Eksergoniske reaktioner
Eksergoniske reaktioner (fra græsk έξω - ud, ud og græsk έργον - arbejde, handling), også spontane reaktioner - ifølge termodynamikkens anden lov , er disse kemiske reaktioner , der forløber uden tilstrømning af energi udefra. Værdien af den frie energi af sådanne reaktioner er altid negativ, dvs. ∆G° < 0 [1] . De fleste kemiske reaktioner , der finder sted i miljøet , er eksergoniske, som et resultat af hvilke de er termodynamisk gunstige, i modsætning til endergoniske . Et eksempel på eksergoniske reaktioner er processerne med elektrolytisk dissociation , oxidation og forbrænding , sorptionsprocesser, fotokemiske processer ( fotodissociation ), i levende organismer er disse katabolismeprocesser - glykolyse , lipolyse , proteolyse , oxidation af fedtsyrer og mange andre.
Eksergoniske reaktioner kan forløbe hurtigt, f.eks. forbrændings- eller fotodissociationsprocesser, og langsomt, f.eks. biologisk oxidation. De er ikke afhængige af tid, reaktionen kan være vilkårligt langsom, men ikke desto mindre eksergonisk.
Termodynamisk beskrivelse
Eksergoniske reaktioner opstår spontant , de kræver ikke energi udefra. Sådanne reaktioner forløber med et fald i Gibbs-energien, og hvis den absolutte værdi af Δ r G° er stor, så går sådanne reaktioner næsten til enden (de er irreversible ) [2] . Ligevægtskonstanten for eksergoniske reaktioner er relateret til værdien af Gibbs energi ved følgende ligning (van't Hoff isoterm ligning):
,
hvor
,
hvor T er den absolutte temperatur , R er den universelle gaskonstant lig med 8,3144 J / (mol * K). Givet at værdien af Δ r G° < 0, så vil værdien af ligevægtskonstanten være større end 1.
Følgelig er retningen af strømmen af sådanne reaktioner fra venstre mod højre (direkte reaktion), og ligevægten forskydes mod dannelsen af reaktionsprodukter.
Et eksempel på beregning af Gibbs frie energi og ligevægtskonstanten for en kemisk reaktion
Ved at kende standardværdierne for Gibbs-energierne for reaktanterne og reaktionsprodukterne, kan man beregne deres Δ r G° og evnen til at flyde spontant. Som et eksempel kan du overveje forbrændingsreaktionen af acetylen i oxygen. Det forløber efter følgende ligning:
Acetylen og oxygen er de første reaktanter, og kuldioxid og vanddamp dannet som følge af reaktionen er produkter. Alle deltagere i reaktionen er i samme fase - den gasformige tilstand, vi antager, at deltagernes partialtryk er 1.
Standardværdier for ΔG° i kJ/mol for reaktionsdeltagere er som følger:
- Acetylen C2H2 ( g ) - 208,5
- Oxygen O 2 (g) - 0
- Kuldioxid CO 2 (g) - -394,38
- Vanddamp H2O (g) - -228,61.
Lad os bruge formlen til at beregne værdien af Gibbs-energien for en kemisk reaktion:
Δ r G° = Σn i ΔG° produkter – Σn i ΔG° initiale reagenser.
Hvor n i er mængden af stof involveret i en kemisk reaktion (initial reagens eller produkt).
Vi erstatter tabelværdierne for reaktionsdeltagerne i formlen og beregner Δ r G°:
Δ r G° = (4×(–394,38) + 2×(–228,61)) – (2×208,5 + 5×0) = –2034,74 – 417 = –2451,74 kJ/mol.
Som det kan ses af beregningen, har værdien af Δ r G° en negativ værdi (meget mindre end 0), derfor er denne kemiske reaktion eksergonisk.
Lad os beregne værdien af ligevægtskonstanten for denne reaktion. Vi bruger ligningen for van't Hoff-isotermen - ligevægtskonstantens afhængighed af Δ r G °:
Vi erstatter de beregnede værdier af Δ r G° i formlen, såvel som den absolutte temperatur, T = 298 K (25 ° C) og den universelle gaskonstant, R = 8,314 J / (mol∙K):
Værdien af ligevægtskonstanten K er meget større end enheden, derfor forløber denne reaktion i retning af dannelsen af reaktionsprodukter, og ligevægten skifter til højre, mens reaktionen er irreversibel.
Kriteriet for spontan forekomst (Δ r G° < 0 og K > 1) af forbrændingsreaktionen af acetylen i oxygen er opfyldt og gælder for det.