Hvad er en spontan reaktion?

Spontane reaktioner betyder simpelthen, at produkterne vil have lavere energi end reaktanterne ($ \ Delta G $ er negativ). Hvis $ \ Delta G $ er negativ, er det energisk gunstigt for reaktionen at forekomme – med andre ord vil der være en frigivelse af energi på grund af reaktionen.

Størrelsen på $ \ Delta G $ (hvor stor den er) siger ikke noget om reaktionshastigheden. For eksempel vil reaktionen mellem benzin og ilt i atmosfæren ved stuetemperatur være ekstremt langsom på trods af en stor negativ $ \ Delta G $. Dette skyldes, at denne reaktion har en stor aktiveringsenergi, $ E_A $.

Vent. Når to reaktanter kolliderer, interagerer de for at danne en ekstremt ustabil struktur kaldet overgangstilstand. Overgangstilstanden har høj energi og er IKKE energisk gunstig, og dermed kollapser overgangstilstanden hurtigt igen og bliver enten reaktanterne eller produkterne. Du kan se dette på det følgende billede.

Afhængig af reaktanternes kinetiske energi når de muligvis ikke toppen af kurven, i hvilket tilfælde de falder tilbage til at være reaktanter. Men hvis de kolliderer hurtigt nok og placeres korrekt i forhold til hinanden, nås toppen af kurven, og produkterne dannes. Den krævede energi til dannelse af overgangstilstanden er aktiveringsenergien.

Med benzin og ilt er aktiveringsenergien høj. Så selvom der frigives en enorm mængde energi under reaktionen, har den brug for en gnist for at overvinde dens aktiveringsenergi. Herfra leverer varmen, der genereres fra reaktionen, aktiveringsenergien.

Hvis denne reaktion ikke var spontan, kunne vi muligvis tvinge reaktionen sammen, men reaktionen ville ikke fortsætte alene.

Som du ved, løber ikke alle reaktioner til afslutning. Dette skyldes, at Gibbs fri energi er afhængig af koncentrationer af reaktanter og produkter, så når produkterne akkumuleres, og reaktanterne bruges, bliver $ \ Delta G $ tættere på 0 og til sidst når ligevægt, hvor $ \ Delta G = 0 $. Visualiser dette scenario på ovenstående billede. Hvis der ikke er nogen forskel i Gibbs fri energi, vil reaktanterne stadig komme i overgangstilstand og blive produkter. Men den energi, der kræves for, at produkter når overgangstilstanden og bliver reaktanter, er ækvivalent, og således er hastigheden af den fremadrettede reaktion lig med hastigheden af den omvendte reaktion.

Forskellen mellem reaktioner, der når en ligevægt og dem, der løber til afslutning, er størrelsen af $ \ Delta G $ under standardbetingelser (betegnet $ \ Delta G ° $). Dette er et mål for, hvor energisk gunstig reaktionen “iboende” er. Hvis $ \ Delta G ° $ er stor og negativ, kører reaktionen til afslutning. Hvis den er mindre, vil reaktionen etablere en ligevægt på et eller andet tidspunkt.

Det er i det mindste generelt tilfældet for reaktioner, hvor alle arterne forbliver i samme fase, tror jeg. Hvis du forestiller dig en reaktion hvor et af produkterne er en gas, der undslipper løsningen af reaktanter, vil produkterne ikke være i stand til at reformere til reaktanter.

Ordet “spontan” har forskellige betydninger i hverdagen, og det er ikke nyttigt. Jeg foretrækker at tænke på en spontan reaktion som en, der “får lov til at forekomme” uden nogen forudsigelse af, hvor hurtigt reaktionen sker. reaktion er ikke tilladt at forekomme – dvs. det er ikke-spontan, det kan ikke forekomme uanset kinetisk taktik (katalysator, højere reaktantkoncentration) vi prøver, bortset fra at hvis vi varmer systemet op, kan reaktionen muligvis forekomme ved højere temp. fordi delta G ændres.

Min præference ville ikke være at bruge ordet “spontan” overhovedet til kemiske reaktioner, men t o definere en reaktion, der er tilladt som en med en stor ligevægtskonstant. Forbindelsen mellem fri energiforandring og K betyder, at et stort K betyder et stort negativt delta G. Årsagen til denne tilgang er, at ligevægtskonstanter (K) er direkte eksperimentelt bevis for reaktion – en stor K betyder, at reaktionen næsten er gået til færdiggørelse.