3. Efnahvörf

Efnahvörf er einn gagnlegasti þáttur efnafræðinnar, enda eru efnahvörf grundvöllur lífs. Efnahvarf er ferli þar sem efni breytist; efnasambönd myndast, breytast eða brotna niður. Efnahvörfum má almennt séð lýsa sem breytingu á efnatengjum milli kjarna, og hægt er að skipta þeim í ýmsa flokka. Fjórir flokkar sem eru oft notaðir eru:

Álagningarhvarf (e. addition reaction): Þessi hvörf er þegar tvö efni sameinast og mynda eina heild og er þá stundum talað um að annað efnið leggist á hitt. Í þessu tilfelli eru efnatengi að myndast. \(\require{mhchem}\)

\[\ce{A + B -> C}\]

Dæmi um álagningarhvarf er álagning klórgass á eten.

\[\ce{C2H4 + Cl2 -> C2H4Cl2}\]

Brottnámshvarf (e. elimination reaction): Þessi hvörf er þegar eitt efni sundrast og myndar fleiri en eitt efni. Í þessum tilfelli eru efnatengi að sundrast

\[\ce{A -> B + C}\]

Dæmi um brottnámshvarf er afvötnun etanóls til að mynda eten.

\[\ce{C2H6O -> C2H4 + H2O}\]

Skiptihvarf (e. exchange reaction): Þessi hvörf er þegar tvö efni skipta um hluta af sér við hvort annað. Í skiptihvörfum sundrast efnatengin en myndast svo á ný annars staðar..

\[\ce{AB + CD -> AC + BD}\]

Dæmi um skiptihvarf er hvarf natríumsúlfíðs við saltsýru til að mynda matarsalt og vetnissúlfíð.

\[\ce{Na2S + 2HCl -> 2NaCl + H2S}\]

Umröðunarhvarf (e. rearrangement reaction): Þessi hvörf er þegar sameindir breytir stöðu atóma sinna. Í umröðunarhvörfum sundrast efnatengi en myndast svo á nýjum stað innan sameindarinnar.

\[\ce{A -> B}\]

Umröðunarhvörf er flóknara að sjá fyrir sér og verður ekki tekið fyrir á þessu stigi.

3.1. Að stilla efnajöfnur

Hvarfefni (e. reactant) hvarfast og mynda myndefni (e. product), en þau gera þetta í fastákveðnum mólhlutföllum. Þetta er til að viðhalda sama fjölda af hverju frumefni í gegnum hvarfið. Efnajafna lýsir hvaða efni hvarfast og hvaða efni myndast, en það er kallað að stilla efnajöfnuna að ákvarða í hvaða hlutföllum efnin hvarfast og myndast.

Til að stilla efnajöfnur þarf að passa að það sé sama magn af frumefnum fyrir og eftir efnahvarfið. Einföld efnahvörf eru yfirleitt stillt með því að prófa sig áfram, en einnig er hægt að beita kerfisbundanari aðferðum fyrir flóknari efnajöfnur. Fyrir oxunar-afoxunarhvörf flækist málið enn frekar, en það fær að bíða betri tíma.

3.1.1. Ástönd efna

Efni geta verið í mismunandi ástöndum og er það oft skrifað fyrir aftan efnaformúlu efnisins. Notuð eru sérstök ástandstákn til að útskýra í hvaða ástandi tiltekið efni er og eru ástandstáknin alltaf skrifuð innan sviga. Dæmi um ástandstákn eru (g) fyrir gas, (s) fyrir fast efni (e. solid), (l) fyrir vökva (e. liquid) og (aq) fyrir efni sem er uppleyst í vatni (e. aqueous). Stundum eru ástandstákn skrifuð í sviga beint á eftir efnaformúlum en stundum eru þau skrifuð í hnéletri (e. subscript) Dæmi um þetta væri að skrifa formúlu fyrir súrefnisgas sem \(\ce{O2_{(g)}}\) eða \(\ce{O2(g)}\) og fyrir klóríðjónir uppleystar í vatni sem \(\ce{Cl^{-}_{(aq)}}\) eða \(\ce{Cl^{-}(aq)}\) Ástandstákn hafa engin áhrif á hvernig efnajöfnur eru stilltar og munu ekki birtast alveg á næstunni í þessu námsefni. Þau verða hins vegar nauðsynleg þegar lengra er farið t.d. í 9. kafla. Það passaði bara best inn í að tala um þau hér.

