Pontosan mi a spontán reakció?

A spontán reakciók egyszerűen azt jelentik, hogy a termékek szabad energiája alacsonyabb lesz, mint a reagenseké ($ \ Delta G $ negatív). Ha $ \ Delta G $ negatív, akkor energetikailag kedvező a reakció bekövetkezéséhez – más szóval, a reakció miatt energia felszabadul.

A $ \ Delta G $ nagysága (mekkora) nem mond semmit a reakció sebességéről. Például a benzin és az oxigén reakciója a légkörben szobahőmérsékleten rendkívül lassú lesz, annak ellenére, hogy nagy a negatív $ \ Delta G $. Ennek az az oka, hogy ennek a reakciónak nagy az aktiválási energiája, $ E_A $.

Tarts ki. Amikor két reaktáns ütközik, kölcsönhatásban rendkívül instabil szerkezetet képeznek, amelyet átmenet állapotnak neveznek. Az átmeneti állapot nagy energiájú és NEM energetikai szempontból kedvező, és így az átmeneti állapot gyorsan újra összeomlik, és vagy reagenssé, vagy termékké válik. Ezt a következő képen láthatja.

A reagensek kinetikus energiájától függően előfordulhat, hogy nem érik el a görbe teteje, ebben az esetben visszaállnak reaktánssá. De ha elég gyorsan ütköznek és megfelelő helyzetben vannak egymáshoz viszonyítva, akkor eléri a görbe tetejét, és a termékek kialakulnak. Az átmeneti állapot kialakításához szükséges energia az aktiválási energia.

Benzin és oxigén esetén az aktiválási energia magas. Tehát annak ellenére, hogy a reakció során óriási mennyiségű energia szabadul fel, szikra kell ahhoz, hogy legyőzze aktiválási energiáját. Innentől kezdve a reakcióból származó hő szolgáltatja az aktiválási energiát.

Ha ez a reakció nem volt spontán, akkor képesek lennénk a reakciót tovább erőltetni, de a reakció nem folytatódna önmagában.

Mint tudják, nem minden reakció fut végig. Ennek oka, hogy a Gibbs-féle szabad energia függ a reagensek és a termékek koncentrációjától, így a termékek felhalmozódásakor és a reagensek felhasználásakor a $ \ Delta G $ közelebb kerül a 0-hoz, végül eléri az egyensúlyt, ahol $ \ Delta G = 0 $. Vizualizálja ezt a forgatókönyvet a fenti képen. Ha nincs különbség a Gibbs-féle szabad energiában, a reagensek mégis átmeneti állapotba kerülnek és termékekké alakulnak. De az energia, amely szükséges ahhoz, hogy a termékek átmeneti állapotba jussanak, és reaktánsokká váljanak, ekvivalens, és így az előremutató reakció sebessége megegyezik a fordított reakció sebességével.

Az a reakció közötti különbség, amely eléri a Az egyensúly és a teljes körűek a $ \ Delta G $ nagysága szokásos körülmények között ($ \ Delta G ° $ jelöléssel). Ez annak mércéje, hogy a reakció milyen eredménnyel jár “eredendően”. Ha a $ \ Delta G ° $ nagy és negatív, akkor a reakció befejeződik. Ha kisebb, akkor a reakció valamikor egyensúlyt teremt.

Ez legalábbis igaz a reakciókra, ahol szerintem az összes faj ugyanazon fázisban marad. Ha elképzel egy reakciót ahol az egyik termék gáz, amely elhagyja a reagensek oldatát, akkor a termékek nem lesznek képesek reaktánsokká átalakulni.

A “spontán” szónak különböző jelentése van a mindennapi életben, és ez nem hasznos. Inkább egy spontán reakcióra gondolok, mint olyanra, amely “megengedett, hogy megtörténjen”, anélkül, hogy megjósolnánk, milyen gyorsan történik a reakció. a reakció nem történhet meg – azaz nem spontán, nem fordulhat elő bármilyen kinetikai taktika (katalizátor, magasabb reaktáns koncentráció), kivéve, hogy ha felmelegítjük a rendszert, akkor a reakció magasabb hőmérsékleten történhet. mert a delta G megváltozik.

Az lenne a preferencia, hogy egyáltalán ne használjam a “spontán” szót kémiai reakciókhoz, o olyan reakció meghatározása, amely nagy egyensúlyi állandóval megengedett. A szabad energiaváltozás és a K közötti kapcsolat azt jelenti, hogy egy nagy K egy nagy negatív delta G-t jelent. Ennek a megközelítésnek az az oka, hogy az egyensúlyi állandók (K) a kísérlet közvetlen kísérleti bizonyítékai – egy nagy K azt jelenti, hogy a reakció gyakorlatilag befejezése.