Exergoniska reaktioner
Exergoniska reaktioner (från grekiska έξω - ut, ut och grekiska έργον - arbete, verkan), även spontana reaktioner - enligt termodynamikens andra lag är dessa kemiska reaktioner som fortskrider utan inflöde av energi utifrån. Värdet på den fria energin för sådana reaktioner är alltid negativt, d.v.s. ∆G° < 0 [1] . De flesta kemiska reaktioner som äger rum i miljön är exergoniska, som ett resultat av vilka de är termodynamiskt gynnsamma, i motsats till endergoniska . Ett exempel på exergoniska reaktioner är processerna för elektrolytisk dissociation , oxidation och förbränning , sorptionsprocesser, fotokemiska processer ( fotodissociation ), i levande organismer är dessa katabolismprocesser - glykolys , lipolys , proteolys , oxidation av fettsyror och många andra.
Exergoniska reaktioner kan fortgå snabbt, till exempel förbrännings- eller fotodissociationsprocesser, och långsamt, till exempel, biologisk oxidation. De är inte beroende av tid, reaktionen kan vara godtyckligt långsam, men ändå exergonisk.
Termodynamisk beskrivning
Exergoniska reaktioner uppstår spontant , de kräver inte energi från utsidan. Sådana reaktioner fortskrider med en minskning av Gibbs-energin, och om det absoluta värdet av Δ r G° är stort, går sådana reaktioner nästan till slutet (de är irreversibla ) [2] . Jämviktskonstanten för exergoniska reaktioner är relaterad till värdet av Gibbs energi genom följande ekvation (van't Hoff isotermekvation):
,
var
,
där T är den absoluta temperaturen , R är den universella gaskonstanten lika med 8,3144 J / (mol * K). Med tanke på att värdet på Δ r G° < 0, så kommer värdet på jämviktskonstanten att vara större än 1.
Följaktligen är riktningen för flödet av sådana reaktioner från vänster till höger (direkt reaktion), och jämvikten förskjuts mot bildandet av reaktionsprodukter.
Ett exempel på beräkning av Gibbs fria energi och jämviktskonstanten för en kemisk reaktion
Genom att känna till standardvärdena för Gibbs-energierna för reaktanterna och reaktionsprodukterna kan man beräkna deras Δ r G° och förmågan att spontant flöda. Som ett exempel, betrakta förbränningsreaktionen av acetylen i syre. Det fortsätter enligt följande ekvation:
Acetylen och syre är de initiala reaktanterna, och koldioxid och vattenånga som bildas som ett resultat av reaktionen är produkter. Alla deltagare i reaktionen är i samma fas - det gasformiga tillståndet, vi antar att partialtrycket för deltagarna är 1.
Standardvärden för ΔG° i kJ/mol för reaktionsdeltagare är följande:
- Acetylen C2H2 ( g ) - 208,5
- Syre O 2 (g) - 0
- Koldioxid CO 2 (g) - -394,38
- Vattenånga H2O (g) - -228,61 .
Låt oss använda formeln för att beräkna värdet på Gibbs-energin för en kemisk reaktion:
Δ r G° = Σn i ΔG°-produkter – Σn i ΔG° initiala reagenser.
Där n i är mängden ämne som är involverat i en kemisk reaktion (initial reagens eller produkt).
Vi ersätter reaktionsdeltagarnas tabellvärden i formeln och beräknar 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 kan ses från beräkningen har värdet på Δ r G° ett negativt värde (mycket mindre än 0), därför är denna kemiska reaktion exergonisk.
Låt oss beräkna värdet på jämviktskonstanten för denna reaktion. Vi använder ekvationen för van't Hoff-isotermen - jämviktskonstantens beroende av Δ r G°:
Vi ersätter de beräknade värdena för Δ r G° i formeln, såväl som den absoluta temperaturen, T = 298 K (25 ° C) och den universella gaskonstanten, R = 8,314 J / (mol∙K):
Värdet på jämviktskonstanten K är mycket större än enhet, därför fortsätter denna reaktion i riktning mot bildandet av reaktionsprodukter och jämvikten skiftar åt höger, medan reaktionen är irreversibel.
Kriteriet för spontan förekomst (Δ r G° < 0 och K > 1) av förbränningsreaktionen av acetylen i syre är uppfyllt och tillämpligt på det.