3.1.2. Bruni

Bruni er í grunninn bara annað orð yfir oxun, þ.e. hvarf við súrefni. Algengast er að brenna kolefniskeðjur, eins og bensín og tré, en vissulega eru mun fleiri frumefni sem brenna. Bruni á kolefniskeðjum hefur oftast nær sambærilega efnajöfnu, þ.e. kolefniskeðjan og súrefnissameindir hvarfast og mynda vatn og koldíoxíð.

Aðvörun

Þetta gerir ráð fyrir fullkomnum bruna en almennt má gera ráð fyrir því.

Dæmi

Líkaminn fær orku úr glúkósa með því að brenna hann. Settu upp efnajöfnu fyrir bruna glúkósa og stilltu.

Óstillta efnajafnan er:

\[\ce{C_6H_{12}O_6 + O_2 -> CO_2 + H_2O}\]

Við getum séð að jafnan er óstillt vegna þess að vinstra megin eru 12 vetnisatóm en hægra megin bara 2. Nú getur verið gott að setja upp töflu með fjölda frumefna á hvorri hlið:

\[\begin{split}\begin{array}{ c | c | c } & \text{Hvarfefni} & \text{Myndefni}\\ \hline \ce{C}& 6 & 1 \\ \ce{O}& 8 & 3 \\ \ce{H}& 12&2 \\ \end{array}\end{split}\]

Þegar á að stilla er gott að byrja á þeim frumefnum sem koma sem sjaldnast fyrir hvorum megin. Hérna væri það vetni og kolefni. Það þarf 6 sinnum fleiri vetni og kolefni myndefnamegin, til að jafna út fjöldann þeirra. Því setjum við stuðulinn 6 fyrir framan bæði vatn og koldíoxíð, og þá fæst:

\[\ce{C_6H_{12}O_6 + O_2 -> 6 CO_2 + 6 H_2O}\]

Taflan verður þá:

\[\begin{split}\begin{array}{ c | c | c } & \text{Hvarfefni} & \text{Myndefni}\\ \hline \ce{C}& 6 & 6 \\ \ce{O}& 8 & 18 \\ \ce{H}& 12& 12 \\ \end{array}\end{split}\]

Gott er að geyma einatóma sameindir þangað til seinast, því nú er lítið mál að laga magnið af súrefni. Það greinilega vantar 10 atóm af súrefni hvarfefnamegin og því er kippt í liðinn með því að bæta við 5 súrefnissameindum:

\[\ce{C_6H_{12}O_6 + 6 O_2 -> 6 CO_2 + 6 H_2O}\]

Þessi efnajafna er nú stillt! Til að brenna mól af glúkósa þarf 6 mól af súrefnissameindum.

3.2. Sameinuð efnahvörf

Efnahvörf geta gerst í nokkrum skrefum þar sem hvert skref hefur eigin efnaformúlu. Hægt er að taka saman þessi skref og mynda heildarformúlu. Ef efni kemur fyrir oftar en einu sinni, sömu megin við örina, leggjast stuðlar þess saman. Ef efni koma sitthvorum megin við örina, styttast þeir út á móti hvor öðrum.

Þetta getur gilt fyrir hvörf sem gerast í skrefum sem og hvörf sem hafa hliðarhvörf, þ.e. annað hvarf sem gerist samhliða.

\[\begin{split}\begin{aligned} \ce{A + 2B& -> C + D}\\ \ce{C + B &-> E} \end{aligned}\end{split}\]

Heildarformúlan fyrir þetta hvarf væri þá:

\[\ce{A + 3B -> D + E}\]

Takið eftir að efni C myndast í fyrsta hvarfinu en hvarfast svo sjálft og er því ekki að finna í lokahvarfinu. Efni C kallast því milliefni. Ef eitt hvarfefnanna í fyrra hvarfinu myndi myndast aftur í seinna hvarfinu og styttast þar af leiðandi út þá myndi það efni flokkast sem hvati í efnahvarfinu. Nánar verður talað um hvata í 8. kafla.

