Экзергонические реакции

Горение ацетилена в кислороде является экзергонический процессом, так как значение абсолютное свободной энергии Гиббса имеет отрицательное значение ΔG°<<0.

Экзергонические реакции (от греч. έξω — вне, наружу и греч. έργον — работа, действие), также самопроизвольные реакции — согласно второму началу термодинамики это химические реакции, которые протекают без притока энергии извне. Величина свободной энергии таких реакций всегда отрицательна, т.е. ΔG° < 0. Большинство химических реакций, которые протекают в окружающей среде — экзергонические, вследствие этого они являются термодинамически выгодными, в отличие от эндергонических. Примером экзергонических реакций являются процессы электролитической диссоциации, окисления и горения, сорбционные процессы, фотохимические процессы (фотодиссоциация), в живых организмах это процессы катаболизма — гликолиз, липолиз, протеолиз, окисление жирных кислот и многие другие.

Экзергонические реакции могут протекать быстро, например, процессы горения или фотодиссоциации и медленно, например, биологическое окисление. Они не зависят от времени, реакция может быть сколь угодно медленной, но тем не менее экзергонической.

Термодинамическое описание

Экзергонические реакции происходят самопроизвольно, для них не требуются затраты энергии извне. Такие реакции протекают с уменьшением величины энергии Гиббса и если абсолютное значение ΔG° велико, то такие реакции идут практически до конца (являются необратимыми). Константа равновесия экзергонических реакции связана со значением величины энергии Гиббса следующим уравнением:

$K=e^{-{\frac {\Delta G^{\circ }}{RT}}}$

где T — абсолютная температура, R — универсальная газовая постоянная равная 8,3144 Дж/(моль*К). Учитывая, что значение величины ΔG° < 0, то значение константы равновесия будет больше 1.

${\Delta G^{\circ }}<0\,$

$K>1\,$

Следовательно, направление протекания таких реакций слева направо (прямая реакция), а равновесие смещается в сторону образования продуктов реакций.

Пример вычисления свободной энергии Гиббса и константы равновесия химической реакции

Зная стандартные значения энергий Гиббса для реагентов и продуктов реакции, можно вычислить их Δ_rG° и способность к самопроизвольному протеканию. В качестве примера, рассмотрим реакцию сгорания ацетилена в кислороде. Она протекает по приведённому уравнению:

${\mathsf {2C_{2}H_{2}+5O_{2}\rightarrow 4CO_{2}+2H_{2}O}}$

Ацетилен и кислород являются исходными реагентами, а образовавшиеся в результате реакции углекислый газ и водяной пар — продукты. Все участники реакции находятся в одной фазе — газообразном состоянии.

Стандартные значения ΔG° в кДж/моль для участников реакции следующие:

• Ацетилен C₂H₂(г) — 208,5
• Кислород O₂(г) — 0
• Углекислый газ CO₂(г) — –394,38
• Водяной пар H₂O(г) — –228,61.

Воспользуемся формулой для вычисления значения энергии Гиббса химической реакции:

Δ_rG° = Σn_iΔG°продукты – Σn_iΔG°исходные реагенты.

Где n_i — количество вещества участника химической реакции (исходного реагента или продукта).

Подставляем табличные значения участников реакции в формулу и вычисляем Δ_rG°:

Δ_rG° = (4×(–394,38) + 2×(–228,61)) – (2×208,5 + 5×0) = –2034,74 – 417 = –2451,74 кДж/моль.

Как видно из вычисления, величина Δ_rG° имеет отрицательное значение (много меньше 0), следовательно, данная химическая реакция является экзергонической.

Вычислим значение константы равновесия для данной реакции. Воспользуемся формулой зависимости константы равновесия от ΔG°

$K=e^{-{\frac {\Delta G^{\circ }}{RT}}}$

Подставляем вычисленные значения Δ_rG° в формулу, а также абсолютную температуру, T = 298 K (25° C) и универсальную газовую постоянную, R = 8,314 Дж/(моль∙К):

$K=e^{-{\frac {-2,45174*10^{6}}{298*8,314}}}=5,8395*10^{429}$

Значение константы равновесия K намного больше единицы, следовательно, данная реакция протекает в сторону образования продуктов реакции и равновесие смещается вправо, при этом реакция необратимая.

Критерий самопроизвольного протекания (Δ_rG° < 0 и K > 1) реакции горения ацетилена в кислороде выполняется и применим к ней.

См. также

• Эндергонические реакции
• Энергия Гиббса
• Химическая термодинамика