bensin er et fossilt brensel avledet fra organiske forbindelser. Men ikke all kjemisk energi er naturligvis biologisk. Enhver endring i de kjemiske bindingene til et molekyl innebærer overføring av kjemisk energi. Forbrenningen av fosfor på enden av en fyrstikkpinne er en kjemisk reaksjon som produserer kjemisk energi i form av lys og varme ved hjelp av varme fra streiken for å starte prosessen og oksygen fra luften for å fortsette brennende. Den kjemiske energien som produseres av en aktivert glødepinne er for det meste lett med svært lite varme.

Uorganiske kjemiske reaksjoner blir også ofte brukt for å syntetisere ønskede produkter eller redusere uønskede. Utvalget av kjemiske reaksjoner som produserer kjemisk energi er ganske stort, alt fra enkel omorganisering av a enkeltmolekyl eller enkel kombinasjon av to molekyler, til komplekse interaksjoner med flere forbindelser med forskjellig pH nivå. Hastigheten for en kjemisk reaksjon avhenger generelt av konsentrasjonen av reaktantmaterialene, overflatearealet som er tilgjengelig mellom disse reaktantene, temperaturen og trykket i systemet. En gitt reaksjon vil ha en jevn hastighet gitt disse variablene, og kan styres av ingeniører som manipulerer disse faktorene.

I noen tilfeller er tilstedeværelsen av en katalysator nødvendig for å starte en reaksjon eller for å skape en betydelig reaksjonshastighet. Fordi katalysatoren ikke i seg selv endres i reaksjonen, kan den brukes om og om igjen. Et vanlig eksempel er katalysatoren i et eksosanlegg for biler. Tilstedeværelsen av platinagruppmetaller og andre katalysatorer reduserer skadelige stoffer til mer godartede stoffer. Typiske reaksjoner i en katalysator er reduksjon av nitrogenoksider til nitrogen og oksygen, oksidasjon av karbonmonoksid til karbondioksid, og oksidasjon av uforbrente hydrokarboner til karbondioksid og vann.