3.3. Takmarkandi hvarfefni

Þegar efnahvörf eru framkvæmd, er sjaldan blandað eftir nákvæmu hvarfefnahlutfalli (e. stoichiometric ratio). Því í stað er annað efnið oftast í yfirmagni (e. excess), til að tryggja betri nýtingu á öðru hráefninu. Sem dæmi væri ekki vitlaust að blanda 7 eða fleiri mólum af súrefni fyrir hvert mól af glúkósa, í stað 6. Þetta tryggir að sem hæst hlutfall glúkósans brennur. Efnið sem nær ekki þessu hvarfefnahlutfalli, í þessu tilfelli glúkósinn, kallast takmarkandi hvarfefnið (e. limited reactant). Ef einungis væri blandað 5 mólum eða minna af súrefni fyrir hvert mól af glúkósa, væri súrefnið takmarkandi hvarfefnið, þ.e. súrefnið myndi klárast áður en allur glúkósinn hefði brunnið og það yrði því afgangur af glúkósa.

Þegar takmarkandi hvarfefnið er uppurið getur ekki myndast meira af myndefnunum. Mólfjöldi takmarkandi hvarfefnisins stjórnar því mólfjölda myndefna. Algengt er að dýrara hvarfefnið sé látið vera takmarkandi hvarfefnið til að nýta það sem best.

Til að vita hvaða efni er takmarkandi hvarfefnið þarf að vita mólfjölda hvarfefnanna og stillta efnajöfnu hvarfsins.

Dæmi

Framleiðsla á ammóníaki \(\ce{NH3}\) er eitt mikilvægasta efnahvarf heims, enda er það grunnur í flesta áburði. Það er gert með því að blanda saman nitri úr andrúmsloftinu, \(\ce{N2}\) við vetnisgas, \(\ce{H2}\). Hver er hámarksmassi sem getur myndast af ammóníaki, ef blandað er saman 263,0 grömmum af nitri og 50,0 grömmum af vetnisgasi?

Stillt efnajafna fyrir hvarfinu er:

\[\ce{N_2 + 3H_2 -> 2NH_3}\]

Það þarf því þrjú mól af vetni fyrir hvert mól af nitri. Byrjum á að finna mólfjölda af hvarfefnunum. Mólmassi þeirra er:

\[\begin{split}\begin{aligned} \mathcal{M}_{\ce{H_2}}&=2\cdot 1,008 \text{ g/mól} =2,016 \text{g /mól}\\ \mathcal{M}_{\ce{N_2}}&=2\cdot 14,007 \text{ g/mól} =28,014 \text{g /mól} \end{aligned}\end{split}\]

Þá er hægt að finna mólfjölda hvarfefnanna:

\[\begin{split}\begin{aligned} n_{\ce{H_2}} &= \frac{m_{\ce{H2}}}{\mathcal{M}_{\ce{H_2}}} = \frac{50,0 \text{g}}{2,016 \text{ g/mól}}= 24,80 \text{ mól}\\ n_{\ce{N_2}} &= \frac{m_{\ce{N_2}}}{\mathcal{M}_{\ce{N_2}}} = \frac{263,0 \text{g}}{28,014 \text{ g/mól}}= 9,388 \text{ mól} \end{aligned}\end{split}\]

Jafnvel þótt mólfjöldi vetnis sé meiri en mólfjöldi niturs er hann ekki þrefalt meiri. Þ.e. \(\frac{24,8}{3}=8,27<9,388\).

Vetnið er því takmarkandi hvarfefnið og skv. efnajöfnunni myndast 2 mól af ammóníaki fyrir hver 3 mól af vetni. Þá getur að hámarki myndast:

\[n_{\ce{NH_3}}=24,80 \text{ mól }\ce{H_2} \cdot \frac{2 \text{ mól }\ce{NH_3}}{3 \text{ mól }\ce{H_2}} = 16,53 \text{ mól }\ce{NH_3}\]

Þessu er svo að lokum breytt í massa:

\[\begin{split}\begin{aligned} \mathcal{M}_{\ce{NH_3}}&=14,007 \text{ g/mól} + 3\cdot 1,008 \text{ g/mól} =17,031 \text{ g/mól}\\ m_{\ce{NH_3}} &= \mathcal{M}_{\ce{NH_3}} \cdot n_{\ce{NH_3}} = 17,031 \text{ g/mól} \cdot 16,53 \text{ mól}= 282 \text{ g} \end{aligned}\end{split}\]

