Exergonikus reakciók
Exergonikus reakciók ( görögül έξω - ki, ki és görög έργον - munka, cselekvés), szintén spontán reakciók - a termodinamika második főtétele szerint ezek olyan kémiai reakciók , amelyek kívülről érkező energia beáramlása nélkül mennek végbe. Az ilyen reakciók szabad energiájának értéke mindig negatív, i.e. ∆G° < 0 [1] . A környezetben végbemenő kémiai reakciók többsége exergonikus, aminek következtében termodinamikailag kedvező, ellentétben az endergonikusakkal . Az exergonikus reakciók példái az elektrolitikus disszociáció , az oxidáció és az égés , a szorpciós folyamatok, a fotokémiai folyamatok ( fotodisszociáció ), az élő szervezetekben ezek a katabolizmus folyamatai - glikolízis , lipolízis , proteolízis , zsírsavak oxidációja és sok más.
Az exergonikus reakciók gyorsan lezajlhatnak, például az égési vagy fotodisszociációs folyamatok, és lassan, például a biológiai oxidáció. Nem függenek az időtől, a reakció tetszőlegesen lassú, de mégis exergonikus lehet.
Termodinamikai leírás
Az exergonikus reakciók spontán módon mennek végbe , nem igényelnek kívülről érkező energiát. Az ilyen reakciók a Gibbs-energia csökkenésével mennek végbe, és ha Δ r G° abszolút értéke nagy, akkor az ilyen reakciók majdnem a végére mennek ( irreverzibilisek ) [2] . Az exergonikus reakciók egyensúlyi állandója a Gibbs-energia értékéhez kapcsolódik a következő egyenlettel (van't Hoff-izoterma egyenlet):
,
ahol
,
ahol T az abszolút hőmérséklet , R az univerzális gázállandó egyenlő 8,3144 J / (mol * K). Tekintettel arra, hogy Δ r G° < 0, akkor az egyensúlyi állandó értéke nagyobb lesz, mint 1.
Ebből következően az ilyen reakciók áramlási iránya balról jobbra halad (direkt reakció), és az egyensúly a reakciótermékek képződése felé tolódik el.
Példa a Gibbs-szabadenergia és egy kémiai reakció egyensúlyi állandójának kiszámítására
A reaktánsok és reakciótermékek Gibbs-energiájának standard értékeinek ismeretében kiszámítható a Δ r G° és a spontán áramlási képességük. Példaként vegyük az acetilén égési reakcióját oxigénben. A következő egyenlet szerint megy végbe:
Az acetilén és az oxigén a kiindulási reagensek, a reakció eredményeként keletkező szén-dioxid és vízgőz pedig termék. A reakció minden résztvevője ugyanabban a fázisban van - gáznemű állapotban, feltételezzük, hogy a résztvevők parciális nyomása 1.
A reakcióban résztvevők ΔG° standard értékei kJ/mol-ban a következők:
- Acetilén C 2 H 2 (g) - 208,5
- Oxigén O 2 (g) - 0
- Szén-dioxid CO 2 (g) - -394,38
- Vízgőz H 2 O (g) - -228,61.
A képlet segítségével számítsuk ki egy kémiai reakció Gibbs-energiájának értékét:
Δ r G° = Σn i ΔG° termékek – Σn i ΔG° kezdeti reagensek.
Ahol n i a kémiai reakcióban részt vevő anyag mennyisége (kezdeti reagens vagy termék).
A reakció résztvevőinek táblázatos értékeit behelyettesítjük a képletbe, és kiszámítjuk a Δ r G°-ot:
Δ r G° = (4×(–394,38) + 2×(–228,61)) – (2×208,5 + 5×0) = –2034,74 – 417 = –2451,74 kJ/ mol.
Amint a számításból látható, Δ r G° értéke negatív (sokkal kisebb, mint 0), ezért ez a kémiai reakció exergonikus.
Számítsuk ki ennek a reakciónak az egyensúlyi állandó értékét. Használjuk a van't Hoff izoterma egyenletét - az egyensúlyi állandó Δ r G°-tól való függését:
A képletbe behelyettesítjük a Δ r G° számított értékeit , valamint az abszolút hőmérsékletet, T = 298 K (25° C) és az univerzális gázállandót, R = 8,314 J / (mol∙K):
A K egyensúlyi állandó értéke sokkal nagyobb, mint az egység, ezért ez a reakció a reakciótermékek képződése irányába megy végbe, és az egyensúly jobbra tolódik el, miközben a reakció visszafordíthatatlan.
Az acetilén oxigénben történő égési reakciójának spontán bekövetkezésének kritériuma (Δ r G° < 0 és K > 1) teljesül és alkalmazható rá.