Hva er egentlig en spontan reaksjon?

Spontane reaksjoner betyr ganske enkelt at produktene vil ha lavere energi enn reaktantene ($ \ Delta G $ er negativ). Hvis $ \ Delta G $ er negativ, er det energisk gunstig for reaksjonen – med andre ord, det vil være en frigjøring av energi på grunn av reaksjonen.

Størrelsen på $ \ Delta G $ (hvor stor den er) sier ikke noe om reaksjonshastigheten. For eksempel vil reaksjonen mellom bensin og oksygen i atmosfæren ved romtemperatur være ekstremt langsom, til tross for en stor, negativ $ \ Delta G $. Dette er fordi denne reaksjonen har en stor aktiveringsenergi, $ E_A $.

Vent. Når to reaktanter kolliderer, samhandler de for å danne en ekstremt ustabil struktur kalt overgangstilstand. Overgangstilstanden har høy energi og er IKKE energisk gunstig, og dermed kollapser overgangstilstanden raskt igjen og blir enten reaktantene eller produktene. Du kan se dette på følgende bilde.

Avhengig av reaktantens kinetiske energi, kan det hende at de ikke når toppen av kurven, i så fall vil de falle tilbake til å være reaktanter. Men hvis de kolliderer raskt nok og er plassert riktig i forhold til hverandre, når du toppen av kurven, og produktene vil dannes. Energien som kreves for å danne overgangstilstanden er aktiveringsenergien.

Med bensin og oksygen er aktiveringsenergien høy. Så selv om det frigjøres en enorm mengde energi under reaksjonen, trenger den en gnist for å overvinne aktiveringsenergien. Herfra leverer varmen som genereres fra reaksjonen aktiveringsenergien.

Hvis denne reaksjonen ikke var spontan, kunne vi kanskje tvinge reaksjonen sammen, men reaksjonen ville ikke fortsette alene.

Som du vet, løper ikke alle reaksjoner til fullføring. Dette er fordi Gibbs fri energi er avhengig av konsentrasjoner av reaktanter og produkter, så når produktene akkumuleres, og reaktantene brukes, blir $ \ Delta G $ nærmere 0, og til slutt når likevekt, der $ \ Delta G = 0 $. Visualiser dette scenariet på bildet ovenfor. Hvis det ikke er noen forskjell i Gibbs fri energi, vil reaktantene fremdeles komme til overgangstilstand og bli produkter. Men energien som kreves for at produktene skal nå overgangstilstanden og blir til reaktanter, er ekvivalent, og dermed er hastigheten på fremoverreaksjonen lik hastigheten til omvendt reaksjon. likevekt og de som løper til fullføring er størrelsen på $ \ Delta G $ under standardforhold (betegnet $ \ Delta G ° $). Dette er et mål på hvor energisk gunstig reaksjonen «iboende» er. Hvis $ \ Delta G ° $ er stor og negativ, vil reaksjonen løpe til fullført. Hvis den er mindre, vil reaksjonen etablere en likevekt på et eller annet tidspunkt.

Det er i det minste generelt sant for reaksjoner, der alle artene holder seg i den samme fasen tror jeg. Hvis du ser for deg en reaksjon der et av produktene er en gass som slipper unna løsningen av reaktanter, vil ikke produktene kunne reformeres til reaktanter.

Ordet «spontan» har forskjellige betydninger i hverdagen, og dette er lite nyttig. Jeg foretrekker å tenke på en spontan reaksjon som en som «får lov til å forekomme», uten noen forutsigelse av hvor raskt reaksjonen skjer. reaksjon får ikke forekomme – dvs. den er ikke-spontan, den kan ikke forekomme uansett kinetisk taktikk (katalysator, høyere reaktantkonsentrasjon) vi prøver, bortsett fra at hvis vi varmer opp systemet, kan reaksjonen få lov til å skje ved høyere temp. fordi delta G endres.

Jeg foretrekker å ikke bruke ordet «spontan» i det hele tatt for kjemiske reaksjoner, men t o definere en reaksjon som er tillatt som en med en stor likevektskonstant. Koblingen mellom fri energiendring og K betyr at et stort K betyr et stort negativt delta G. Årsaken til denne tilnærmingen er at likevektskonstanter (K) er direkte eksperimentelle bevis på reaksjon – en stor K betyr at reaksjonen praktisk talt har gått til ferdigstillelse.