3.4. Oxunartölur

Þegar efni gefa frá sér rafeindir er talað um að þau oxist. Á sama hátt er talað um að efni afoxist þegar þau þiggja rafeindir. Oxunartala frumefnis segir til um fjölda rafeinda sem atóm hefur gefið frá sér. Fyrir einatóma jónir er þetta sama tala og hleðsla jónarinnar, t.d. hefur \(\ce{Cl-}\) oxunartöluna -1. Þetta gildir ekki fyrir sameindir með samgild efnatengi. Munurinn liggur í því að þrátt fyrir að hafa gefið af sér rafeindina, nýtur atómið enn við áhrifum af henni gegnum samgilda efnatengið. Farið verður nánar í efnatengi í komandi köflum.

Alveg eins og fólk er oft gjarnara á að deila með sér heldur en að gefa frá sér, er einnig auðveldara fyrir atóm að oxast en að jónast. Oxunartalan er því á mun víðara bili og getur tekið gildi á bilinu -4 til +9 (svo vitað er af). Þegar oxunartala atóms eykst er það að oxast, en afoxast þegar hún lækkar.

Dæmi

Í svokölluðum oxunar-afoxunar hvörfum þarf alltaf að minnsta kosti eitt efni að oxast og eitt efni að afoxast. Dæmi um þetta er t.d.

\[\ce{Zn(s) + 2H+ -> Zn^{2+} + H2(g)}\]

Hvort er sinkið, eða vetnið að oxast, og hvort er að afoxast?

Oxunartala sinks er 0 í byrjun en verður +2. Það er því að oxast.

Oxunartala vetnis fer úr +1 í 0, og er því að afoxast

3.4.1. Greining oxunartalna atóma í sameindum

Hægt er að sjá öll möguleg oxunarástönd frumefna hér en til að greina oxunarástand fyrir hvert og eitt tilfelli gilda nokkrar reglur:

Oxunartala hreins frumefnis, s.s. \(\ce{Al(s)}\) eða tvíatóma sameind, s.s. \(\ce{H2}\) er alltaf 0.
Oxunartala einatóma jóna er jöfn hleðslu hennar, en fyrir fjölatóma jónir eru samanlagðar oxunartölur jafnar hleðslu jónarinnar. Fyrir fjölatóma sameindir eru samanlagðar oxunartölur 0.
Oxunartala jóna alkalímálma er alltaf +1 en oxunartala jarðalkalímálma er alltaf +2.
Oxunartala súrefnis er yfirleitt -2, með tvær undartekningar þó. Ef súrefnið myndar peroxíð s.s. \(\ce{H2O2}\) hafa bæði súrefnisatómin oxunartölu -1. Ef súrefni er bundið við flúor getur það einnig tekið oxunartölu +1.
Oxunartala vetnis er yfirleitt +1, en vetni getur myndað hýdríð þegar það tengist málmi og fengið oxunartölu -1.
Flúor hefur alltaf oxunartölu -1. Hinir halógenarnir (klór, brómíð og joðíð) taka yfirleitt oxunartölu -1, nema þegar þeir tengist súrefni eða flúor.

Dæmi

Hver er oxunartala kolefnis í natríum bíkarbónati, \(\ce{NaHCO3}\) , betur þekkt sem matarsódi?

Sameindin hefur enga hleðslu og því þurfa samanlagðar oxunartölur að vera jafnt og 0. Nú er hægt að gefa öllum atómum nema kolefninu oxunartölu, og finna þá hvað kolefnið þarf að vera til að summan sé jöfn 0.

Natríum er alkalímálmur og hefur því oxunartölu +1

Vetnið er ekki í málmtengi og og hefur því oxunartölu +1

Súrefnið myndar ekki peroxíð, né er bundið flúor, svo það hefur oxunartölu -2.

Nú er hægt að setja upp jöfnuna:

\[1 + 1 + \ce{C} + 3(-2)=0\]

Með því að leysa fyrir \(\ce{C}\) fæst að oxunartala kolefnis þarf að vera 4.