Vad är en spontan reaktion exakt?

Spontana reaktioner betyder helt enkelt att produkterna kommer att ha lägre energi än reaktanterna ($ \ Delta G $ är negativt). Om $ \ Delta G $ är negativt är det energiskt fördelaktigt att reaktionen inträffar – med andra ord kommer det att frigöras energi på grund av reaktionen.

Storleken på $ \ Delta G $ (hur stor den är) säger ingenting om reaktionshastigheten. Till exempel kommer reaktionen mellan bensin och syre i atmosfären vid rumstemperatur att vara extremt långsam, trots en stor, negativ $ \ Delta G $. Detta beror på att denna reaktion har en stor aktiveringsenergi, $ E_A $.

Vänta. När två reaktanter kolliderar, interagerar de för att bilda en extremt instabil struktur som kallas övergångstillståndet. Övergångstillståndet har hög energi och är INTE energiskt gynnsamt, och därmed kollapsar övergångstillståndet snabbt igen och blir antingen reaktanter eller produkter. Du kan se detta på följande bild.

Beroende på reaktanternas kinetiska energi kanske de inte når högst upp i kurvan, i vilket fall de kommer att falla tillbaka till att vara reaktanter. Men om de kolliderar tillräckligt snabbt och är placerade på lämpligt sätt i förhållande till varandra, når toppen av kurvan och produkterna kommer att bildas. Den energi som krävs för att bilda övergångstillståndet är aktiveringsenergin.

Med bensin och syre är aktiveringsenergin hög. Så även om en enorm mängd energi släpps ut under reaktionen, behöver den en gnista för att övervinna dess aktiveringsenergi. Härifrån tillför värmen som genereras från reaktionen aktiveringsenergin.

Om denna reaktion inte var spontan skulle vi kanske kunna tvinga reaktionen med, men reaktionen skulle inte fortsätta på egen hand.

Som ni vet går inte alla reaktioner till slut. Detta beror på att fri energi från Gibbs är beroende av koncentrationer av reaktanter och produkter, så när produkterna ackumuleras och reaktanterna används blir $ \ Delta G $ närmare 0 och når så småningom jämvikt, där $ \ Delta G = 0 $. Visualisera detta scenario på bilden ovan. Om det inte finns någon skillnad i Gibbs fri energi kommer reaktanterna fortfarande att komma övergångstillstånd och förvandlas till produkter. Men den energi som krävs för att produkter ska nå övergångstillståndet och blir reaktanter är ekvivalent, och därmed är hastigheten för framåtreaktionen lika med hastigheten för den omvända reaktionen.

Skillnaden mellan reaktioner som når en jämvikt och de som löper till slut är storleken på $ \ Delta G $ vid standardförhållanden (betecknad $ \ Delta G ° $). Detta är ett mått på hur energiskt gynnsam reaktionen ”i sig” är. Om $ \ Delta G ° $ är stort och negativt, kommer reaktionen att slutföras. Om den är mindre kommer reaktionen att skapa en jämvikt någon gång.

Det är åtminstone generellt sant för reaktioner, där alla arterna förblir i samma fas tror jag. Om du föreställer dig en reaktion där en av produkterna är en gas som slipper lösningen av reaktanter, kommer produkterna inte att kunna omvandlas till reaktanter.

Ordet ”spontan” har olika betydelser i vardagen och det är inte till hjälp. Jag föredrar att tänka på en spontan reaktion som en ”som får inträffa”, utan någon förutsägelse om hur snabbt reaktionen inträffar. reaktion får inte inträffa – dvs den är icke-spontan, den kan inte ske oavsett kinetisk taktik (katalysator, högre reaktantkoncentration) vi försöker, förutom att om vi värmer upp systemet kan reaktionen tillåtas inträffa vid högre temperatur eftersom delta G ändras.

Min preferens är att inte använda ordet ”spontan” alls för kemiska reaktioner men t o definiera en reaktion som är tillåten som en med en stor jämviktskonstant. Länken mellan fri energiförändring och K betyder att ett stort K betyder ett stort negativt delta G. Anledningen till detta tillvägagångssätt är att jämviktskonstanter (K) är direkta experimentella bevis på reaktion – ett stort K betyder att reaktionen nästan har gått till komplettering.