Czym dokładnie jest spontaniczna reakcja?

Spontaniczne reakcje oznaczają po prostu, że produkty będą miały mniej energii swobodnej niż reagenty ($ \ Delta G $ jest ujemne). Jeśli $ \ Delta G $ jest ujemne, to jest energetycznie korzystne dla zajścia reakcji – innymi słowy, nastąpi uwolnienie energii w wyniku reakcji.

Wielkość $ \ Delta G $ (jak duża jest) nie mówi nic o szybkości reakcji. Na przykład reakcja między benzyną i tlenem w atmosferze w temperaturze pokojowej będzie bardzo wolna, pomimo dużego ujemnego parametru $ \ Delta G $. Dzieje się tak, ponieważ ta reakcja ma dużą energię aktywacji, $ E_A $.

Zaczekaj. Kiedy zderzają się dwa reagenty, oddziałują ze sobą, tworząc wyjątkowo niestabilną strukturę zwaną stanem przejściowym. Stan przejściowy ma wysoką energię i NIE jest energetycznie korzystny, a zatem stan przejściowy szybko ponownie się rozpada i staje się albo reagentami, albo produktami. Możesz to zobaczyć na poniższym obrazku.

W zależności od energii kinetycznej reagentów, mogą one nie osiągnąć wierzchołek krzywej, w którym to przypadku powrócą do bycia reagentami. Ale jeśli zderzają się wystarczająco szybko i są odpowiednio ustawione względem siebie, osiąga się szczyt krzywej i powstają produkty. Energia potrzebna do utworzenia stanu przejściowego to energia aktywacji.

W przypadku benzyny i tlenu energia aktywacji jest wysoka. Tak więc, chociaż podczas reakcji uwalniana jest ogromna ilość energii, potrzebuje iskry, aby pokonać energię aktywacji. Odtąd ciepło wytworzone w reakcji dostarcza energii aktywacji.

Gdyby ta reakcja nie była spontaniczna, moglibyśmy wymusić reakcję, ale reakcja nie byłaby kontynuowana samodzielnie.

Jak wiesz, nie wszystkie reakcje przebiegają do końca. Dzieje się tak, ponieważ energia swobodna Gibbsa jest zależna od stężeń reagentów i produktów, więc gdy produkty się gromadzą, a reagenty są używane, $ \ Delta G $ zbliża się do 0, ostatecznie osiągając równowagę, gdzie $ \ Delta G = 0 $. Wizualizuj ten scenariusz na powyższym obrazku. Jeśli nie ma różnicy w energii swobodnej Gibbsa, reagenty nadal przechodzą do stanu przejściowego i zamieniają się w produkty. Ale energia wymagana, aby produkty osiągnęły stan przejściowy i stały się reagentami, jest równoważna, a zatem szybkość reakcji w przód jest równa szybkości reakcji odwrotnej.

Różnica między reakcjami, które osiągną równowaga i te, które dochodzą do końca, to wielkość $ \ Delta G $ w warunkach standardowych (oznaczona $ \ Delta G ° $). Jest to miara tego, jak energetycznie korzystna jest reakcja „z natury”. Jeśli $ \ Delta G ° $ jest duże i ujemne, reakcja przebiega do końca. Jeśli jest mniejsza, reakcja ustali w pewnym momencie równowagę.

Jest to przynajmniej ogólnie prawdziwe w przypadku reakcji, w których wszystkie gatunki pozostają w tej samej fazie, jak sądzę. Jeśli wyobrażasz sobie reakcję jeśli jednym z produktów jest gaz, który ucieka z roztworu reagentów, produkty nie będą mogły przekształcić się w reagenty.

Słowo „spontaniczna” ma różne znaczenia w życiu codziennym i nie jest pomocne. Wolę myśleć o reakcji spontanicznej jako o takiej, która „może wystąpić”, bez przewidywania, jak szybko nastąpi reakcja. reakcja nie może zajść – tj. jest niespontaniczna, nie może wystąpić żadna taktyka kinetyczna (katalizator, wyższe stężenie reagenta), z wyjątkiem tego, że jeśli podgrzejemy układ, to reakcja może zajść w wyższej temperaturze ponieważ zmienia się delta G.

Wolałbym nie używać słowa „spontaniczna” w ogóle dla reakcji chemicznych, ale t o zdefiniować reakcję, która jest dozwolona jako taka z dużą stałą równowagi. Związek między zmianą energii swobodnej a K oznacza, że duże K oznacza dużą ujemną deltę G. Powodem tego podejścia jest to, że stałe równowagi (K) są bezpośrednim doświadczalnym dowodem reakcji – duże K oznacza, że reakcja praktycznie przeszła do ukończenie.