Классический вопрос: объясните, почему некоторые реакции идут с выделением тепла, но термодинамически не происходят спонтанно при заданных условиях
Классический вопрос: объясните, почему некоторые реакции идут с выделением тепла, но термодинамически не происходят спонтанно при заданных условиях
Не можешь разобраться в этой теме?
Обратись за помощью к экспертам
Гарантированные бесплатные доработки в течение 1 года
Быстрое выполнение от 2 часов
Проверка работы на плагиат
Поможем написать учебную работу
ΔG=ΔH−TΔS. \Delta G = \Delta H - T\Delta S. ΔG=ΔH−TΔS. Отсюда видно, что отрицательная теплота реакции (ΔH<0 \Delta H<0 ΔH<0) сама по себе не гарантирует спонтанности: если при реакции уменьшается энтропия (ΔS<0 \Delta S<0 ΔS<0), то член −TΔS-T\Delta S−TΔS положителен и может превысить по модулю энерговыгоду. Тогда
ΔG=ΔH−TΔS>0 \Delta G = \Delta H - T\Delta S > 0 ΔG=ΔH−TΔS>0 и процесс неспонтанен при данной TTT.
Иллюстрация: пусть ΔH=−40 kJ/mol, ΔS=−200 J/(mol⋅K)=−0.200 kJ/(mol⋅K) \Delta H=-40\ \mathrm{kJ/mol},\ \Delta S=-200\ \mathrm{J/(mol\cdot K)}=-0.200\ \mathrm{kJ/(mol\cdot K)}ΔH=−40 kJ/mol, ΔS=−200 J/(mol⋅K)=−0.200 kJ/(mol⋅K). При T=298 KT=298\ \mathrm{K}T=298 K TΔS=298⋅(−0.200)=−59.6 kJ/mol, T\Delta S=298\cdot(-0.200)=-59.6\ \mathrm{kJ/mol},TΔS=298⋅(−0.200)=−59.6 kJ/mol, ΔG=−40−(−59.6)=+19.6 kJ/mol>0. \Delta G=-40-(-59.6)=+19.6\ \mathrm{kJ/mol}>0.ΔG=−40−(−59.6)=+19.6 kJ/mol>0.
Кроме того, реальная свободная энергия зависит от концентраций/давлений:
ΔG=ΔG∘+RTlnQ. \Delta G=\Delta G^\circ+RT\ln Q. ΔG=ΔG∘+RTlnQ. Даже экзотермическая реакция с отрицательным ΔH∘ \Delta H^\circ ΔH∘ может иметь ΔG>0 \Delta G>0 ΔG>0 при неблагоприятном текущем соотношении реактивов и продуктов (когда QQQ сильно отличается от равновесной константы KKK).
Наконец, отдельно: термодинамика говорит о возможности (знак ΔG \Delta GΔG), но кинетика (высокий барьер активации) может мешать протеканию реакции даже при ΔG<0 \Delta G<0 ΔG<0.