Reacciones exergónicas
Reacciones exergónicas (del griego έξω - fuera, afuera y griego έργον - trabajo, acción), también reacciones espontáneas - según la segunda ley de la termodinámica , estas son reacciones químicas que proceden sin una afluencia de energía desde el exterior. El valor de la energía libre de tales reacciones es siempre negativo, es decir ∆G° < 0 [1] . La mayoría de las reacciones químicas que tienen lugar en el medio ambiente son exergónicas, por lo que son termodinámicamente favorables, a diferencia de las endergónicas . Un ejemplo de reacciones exergónicas son los procesos de disociación electrolítica , oxidación y combustión , procesos de sorción, procesos fotoquímicos ( fotodisociación ), en los organismos vivos estos son procesos de catabolismo : glucólisis , lipólisis , proteólisis , oxidación de ácidos grasos y muchos otros.
Las reacciones exergónicas pueden proceder rápidamente, por ejemplo, los procesos de combustión o fotodisociación, y lentamente, por ejemplo, la oxidación biológica. No dependen del tiempo, la reacción puede ser arbitrariamente lenta, pero sin embargo exergónica.
Descripción termodinámica
Las reacciones exergónicas ocurren espontáneamente , no requieren energía del exterior. Tales reacciones proceden con una disminución de la energía de Gibbs, y si el valor absoluto de Δ r G° es grande, entonces tales reacciones llegan casi al final (son irreversibles ) [2] . La constante de equilibrio de las reacciones exergónicas está relacionada con el valor de la energía de Gibbs mediante la siguiente ecuación (ecuación de la isoterma de van't Hoff):
,
dónde
,
donde T es la temperatura absoluta , R es la constante universal de los gases igual a 8,3144 J/(mol * K). Dado que el valor de Δ r G° < 0, entonces el valor de la constante de equilibrio será mayor que 1.
En consecuencia, la dirección del flujo de tales reacciones es de izquierda a derecha (reacción directa) y el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos de reacción.
Un ejemplo de cálculo de la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio de una reacción química
Conociendo los valores estándar de las energías de Gibbs para los reactivos y productos de reacción, se puede calcular su Δ r G° y la capacidad de fluir espontáneamente. Como ejemplo, considere la reacción de combustión del acetileno en oxígeno. Se procede de acuerdo con la siguiente ecuación:
El acetileno y el oxígeno son los reactivos iniciales, y el dióxido de carbono y el vapor de agua formados como resultado de la reacción son los productos. Todos los participantes en la reacción están en la misma fase : el estado gaseoso , asumimos que las presiones parciales de los participantes son 1.
Los valores estándar de ΔG° en kJ/mol para los participantes de la reacción son los siguientes:
- Acetileno C 2 H 2 (g) - 208.5
- Oxígeno O 2 (g) - 0
- Dióxido de carbono CO 2 (g) - -394,38
- Vapor de agua H 2 O (g) - -228,61.
Usemos la fórmula para calcular el valor de la energía de Gibbs de una reacción química:
Δ r G° = Σn i ΔG° productos – Σn i ΔG° reactivos iniciales.
Donde n i es la cantidad de sustancia involucrada en una reacción química (reactivo o producto inicial).
Sustituimos los valores tabulares de los participantes de la reacción en la fórmula y calculamos Δ r G°:
Δ r G° = (4×(–394,38) + 2×(–228,61)) – (2×208,5 + 5×0) = –2034,74 – 417 = –2451,74 kJ/ mol.
Como se puede ver en el cálculo, el valor de Δ r G° tiene un valor negativo (mucho menor que 0), por lo tanto, esta reacción química es exergónica.
Calculemos el valor de la constante de equilibrio de esta reacción. Usamos la ecuación de la isoterma de van't Hoff - la dependencia de la constante de equilibrio en Δ r G °:
Sustituimos los valores calculados de Δ r G° en la fórmula, así como la temperatura absoluta, T = 298 K (25° C) y la constante universal de los gases, R = 8.314 J / (mol∙K):
El valor de la constante de equilibrio K es mucho mayor que la unidad, por lo tanto, esta reacción procede en la dirección de la formación de productos de reacción y el equilibrio se desplaza hacia la derecha, mientras que la reacción es irreversible.
El criterio de ocurrencia espontánea (Δ r G° < 0 y K > 1) de la reacción de combustión del acetileno en oxígeno se cumple y es aplicable a la misma.